Înțelesul tabelului periodic. Semnificația legii periodice Semnele sistemului periodic și legea periodică

Descoperirea de către D.I. Legea periodică a lui Mendeleev este de mare importanță pentru dezvoltarea chimiei. Legea a fost baza științifică a chimiei. Autorul a reușit să sistematizeze materialul bogat, dar împrăștiat, acumulat de generații de chimiști asupra proprietăților elementelor și compușilor acestora și să clarifice multe concepte, de exemplu, conceptele de „element chimic” și „substanță simplă”. În plus, D.I. Mendeleev a prezis existența și a descris cu o acuratețe uimitoare proprietățile multor elemente necunoscute la acea vreme, de exemplu, scandiu (eca-bor), galiu (eka-aluminiu), germaniu (eca-siliciu). Într-o serie de cazuri, pe baza legii periodice, omul de știință a schimbat masele atomice ale elementelor acceptate în acel moment ( Zn, La, eu, Er, Ce, Th,U), care au fost determinate anterior pe baza unor idei eronate despre valența elementelor și compoziția compușilor acestora. În unele cazuri, Mendeleev a aranjat elementele în conformitate cu o schimbare naturală a proprietăților, sugerând o posibilă inexactitate a valorilor maselor lor atomice ( Os, Ir, Pt, Au, Te, eu, Ni, Co) iar pentru unele dintre ele, ca urmare a rafinarii ulterioare, s-au corectat masele atomice.

Legea periodică și tabelul periodic al elementelor servesc drept bază științifică pentru predicție în chimie. De la publicarea tabelului periodic, în acesta au apărut peste 40 de elemente noi. Pe baza legii periodice au fost obținute în mod artificial elemente transuraniu, inclusiv Nr. 101, numit mendeleviu.

Legea periodică a jucat un rol decisiv în elucidarea structurii complexe a atomului. Nu trebuie să uităm că legea a fost formulată de autor în 1869, i.e. cu aproape 60 de ani înainte ca teoria modernă a structurii atomice să se formeze în sfârșit. Și toate descoperirile oamenilor de știință care au urmat publicării legii și a sistemului periodic de elemente (despre ele am vorbit la începutul prezentării materialului) au servit drept confirmare a strălucitei descoperiri a marelui chimist rus, a extraordinarei sale erudiții. și intuiția.

LITERATURĂ

1. Glinka N. A. Chimie generală / N. A. Glinka. L.: Chimie, 1984. 702 p.

2. Curs de chimie generală / ed. N.V. Korovina. M.: Şcoala superioară, 1990. 446 p.

3. Akhmetov N.S. chimie generală și anorganică / N.S. Ahmetov. M.: Şcoala superioară, 1988. 639 p.

4. Pavlov N.N. Chimie anorganică / N.N. Pavlov. M.: Şcoala superioară, 1986. 336 p.

5. Ramsden E.N. Începuturile chimiei moderne / E.N. Ramsden. L.: Chimie, 1989. 784 p.

Structura atomica

Instrucțiuni

la cursul „Chimie generală”

Alcătuit de: STANKEVICH Margarita Efimovna

Efanova Vera Vasilievna

Mihailova Antonina Mihailovna

Referent E.V. Tretiachenko

Editor O.A.Panina

Semnat pentru imprimare Format 60x84 1/16

Bum. decalaj. Condiție-coace l. Academician-ed.l.

Circulaţie Comanda gratuită

Universitatea Tehnică de Stat din Saratov

410054 Saratov, str. Politehnicheskaya, 77

Tipărită la RIC SSTU, 410054 Saratov, str. Politehnicheskaya, 77

Legea periodică și sistemul periodic al elementelor chimice ale lui D. I. Mendeleev bazate pe idei despre structura atomilor. Importanța legii periodice pentru dezvoltarea științei

Bilete de chimie pentru cursul de clasa a X-a.

Biletul nr. 1

Legea periodică și sistemul periodic al elementelor chimice ale lui D. I. Mendeleev bazate pe idei despre structura atomilor. Importanța legii periodice pentru dezvoltarea științei.

În 1869, D.I. Mendeleev, pe baza unei analize a proprietăților substanțelor și compușilor simpli, a formulat Legea periodică:

Proprietățile corpurilor simple... și ale compușilor elementelor depind periodic de mărimea maselor atomice ale elementelor.

Pe baza legii periodice a fost alcătuit sistemul periodic de elemente. În ea, elementele cu proprietăți similare au fost combinate în coloane verticale - grupuri. În unele cazuri, la plasarea elementelor în Tabelul Periodic, a fost necesar să se întrerupă succesiunea maselor atomice în creștere pentru a menține periodicitatea repetarii proprietăților. De exemplu, a trebuit să „schimbăm” telurul și iodul, precum și argonul și potasiul.

Motivul este că Mendeleev a propus legea periodică într-un moment în care nu se știa nimic despre structura atomului.

După ce modelul planetar al atomului a fost propus în secolul al XX-lea, legea periodică a fost formulată după cum urmează:

Proprietățile elementelor și compușilor chimici depind periodic de sarcinile nucleelor ​​atomice.

Sarcina nucleului este egală cu numărul elementului din tabelul periodic și cu numărul de electroni din învelișul de electroni a atomului.

Această formulare explica „încălcările” Legii periodice.

În tabelul periodic, numărul perioadei este egal cu numărul de niveluri electronice din atom, numărul grupului pentru elementele subgrupurilor principale este egal cu numărul de electroni din nivelul exterior.

Motivul modificării periodice a proprietăților elementelor chimice este umplerea periodică a învelișurilor de electroni. După umplerea următoarei cochilie, începe o nouă perioadă. Schimbarea periodică a elementelor este clar vizibilă în modificările compoziției și proprietăților oxizilor.

Semnificația științifică a legii periodice. Legea periodică a făcut posibilă sistematizarea proprietăților elementelor chimice și compușilor acestora. La alcătuirea tabelului periodic, Mendeleev a prezis existența multor elemente nedescoperite, lăsând celule goale pentru ele și a prezis multe proprietăți ale elementelor nedescoperite, ceea ce a facilitat descoperirea lor.

6. ???

7. Drept periodic și sistem periodic D.I. Mendeleev Structura sistemului periodic (perioada, grupa, subgrupa). Semnificația legii periodice și a sistemului periodic.

Legea periodică a lui D.I. Mendeleev Proprietățile corpurilor simple, precum și formele și proprietățile compușilor elementelor, depind periodic de. valorile greutăților atomice ale elementelor

Tabelul periodic al elementelor. Serii de elemente în cadrul cărora proprietățile se schimbă secvențial, cum ar fi seria de opt elemente de la litiu la neon sau de la sodiu la argon, numite de Mendeleev perioade. Dacă scriem aceste două perioade una sub alta, astfel încât sodiul să fie sub litiu și argonul să fie sub neon, obținem următorul aranjament al elementelor:

Cu acest aranjament, coloanele verticale conțin elemente care sunt similare în proprietățile lor și au aceeași valență, de exemplu, litiu și sodiu, beriliu și magneziu etc.

După ce a împărțit toate elementele în perioade și a plasat o perioadă sub alta, astfel încât elementele similare ca proprietăți și tip de compuși formați să fie amplasate unul sub celălalt, Mendeleev a alcătuit un tabel pe care l-a numit sistemul periodic de elemente pe grupuri și serii.

Înțelesul tabelului periodic. Tabelul periodic al elementelor a avut o mare influență asupra dezvoltării ulterioare a chimiei. Nu numai că a fost prima clasificare naturală a elementelor chimice, arătând că acestea formează un sistem armonios și sunt în strânsă legătură între ele, dar a fost și un instrument puternic pentru cercetări ulterioare.

8. Modificări periodice ale proprietăților elementelor chimice. Raze atomice și ionice. Energie de ionizare. Afinitatea electronică. Electronegativitatea.

Dependența razelor atomice de sarcina nucleului unui atom Z este periodică. Într-o perioadă, odată cu creșterea Z, există o tendință de scădere a dimensiunii atomului, ceea ce se observă în mod deosebit în perioade scurte.

Odată cu începerea construcției unui nou strat electronic, mai îndepărtat de nucleu, adică în timpul tranziției la următoarea perioadă, razele atomice cresc (comparați, de exemplu, razele atomilor de fluor și sodiu). Ca urmare, în cadrul unui subgrup, odată cu creșterea sarcinii nucleare, dimensiunile atomilor cresc.

Pierderea atomilor de electroni duce la o scădere a dimensiunii sale efective^ iar adăugarea de electroni în exces duce la o creștere. Prin urmare, raza unui ion încărcat pozitiv (cation) este întotdeauna mai mică, iar raza unui non (anion) încărcat negativ este întotdeauna mai mare decât raza atomului neutru electric corespunzător.

În cadrul unui subgrup, razele ionilor cu aceeași sarcină cresc odată cu creșterea sarcinii nucleare.Acest model este explicat prin creșterea numărului de straturi electronice și distanța în creștere a electronilor exteriori față de nucleu.

Cea mai caracteristică proprietate chimică a metalelor este capacitatea atomilor lor de a renunța cu ușurință la electroni externi și de a se transforma în ioni încărcați pozitiv, în timp ce nemetalele, dimpotrivă, se caracterizează prin capacitatea de a adăuga electroni pentru a forma ioni negativi. Pentru a îndepărta un electron dintr-un atom și pentru a-l transforma pe acesta din urmă într-un ion pozitiv, este necesar să consumați o anumită energie, numită energie de ionizare.

Energia de ionizare poate fi determinată prin bombardarea atomilor cu electroni accelerați într-un câmp electric. Cea mai mică tensiune de câmp la care viteza electronului devine suficientă pentru a ioniza atomii se numește potențialul de ionizare al atomilor unui element dat și este exprimată în volți.

Cu cheltuirea unei energii suficiente, doi, trei sau mai mulți electroni pot fi îndepărtați dintr-un atom. Prin urmare, ei vorbesc despre primul potențial de ionizare (energia eliminării primului electron din atom) și al doilea potențial de ionizare (energia eliminării celui de-al doilea electron)

După cum sa menționat mai sus, atomii nu numai că pot dona, ci și pot câștiga electroni. Energia eliberată atunci când un electron se atașează de un atom liber se numește afinitatea electronică a atomului. Afinitatea electronilor, ca și energia de ionizare, este de obicei exprimată în electroni volți. Astfel, afinitatea electronică a atomului de hidrogen este de 0,75 eV, oxigen - 1,47 eV, fluor - 3,52 eV.

Afinitățile electronice ale atomilor de metal sunt de obicei aproape de zero sau negative; De aici rezultă că pentru atomii majorității metalelor adăugarea de electroni este nefavorabilă din punct de vedere energetic. Afinitatea electronică a atomilor nemetalici este întotdeauna pozitivă și cu cât mai mare, cu atât nemetalul este mai aproape de gazul nobil din tabelul periodic; aceasta indică o creștere a proprietăților nemetalice pe măsură ce sfârșitul perioadei se apropie.

(?)9. Legătură chimică. Tipuri și caracteristici de bază ale legăturilor chimice. Condițiile și mecanismul formării sale. Metoda legăturii de valență. Valenţă. Conceptul metodei orbitale moleculare

Când atomii interacționează, între ei poate apărea o legătură chimică, ceea ce duce la formarea unui sistem poliatomic stabil - o moleculă, un non molecular, un cristal. condiția pentru formarea unei legături chimice este o scădere a energiei potențiale a sistemului de atomi care interacționează.

Teoria structurii chimice. Baza teoriei dezvoltate de A. M. Butlerov este următoarea:

Atomii din molecule sunt legați între ei într-o anumită secvență. Schimbarea acestei secvențe duce la formarea unei noi substanțe cu proprietăți noi.

Combinația de atomi are loc în funcție de valența lor.

Proprietățile substanțelor depind nu numai de compoziția lor, ci și de „structura lor chimică”, adică de ordinea conexiunii atomilor în molecule și de natura influenței lor reciproce. Atomii care sunt conectați direct între ei se influențează cel mai puternic unul pe altul.

Ideile despre mecanismul formării legăturilor chimice, dezvoltate de Heitler și Londra folosind exemplul moleculei de hidrogen, au fost extinse la molecule mai complexe. Teoria legăturilor chimice dezvoltată pe această bază a fost numită metoda legăturii de valență (metoda BC). Metoda BC a oferit o explicație teoretică a celor mai importante proprietăți ale legăturilor covalente și a făcut posibilă înțelegerea structurii unui număr mare de molecule. Deși, așa cum vom vedea mai jos, această metodă nu s-a dovedit a fi universală și, în unele cazuri, nu este capabilă să descrie corect structura și proprietățile moleculelor, ea a jucat totuși un rol important în dezvoltarea teoriei mecanice cuantice a chimiei. legături și nu și-a pierdut importanța până astăzi. Valenta este un concept complex. Prin urmare, există mai multe definiții ale valenței, care exprimă diferite aspecte ale acestui concept. Următoarea definiție poate fi considerată cea mai generală: valența unui element este capacitatea atomilor săi de a se combina cu alți atomi în anumite rapoarte.

Inițial, valența atomului de hidrogen a fost luată ca unitate de valență. Valența altui element poate fi exprimată prin numărul de atomi de hidrogen care se adaugă la sine sau înlocuiește un atom al acestui alt element.

Știm deja că starea electrozilor dintr-un atom este descrisă de mecanica cuantică ca un set de orbitali de electroni atomici (nori de electroni atomici); Fiecare astfel de orbital este caracterizat de un anumit set de numere cuantice atomice. Metoda MO se bazează pe presupunerea că starea electronilor dintr-o moleculă poate fi descrisă și ca un set de orbitali de electroni moleculari (nori de electroni moleculari), fiecare orbital molecular (MO) corespunzător unui set specific de numere cuantice moleculare. Ca în orice alt sistem multielectron, principiul Pauli rămâne valabil în moleculă (vezi § 32), astfel încât fiecare MO poate conține nu mai mult de doi electroni, care trebuie să aibă spini direcționați opus.

Importanța legii periodice pentru dezvoltarea științei

Pe baza Legii periodice, Mendeleev a alcătuit o clasificare a elementelor chimice - sistemul periodic. Este format din 7 perioade și 8 grupe.
Legea periodică a marcat începutul etapei moderne de dezvoltare a chimiei. Odată cu descoperirea sa, a devenit posibil să se prezică elemente noi și să se descrie proprietățile lor.
Cu ajutorul Legii periodice s-au corectat masele atomice și s-au clarificat valențele unor elemente; legea reflectă interconexiunea elementelor și interdependența proprietăților acestora. Legea periodică a confirmat cele mai generale legi ale dezvoltării naturii și a deschis calea către cunoașterea structurii atomului.

Tabelul periodic al elementelor a avut o mare influență asupra dezvoltării ulterioare a chimiei.

Dmitri Ivanovici Mendeleev (1834-1907)

Nu numai că a fost prima clasificare naturală a elementelor chimice, arătând că acestea formează un sistem armonios și sunt în strânsă legătură între ele, dar a devenit și un instrument puternic pentru cercetări ulterioare.

Pe vremea când Mendeleev și-a întocmit tabelul pe baza legii periodice pe care a descoperit-o, multe elemente erau încă necunoscute. Astfel, elementul scandiu din perioada a patra a fost necunoscut. În ceea ce privește masa atomică, titanul a venit după calciu, dar titanul nu a putut fi plasat imediat după calciu, deoarece s-ar încadra în a treia grupă, în timp ce titanul formează un oxid mai mare și, în funcție de alte proprietăți, ar trebui să fie clasificat în a patra grupă. . Prin urmare, Mendeleev a sărit peste o celulă, adică a lăsat spațiu liber între calciu și titan. Pe aceeași bază, în a patra perioadă au rămas două celule libere între zinc și arsen, acum ocupate de elementele galiu și germaniu. Mai sunt locuri goale pe alte rânduri. Mendeleev nu numai că era convins că trebuie să existe elemente încă necunoscute care să umple aceste spații, dar a prezis și proprietățile acestor elemente în avans, pe baza poziției lor între alte elemente ale tabelului periodic. El i-a dat numele ekabor unuia dintre ei, care în viitor urma să ocupe un loc între calciu și titan (întrucât proprietățile sale trebuiau să semene cu borul); celelalte două, pentru care au rămas spații în tabel între zinc și arsen, au fost denumite eka-aluminiu și eca-siliciu.

În următorii 15 ani, predicțiile lui Mendeleev au fost confirmate cu brio: toate cele trei elemente așteptate au fost descoperite. Mai întâi, chimistul francez Lecoq de Boisbaudran a descoperit galiul, care are toate proprietățile eka-aluminiului; apoi, în Suedia, L. F. Nilsson a descoperit scandiul, care avea proprietățile ekaboronului, iar în cele din urmă, câțiva ani mai târziu, în Germania, K. A. Winkler a descoperit un element pe care l-a numit germaniu, care s-a dovedit a fi identic cu ekasiliconul.

Pentru a judeca uimitoarea acuratețe a previziunii lui Mendeleev, să comparăm proprietățile eca-siliciului prezise de el în 1871 cu proprietățile germaniului descoperite în 1886:

Descoperirea galiului, scandiului și germaniului a fost cel mai mare triumf al legii periodice.

Sistemul periodic a avut, de asemenea, o mare importanță în stabilirea valenței și a maselor atomice ale unor elemente. Astfel, elementul beriliu a fost mult timp considerat un analog al aluminiului și oxidului său i s-a atribuit formula. Pe baza compoziției procentuale și a formulei așteptate a oxidului de beriliu, masa sa atomică a fost considerată a fi 13,5. Tabelul periodic a arătat că în tabel există un singur loc pentru beriliu, și anume deasupra magneziului, deci oxidul său trebuie să aibă formula , care dă masa atomică a beriliului egală cu zece. Această concluzie a fost în curând confirmată de determinările masei atomice a beriliului din densitatea de vapori a clorurii sale.

Exact Și în prezent, legea periodică rămâne firul călăuzitor și principiul călăuzitor al chimiei. Pe baza sa, elementele transuraniu situate în tabelul periodic după uraniu au fost create artificial în ultimele decenii. Unul dintre ele - elementul nr. 101, obținut pentru prima dată în 1955 - a fost numit mendelevium în onoarea marelui om de știință rus.

Descoperirea legii periodice și crearea unui sistem de elemente chimice a avut o mare importanță nu numai pentru chimie, ci și pentru filozofie, pentru întreaga noastră înțelegere a lumii. Mendeleev a arătat că elementele chimice formează un sistem armonios, care se bazează pe o lege fundamentală a naturii. Aceasta este o expresie a poziției dialecticii materialiste cu privire la interconectarea și interdependența fenomenelor naturale. Dezvăluind relația dintre proprietățile elementelor chimice și masa atomilor lor, legea periodică a fost o confirmare strălucitoare a uneia dintre legile universale ale dezvoltării naturii - legea trecerii cantității în calitate.

Dezvoltarea ulterioară a științei a făcut posibilă, pe baza legii periodice, înțelegerea structurii materiei mult mai profund decât a fost posibil în timpul vieții lui Mendeleev.

Teoria structurii atomice dezvoltată în secolul al XX-lea, la rândul său, a dat legii periodice și sistemului periodic de elemente o iluminare nouă, mai profundă. Cuvintele profetice ale lui Mendeleev au fost confirmate cu brio: „Legea periodică nu este amenințată cu distrugerea, ci doar suprastructura și dezvoltarea sunt promise”.

Legea periodică și sistemul periodic al elementelor chimice în lumina teoriei structurii atomice

1 martie 1869Formularea legii periodice de către D.I. Mendeleev.

Proprietățile substanțelor simple, precum și formele și proprietățile compușilor elementelor, depind periodic de greutățile atomice ale elementelor.

La sfârşitul secolului al XIX-lea, D.I. Mendeleev a scris că, aparent, atomul este format din alte particule mai mici, iar legea periodică confirmă acest lucru.

Formularea modernă a legii periodice.

Proprietățile elementelor chimice și ale compușilor acestora sunt periodic dependente de mărimea sarcinii nucleelor ​​atomilor lor, exprimată în repetabilitate periodică a structurii învelișului electron de valență exterioară.

Legea periodică în lumina teoriei structurii atomice

Tabelul periodic în lumina teoriei structurii atomice

Concluzii:

1. Cu cât sunt mai puțini electroni la nivelul exterior și cu cât raza atomului este mai mare, cu atât electronegativitatea este mai mică și cu atât este mai ușor să renunți la electronii exteriori, prin urmare, cu atât proprietățile metalice sunt mai pronunțate.

Cu cât sunt mai mulți electroni la nivelul exterior și cu cât raza atomului este mai mică, cu atât electronegativitatea este mai mare și cu atât este mai ușor să accepti electroni, prin urmare, cu atât proprietățile nemetalice sunt mai puternice.

2. Metalele se caracterizează prin cedarea de electroni, în timp ce nemetalele se caracterizează prin primirea de electroni.

Poziția specială a hidrogenului în tabelul periodic

Hidrogenul din tabelul periodic ocupă două celule (în una dintre ele este cuprins între paranteze) - în grupul 1 și în grupul 7.

Hidrogenul se află în primul grup deoarece, ca și elementele primului grup, are un electron la nivelul exterior.

Hidrogenul se află în grupa a șaptea deoarece, ca și elementele grupei a șaptea, înainte de finalizarea energiei

SENSUL LEGII PERIODICE

Tabelul periodic al elementelor a devenit una dintre cele mai valoroase generalizări din chimie. Este ca un rezumat al chimiei tuturor elementelor, un grafic din care puteți citi proprietățile elementelor și compușii lor. Sistemul a făcut posibilă clarificarea poziției, a maselor atomice și a valorilor de valență ale unor elemente. Pe baza tabelului, a fost posibil să se prezică existența și proprietățile elementelor încă nedescoperite. Mendeleev a formulat legea periodică și a propus reprezentarea grafică a acesteia, dar în acel moment era imposibil să se determine natura periodicității. Sensul legii periodice a fost dezvăluit mai târziu, în legătură cu descoperirile asupra structurii atomului.

1. În ce an a fost descoperită legea periodică?

2. Ce a luat Mendeleev ca bază pentru sistematizarea elementelor?

3. Ce spune legea descoperită de Mendeleev?

4. Care este diferența cu formularea modernă?

5. Ce se numește orbital atomic?

6. Cum se schimbă proprietățile de-a lungul perioadelor?

7. Cum sunt împărțite perioadele?

8. Cum se numește un grup?

9. Cum sunt împărțite grupurile?

10. Ce tipuri de electroni cunoașteți?

11. Cum se umple nivelurile de energie?

Curs nr. 4: Valența și starea de oxidare. Frecvența schimbărilor de proprietate.

Originea conceptului de valență. Valența elementelor chimice este una dintre cele mai importante proprietăți ale acestora. Conceptul de valență a fost introdus în știință de E. Frankland în 1852. La început, conceptul a fost exclusiv de natură stoichiometrică și a izvorât din legea echivalentelor. Semnificația conceptului de valență rezultă dintr-o comparație a valorilor masei atomice și echivalentul elementelor chimice.

Odată cu stabilirea conceptelor atomo-moleculare, conceptul de valență a căpătat un anumit sens structural și teoretic. Valența a început să fie înțeleasă ca capacitatea unui atom al unui element dat de a se atașa la sine un anumit număr de atomi ai altui element chimic. Capacitatea corespunzătoare a atomului de hidrogen a fost luată ca unitate de valență, deoarece raportul dintre masa atomică a hidrogenului și echivalentul său este egal cu unitatea. Astfel, valența unui element chimic a fost definită ca fiind capacitatea atomului său de a atașa un anumit număr de atomi de hidrogen. Dacă un element dat nu a format compuși cu hidrogen, valența sa a fost determinată ca fiind capacitatea atomului său de a înlocui un anumit număr de atomi de hidrogen în compușii săi.

Această idee de valență a fost confirmată pentru cei mai simpli compuși.

Pe baza ideii de valență a elementelor, a apărut ideea de valență a unor grupuri întregi. Deci, de exemplu, grupării OH, deoarece a adăugat un atom de hidrogen sau a înlocuit un atom de hidrogen în ceilalți compuși ai săi, i s-a atribuit o valență de unul. Cu toate acestea, ideea de valență și-a pierdut lipsa de ambiguitate atunci când a fost vorba de compuși mai complexi. Deci, de exemplu, în peroxidul de hidrogen H 2 O 2 valența oxigenului ar trebui recunoscută ca fiind egală cu unu, deoarece în acest compus există un atom de hidrogen pentru fiecare atom de oxigen. Cu toate acestea, se știe că fiecare atom de oxigen din H2O2 este conectat la un atom de hidrogen și o grupare OH monovalentă, adică oxigenul este bivalent. În mod similar, valența carbonului în etan C 2 H 6 ar trebui recunoscută ca fiind egală cu trei, deoarece în acest compus există trei atomi de hidrogen pentru fiecare atom de carbon, dar deoarece fiecare atom de carbon este conectat la trei atomi de hidrogen și o grupare monovalentă CH 3, carbonul de valență în C2H6 este egal cu patru.

Trebuie remarcat faptul că atunci când se formează idei despre valența elementelor individuale, aceste circumstanțe complicate nu au fost luate în considerare și a fost luată în considerare doar compoziția celor mai simpli compuși. Dar chiar și în același timp, s-a dovedit că pentru multe elemente valența în diferiți compuși nu este aceeași. Acest lucru a fost vizibil în special pentru compușii unor elemente cu hidrogen și oxigen, în care au apărut valențe diferite. Astfel, în combinație cu hidrogenul, valența sulfului s-a dovedit a fi egală cu doi, iar cu oxigenul - șase. Prin urmare, au început să facă distincția între valența pentru hidrogen și valența pentru oxigen.

Ulterior, în legătură cu ideea că în compuși unii atomi sunt polarizați pozitiv și alții negativ, conceptul de valență în compușii de oxigen și hidrogen a fost înlocuit cu conceptul de valență pozitivă și negativă.

Valori de valență diferite pentru aceleași elemente s-au manifestat și în compușii lor diferiți cu oxigen. Cu alte cuvinte, aceleași elemente au putut prezenta valențe pozitive diferite. Așa a apărut ideea de valență pozitivă variabilă a unor elemente. În ceea ce privește valența negativă a elementelor nemetalice, aceasta, de regulă, s-a dovedit a fi constantă pentru aceleași elemente.

Majoritatea elementelor au prezentat valență pozitivă variabilă. Cu toate acestea, fiecare dintre aceste elemente a fost caracterizat de valența sa maximă. Această valență maximă se numește caracteristică.

Mai târziu, în legătură cu apariția și dezvoltarea teoriei electronice a structurii atomice și a legăturilor chimice, valența a început să fie asociată cu numărul de electroni care trec de la un atom la altul sau cu numărul de legături chimice care apar între atomi din procesul de formare a unui compus chimic.

Electrovalență și covalență. Valența pozitivă sau negativă a unui element este cel mai ușor de determinat dacă două elemente au format un compus ionic: elementul al cărui atom a devenit un ion încărcat pozitiv a fost considerat a avea o valență pozitivă, iar elementul al cărui atom a devenit un ion încărcat negativ a avut o valență negativă. valenţă. Valoarea numerică a valenței a fost considerată egală cu mărimea sarcinii ionice. Deoarece ionii din compuși se formează prin donarea și achiziționarea de electroni de către atomi, cantitatea de sarcină a ionilor este determinată de numărul de electroni cedați (pozitivi) și adăugați (negativi) de către atomi. În conformitate cu aceasta, valența pozitivă a unui element a fost măsurată prin numărul de electroni donați de atomul său, iar valența negativă - prin numărul de electroni atașați de un anumit atom. Astfel, deoarece valența a fost măsurată prin mărimea sarcinii electrice a atomilor, a primit denumirea de electrovalență. Se mai numește și valență ionică.

Printre compușii chimici se numără cei în ale căror molecule atomii nu sunt polarizați. Evident, pentru ei conceptul de electrovalență pozitivă și negativă nu este aplicabil. Dacă molecula este compusă din atomi ai unui element (substanțe elementare), conceptul obișnuit de valență stoechiometrică își pierde sensul. Cu toate acestea, pentru a evalua capacitatea atomilor de a atașa un anumit număr de alți atomi, au început să folosească numărul de legături chimice care apar între un anumit atom și alți atomi în timpul formării unui compus chimic. Deoarece aceste legături chimice, care sunt perechi de electroni care aparțin simultan ambilor atomi legați, sunt numite covalente, capacitatea unui atom de a forma un anumit număr de legături chimice cu alți atomi se numește covalență. Pentru a stabili covalența, se folosesc formule structurale în care legăturile chimice sunt reprezentate prin liniuțe.

Starea de oxidare și numărul de oxidare.În reacțiile de formare a compușilor ionici, tranziția electronilor de la un atom sau ioni care reacționează la alții este însoțită de o modificare corespunzătoare a valorii sau semnului electrovalenței lor. Atunci când se formează compuși de natură covalentă, o astfel de schimbare a stării electrovalente a atomilor nu are loc de fapt, ci are loc doar o redistribuire a legăturilor electronice, iar valența substanțelor inițiale care reacţionează nu se modifică. În prezent, pentru a caracteriza starea unui element în conexiuni, a fost introdus un concept condiționat stări de oxidare. Expresia numerică a stării de oxidare se numește numărul de oxidare.

Numerele de oxidare ale atomilor pot avea valori pozitive, zero și negative. Un număr de oxidare pozitiv este determinat de numărul de electroni extrași de la un atom dat, iar un număr de oxidare negativ este determinat de numărul de electroni atrași de un atom dat. Numărul de oxidare poate fi atribuit fiecărui atom din orice substanță, pentru care trebuie să vă ghidați după următoarele reguli simple:

1. Numerele de oxidare ale atomilor din orice substanță elementară sunt zero.

2. Numerele de oxidare ale ionilor elementari din substanțele de natură ionică sunt egale cu valorile sarcinilor electrice ale acestor ioni.

3. Numerele de oxidare ale atomilor din compușii de natură covalentă sunt determinate de calculul convențional că fiecare electron extras dintr-un atom îi conferă o sarcină egală cu +1, iar fiecare electron atras îi conferă o sarcină egală cu –1.

4. Suma algebrică a numerelor de oxidare ale tuturor atomilor oricărui compus este zero.

5. Atomul de fluor din toți compușii săi cu alte elemente are un număr de oxidare de –1.

Determinarea stării de oxidare este asociată cu conceptul de electronegativitate a elementelor. Folosind acest concept, se formulează o altă regulă.

6. La compuși, numărul de oxidare este negativ pentru atomii elementelor cu electronegativitate mai mare și pozitiv pentru atomii elementelor cu electronegativitate mai mică.

Conceptul de stare de oxidare a înlocuit astfel conceptul de electrovalență. În acest sens, pare inadecvat să folosim conceptul de covalență. Pentru a caracteriza elementele, este mai bine să folosim conceptul de valență, definindu-l prin numărul de electroni folosiți de un anumit atom pentru a forma perechi de electroni, indiferent dacă aceștia sunt atrași de un anumit atom sau, dimpotrivă, retrași din acesta. Apoi valența va fi exprimată ca un număr nesemnat. Spre deosebire de valență, starea de oxidare este determinată de numărul de electroni extrași dintr-un atom dat (pozitiv) sau atrași de acesta (negativ). În multe cazuri, valorile aritmetice ale valenței și ale stării de oxidare coincid - acest lucru este destul de natural. În unele cazuri, valorile numerice ale valenței și ale stării de oxidare diferă unele de altele. De exemplu, în moleculele de halogeni liberi valența ambilor atomi este egală cu unu, iar starea de oxidare este zero. În moleculele de oxigen și peroxid de hidrogen, valența ambilor atomi de oxigen este de două, iar starea lor de oxidare în molecula de oxigen este zero, iar în molecula de peroxid de hidrogen este minus unu. În moleculele de azot și hidrazină - N 4 H 2 - valența ambilor atomi de azot este de trei, iar starea de oxidare în molecula de azot elementar este zero, iar în molecula de hidrazină este minus doi.

Este evident că valența caracterizează atomii care sunt doar o parte din orice compus, chiar și unul homonuclear, adică format din atomi ai unui element; Nu are sens să vorbim despre valența atomilor individuali. Gradul de oxidare caracterizează starea atomilor atât incluși într-un compus cât și existenți separat.

Întrebări pentru consolidarea subiectului:

1. Cine a introdus conceptul de „valență”?

2. Cum se numește valența?

3. Care este diferența dintre valență și starea de oxidare?

4. Care este valența?

5. Cum se determină starea de oxidare?

6. Valența și starea de oxidare a unui element sunt întotdeauna egale?

7. Prin ce element se determină valența unui element?

8. Ce caracterizează valența unui element și care este starea de oxidare?

9. Valenta unui element poate fi negativa?

Cursul nr. 5: Viteza unei reacții chimice.

Reacțiile chimice pot varia semnificativ în timpul lor pentru a avea loc. Un amestec de hidrogen și oxigen la temperatura camerei poate rămâne practic neschimbat pentru o lungă perioadă de timp, dar dacă este lovit sau aprins, va avea loc o explozie. Placa de fier ruginește încet, iar o bucată de fosfor alb se aprinde spontan în aer. Este important să știm cât de repede apare o anumită reacție pentru a putea controla progresul acesteia.

Semnificația științifică a legii periodice. Viața și opera lui D.I. Mendeleev

Descoperirea legii periodice și crearea Tabelului periodic al elementelor chimice este cea mai mare realizare a științei secolului al XIX-lea. Confirmarea experimentală a maselor atomice relative modificate de D. I. Mendeleev, descoperirea elementelor cu proprietățile avute în vedere de acesta și localizarea gazelor inerte deschise în tabelul periodic au condus la recunoașterea universală a legii periodice.

Descoperirea legii periodice a condus la dezvoltarea rapidă în continuare a chimiei: în următorii treizeci de ani, au fost descoperite 20 de noi elemente chimice. Legea periodică a contribuit la dezvoltarea în continuare a lucrărilor privind studiul structurii atomului, în urma cărora s-a stabilit relația dintre structura atomului și schimbarea periodică a proprietăților lor. Pe baza legii periodice, oamenii de știință au reușit să extragă substanțe cu proprietăți date și să sintetizeze noi elemente chimice. Legea periodică a permis oamenilor de știință să construiască ipoteze despre evoluția elementelor chimice din Univers.

Legea periodică a lui D.I. Mendeleev are o semnificație științifică generală și este o lege fundamentală a naturii.

Dmitri Ivanovici Mendeleev s-a născut în 1834 la Tobolsk. După ce a absolvit gimnaziul din Tobolsk, a studiat la Institutul Pedagogic din Sankt Petersburg, de la care a absolvit cu medalie de aur. Ca student, D.I. Mendeleev a început să se angajeze în cercetarea științifică. După studii, a petrecut doi ani în străinătate în laboratorul celebrului chimist Robert Bunsen. În 1863, a fost ales profesor, mai întâi la Institutul de Tehnologie din Sankt Petersburg, iar ulterior la Universitatea din Sankt Petersburg.

Mendeleev a efectuat cercetări în domeniul naturii chimice a soluțiilor, al stării gazelor și al căldurii de ardere a combustibilului. A fost interesat de diverse probleme ale agriculturii, minerit, metalurgie, a lucrat la problema gazificării subterane a combustibilului și a studiat ingineria petrolului. Cel mai semnificativ rezultat al activității creative, care a adus lui D. I. Mendeleev faima mondială, a fost descoperirea în 1869 a Legii periodice și a Tabelului periodic al elementelor chimice. A scris aproximativ 500 de articole despre chimie, fizică, tehnologie, economie și geodezie. A organizat și a fost directorul primei Camere de Greutăți și Măsuri a Rusiei și a încheiat începutul metrologiei moderne. A inventat ecuația generală de stare a unui gaz ideal, a generalizat ecuația Clapeyron (ecuația Clapeyron-Mendeleev).

Mendeleev a trăit până la 73 de ani. Pentru realizările sale, a fost ales membru al a 90 de academii străine de științe și doctorate onorifice ale multor universități. Cel de-al 101-lea element chimic (Mendelevium) este numit în onoarea sa.