Kuptimi i tabelës periodike. Kuptimi i ligjit periodik Shenjat e sistemit periodik dhe ligjit periodik

Zbulimi nga D.I. Ligji periodik i Mendelejevit ka një rëndësi të madhe për zhvillimin e kimisë. Ligji ishte baza shkencore e kimisë. Autori arriti të sistemojë materialin e pasur, por të shpërndarë të grumbulluar nga brezat e kimistëve mbi vetitë e elementeve dhe përbërjeve të tyre, dhe të sqarojë shumë koncepte, për shembull, konceptet e "elementit kimik" dhe "substancës së thjeshtë". Përveç kësaj, D.I. Mendeleev parashikoi ekzistencën dhe përshkroi me saktësi të mahnitshme vetitë e shumë elementëve të panjohur në atë kohë, për shembull, skandium (eca-boron), galium (eka-aluminium), germanium (eca-silicon). Në një numër rastesh, bazuar në ligjin periodik, shkencëtari ndryshoi masat atomike të elementeve të pranuara në atë kohë ( Zn, La, I, Er, Ce, Th,U), të cilat u përcaktuan më parë në bazë të ideve të gabuara për valencën e elementeve dhe përbërjen e përbërjeve të tyre. Në disa raste, Mendeleev i renditi elementet në përputhje me një ndryshim natyror të vetive, duke sugjeruar një pasaktësi të mundshme në vlerat e masave të tyre atomike ( Os, Ir, Pt, Au, Te, I, Ni, Co) dhe për disa prej tyre, si rezultat i përsosjes së mëvonshme, masat atomike u korrigjuan.

Ligji periodik dhe tabela periodike e elementeve shërbejnë si bazë shkencore për parashikimin në kimi. Që nga publikimi i tabelës periodike, në të janë shfaqur më shumë se 40 elementë të rinj. Bazuar në ligjin periodik, u përftuan artificialisht elementët e transuraniumit, duke përfshirë numrin 101, të quajtur mendelevium.

Ligji periodik luajti një rol vendimtar në sqarimin e strukturës komplekse të atomit. Nuk duhet harruar se ligji është formuluar nga autori në vitin 1869, d.m.th. pothuajse 60 vjet përpara se të formohej përfundimisht teoria moderne e strukturës atomike. Dhe të gjitha zbulimet e shkencëtarëve që ndoqën publikimin e ligjit dhe sistemin periodik të elementeve (për to folëm në fillim të prezantimit të materialit) shërbyen si konfirmim i zbulimit të shkëlqyer të kimistit të madh rus, erudicionit të tij të jashtëzakonshëm. dhe intuitës.

LITERATURA

1. Glinka N. A. Kimi e përgjithshme / N. A. Glinka. L.: Kimi, 1984. 702 f.

2. Lëndë e kimisë së përgjithshme / red. N.V. Korovina. M.: Shkolla e lartë, 1990. 446 f.

3. Akhmetov N.S. kimia e përgjithshme dhe inorganike / N.S. Akhmetov. M.: Shkolla e lartë, 1988. 639 f.

4. Pavlov N.N. Kimia inorganike / N.N. Pavlov. M.: Shkolla e lartë, 1986. 336 f.

5. Ramsden E.N. Fillimet e kimisë moderne / E.N. Ramsden. L.: Kimi, 1989. 784 f.

Struktura atomike

Udhëzimet

në lëndën "Kimi e Përgjithshme"

Përpiluar nga: STANKEVICH Margarita Efimovna

Efanova Vera Vasilievna

Mikhailova Antonina Mikhailovna

Rishikuesi E.V. Tretyachenko

Redaktor O.A.Panina

Nënshkruar për printim Formati 60x84 1/16

Bum. kompensuar. Kushti-pjek l. Akademik-ed.l.

Qarkullimi Porosit falas

Universiteti Teknik Shtetëror i Saratovit

410054 Saratov, rr. Politekhnicheskaya, 77

Shtypur në RIC SSTU, 410054 Saratov, rr. Politekhnicheskaya, 77

Ligji periodik dhe sistemi periodik i elementeve kimike të D. I. Mendeleev bazuar në idetë për strukturën e atomeve. Rëndësia e ligjit periodik për zhvillimin e shkencës

Biletat e kimisë për kursin e klasës së 10-të.

Bileta nr. 1

Ligji periodik dhe sistemi periodik i elementeve kimike të D. I. Mendeleev bazuar në idetë për strukturën e atomeve. Rëndësia e ligjit periodik për zhvillimin e shkencës.

Në 1869, D.I. Mendeleev, bazuar në një analizë të vetive të substancave dhe komponimeve të thjeshta, formuloi Ligjin Periodik:

Vetitë e trupave të thjeshtë... dhe komponimet e elementeve varen periodikisht nga madhësia e masave atomike të elementeve.

Në bazë të ligjit periodik u përpilua sistemi periodik i elementeve. Në të, elementët me veti të ngjashme u kombinuan në kolona vertikale - grupe. Në disa raste, gjatë vendosjes së elementeve në Tabelën Periodike, ishte e nevojshme të prishej sekuenca e rritjes së masave atomike për të ruajtur periodicitetin e përsëritjes së vetive. Për shembull, ne duhej të "ndërronim" telurin dhe jodin, si dhe argonin dhe kaliumin.

Arsyeja është se Mendelejevi propozoi ligjin periodik në një kohë kur asgjë nuk dihej për strukturën e atomit.

Pasi u propozua modeli planetar i atomit në shekullin e 20-të, ligji periodik u formulua si më poshtë:

Vetitë e elementeve dhe komponimeve kimike varen periodikisht nga ngarkesat e bërthamave atomike.

Ngarkesa e bërthamës është e barabartë me numrin e elementit në tabelën periodike dhe numrin e elektroneve në shtresën elektronike të atomit.

Ky formulim shpjegonte “shkeljet” e Ligjit Periodik.

Në tabelën periodike, numri i periudhës është i barabartë me numrin e niveleve elektronike në atom, numri i grupit për elementët e nëngrupeve kryesore është i barabartë me numrin e elektroneve në nivelin e jashtëm.

Arsyeja e ndryshimit periodik në vetitë e elementeve kimike është mbushja periodike e predhave elektronike. Pas mbushjes së guaskës tjetër, fillon një periudhë e re. Ndryshimi periodik i elementeve është qartë i dukshëm në ndryshimet në përbërjen dhe vetitë e oksideve.

Rëndësia shkencore e ligjit periodik. Ligji periodik bëri të mundur sistemimin e vetive të elementeve kimike dhe përbërjeve të tyre. Gjatë përpilimit të tabelës periodike, Mendelejevi parashikoi ekzistencën e shumë elementeve të pazbuluar, duke lënë qeliza boshe për ta dhe parashikoi shumë veti të elementeve të pazbuluar, të cilat lehtësuan zbulimin e tyre.

6. ???

7. Ligji periodik dhe sistemi periodik D.I. Mendelejevi Struktura e sistemit periodik (periudha, grupi, nëngrupi). Kuptimi i ligjit periodik dhe i sistemit periodik.

Ligji periodik i D.I. Mendeleev Vetitë e trupave të thjeshtë, si dhe format dhe vetitë e përbërjeve të elementeve, varen periodikisht nga. vlerat e peshave atomike të elementeve

Tabela periodike e elementeve. Seritë e elementeve brenda të cilave vetitë ndryshojnë në mënyrë sekuenciale, siç është seria prej tetë elementësh nga litiumi në neoni ose nga natriumi në argon, Mendeleev i quajti periudha. Nëse i shkruajmë këto dy periudha njëra poshtë tjetrës në mënyrë që natriumi të jetë nën litium dhe argoni nën neon, marrim renditjen e mëposhtme të elementeve:

Me këtë rregullim, kolonat vertikale përmbajnë elementë që janë të ngjashëm në vetitë e tyre dhe kanë të njëjtën valencë, për shembull, litium dhe natrium, berilium dhe magnez, etj.

Pasi i ndau të gjithë elementët në periudha dhe vendosi një periudhë nën një tjetër në mënyrë që elementë të ngjashëm në vetitë dhe llojin e përbërjeve të formuara të ndodheshin nën njëri-tjetrin, Mendeleev përpiloi një tabelë që ai e quajti sistemin periodik të elementeve sipas grupeve dhe serive.

Kuptimi i tabelës periodike. Tabela periodike e elementeve pati një ndikim të madh në zhvillimin e mëvonshëm të kimisë. Jo vetëm që ishte klasifikimi i parë natyror i elementeve kimike, duke treguar se ato formojnë një sistem harmonik dhe janë në lidhje të ngushtë me njëri-tjetrin, por ishte gjithashtu një mjet i fuqishëm për kërkime të mëtejshme.

8. Ndryshimet periodike në vetitë e elementeve kimike. Rrezet atomike dhe jonike. Energjia e jonizimit. Afiniteti i elektroneve. Elektronegativiteti.

Varësia e rrezeve atomike nga ngarkesa e bërthamës së një atomi Z është periodike. Brenda një periudhe, me rritjen e Z, ka një tendencë që madhësia e atomit të zvogëlohet, gjë që vërehet veçanërisht qartë në periudha të shkurtra.

Me fillimin e ndërtimit të një shtrese të re elektronike, më të largët nga bërthama, d.m.th., gjatë kalimit në periudhën tjetër, rrezet atomike rriten (krahasoni, për shembull, rrezet e atomeve të fluorit dhe natriumit). Si rezultat, brenda një nëngrupi, me rritjen e ngarkesës bërthamore, madhësitë e atomeve rriten.

Humbja e atomeve të elektroneve çon në një ulje të madhësisë së tij efektive^ dhe shtimi i elektroneve të tepërta çon në një rritje. Prandaj, rrezja e një joni (kation) të ngarkuar pozitivisht është gjithmonë më i vogël, dhe rrezja e një jo (anioni) të ngarkuar negativisht është gjithmonë më e madhe se rrezja e atomit përkatës elektrikisht neutral.

Brenda një nëngrupi, rrezet e joneve me të njëjtën ngarkesë rriten me rritjen e ngarkesës bërthamore.Ky model shpjegohet me rritjen e numrit të shtresave elektronike dhe distancën në rritje të elektroneve të jashtme nga bërthama.

Vetia kimike më karakteristike e metaleve është aftësia e atomeve të tyre që lehtësisht të heqin dorë nga elektronet e jashtme dhe të shndërrohen në jone të ngarkuar pozitivisht, ndërsa jometalet, përkundrazi, karakterizohen nga aftësia për të shtuar elektrone për të formuar jone negative. Për të hequr një elektron nga një atom dhe për ta shndërruar këtë të fundit në një jon pozitiv, është e nevojshme të shpenzohet një pjesë e energjisë, e quajtur energji jonizimi.

Energjia e jonizimit mund të përcaktohet duke bombarduar atomet me elektrone të përshpejtuara në një fushë elektrike. Tensioni më i ulët i fushës në të cilin shpejtësia e elektronit bëhet e mjaftueshme për të jonizuar atomet quhet potencial jonizues i atomeve të një elementi të caktuar dhe shprehet në volt.

Me shpenzimin e energjisë së mjaftueshme, dy, tre ose më shumë elektrone mund të hiqen nga një atom. Prandaj, ata flasin për potencialin e parë të jonizimit (energjinë e largimit të elektronit të parë nga atomi) dhe potencialin e dytë të jonizimit (energjinë e largimit të elektronit të dytë)

Siç u përmend më lart, atomet jo vetëm që mund të dhurojnë, por edhe të fitojnë elektrone. Energjia e çliruar kur një elektron bashkohet me një atom të lirë quhet afiniteti i elektroneve të atomit. Afiniteti i elektroneve, si energjia e jonizimit, zakonisht shprehet në elektron volt. Kështu, afiniteti elektronik i atomit të hidrogjenit është 0,75 eV, oksigjeni - 1,47 eV, fluori - 3,52 eV.

Afinitetet e elektroneve të atomeve të metaleve janë zakonisht afër zeros ose negative; Nga kjo rrjedh se për atomet e shumicës së metaleve shtimi i elektroneve është energjikisht i pafavorshëm. Afiniteti elektronik i atomeve jometale është gjithmonë pozitiv dhe sa më i madh, aq më afër jometali ndodhet me gazin fisnik në tabelën periodike; kjo tregon një rritje të vetive jometalike me afrimin e fundit të periudhës.

(?) 9. Lidhja kimike. Llojet dhe karakteristikat themelore të lidhjeve kimike. Kushtet dhe mekanizmi i formimit të tij. Metoda e lidhjes së valencës. Valence. Koncepti i metodës orbitale molekulare

Kur atomet ndërveprojnë, mund të lindë një lidhje kimike midis tyre, duke çuar në formimin e një sistemi të qëndrueshëm poliatomik - një molekulë, një jo molekulare, një kristal. kushti për formimin e një lidhjeje kimike është një ulje e energjisë potenciale të sistemit të atomeve që ndërveprojnë.

Teoria e strukturës kimike. Baza e teorisë së zhvilluar nga A. M. Butlerov është si më poshtë:

Atomet në molekula janë të lidhura me njëri-tjetrin në një sekuencë të caktuar. Ndryshimi i kësaj sekuence çon në formimin e një substance të re me veti të reja.

Kombinimi i atomeve ndodh në përputhje me valencën e tyre.

Vetitë e substancave varen jo vetëm nga përbërja e tyre, por edhe nga "struktura kimike" e tyre, domethënë nga rendi i lidhjes së atomeve në molekula dhe natyra e ndikimit të tyre të ndërsjellë. Atomet që janë të lidhur drejtpërdrejt me njëri-tjetrin ndikojnë më fort në njëri-tjetrin.

Idetë rreth mekanizmit të formimit të lidhjeve kimike, të zhvilluara nga Heitler dhe Londra duke përdorur shembullin e molekulës së hidrogjenit, u shtrinë në molekula më komplekse. Teoria e lidhjeve kimike e zhvilluar mbi këtë bazë u quajt metoda e lidhjes valente (metoda BC). Metoda BC dha një shpjegim teorik të vetive më të rëndësishme të lidhjeve kovalente dhe bëri të mundur kuptimin e strukturës së një numri të madh molekulash. Megjithëse, siç do të shohim më poshtë, kjo metodë nuk doli të jetë universale dhe në disa raste nuk është në gjendje të përshkruajë saktë strukturën dhe vetitë e molekulave, ajo përsëri luajti një rol të madh në zhvillimin e teorisë mekanike kuantike të kimikateve. lidhje dhe nuk e ka humbur rëndësinë e saj deri më sot. Valenca është një koncept kompleks. Prandaj, ekzistojnë disa përkufizime të valencës, duke shprehur aspekte të ndryshme të këtij koncepti. Përkufizimi i mëposhtëm mund të konsiderohet më i përgjithshëm: valenca e një elementi është aftësia e atomeve të tij për t'u kombinuar me atome të tjera në raporte të caktuara.

Fillimisht, valenca e atomit të hidrogjenit u mor si njësi e valencës. Valenca e një elementi tjetër mund të shprehet me numrin e atomeve të hidrogjenit që i shtohet vetes ose zëvendëson një atom të këtij elementi tjetër.

Ne tashmë e dimë se gjendja e elektrodave në një atom përshkruhet nga mekanika kuantike si një grup orbitalesh atomike të elektroneve (retë atomike elektronike); Çdo orbital i tillë karakterizohet nga një grup i caktuar numrash kuantikë atomikë. Metoda MO bazohet në supozimin se gjendja e elektroneve në një molekulë mund të përshkruhet gjithashtu si një grup orbitalesh elektronike molekulare (retë elektronike molekulare), ku secila orbitale molekulare (MO) korrespondon me një grup specifik të numrave kuantikë molekularë. Si në çdo sistem tjetër multielektronik, parimi Pauli mbetet i vlefshëm në molekulë (shih § 32), kështu që çdo MO mund të përmbajë jo më shumë se dy elektrone, të cilat duhet të kenë rrotullime të drejtuara në të kundërt.

Rëndësia e ligjit periodik për zhvillimin e shkencës

Bazuar në Ligjin Periodik, Mendeleev përpiloi një klasifikim të elementeve kimike - sistemin periodik. Ai përbëhet nga 7 periudha dhe 8 grupe.
Ligji periodik shënoi fillimin e fazës moderne të zhvillimit të kimisë. Me zbulimin e tij, u bë i mundur parashikimi i elementeve të rinj dhe përshkrimi i vetive të tyre.
Me ndihmën e Ligjit Periodik u korrigjuan masat atomike dhe u qartësuan valencat e disa elementeve; ligji pasqyron ndërlidhjen e elementeve dhe ndërvarësinë e vetive të tyre. Ligji periodik konfirmoi ligjet më të përgjithshme të zhvillimit të natyrës dhe hapi rrugën për njohjen e strukturës së atomit.

Tabela periodike e elementeve pati një ndikim të madh në zhvillimin e mëvonshëm të kimisë.

Dmitry Ivanovich Mendeleev (1834-1907)

Jo vetëm që ishte klasifikimi i parë natyror i elementeve kimike, duke treguar se ato formojnë një sistem harmonik dhe janë në lidhje të ngushtë me njëri-tjetrin, por gjithashtu u bë një mjet i fuqishëm për kërkime të mëtejshme.

Në kohën kur Mendelejevi përpiloi tabelën e tij bazuar në ligjin periodik që zbuloi, shumë elementë ishin ende të panjohur. Kështu, elementi skandi i periudhës së katërt ishte i panjohur. Për sa i përket masës atomike, titani vinte pas kalciumit, por titani nuk mund të vendosej menjëherë pas kalciumit, pasi do të hynte në grupin e tretë, ndërsa titani formon një oksid më të lartë dhe sipas vetive të tjera duhet klasifikuar në grupin e katërt. . Prandaj, Mendeleev kapërceu një qelizë, domethënë, ai la hapësirë ​​të lirë midis kalciumit dhe titanit. Në të njëjtën bazë, në periudhën e katërt, dy qeliza të lira mbetën midis zinkut dhe arsenikut, të pushtuara tani nga elementët galium dhe germanium. Në radhët e tjera ka ende vende bosh. Mendelejevi jo vetëm që ishte i bindur se duhet të kishte elementë ende të panjohur që do të mbushnin këto hapësira, por ai parashikoi paraprakisht vetitë e elementeve të tillë bazuar në pozicionin e tyre midis elementeve të tjerë të tabelës periodike. Njërit prej tyre i vuri emrin ekabor, i cili në të ardhmen do të zinte një vend midis kalciumit dhe titanit (pasi vetitë e tij supozohej se i ngjanin borit); dy të tjerat, për të cilat kishte mbetur hapësira në tabelë midis zinkut dhe arsenikut, u emëruan eka-alumin dhe eca-silicon.

Gjatë 15 viteve të ardhshme, parashikimet e Mendelejevit u konfirmuan shkëlqyeshëm: të tre elementët e pritur u zbuluan. Së pari, kimisti francez Lecoq de Boisbaudran zbuloi galiumin, i cili ka të gjitha vetitë e eka-aluminit; më pas, në Suedi, L. F. Nilsson zbuloi skandiumin, i cili kishte vetitë e ekaboronit dhe më në fund, disa vite më vonë në Gjermani, K. A. Winkler zbuloi një element që ai e quajti germanium, i cili doli të ishte identik me ekasilikon.

Për të gjykuar saktësinë e mahnitshme të largpamësisë së Mendelejevit, le të krahasojmë vetitë e eka-silikonit të parashikuara prej tij në 1871 me vetitë e germaniumit të zbuluara në 1886:

Zbulimi i galiumit, skandiumit dhe germaniumit ishte triumfi më i madh i ligjit periodik.

Sistemi periodik kishte gjithashtu një rëndësi të madhe në përcaktimin e valencës dhe masave atomike të disa elementeve. Kështu, elementi berilium është konsideruar prej kohësh një analog i aluminit dhe oksidit të tij i është caktuar formula. Bazuar në përbërjen në përqindje dhe formulën e pritshme të oksidit të beriliumit, masa atomike e tij u konsiderua të ishte 13.5. Tabela periodike ka treguar se ka vetëm një vend për beriliumin në tabelë, domethënë mbi magnez, kështu që oksidi i tij duhet të ketë formulën , e cila jep masën atomike të beriliumit të barabartë me dhjetë. Ky përfundim u konfirmua shpejt nga përcaktimet e masës atomike të beriliumit nga dendësia e avullit të klorurit të tij.

Pikërisht Dhe aktualisht, ligji periodik mbetet filli drejtues dhe parimi drejtues i kimisë. Në bazë të tij, elementët e transuraniumit të vendosur në tabelën periodike pas uraniumit u krijuan artificialisht në dekadat e fundit. Njëri prej tyre - elementi nr. 101, i marrë për herë të parë në 1955 - u emërua Mendelevium për nder të shkencëtarit të madh rus.

Zbulimi i ligjit periodik dhe krijimi i një sistemi elementesh kimike kishte një rëndësi të madhe jo vetëm për kiminë, por edhe për filozofinë, për të gjithë kuptimin tonë të botës. Mendeleev tregoi se elementët kimikë formojnë një sistem harmonik, i cili bazohet në një ligj themelor të natyrës. Kjo është një shprehje e qëndrimit të dialektikës materialiste për ndërlidhjen dhe ndërvarësinë e dukurive natyrore. Duke zbuluar marrëdhënien midis vetive të elementeve kimike dhe masës së atomeve të tyre, ligji periodik ishte një konfirmim i shkëlqyer i një prej ligjeve universale të zhvillimit të natyrës - ligjit të kalimit të sasisë në cilësi.

Zhvillimi i mëvonshëm i shkencës bëri të mundur, bazuar në ligjin periodik, për të kuptuar strukturën e materies shumë më thellë se sa ishte e mundur gjatë jetës së Mendelejevit.

Teoria e strukturës atomike e zhvilluar në shekullin e 20-të, nga ana tjetër, i dha ligjit periodik dhe sistemit periodik të elementeve një ndriçim të ri, më të thellë. Fjalët profetike të Mendeleev u konfirmuan shkëlqyeshëm: "Ligji periodik nuk kërcënohet me shkatërrim, por premtohet vetëm superstruktura dhe zhvillimi".

Ligji periodik dhe sistemi periodik i elementeve kimike në dritën e teorisë së strukturës atomike

1 mars 1869Formulimi i ligjit periodik nga D.I. Mendelejevi.

Vetitë e substancave të thjeshta, si dhe format dhe vetitë e përbërjeve të elementeve, varen periodikisht nga peshat atomike të elementeve.

Në fund të shekullit të 19-të, D.I. Mendeleev shkroi se, me sa duket, atomi përbëhet nga grimca të tjera më të vogla, dhe ligji periodik e konfirmon këtë.

Formulimi modern i ligjit periodik.

Vetitë e elementeve kimike dhe komponimeve të tyre varen periodikisht nga madhësia e ngarkesës së bërthamave të atomeve të tyre, e shprehur në përsëritshmërinë periodike të strukturës së shtresës së jashtme elektronike të valencës.

Ligji periodik në dritën e teorisë së strukturës atomike

Tabela periodike në dritën e teorisë së strukturës atomike

Konkluzione:

1. Sa më pak elektrone në nivelin e jashtëm dhe sa më e madhe rrezja e atomit, aq më i ulët është elektronegativiteti dhe aq më e lehtë është të heqësh dorë nga elektronet e jashtme, prandaj, aq më të theksuara janë vetitë metalike.

Sa më shumë elektrone në nivelin e jashtëm dhe sa më e vogël të jetë rrezja e atomit, aq më i madh është elektronegativiteti dhe aq më e lehtë është të pranohen elektronet, prandaj, aq më të forta janë vetitë jometalike.

2. Metalet karakterizohen nga heqja dorë nga elektronet, ndërsa jometalet karakterizohen nga elektronet marrëse.

Pozicioni i veçantë i hidrogjenit në tabelën periodike

Hidrogjeni në tabelën periodike zë dy qeliza (në njërën prej tyre është i mbyllur në kllapa) - në grupin 1 dhe në grupin 7.

Hidrogjeni është në grupin e parë sepse, si elementët e grupit të parë, ai ka një elektron në nivelin e jashtëm.

Hidrogjeni është në grupin e shtatë sepse, si elementët e grupit të shtatë, para përfundimit të energjisë

KUPTIMI I LIGJIT PERIODIK

Tabela periodike e elementeve është bërë një nga përgjithësimet më të vlefshme në kimi. Është si një përmbledhje e kimisë së të gjithë elementëve, një grafik nga i cili mund të lexoni vetitë e elementeve dhe përbërjet e tyre. Sistemi bëri të mundur sqarimin e pozicionit, masave atomike dhe vlerave të valencës së disa elementeve. Bazuar në tabelë, ishte e mundur të parashikohej ekzistenca dhe vetitë e elementeve ende të pazbuluar. Mendeleev formuloi ligjin periodik dhe propozoi paraqitjen e tij grafike, por në atë kohë ishte e pamundur të përcaktohej natyra e periodicitetit. Kuptimi i ligjit periodik u zbulua më vonë, në lidhje me zbulimet mbi strukturën e atomit.

1. Në cilin vit u zbulua ligji periodik?

2. Çfarë mori Mendelejevi si bazë për sistemimin e elementeve?

3. Çfarë thotë ligji i zbuluar nga Mendelejevi?

4. Cili është ndryshimi me formulimin modern?

5. Çfarë quhet orbitale atomike?

6. Si ndryshojnë vetitë gjatë periudhave?

7. Si ndahen periodat?

8. Si quhet grupi?

9. Si ndahen grupet?

10. Cilat lloje të elektroneve njihni?

11. Si mbushen nivelet e energjisë?

Leksioni nr 4: Valenca dhe gjendja e oksidimit. Frekuenca e ndryshimeve të pronave.

Origjina e konceptit të valencës. Valenca e elementeve kimike është një nga vetitë e tyre më të rëndësishme. Koncepti i valencës u prezantua në shkencë nga E. Frankland në 1852. Në fillim, koncepti ishte ekskluzivisht në natyrë stoikiometrike dhe buronte nga ligji i ekuivalentëve. Kuptimi i konceptit të valencës rrjedh nga një krahasim i vlerave të masës atomike dhe ekuivalentit të elementeve kimike.

Me vendosjen e koncepteve atomo-molekulare, koncepti i valencës fitoi një kuptim të caktuar strukturor dhe teorik. Valenca filloi të kuptohej si aftësia e një atomi të një elementi të caktuar për t'i bashkuar vetes një numër të caktuar atomesh të një elementi tjetër kimik. Kapaciteti përkatës i atomit të hidrogjenit është marrë si njësi e valencës, pasi raporti i masës atomike të hidrogjenit me ekuivalentin e tij është i barabartë me unitetin. Kështu, valenca e një elementi kimik u përcaktua si aftësia e atomit të tij për të lidhur një numër të caktuar atomesh hidrogjeni. Nëse një element i caktuar nuk formonte komponime me hidrogjenin, valenca e tij përcaktohej si aftësia e atomit të tij për të zëvendësuar një numër të caktuar atomesh hidrogjeni në përbërjet e tij.

Kjo ide e valencës u konfirmua për përbërjet më të thjeshta.

Bazuar në idenë e valencës së elementeve, lindi ideja e valencës së grupeve të tëra. Kështu, për shembull, grupit OH, pasi shtoi një atom hidrogjeni ose zëvendësoi një atom hidrogjeni në përbërjet e tjera të tij, iu caktua një valencë prej një. Sidoqoftë, ideja e valencës humbi paqartësinë e saj kur ishte fjala për komponimet më komplekse. Kështu, për shembull, në peroksid hidrogjeni H 2 O 2 valenca e oksigjenit duhet të njihet si e barabartë me një, pasi në këtë përbërje ka një atom hidrogjeni për çdo atom oksigjeni. Sidoqoftë, dihet se çdo atom oksigjeni në H 2 O 2 është i lidhur me një atom hidrogjeni dhe një grup OH monovalent, d.m.th. oksigjeni është dyvalent. Në mënyrë të ngjashme, valenca e karbonit në etanin C 2 H 6 duhet të njihet si e barabartë me tre, pasi në këtë përbërje ka tre atome hidrogjeni për çdo atom karboni, por meqenëse çdo atom karboni është i lidhur me tre atome hidrogjeni dhe një grup monovalent CH 3, karboni i valencës në C 2 H 6 është i barabartë me katër.

Duhet të theksohet se gjatë formimit të ideve për valencën e elementeve individuale, këto rrethana ndërlikuese nuk u morën parasysh dhe u mor parasysh vetëm përbërja e përbërjeve më të thjeshta. Por edhe në të njëjtën kohë, doli që për shumë elementë valenca në komponime të ndryshme nuk është e njëjtë. Kjo ishte veçanërisht e dukshme për përbërjet e disa elementeve me hidrogjen dhe oksigjen, në të cilat shfaqeshin valenca të ndryshme. Kështu, në kombinim me hidrogjenin, valenca e squfurit doli të jetë e barabartë me dy, dhe me oksigjen - gjashtë. Prandaj, ata filluan të bëjnë dallimin midis valencës për hidrogjen dhe valencës për oksigjen.

Më pas, në lidhje me idenë se në komponimet disa atome polarizohen pozitivisht dhe të tjerët negativisht, koncepti i valencës në përbërjet e oksigjenit dhe hidrogjenit u zëvendësua nga koncepti i valencës pozitive dhe negative.

Vlerat e ndryshme të valencës për të njëjtët elementë u shfaqën edhe në përbërjet e tyre të ndryshme me oksigjen. Me fjalë të tjera, të njëjtat elementë ishin në gjendje të shfaqnin valencë të ndryshme pozitive. Kështu u shfaq ideja e valencës pozitive të ndryshueshme të disa elementeve. Sa i përket valencës negative të elementeve jometalike, ajo, si rregull, doli të ishte konstante për të njëjtët elementë.

Shumica e elementeve shfaqën valencë pozitive të ndryshueshme. Sidoqoftë, secili prej këtyre elementeve karakterizohej nga valenca e tij maksimale. Kjo valencë maksimale quhet karakteristike.

Më vonë, në lidhje me shfaqjen dhe zhvillimin e teorisë elektronike të strukturës atomike dhe lidhjeve kimike, valenca filloi të shoqërohet me numrin e elektroneve që kalonin nga një atom në tjetrin, ose me numrin e lidhjeve kimike që lindin midis atomeve në procesi i formimit të një përbërje kimike.

Elektrovalenca dhe kovalenca. Valenca pozitive ose negative e një elementi përcaktohet më lehtë nëse dy elementë formojnë një përbërje jonike: elementi atomi i të cilit u bë jon i ngarkuar pozitivisht konsiderohej se kishte një valencë pozitive dhe elementi atomi i të cilit u bë një jon i ngarkuar negativisht kishte një negativ. valencë. Vlera numerike e valencës u konsiderua e barabartë me madhësinë e ngarkesës së joneve. Meqenëse jonet në komponime formohen nga dhurimi dhe përvetësimi i elektroneve nga atomet, sasia e ngarkesës së joneve përcaktohet nga numri i elektroneve të lëshuara (pozitive) dhe të shtuara (negative) nga atomet. Në përputhje me këtë, valenca pozitive e një elementi matet me numrin e elektroneve të dhuruara nga atomi i tij, dhe valenca negative - nga numri i elektroneve të bashkangjitur nga një atom i caktuar. Kështu, meqenëse valenca matej me madhësinë e ngarkesës elektrike të atomeve, ajo mori emrin elektrovalencë. Quhet edhe valencë jonike.

Ndër përbërjet kimike ka nga ato në molekulat e të cilave atomet nuk janë të polarizuara. Natyrisht, për ta koncepti i elektrovalencës pozitive dhe negative nuk është i zbatueshëm. Nëse molekula përbëhet nga atome të një elementi (substanca elementare), koncepti i zakonshëm i valencës stoikiometrike humbet kuptimin e tij. Sidoqoftë, për të vlerësuar aftësinë e atomeve për të lidhur një numër të caktuar atomesh të tjerë, ata filluan të përdorin numrin e lidhjeve kimike që lindin midis një atomi të caktuar dhe atomeve të tjera gjatë formimit të një përbërjeje kimike. Meqenëse këto lidhje kimike, të cilat janë çifte elektronike që u përkasin njëkohësisht të dy atomeve të lidhur, quhen kovalente, aftësia e një atomi për të formuar një numër të caktuar lidhjesh kimike me atome të tjera quhet kovalencë. Për të vendosur kovalencën, përdoren formula strukturore në të cilat lidhjet kimike përfaqësohen me viza.

Gjendja e oksidimit dhe numri i oksidimit. Në reaksionet e formimit të komponimeve jonike, kalimi i elektroneve nga një atom ose jone reaguese në të tjerët shoqërohet me një ndryshim përkatës në vlerën ose shenjën e elektrovalencës së tyre. Kur formohen komponime të një natyre kovalente, një ndryshim i tillë në gjendjen elektrovalente të atomeve në të vërtetë nuk ndodh, por ndodh vetëm një rishpërndarje e lidhjeve elektronike dhe valenca e substancave origjinale reaguese nuk ndryshon. Aktualisht, për të karakterizuar gjendjen e një elementi në lidhje, është futur një koncept i kushtëzuar gjendjet e oksidimit. Shprehja numerike e gjendjes së oksidimit quhet numri i oksidimit.

Numrat e oksidimit të atomeve mund të kenë vlera pozitive, zero dhe negative. Një numër pozitiv oksidimi përcaktohet nga numri i elektroneve të nxjerra nga një atom i caktuar, dhe një numër negativ oksidimi përcaktohet nga numri i elektroneve të tërhequr nga një atom i caktuar. Numri i oksidimit mund t'i caktohet çdo atomi në çdo substancë, për të cilën duhet të udhëhiqeni nga rregullat e mëposhtme të thjeshta:

1. Numrat e oksidimit të atomeve në çdo substancë elementare janë zero.

2. Numrat e oksidimit të joneve elementare në substancat me natyrë jonike janë të barabartë me vlerat e ngarkesave elektrike të këtyre joneve.

3. Numrat e oksidimit të atomeve në përbërjet me natyrë kovalente përcaktohen nga llogaritja konvencionale që çdo elektron i nxjerrë nga një atom i jep atij një ngarkesë të barabartë me +1 dhe çdo elektron i tërhequr i jep një ngarkesë të barabartë me –1.

4. Shuma algjebrike e numrave të oksidimit të të gjitha atomeve të çdo përbërjeje është zero.

5. Atomi i fluorit në të gjitha përbërjet e tij me elementë të tjerë ka një numër oksidimi prej –1.

Përcaktimi i gjendjes së oksidimit shoqërohet me konceptin e elektronegativitetit të elementeve. Duke përdorur këtë koncept, formulohet një rregull tjetër.

6. Te komponimet, numri i oksidimit është negativ për atomet e elementeve me elektronegativitet më të lartë dhe pozitiv për atomet e elementeve me elektronegativitet më të ulët.

Koncepti i gjendjes së oksidimit ka zëvendësuar kështu konceptin e elektrovalencës. Në këtë drejtim, duket e papërshtatshme të përdoret koncepti i kovalencës. Për të karakterizuar elementët, është më mirë të përdoret koncepti i valencës, duke e përcaktuar atë me numrin e elektroneve të përdorura nga një atom i caktuar për të formuar çifte elektronesh, pavarësisht nëse ato tërhiqen nga një atom i caktuar ose, anasjelltas, tërhiqen prej tij. Atëherë valenca do të shprehet si një numër i panënshkruar. Në ndryshim nga valenca, gjendja e oksidimit përcaktohet nga numri i elektroneve të nxjerra nga një atom i caktuar (pozitiv), ose të tërhequr nga ai (negativ). Në shumë raste, vlerat aritmetike të valencës dhe gjendjes së oksidimit përkojnë - kjo është mjaft e natyrshme. Në disa raste, vlerat numerike të valencës dhe gjendjes së oksidimit ndryshojnë nga njëra-tjetra. Për shembull, në molekulat e halogjeneve të lirë valenca e të dy atomeve është e barabartë me një, dhe gjendja e oksidimit është zero. Në molekulat e oksigjenit dhe peroksidit të hidrogjenit, valenca e të dy atomeve të oksigjenit është dy, dhe gjendja e tyre e oksidimit në molekulën e oksigjenit është zero, dhe në molekulën e peroksidit të hidrogjenit është minus një. Në molekulat e azotit dhe hidrazinës - N 4 H 2 - valenca e të dy atomeve të azotit është tre, dhe gjendja e oksidimit në molekulën elementare të azotit është zero, dhe në molekulën e hidrazinës është minus dy.

Është e qartë se valenca karakterizon atomet që janë vetëm një pjesë e çdo përbërjeje, qoftë edhe homobërthamore, domethënë që përbëhen nga atomet e një elementi; Nuk ka kuptim të flasim për valencën e atomeve individuale. Shkalla e oksidimit karakterizon gjendjen e atomeve të përfshira në një përbërje dhe që ekzistojnë veçmas.

Pyetje për të përforcuar temën:

1. Kush e prezantoi konceptin "valencë"?

2. Si quhet valencë?

3. Cili është ndryshimi midis gjendjes së valencës dhe oksidimit?

4. Çfarë është valenca?

5. Si përcaktohet gjendja e oksidimit?

6. A janë gjithmonë të barabarta valenca dhe gjendja e oksidimit të një elementi?

7. Me cilin element përcaktohet valenca e një elementi?

8. Çfarë e karakterizon valencën e një elementi dhe cila është gjendja e oksidimit?

9. A mund të jetë negative valenca e një elementi?

Leksioni nr. 5: Shpejtësia e një reaksioni kimik.

Reaksionet kimike mund të ndryshojnë ndjeshëm në kohën që duhet të ndodhin. Një përzierje e hidrogjenit dhe oksigjenit në temperaturën e dhomës mund të mbetet praktikisht e pandryshuar për një kohë të gjatë, por nëse goditet ose ndizet, do të ndodhë një shpërthim. Pllaka e hekurit ndryshket ngadalë dhe një pjesë e fosforit të bardhë ndizet spontanisht në ajër. Është e rëndësishme të dini se sa shpejt ndodh një reagim i caktuar në mënyrë që të jeni në gjendje të kontrolloni përparimin e tij.

Rëndësia shkencore e ligjit periodik. Jeta dhe vepra e D.I. Mendeleev

Zbulimi i ligjit periodik dhe krijimi i Tabelës Periodike të Elementeve Kimike është arritja më e madhe e shkencës së shekullit të 19-të. Konfirmimi eksperimental i masave atomike relative të ndryshuara nga D.I. Mendeleev, zbulimi i elementeve me vetitë e parashikuara prej tij dhe vendndodhja e gazeve inerte të hapura në tabelën periodike çuan në njohjen universale të ligjit periodik.

Zbulimi i ligjit periodik çoi në zhvillimin e mëtejshëm të shpejtë të kimisë: gjatë tridhjetë viteve të ardhshme, u zbuluan 20 elementë të rinj kimikë. Ligji periodik kontribuoi në zhvillimin e mëtejshëm të punës për studimin e strukturës së atomit, si rezultat i së cilës u vendos marrëdhënia midis strukturës së atomit dhe ndryshimit periodik të vetive të tyre. Bazuar në ligjin periodik, shkencëtarët ishin në gjendje të nxirrnin substanca me veti të dhëna dhe të sintetizonin elementë të rinj kimikë. Ligji periodik i ka lejuar shkencëtarët të ndërtojnë hipoteza rreth evolucionit të elementeve kimike në Univers.

Ligji periodik i D.I. Mendeleev ka një rëndësi të përgjithshme shkencore dhe është një ligj themelor i natyrës.

Dmitry Ivanovich Mendeleev lindi në 1834 në Tobolsk. Pasi mbaroi gjimnazin e Tobolskut, studioi në Institutin Pedagogjik të Shën Petersburgut, nga i cili u diplomua me medalje ari. Si student, D.I. Mendeleev filloi të angazhohej në kërkime shkencore. Pas studimeve, ai kaloi dy vjet jashtë vendit në laboratorin e kimistit të famshëm Robert Bunsen. Në vitin 1863, ai u zgjodh profesor, fillimisht në Institutin e Teknologjisë në Shën Petersburg dhe më pas në Universitetin e Shën Petersburgut.

Mendeleev kreu kërkime në fushën e natyrës kimike të tretësirave, gjendjes së gazeve dhe nxehtësisë së djegies së karburantit. Ai u interesua për probleme të ndryshme të bujqësisë, minierave, çështjet e metalurgjisë, punoi në problemin e gazifikimit nëntokësor të karburanteve dhe studioi inxhinieri nafte. Rezultati më domethënës i veprimtarisë krijuese, i cili i solli D. I. Mendeleev famë botërore, ishte zbulimi në 1869 i Ligjit Periodik dhe Tabelës Periodike të Elementeve Kimike. Ai shkroi rreth 500 artikuj mbi kiminë, fizikën, teknologjinë, ekonominë dhe gjeodezinë. Ai organizoi dhe ishte drejtor i Dhomës së parë Ruse të Peshave dhe Masave, dhe përfundoi fillimin e metrologjisë moderne. Shpiku ekuacionin e përgjithshëm të gjendjes së një gazi ideal, përgjithësoi ekuacionin Clapeyron (ekuacioni Clapeyron-Mendeleev).

Mendeleev jetoi 73 vjeç. Për arritjet e tij u zgjodh anëtar i 90 akademive të huaja të shkencave dhe doktoratura nderi të shumë universiteteve. Elementi i 101-të kimik (Mendelevium) është emëruar në nder të tij.