Vergleich chemischer Elemente in einer Gruppe und einem Zeitraum. Regelmäßigkeiten von Änderungen der chemischen Eigenschaften von Elementen und ihren Verbindungen nach Perioden und Gruppen. Chemische Elemente - Metalle

Die Hauptregelmäßigkeit dieser Änderung liegt in der Stärkung des metallischen Charakters der Elemente mit dem Wachstum von Z. Diese Regelmäßigkeit ist in IIIa-VIIa-Untergruppen besonders ausgeprägt. Für Metalle I A-III A-Untergruppen wird eine Zunahme der chemischen Aktivität beobachtet. In den Untergruppen der Elemente IVА - VIIА wird mit zunehmendem Z eine Abschwächung der chemischen Aktivität der Elemente beobachtet. Für Elemente von b-Untergruppen ist die Änderung der chemischen Aktivität schwieriger.

Periodische Systemtheorie wurde in den 20er Jahren von N. Bohr und anderen Wissenschaftlern entwickelt. XX Jahrhundert und basiert auf einem realen Schema zur Bildung elektronischer Konfigurationen von Atomen. Nach dieser Theorie erfolgt mit zunehmendem Z die Füllung der Elektronenschalen und Unterschalen in den Atomen der Elemente, die in den Perioden des Periodensystems enthalten sind, in der folgenden Reihenfolge:

Periodennummern
1 2 3 4 5 6 7
1s 2s2p 3s3p 4s3d4p 5s4d5p 6s4f5d6p 7s5f6d7p

Auf der Grundlage der Theorie des Periodensystems kann die folgende Definition der Periode gegeben werden: Eine Periode ist eine Menge von Elementen, beginnend mit einem Element mit dem Wert n. gleich der Nummer der Periode und l \u003d 0 (s-Elemente) und endend mit einem Element mit dem gleichen Wert n und l \u003d 1 (p-Elemente) (siehe Atom). Die einzige Ausnahme ist die erste Periode, die nur 1s-Elemente enthält. Die Anzahl der Elemente in Perioden ergibt sich aus der Theorie des Periodensystems: 2, 8, 8,18, 18, 32 ...

In der Abbildung sind die Symbole der Elemente jedes Typs (s-, p-, d- und f-Elemente) auf einem bestimmten Farbhintergrund dargestellt: s-Elemente - auf rot, p-Elemente - auf orange, d-Elemente - auf blau, f-Elemente - auf grün. Jede Zelle enthält die Seriennummern und Atommassen der Elemente sowie die elektronischen Konfigurationen der äußeren Elektronenschalen, die hauptsächlich die chemischen Eigenschaften der Elemente bestimmen.

Aus der Theorie des Periodensystems folgt, dass die a-Untergruppen Elemente mit und gleich der Periodennummer und l \u003d 0 und 1 enthalten. Die b-Untergruppen umfassen diejenigen Elemente, in deren Atomen die Schalen vervollständigt sind, die zuvor unvollständig waren. Deshalb enthalten die erste, zweite und dritte Periode keine Elemente von b-Untergruppen.

Die Struktur des Periodensystems der chemischen Elementeeng verwandt mit der Struktur der Atome chemischer Elemente. Wenn Z wächst, werden ähnliche Arten von Konfigurationen der äußeren Elektronenschalen periodisch wiederholt. Sie bestimmen nämlich die Hauptmerkmale des chemischen Verhaltens von Elementen. Diese Merkmale manifestieren sich auf unterschiedliche Weise für Elemente von A-Untergruppen (s- und p-Elemente), für Elemente von b-Untergruppen (Übergangs-d-Elemente) und Elemente von f-Familien - Lanthaniden und Actiniden. Einen Sonderfall bilden die Elemente der ersten Periode - Wasserstoff und Helium. Wasserstoff ist hochreaktiv, da sein einzelnes b-Elektron leicht abgespalten werden kann. Gleichzeitig ist die Konfiguration von Helium (1.) sehr stabil, was seine vollständige chemische Inaktivität bestimmt.

Für Elemente von A-Untergruppen werden die externen elektronischen Hüllen gefüllt (wobei n gleich der Nummer der Periode ist); Daher ändern sich die Eigenschaften dieser Elemente merklich, wenn Z zunimmt. Somit ist Lithium (Konfiguration 2s) in der zweiten Periode ein aktives Metall, das leicht ein einzelnes Valenzelektron verliert. Beryllium (2s ~) ist ebenfalls ein Metall, jedoch weniger aktiv, da seine äußeren Elektronen fester an den Kern gebunden sind. Ferner hat Bor (2s "p) einen schwach ausgeprägten metallischen Charakter, und alle nachfolgenden Elemente der zweiten Periode, in denen die Konstruktion einer 2p-Unterschale auftritt, sind bereits Nichtmetalle. Die Acht-Elektronen-Konfiguration der äußeren Elektronenhülle von Neon (2s ~ p ~), einem Inertgas, ist sehr dauerhaft.

Chemische Eigenschaften der Elemente der zweiten Periode werden durch den Wunsch ihrer Atome erklärt, die elektronische Konfiguration des nächsten Inertgases zu erhalten (die Konfiguration von Helium - für Elemente von Lithium zu Kohlenstoff oder die Konfiguration von Neon - für Elemente von Kohlenstoff zu Fluor). Deshalb kann beispielsweise Sauerstoff nicht die höchste Oxidationsstufe aufweisen, die der Gruppennummer entspricht. Schließlich ist es für ihn einfacher, die Konfiguration von Neon durch den Erwerb zusätzlicher Elektronen zu erreichen. Die gleiche Art der Änderung der Eigenschaften manifestiert sich in den Elementen der dritten Periode und in den s- und p-Elementen aller nachfolgenden Perioden. Gleichzeitig manifestiert sich die Schwächung der Bindungsstärke der äußeren Elektronen mit dem Kern in den A-Untergruppen mit zunehmendem Z in den Eigenschaften der entsprechenden Elemente. Für s-Elemente gibt es also eine merkliche Zunahme der chemischen Aktivität mit einer Zunahme von Z und für p-Elemente eine Zunahme der metallischen Eigenschaften.

In den Atomen der Übergangs-d-Elemente werden nicht früher vervollständigte Schalen mit dem Wert der Hauptquantenzahl und um eins kleiner als die Periodenzahl vervollständigt. Mit wenigen Ausnahmen ist die Konfiguration der äußeren Elektronenschalen der Übergangselementatome ns. Daher sind alle d-Elemente Metalle, und deshalb sind die Änderungen der Eigenschaften von 1-Elementen mit zunehmendem Z nicht so scharf wie bei s- und p-Elementen. In den höheren Oxidationsstufen zeigen die d-Elemente eine gewisse Ähnlichkeit mit den p-Elementen der entsprechenden Gruppen des Periodensystems.

Die Besonderheiten der Eigenschaften von Elementen von Triaden (VIII b-Untergruppe) werden durch die Tatsache erklärt, dass d-Unterschalen kurz vor der Vollendung stehen. Aus diesem Grund neigen Eisen-, Kobalt-, Nickel- und Platinmetalle dazu, nur ungern Verbindungen mit höheren Oxidationsstufen zu ergeben. Die einzigen Ausnahmen sind Ruthenium und Osmium, die die Oxide RuO4 und OsO4 ergeben. Für die Elemente I- und II von B-Untergruppen ist die d-Unterschale tatsächlich abgeschlossen. Daher weisen sie Oxidationsstufen auf, die der Gruppennummer entsprechen.

In den Atomen von Lanthaniden und Actiniden (alle sind Metalle) tritt die Vervollständigung zuvor unvollständiger Elektronenschalen mit dem Wert der Hauptquantenzahl und zwei Einheiten weniger als der Periodenzahl auf. In den Atomen dieser Elemente bleibt die Konfiguration der äußeren Elektronenhülle (ns2) unverändert. Gleichzeitig haben f-Elektronen praktisch keinen Einfluss auf die chemischen Eigenschaften. Deshalb sind Lanthaniden so ähnlich.

Für Aktiniden ist die Situation viel komplizierter. Im Bereich der Kernladungen Z \u003d 90 - 95 können die Elektronen bd und 5 / teilnehmen chemische Wechselwirkungen... Daraus folgt, dass Aktiniden einen viel breiteren Bereich von Oxidationsstufen aufweisen. Beispielsweise sind für Neptunium, Plutonium und Americium Verbindungen bekannt, bei denen diese Elemente in einem Zustand mit sieben Valenzen wirken. Nur in Elementen, beginnend mit Curium (Z \u003d 96), wird der dreiwertige Zustand stabil. Daher unterscheiden sich die Eigenschaften von Aktiniden signifikant von denen von Lanthaniden, und daher können beide Familien nicht als ähnlich angesehen werden.

Die Actinidenfamilie endet mit einem Element mit Z \u003d 103 (Lawrensium). Bewertung chemische Eigenschaften kurchatovia (Z \u003d 104) und nielsborium (Z \u003d 105) zeigen, dass diese Elemente analog zu hafnium bzw. tantal sein sollten. Daher glauben Wissenschaftler, dass nach der Aktinidenfamilie in Atomen eine systematische Füllung der 6d-Unterschale beginnt.

Die endliche Anzahl von Elementen, die das Periodensystem abdeckt, ist unbekannt. Das Problem seiner Obergrenze ist vielleicht das Hauptgeheimnis des Periodensystems. Das schwerste Element in der Natur ist Plutonium (Z \u003d 94). Die erreichte Grenze der künstlichen Kernfusion ist das Element mit der Ordnungszahl 107. Die Frage bleibt offen: Wird es möglich sein, Elemente mit großen Seriennummern zu erhalten, welche und wie viele? Es kann noch nicht eindeutig beantwortet werden.

Das periodische Gesetz der Änderungen der Eigenschaften chemischer Elemente wurde 1869 vom großen russischen Wissenschaftler D.I. Mendeleev und im ursprünglichen Wortlaut klangen wie folgt:

"... die Eigenschaften von Elementen und damit die Eigenschaften der von ihnen gebildeten einfachen und komplexen Körper hängen periodisch von ihrem Atomgewicht ab."

Das Atomgewicht wurde damals als Atommasse eines chemischen Elements bezeichnet. Es ist anzumerken, dass zu dieser Zeit nichts über die reale Struktur des Atoms und die Idee seiner Unteilbarkeit bekannt war, in deren Zusammenhang D.I. Mendeleev formulierte sein Gesetz der periodischen Änderung der Eigenschaften chemischer Elemente und von ihnen gebildeter Verbindungen basierend auf der Masse der Atome. Später, nach der Festlegung der Struktur des Atoms, wurde das Gesetz in der folgenden Formulierung formuliert, die derzeit noch relevant ist.

Die Eigenschaften der Atome chemischer Elemente und der von ihnen gebildeten einfachen Substanzen hängen periodisch von den Ladungen der Kerne ihrer Atome ab.

Eine grafische Darstellung des periodischen Gesetzes von D.I. Mendeleev kann als Periodensystem chemischer Elemente angesehen werden, das zuerst vom großen Chemiker selbst gebaut, aber von nachfolgenden Forschern etwas verbessert und modifiziert wurde. Die aktuell verwendete Version des D.I. Mendeleev reflektiert moderne Ideen und spezifisches Wissen über die Struktur von Atomen verschiedener chemischer Elemente.

Betrachten wir die moderne Version des periodischen Systems chemischer Elemente genauer:

D.I. Mendeleev, Sie können Linien sehen, die Perioden genannt werden; Insgesamt gibt es sieben davon. Tatsächlich spiegelt die Periodenzahl die Anzahl der Energieniveaus wider, bei denen sich Elektronen in einem Atom eines chemischen Elements befinden. Beispielsweise befinden sich Elemente wie Phosphor, Schwefel und Chlor, die mit den Symbolen P, S und Cl bezeichnet sind, in der dritten Periode. Dies legt nahe, dass sich die Elektronen in diesen Atomen auf drei Energieniveaus befinden oder, um es einfacher auszudrücken, eine dreischichtige Elektronenhülle um die Kerne bilden.

Jede Periode der Tabelle, mit Ausnahme der ersten, beginnt mit einem Alkalimetall und endet mit einem Edelgas (Inertgas).

Alle Alkalimetalle haben die elektronische Konfiguration der äußeren Elektronenschicht ns1, und Edelgase haben ns 2 np 6, wobei n die Anzahl der Perioden ist, in denen sich ein bestimmtes Element befindet. Eine Ausnahme zu Edelgasen ist Helium (He) mit der elektronischen Konfiguration 1s 2.

Sie können auch feststellen, dass die Tabelle zusätzlich zu den Perioden in vertikale Spalten unterteilt ist, von denen es acht gibt. Die meisten chemischen Elemente haben die gleiche Anzahl von Valenzelektronen wie die Gruppennummer. Denken Sie daran, dass Valenzelektronen in einem Atom diejenigen Elektronen sind, die an der Bildung chemischer Bindungen beteiligt sind.

Jede Gruppe in der Tabelle ist wiederum in zwei Untergruppen unterteilt - Haupt- und Nebengruppe.

Für Elemente der Hauptgruppen ist die Anzahl der Valenzelektronen immer gleich der Gruppennummer. Zum Beispiel hat ein Chloratom, das sich in der dritten Periode in der Hauptuntergruppe der Gruppe VII befindet, sieben Valenzelektronen:

Elemente von Seitengruppen haben Elektronen der äußeren Ebene als Valenzelektronen oder ziemlich oft Elektronen der d-Unterebene der vorherigen Ebene. So hat beispielsweise Chrom, das sich in der seitlichen Untergruppe der Gruppe VI befindet, sechs Valenzelektronen - 1 Elektron auf der 4s-Unterebene und 5 Elektronen auf der 3d-Unterebene:

Die Gesamtzahl der Elektronen in einem Atom eines chemischen Elements entspricht seiner Ordnungszahl. Mit anderen Worten, die Gesamtzahl der Elektronen in einem Atom mit einer Elementzahl nimmt zu. Trotzdem ändert sich die Anzahl der Valenzelektronen in einem Atom nicht monoton, sondern periodisch - von 1 für Alkalimetallatome bis 8 für Edelgase.

Mit anderen Worten, der Grund für die periodische Änderung einer der Eigenschaften chemischer Elemente ist mit periodischen Änderungen der Struktur der Elektronenschalen verbunden.

Wenn Sie sich in der Untergruppe nach unten bewegen, nehmen die Atomradien chemischer Elemente aufgrund der Zunahme der Anzahl elektronischer Schichten zu. Wenn Sie sich jedoch entlang einer Reihe von links nach rechts bewegen, dh wenn die Anzahl der Elektronen für Elemente in derselben Reihe zunimmt, nimmt der Radius des Atoms ab. Dieser Effekt erklärt sich aus der Tatsache, dass bei sukzessiver Füllung einer Elektronenhülle eines Atoms seine Ladung ebenso wie die Ladung des Kerns zunimmt, was zu einer Zunahme der gegenseitigen Anziehung von Elektronen führt, wodurch die Elektronenhülle in Richtung des Kerns "gedrückt" wird:

Gleichzeitig nimmt innerhalb einer Periode mit zunehmender Anzahl von Elektronen der Radius des Atoms ab, und die Bindungsenergie jedes Elektrons der äußeren Ebene mit dem Kern nimmt ebenfalls zu. Dies bedeutet, dass beispielsweise der Kern eines Chloratoms die Elektronen seines äußeren Niveaus viel stärker hält als der Kern eines Natriumatoms, eines einzelnen Elektrons des äußeren elektronischen Niveaus. Darüber hinaus "entfernt" Chlor bei der Kollision von Natrium- und Chloratomen ein einzelnes Elektron vom Natriumatom, dh die Elektronenhülle von Chlor wird dieselbe wie die des Edelgases Argon, und für Natrium wird sie dieselbe sein wie die des Edelgases Neon. Die Fähigkeit eines Atoms eines chemischen Elements, "fremde" Elektronen abzuziehen, wenn es mit Atomen eines anderen chemischen Elements kollidiert, wird als Elektronegativität bezeichnet. Weitere Einzelheiten zur Elektronegativität werden im Kapitel über chemische Bindungen erörtert. Es ist jedoch zu beachten, dass die Elektronegativität wie viele andere Parameter chemischer Elemente auch dem periodischen Gesetz von D.I. Mendeleev. Innerhalb einer Untergruppe chemischer Elemente nimmt die Elektronegativität ab, und wenn man sich entlang einer Reihe von einer Periode nach rechts bewegt, nimmt die Elektronegativität zu.

Es sollte eine nützliche Mnemonik-Technik erlernt werden, mit der Sie im Gedächtnis wiederherstellen können, wie sich bestimmte Eigenschaften eines chemischen Elements ändern. Es besteht im Folgenden. Stellen Sie sich das Zifferblatt einer gewöhnlichen runden Uhr vor. Wenn sich seine Mitte in der unteren rechten Ecke des D.I. Mendeleev, die Eigenschaften chemischer Elemente ändern sich gleichmäßig, wenn sie sich nach oben und rechts (im Uhrzeigersinn) und entgegengesetzt nach unten und links (gegen den Uhrzeigersinn) bewegen:

Versuchen wir, diese Technik auf die Größe eines Atoms anzuwenden. Angenommen, Sie erinnern sich genau daran, wenn Sie die Untergruppe in D.I. Mendeleevs Radius des Atoms nimmt mit zunehmender Anzahl von Elektronenschalen zu, aber sie haben völlig vergessen, wie sich der Radius ändert, wenn sie sich nach links und rechts bewegen.

Dann müssen Sie wie folgt vorgehen. Platzieren Sie Ihren rechten Daumen in der unteren rechten Ecke des Tisches. Die Bewegung entlang der Untergruppe fällt mit der Bewegung des Zeigefingers gegen den Uhrzeigersinn zusammen, und die Bewegung nach links entlang der Periode, dh der Radius des Atoms, wenn es sich entlang der Periode nach links bewegt, sowie wenn es sich entlang der Untergruppe bewegt, nimmt zu.

Ähnliches gilt für andere Eigenschaften chemischer Elemente. Wenn Sie genau wissen, wie sich diese oder jene Eigenschaft eines Elements beim Auf- und Abbewegen ändert, können Sie sich dank dieser Methode im Speicher daran erinnern, wie sich dieselbe Eigenschaft beim Verschieben nach links oder rechts in der Tabelle ändert.

IM moderne Wissenschaft DI Mendeleevs Tabelle wird als periodisches System chemischer Elemente bezeichnet, da allgemeine Muster in der Änderung der Eigenschaften von Atomen, einfache und komplexe Substanzen, die durch chemische Elemente gebildet werden, in diesem System in bestimmten Intervallen - Perioden - wiederholt werden. Somit gehorchen alle in der Welt existierenden chemischen Elemente einem einzigen, objektiv in der Natur wirkenden periodischen Gesetz, dessen grafische Darstellung das Periodensystem der Elemente ist. Dieses Gesetz und System ist nach dem großen russischen Chemiker DI Mendeleev benannt.

Perioden - Dies sind horizontal angeordnete Elementreihen mit dem gleichen Maximalwert der Hauptquantenzahl der Valenzelektronen. Die Periodenzahl entspricht der Anzahl der Energieniveaus im Atom des Elements. Die Perioden bestehen aus einer bestimmten Anzahl von Elementen: die erste - von 2, die zweite und dritte - von 8, die vierte und fünfte - von 18, die sechste Periode umfasst 32 Elemente. Dies hängt von der Anzahl der Elektronen im externen Energieniveau ab. Die siebte Periode ist unvollständig. Alle Perioden (mit Ausnahme der ersten) beginnen mit einem Alkalimetall (S-Element) und enden mit einem Edelgas. Wenn sich ein neues Energieniveau zu füllen beginnt, beginnt eine neue Periode. In der Zeit mit einer Zunahme der Seriennummer eines chemischen Elements von links nach rechts nehmen die metallischen Eigenschaften einfacher Substanzen ab und die nichtmetallischen Eigenschaften nehmen zu.

Metallische Eigenschaften- Dies ist die Fähigkeit der Atome eines Elements, ihre Elektronen während der Bildung einer chemischen Bindung abzugeben, und nichtmetallische Eigenschaften sind die Fähigkeit der Atome eines Elements, Elektronen anderer Atome während der Bildung einer chemischen Bindung zu binden. In Metallen ist die äußere S-Unterebene mit Elektronen gefüllt, was die metallischen Eigenschaften des Atoms bestätigt. Die nichtmetallischen Eigenschaften einfacher Substanzen manifestieren sich, wenn die äußere p-Unterebene gebildet und mit Elektronen gefüllt wird. Die nichtmetallischen Eigenschaften des Atoms werden beim Füllen des p-Sublevels mit Elektronen (von 1 bis 5) verbessert. Atome mit einer vollständig gefüllten äußeren Elektronenschicht (ns 2 np 6) bilden eine Gruppe edelgasedie chemisch inert sind.

In kleinen Zeiträumen nimmt mit zunehmender positiver Ladung der Atomkerne die Anzahl der Elektronen auf der äußeren Ebene zu(von 1 bis 2 - in der ersten Periode und von 1 bis 8 - in der zweiten und dritten Periode), was die Änderung der Eigenschaften der Elemente erklärt: Zu Beginn der Periode (mit Ausnahme der ersten Periode) befindet sich ein Alkalimetall, dann schwächen sich die metallischen Eigenschaften allmählich ab und die nichtmetallischen Eigenschaften nehmen zu. In großen Zeiträumen mit zunehmender Kernladung ist es komplizierter, die Ebenen mit Elektronen zu füllenDies erklärt auch eine komplexere Änderung der Eigenschaften von Elementen im Vergleich zu Elementen kleiner Perioden. In geraden Reihen großer Perioden mit zunehmender Ladung bleibt die Anzahl der Elektronen auf der äußeren Ebene konstant und gleich 2 oder 1. Während sich die nächste Ebene nach der äußeren (zweiten äußeren) Ebene mit Elektronen füllt, ändern sich die Eigenschaften von Elementen in geraden Reihen extrem langsam. Nur in ungeraden Reihen, wenn die Anzahl der Elektronen auf der äußeren Ebene (von 1 auf 8) mit zunehmender Kernladung zunimmt, beginnen sich die Eigenschaften der Elemente auf die gleiche Weise zu ändern wie bei typischen.

Gruppen - Dies sind vertikale Spalten von Elementen mit der gleichen Anzahl von Valenzelektronen, die der Gruppennummer entspricht. Es gibt eine Unterteilung in Haupt- und Nebenuntergruppen. Hauptuntergruppen bestehen aus Neben- und Hauptperiodenelementen. Die Valenzelektronen dieser Elemente befinden sich auf den äußeren Unterebenen ns und np. Seitenuntergruppen bestehen aus Elementen großer Perioden. Ihre Valenzelektronen befinden sich im äußeren ns-Sublevel und im inneren (n - 1) d-Sublevel (oder (n - 2) f-Sublevel). Je nachdem, welche Unterebene (s-, p-, d- oder f-) mit Valenzelektronen gefüllt ist, werden die Elemente unterteilt in:

1) S-Elemente - Elemente der Hauptuntergruppe der Gruppen I und II;

2) p-Elemente - Elemente der Hauptuntergruppen der III-VII-Gruppen;

3) d-Elemente - Elemente von Seitenuntergruppen;

4) f-Elemente - Lanthaniden, Aktiniden.

Von oben nach untenin den Hauptuntergruppen werden die metallischen Eigenschaften verbessert und die nichtmetallischen Eigenschaften geschwächt. Elemente der Haupt- und Nebengruppe unterscheiden sich in ihren Eigenschaften. Die Gruppennummer gibt die höchste Wertigkeit des Elements an. Die Ausnahme bilden Sauerstoff, Fluor, Elemente der Kupferuntergruppe und der achten Gruppe... Den Elementen der Haupt- und Nebenuntergruppen gemeinsam sind die Formeln höherer Oxide (und ihrer Hydrate). Höhere Oxide und ihre Hydrate von Elementen der I-III-Gruppen (mit Ausnahme von Bor) werden von basischen Eigenschaften von IV bis VIII - sauer dominiert. Für die Elemente der Hauptuntergruppen sind die Formeln der Wasserstoffverbindungen üblich. Elemente der Gruppen I-III bilden Feststoffe - Hydride, da die Oxidationsstufe von Wasserstoff -1 beträgt. Elemente der Gruppen IV-VII sind gasförmig. Wasserstoffverbindungen der Elemente der Hauptuntergruppen der Gruppe IV (EN 4) sind neutral, Gruppe V (EN3) sind Basen, Gruppen VI und VII (H 2 E und NE) sind Säuren.

Radien von Atomen, ihre periodischen Änderungen im System der chemischen Elemente

Der Radius eines Atoms nimmt mit zunehmender Ladung der Atomkerne in der Periode ab, da die Anziehungskraft der Elektronenschalen durch den Kern verstärkt wird. Eine Art ihrer "Komprimierung" tritt auf. Von Lithium zu Neon nimmt die Ladung des Kerns allmählich zu (von 3 auf 10), was zu einer Zunahme der Anziehungskräfte von Elektronen auf den Kern führt, wobei die Größe der Atome abnimmt. Daher gibt es zu Beginn der Periode Elemente mit einer kleinen Anzahl von Elektronen auf der äußeren Elektronenschicht und einem großen Radius des Atoms. Elektronen, die weiter vom Kern entfernt sind, werden leicht von ihm abgerissen, was typisch für Metallelemente ist.

In derselben Gruppe nehmen mit zunehmender Periodenzahl die Atomradien zu, da eine Erhöhung der Ladung eines Atoms den gegenteiligen Effekt hat. Unter dem Gesichtspunkt der Theorie der Atomstruktur wird die Zugehörigkeit von Elementen zu Metallen oder Nichtmetallen durch die Fähigkeit ihrer Atome bestimmt, Elektronen zu geben oder zu binden. Metallatome geben relativ leicht Elektronen ab und können sie nicht anbringen, um ihre äußere Elektronenschicht zu vervollständigen.

DI Mendeleev formulierte 1869 ein periodisches Gesetz, das so klingt: Die Eigenschaften chemischer Elemente und die von ihnen gebildeten Substanzen hängen periodisch von den relativen Atommassen der Elemente ab. Mendeleev systematisierte chemische Elemente auf der Grundlage ihrer relativen Atommassen und achtete auch sehr auf die Eigenschaften von Elementen und die von ihnen gebildeten Substanzen, indem er Elemente mit ähnlichen Eigenschaften in vertikale Säulengruppen verteilte. In Übereinstimmung mit modernen Vorstellungen über die Struktur des Atoms sind die Ladungen ihrer Atomkerne die Grundlage für die Klassifizierung chemischer Elemente, und die moderne Formulierung des Periodengesetzes lautet wie folgt: Die Eigenschaften chemischer Elemente und die von ihnen gebildeten Substanzen hängen periodisch von den Ladungen ihrer Atomkerne ab. Die Periodizität der Änderung der Eigenschaften von Elementen erklärt sich durch das periodische Wiederauftreten der Struktur der äußeren Energieniveaus ihrer Atome. Es ist die Anzahl der Energieniveaus, die Gesamtzahl der auf ihnen befindlichen Elektronen und die Anzahl der Elektronen auf der äußeren Ebene, die die im periodischen System angenommene Symbolik widerspiegeln.

a) Regelmäßigkeiten im Zusammenhang mit den metallischen und nichtmetallischen Eigenschaften von Elementen.

• Beim Bewegen VON RECHTS NACH LINKS entlang ZEITRAUM METALL p-Elementeigenschaften ERHÖHEN, ANSTEIGEN... In der entgegengesetzten Richtung nehmen nichtmetallische zu. Dies liegt daran, dass sich rechts die Elemente befinden, deren elektronische Schalen näher am Oktett liegen. Elemente auf der rechten Seite der Periode neigen weniger dazu, ihre Elektronen abzugeben, um eine metallische Bindung zu bilden, und im Allgemeinen in chemische Reaktionen.
• Zum Beispiel ist Kohlenstoff ein stärker ausgeprägtes Nichtmetall als sein Nachbar in der Zeit Bor, und Stickstoff hat noch auffälligere nichtmetallische Eigenschaften als Kohlenstoff. Von links nach rechts in der Periode nimmt auch die Ladung des Kerns zu. Folglich nimmt die Anziehungskraft von Valenzelektronen auf den Kern zu und ihre Rückkehr wird schwieriger. Im Gegensatz dazu haben die s-Elemente auf der linken Seite des Tisches wenige Elektronen an der Außenhülle und eine geringere Kernladung, was zur Bildung einer metallischen Bindung beiträgt. Mit der verständlichen Ausnahme von Wasserstoff und Helium (ihre Schalen sind fast fertig oder fertig!) Sind alle S-Elemente Metalle; p-Elemente können sowohl Metalle als auch Nichtmetalle sein, je nachdem, ob sie sich auf der linken oder rechten Seite der Tabelle befinden.
• Wie wir wissen, haben die d- und f-Elemente "Reserve" -Elektronen aus den "vorletzten" Schalen, was die einfache Bildcharakteristik von s- und p-Elementen kompliziert. Im Allgemeinen weisen die d- und f-Elemente viel eher metallische Eigenschaften auf.
• Die überwältigende Anzahl von Elementen ist metalleund nur 22 Elemente gehören dazu nichtmetalle: H, B, C, Si, N, P, As, O, S, Se, Te sowie alle Halogene und Inertgase. Einige Elemente werden aufgrund der Tatsache, dass sie nur schwache metallische Eigenschaften aufweisen können, als Halbmetalle bezeichnet. Was sind Halbmetalle? Wenn Sie p-Elemente aus dem Periodensystem auswählen und in einen separaten "Block" schreiben (dies erfolgt in der "langen" Form der Tabelle), enthält das im unteren linken Teil des Blocks gezeigte Muster typische Metalle, oben rechts - typische Nichtmetalle... Elemente, die sich an der Grenze zwischen Metallen und Nichtmetallen befinden, werden als Elemente bezeichnet halbmetalle.
• Halbmetalle befinden sich ungefähr entlang der Diagonale, die entlang der p-Elemente von der oberen linken zur unteren rechten Ecke des Periodensystems verläuft
• Halbmetalle haben in Gegenwart metallischer Leitfähigkeit (elektrische Leitfähigkeit) ein kovalentes Kristallgitter. Sie haben entweder nicht genügend Valenzelektronen, um ein vollwertiges "Oktett" zu bilden. kovalente Bindung (wie in Bor) oder sie werden aufgrund der Größe des Atoms nicht fest genug gehalten (wie in Tellur oder Polonium). Daher ist die Bindung dieser Elemente in kovalenten Kristallen teilweise metallischer Natur. Einige Halbmetalle (Silizium, Germanium) sind Halbleiter. Die Halbleitereigenschaften dieser Elemente werden aus vielen komplexen Gründen erklärt, aber einer von ihnen ist eine signifikant niedrigere (wenn auch nicht Null) elektrische Leitfähigkeit aufgrund einer schwachen Metallbindung. Die Rolle von Halbleitern in der Elektrotechnik ist äußerst wichtig.
• Beim Bewegen VON OBEN NACH UNTEN entlang Gruppen STÄRKUNG VON METALLeigenschaften von Elementen. Dies liegt an der Tatsache, dass es in den Gruppen Elemente gibt, die bereits ziemlich viele gefüllte elektronische Hüllen haben. Ihre äußeren Schalen sind weiter vom Kern entfernt. Sie sind durch eine dickere „Schicht“ aus unteren Elektronenschalen vom Kern getrennt, und die Elektronen der äußeren Ebenen werden schwächer gehalten.

b) Regelmäßigkeiten im Zusammenhang mit Redoxeigenschaften. Änderungen in der Elektronegativität von Elementen.

• Die oben aufgeführten Gründe erklären, warum LINKS NACH RECHTS OXIDIERENDE STÄRKUNG Eigenschaften und beim Umzug TOP DOWN - WIEDERHERSTELLUNG Eigenschaften von Elementen.
• Die letztere Regel gilt auch für ungewöhnliche Elemente wie Inertgase. Aus den "schweren" Edelgasen Krypton und Xenon, die sich im unteren Teil der Gruppe befinden, ist es möglich, Elektronen "auszuwählen" und ihre Verbindungen mit starken Oxidationsmitteln (Fluor und Sauerstoff) zu erhalten, während dies für das "leichte" Helium, Neon und Argon nicht möglich ist.
• In der oberen rechten Ecke der Tabelle befindet sich das aktivste Nichtmetalloxidationsmittel Fluor (F) und in der unteren linken Ecke das aktivste reduzierende Metallcäsium (Cs). Das Element Francium (Fr) sollte ein noch aktiveres Reduktionsmittel sein, aber seine chemischen Eigenschaften sind aufgrund seines schnellen radioaktiven Zerfalls äußerst schwer zu untersuchen.
• Aus dem gleichen Grund wie die oxidierenden Eigenschaften von Elementen, deren ELEKTRISCHE NEGATIVITÄT STEIGERT ebenfalls VON LINKS NACH RECHTSErreichen eines Maximums für Halogene. Eine wichtige Rolle dabei spielt der Grad der Vollständigkeit der Valenzschale, ihre Nähe zum Oktett.
• Beim Bewegen VON OBEN NACH UNTEN nach Gruppen ELEKTRISCHE NEGATIVITÄT REDUZIERT... Dies ist auf eine Zunahme der Anzahl von Elektronenschalen zurückzuführen, auf deren letzten Elektronen immer schwächer vom Kern angezogen werden.
• c) Regelmäßigkeiten im Zusammenhang mit der Größe von Atomen.
• Dimensionen von Atomen (ATOMRADIUS) beim Bewegen VON LINKS NACH RECHTS entlang der Periode VERRINGERN... Mit zunehmender Kernladung werden Elektronen zunehmend vom Kern angezogen. Selbst eine Zunahme der Anzahl der Elektronen auf der Außenhülle (zum Beispiel von Fluor im Vergleich zu Sauerstoff) führt nicht zu einer Zunahme der Größe des Atoms. Im Gegenteil, die Größe eines Fluoratoms ist kleiner als die eines Sauerstoffatoms.
• Beim Bewegen ATOM-RADIUS NACH OBEN Elemente WACHSENweil mehr elektronische Gehäuse gefüllt sind.

d) Regelmäßigkeiten im Zusammenhang mit der Wertigkeit von Elementen.

• Elemente desselben UNTERGRUPPENhaben eine ähnliche Konfiguration von externen elektronischen Hüllen und daher die gleiche Wertigkeit in Verbindungen mit anderen Elementen.
• s-Elemente haben Valenzen, die ihrer Gruppennummer entsprechen.
• p-Elemente haben die höchstmögliche Wertigkeit, die der Gruppennummer entspricht. Außerdem können sie eine Wertigkeit haben, die der Differenz zwischen der Zahl 8 (Oktett) und ihrer Gruppennummer (der Anzahl der Elektronen in der Außenhülle) entspricht.
• d-Elemente weisen viele verschiedene Valenzen auf, die aus der Gruppennummer nicht genau vorhergesagt werden können.
• Nicht nur Elemente, sondern auch viele ihrer Verbindungen - Oxide, Hydride, Verbindungen mit Halogenen - weisen Periodizität auf. Für jeden GRUPPENelemente können Formeln von Verbindungen aufgeschrieben werden, die sich periodisch "wiederholen" (dh in Form einer verallgemeinerten Formel geschrieben werden können).

Fassen wir also die Regelmäßigkeiten von Änderungen der Eigenschaften zusammen, die sich innerhalb der Zeiträume manifestieren:

Änderungen einiger Eigenschaften von Elementen in Zeiträumen von links nach rechts:

• der Radius der Atome nimmt ab;
• die Elektronegativität der Elemente nimmt zu;
• die Anzahl der Valenzelektronen steigt von 1 auf 8 (gleich der Gruppenzahl);
• die höchste Oxidationsstufe steigt an (gleich der Gruppennummer);
• die Anzahl der elektronischen Atomschichten ändert sich nicht.
• metallische Eigenschaften sind reduziert;
• die nichtmetallischen Eigenschaften der Elemente werden erhöht.

Ändern einiger Eigenschaften von Elementen in einer Gruppe von oben nach unten:

• die Ladung der Atomkerne nimmt zu;
• der Radius der Atome nimmt zu;
• die Anzahl der Energieniveaus (elektronische Schichten) von Atomen nimmt zu (gleich der Anzahl der Perioden);
• die Anzahl der Elektronen auf der äußeren Atomschicht ist gleich (gleich der Gruppenzahl).
• die Bindungsstärke der Elektronen der äußeren Schicht mit dem Kern nimmt ab;
• elektronegativität nimmt ab;
• die Metallizität der Elemente nimmt zu;
• die Nichtmetallizität der Elemente wird verringert.

Referenzmaterial für das Bestehen des Tests:

Periodensystem

Löslichkeitstabelle

Regelmäßigkeiten von Änderungen der chemischen Eigenschaften von Elementen und ihren Verbindungen nach Perioden und Gruppen

Lassen Sie uns die Regelmäßigkeiten von Änderungen an Eigenschaften auflisten, die sich innerhalb der Zeiträume manifestieren:

- die metallischen Eigenschaften nehmen ab;

- nichtmetallische Eigenschaften werden verbessert;

- Der Oxidationszustand der Elemente in höheren Oxiden steigt von $ + 1 $ auf $ + 7 $ ($ + 8 $ für $ Os $ und $ Ru $).

- Der Oxidationszustand von Elementen in flüchtigen Wasserstoffverbindungen steigt von $ -4 $ auf $ -1 $.

- Oxide von basisch bis amphoter werden durch saure Oxide ersetzt;

- Hydroxide von Alkalien bis Amphoter werden durch Säuren ersetzt.

D. I. Mendeleev machte 1869 eine Schlussfolgerung - formulierte das periodische Gesetz, das so klingt:

Die Eigenschaften chemischer Elemente und die von ihnen gebildeten Substanzen hängen periodisch von den relativen Atommassen der Elemente ab.

Mendeleev systematisierte chemische Elemente auf der Grundlage ihrer relativen Atommassen und achtete auch sehr auf die Eigenschaften von Elementen und die Substanzen, die sie bilden, und verteilte Elemente mit ähnlichen Eigenschaften in vertikale Säulengruppen.

Manchmal verletzte Mendeleev unter Verstoß gegen das von ihm offenbarte Muster schwerere Elemente mit niedrigeren Werten der relativen Atommassen. Zum Beispiel schrieb er in seine Tabelle Kobalt vor Nickel, Tellur vor Jod und, als inerte (Edel-) Gase entdeckt wurden, Argon vor Kalium. Mendeleev hielt diese Anordnung für notwendig, da diese Elemente andernfalls in die Gruppen von Elementen fallen würden, die sich in ihren Eigenschaften unterscheiden, insbesondere das Alkalimetall Kalium in die Gruppe der Inertgase und das Inertgas Argon - in die Gruppe der Alkalimetalle.

DI Mendeleev konnte diese Ausnahmen von der allgemeinen Regel nicht erklären, er konnte den Grund für die Periodizität der Eigenschaften der von ihnen gebildeten Elemente und Substanzen nicht erklären. Er sah jedoch voraus, dass dieser Grund in der komplexen Struktur des Atoms liegt, deren innere Struktur zu diesem Zeitpunkt noch nicht untersucht wurde.

In Übereinstimmung mit modernen Vorstellungen über die Struktur des Atoms sind die Ladungen ihrer Atomkerne die Grundlage für die Klassifizierung chemischer Elemente, und die moderne Formulierung des periodischen Gesetzes lautet wie folgt:

Die Eigenschaften chemischer Elemente und der von ihnen gebildeten Substanzen hängen periodisch von den Ladungen ihrer Atomkerne ab.

Die Periodizität der Änderung der Eigenschaften von Elementen erklärt sich aus dem periodischen Wiederauftreten der Struktur der äußeren Energieniveaus ihrer Atome. Es ist die Anzahl der Energieniveaus, die Gesamtzahl der auf ihnen befindlichen Elektronen und die Anzahl der Elektronen auf der äußeren Ebene, die die im Periodensystem angenommene Symbolik widerspiegeln, d. H. Geben Sie die physikalische Bedeutung der Periodennummer, der Gruppennummer und der Seriennummer des Elements an.

Die Struktur des Atoms erklärt auch die Gründe für die Änderung der metallischen und nichtmetallischen Eigenschaften von Elementen in Perioden und Gruppen.

Das Periodengesetz von DI Mendeleev und das Periodensystem der chemischen Elemente fassen Informationen über die chemischen Elemente und die von ihnen gebildeten Substanzen zusammen und erläutern die Periodizität bei der Änderung ihrer Eigenschaften und den Grund für die Ähnlichkeit der Eigenschaften von Elementen derselben Gruppe. Diese zwei wichtigsten Werte des periodischen Gesetzes und des periodischen Systems werden durch einen weiteren ergänzt, nämlich die Fähigkeit zur Vorhersage, d. H. Vorhersagen, Beschreiben der Eigenschaften und Aufzeigen der Möglichkeiten zur Entdeckung neuer chemischer Elemente.

Allgemeine Eigenschaften von Metallen der Hauptuntergruppen der I ± III-Gruppen in Verbindung mit ihrer Position im Periodensystem der chemischen Elemente von D. I. Mendeleev und den Strukturmerkmalen ihrer Atome

Chemische Elemente - Metalle

Die meisten chemischen Elemente werden als Metalle klassifiziert - 92 US-Dollar von 114 US-Dollar bekannten Elementen.

Alle Metalle außer Quecksilber sind normalerweise Feststoffe und haben eine Reihe gemeinsamer Eigenschaften.

Metalle Sind formbare, duktile, viskose Substanzen, die einen metallischen Glanz haben und Wärme und elektrischen Strom leiten können.

Atome von Metallelementen geben Elektronen an die äußere (und einen Teil der voraußen) Elektronenschicht ab und verwandeln sich in positive Ionen.

Diese Eigenschaft von Metallatomen wird, wie Sie wissen, durch die Tatsache bestimmt, dass sie relativ große Radien und eine kleine Anzahl von Elektronen haben (hauptsächlich von 1 $ bis 3 $ auf der äußeren Schicht).

Die einzigen Ausnahmen sind $ 6 $ Metalle: Germanium, Zinn, Bleiatome auf der äußeren Schicht haben $ 4 $ Elektronen, Antimon- und Wismutatome - $ 5 $, Poloniumatome - $ 6 $.

Metallatome sind durch kleine Elektronegativitätswerte (von 0,7 bis 1,9 US-Dollar) und extrem reduzierende Eigenschaften gekennzeichnet, d.h. die Fähigkeit, Elektronen zu spenden.

Sie wissen bereits, dass im Periodensystem der chemischen Elemente von D. I. Mendeleev Metalle in seitlichen Untergruppen sowohl unterhalb als auch oberhalb der Borastatin-Diagonale liegen. In den Perioden und Hauptuntergruppen wirken sich die Ihnen bekannten Regelmäßigkeiten auf die Änderung des Metalls und damit auf die reduzierenden Eigenschaften der Atome der Elemente aus.

Chemische Elemente in der Nähe der Bor-Astatin-Diagonale ($ Be, Al, Ti, Ge, Nb, Sb $) haben zwei Eigenschaften: In einigen ihrer Verbindungen verhalten sie sich wie Metalle, in anderen weisen sie die Eigenschaften von Nichtmetallen auf.

In Nebenuntergruppen nehmen die reduzierenden Eigenschaften von Metallen mit zunehmender Seriennummer am häufigsten ab.

Dies kann durch die Tatsache erklärt werden, dass die Stärke der Bindung von Valenzelektronen mit dem Kern der Atome dieser Metalle stärker vom Wert der Kernladung und nicht vom Radius des Atoms beeinflusst wird. Die Größe der Kernladung nimmt signifikant zu, die Anziehungskraft von Elektronen auf den Kern nimmt zu. Gleichzeitig nimmt der Radius des Atoms zu, jedoch nicht so signifikant wie bei Metallen der Hauptuntergruppen.

Einfache Substanzen, die durch chemische Elemente gebildet werden - Metalle und komplexe metallhaltige Substanzen - spielen eine wichtige Rolle im mineralischen und organischen "Leben" der Erde. Es genügt daran zu erinnern, dass die Atome (Ionen) von Metallelementen ein wesentlicher Bestandteil der Verbindungen sind, die den Stoffwechsel im menschlichen Körper und in den Tieren bestimmen. Zum Beispiel befinden sich 76 US-Dollar der Elemente im menschlichen Blut, von denen nur 14 US-Dollar keine Metalle sind. Im menschlichen Körper sind einige Elemente - Metalle (Calcium, Kalium, Natrium, Magnesium) - in großen Mengen vorhanden, d.h. sind makronährstoffe. Und Metalle wie Chrom, Mangan, Eisen, Kobalt, Kupfer, Zink, Molybdän sind in kleinen Mengen vorhanden, d.h. Das spurenelemente.

Merkmale der Struktur von Metallen der Hauptuntergruppen der Gruppen I-III.

Alkali Metalle - Dies sind Metalle der Hauptuntergruppe der Gruppe I. Ihre Atome auf der äußeren Energieebene haben jeweils ein Elektron. Alkalimetalle sind starke Reduktionsmittel. Ihre Reduktionsfähigkeit und Reaktivität nehmen mit der Zunahme der Ordnungszahl des Elements zu (d. H. Im Periodensystem von oben nach unten). Sie alle haben elektronische Leitfähigkeit. Die Bindungsstärke zwischen Alkalimetallatomen nimmt mit zunehmender Ordnungszahl des Elements ab. Ihre Schmelz- und Siedepunkte nehmen ebenfalls ab. Alkalimetalle interagieren mit vielen einfachen Substanzen - Oxidationsmitteln. In Reaktion mit Wasser bilden sie wasserlösliche Basen (Alkalien).

Erdalkalielemente sind Elemente der Hauptuntergruppe der Gruppe II. Die Atome dieser Elemente enthalten jeweils zwei Elektronen auf der Ebene der äußeren Energie. Sie sind Reduktionsmittel und haben eine Oxidationsstufe von $ + 2 $. In dieser Hauptuntergruppe werden die allgemeinen Muster der Änderung der physikalischen und chemischen Eigenschaften beobachtet, die mit einer Zunahme der Größe der Atome in der Gruppe von oben nach unten verbunden sind, und die chemische Bindung zwischen Atomen schwächt sich ebenfalls ab. Mit zunehmender Größe des Ions schwächen sich die sauren Eigenschaften ab und die basischen Eigenschaften von Oxiden und Hydroxiden nehmen zu.

Die Hauptuntergruppe der Gruppe III besteht aus den Elementen Bor, Aluminium, Gallium, Indium und Thallium. Alle Elemente beziehen sich auf $ p $ -Elemente. Auf der Ebene der externen Energie haben sie jeweils drei $ (s ^ 2p ^ 1) $ -Elektronen, was die Ähnlichkeit der Eigenschaften erklärt. Oxidationszustand $ + 3 $. Innerhalb einer Gruppe nehmen mit zunehmender Kernladung die metallischen Eigenschaften zu. Bor ist ein nichtmetallisches Element, während Aluminium bereits metallische Eigenschaften aufweist. Alle Elemente bilden Oxide und Hydroxide.

Charakterisierung von Übergangselementen ± Kupfer, Zink, Chrom, Eisen durch ihre Position im Periodensystem der chemischen Elemente von D. I. Mendeleev und Strukturmerkmale ihrer Atome

Die meisten Metallelemente befinden sich in den Seitengruppen des Periodensystems.

In der vierten Periode erscheint eine vierte Elektronenschicht in Kalium- und Calciumatomen, und die $ 4s $ -Unterebene ist gefüllt, da sie eine niedrigere Energie als die $ 3d $ -Unterebene hat. $ K, Ca sind s $ -Elemente in Hauptuntergruppen. In Atomen von $ Sc $ bis $ Zn $ ist die Unterebene $ 3d $ mit Elektronen gefüllt.

Betrachten wir, welche Kräfte auf ein Elektron wirken, das einem Atom mit einer Zunahme der Kernladung hinzugefügt wird. Einerseits zieht der Atomkern an, wodurch das Elektron das niedrigste freie Energieniveau einnimmt. Andererseits Abstoßung durch die bereits vorhandenen Elektronen. Wenn sich auf Energieniveau $ 8 $ Elektronen befinden ($ s- $ und $ p- $ Orbitale sind besetzt), ist ihre allgemeine Abstoßungswirkung so stark, dass das nächste Elektron anstelle der Energie, die niedriger als $ d- $ Orbital ist, auf das höhere $ s- $ fällt Orbital der nächsten Ebene. Die elektronische Struktur der externen Energieniveaus für Kalium ist $ ... 3d ^ (0) 4s ^ 1 $, für Kalzium - $ ... 3d ^ (0) 4s ^ 2 $.

Die anschließende Zugabe eines weiteren Elektrons zum Scandium führt zum Beginn des Füllens des $ 3d $ -Orbitals anstelle von $ 4p $ -Orbitalen mit noch höherer Energie. Dies erweist sich als energetisch vorteilhafter. Die Füllung des $ 3d $ -orbitals endet in Zink, das eine elektronische Struktur $ 1s ^ (2) 2s ^ (2) 2p ^ (6) 3s ^ (2) 3p ^ (6) 3d ^ (10) 4s ^ 2 $ hat. Es ist zu beachten, dass für die Elemente Kupfer und Chrom das Phänomen des Elektronendips beobachtet wird. Im Kupferatom bewegt sich das zehnte $ d $ -Elektron auf die dritte $ 3d $ -Unterebene.

Die elektronische Formel von Kupfer lautet $ ... 3d ^ (10) 4s ^ 1 $. Ein Chromatom auf dem vierten Energieniveau ($ s $ -orbital) muss $ 2 $ eines Elektrons haben. Eines der beiden Elektronen gelangt jedoch zum dritten Energieniveau, zum ungefüllten $ d $ -orbital, dessen elektronische Formel $ ... 3d ^ (5) 4s ^ 1 $ lautet.

Im Gegensatz zu den Elementen der Hauptuntergruppen, bei denen die Atomorbitale der äußeren Ebene allmählich mit Elektronen gefüllt werden, werden die $ d $ -orbitale der vorletzten Energie in die Elemente der sekundären Untergruppen gefüllt. Daher der Name: $ d $ -Elemente.

Alle einfachen Substanzen, die von Elementen der Untergruppen des Periodensystems gebildet werden, sind Metalle. Aufgrund der größeren Anzahl von Atomorbitalen als die der Metallelemente der Hauptuntergruppen bilden die Atome von $ d $ -Elementen eine große Anzahl chemischer Bindungen miteinander und bilden daher ein stärkeres Kristallgitter. Es ist sowohl mechanisch als auch in Bezug auf die Erwärmung stärker. Daher sind Metalle von Seitenuntergruppen die stärksten und feuerfestesten unter allen Metallen.

Es ist bekannt, dass wenn ein Atom mehr als drei Valenzelektronen hat, das Element eine variable Valenz aufweist. Diese Klausel gilt für die meisten $ d $ -Elemente. Ihre maximale Wertigkeit entspricht wie bei den Elementen der Hauptuntergruppen der Gruppennummer (obwohl es Ausnahmen gibt). Elemente mit einer gleichen Anzahl von Valenzelektronen sind in der Gruppe unter einer Zahl $ (Fe, Co, Ni) $ enthalten.

In $ d $ -Elementen ist die Änderung der Eigenschaften ihrer Oxide und Hydroxide innerhalb einer Periode, wenn sie sich von links nach rechts bewegen, d.h. Mit zunehmender Wertigkeit kommt es von den basischen Eigenschaften über amphoter bis sauer. Zum Beispiel hat Chrom Valenzen $ + 2, +3, + 6 $; und seine Oxide: $ CrO $ - basisch, $ Cr_ (2) O_3 $ - amphoter, $ CrO_3 $ - sauer.

Allgemeine Eigenschaften von Nichtmetallen der Hauptuntergruppen IV ± VII in Verbindung mit ihrer Position im Periodensystem der chemischen Elemente von D. I. Mendeleev und den Strukturmerkmalen ihrer Atome

Chemische Elemente - Nichtmetalle

Die allererste wissenschaftliche Klassifizierung chemischer Elemente war ihre Unterteilung in Metalle und Nichtmetalle. Diese Klassifizierung hat derzeit nicht an Bedeutung verloren.

Nichtmetalle- Dies sind chemische Elemente, deren Atome durch die Fähigkeit gekennzeichnet sind, Elektronen bis zur Vollendung der äußeren Schicht aufzunehmen, da in der Regel vier oder mehr Elektronen auf der äußeren Elektronenschicht vorhanden sind und der Radius der Atome im Vergleich zu Metallatomen gering ist.

Diese Definition lässt die Elemente der Gruppe VIII der Hauptuntergruppe außer Acht - inerte oder Edelgase, deren Atome eine vollständige äußere Elektronenschicht aufweisen. Die elektronische Konfiguration der Atome dieser Elemente ist so, dass sie weder Metallen noch Nichtmetallen zugeordnet werden können. Sie sind die Objekte, die die Elemente in Metalle und Nichtmetalle trennen und eine Grenzposition zwischen ihnen einnehmen. Inerte oder Edelgase ("Adel" wird in Inertheit ausgedrückt) werden manchmal als Nichtmetalle bezeichnet, aber formal entsprechend den physikalischen Eigenschaften. Diese Substanzen bleiben bis zu sehr niedrigen Temperaturen gasförmig. Helium geht also bei $ t ° \u003d -268,9 ° С $ nicht in einen flüssigen Zustand über.

Die chemische Inertheit dieser Elemente ist relativ. Für Xenon und Krypton sind Verbindungen mit Fluor und Sauerstoff bekannt: $ KrF_2, XeF_2, XeF_4 $ und andere. Zweifellos spielten Inertgase bei der Bildung dieser Verbindungen die Rolle von Reduktionsmitteln.

Aus der Definition von Nichtmetallen folgt, dass ihre Atome durch hohe Elektronegativitätswerte gekennzeichnet sind. Es reicht von 2 bis 4 Dollar. Nichtmetalle sind Elemente der Hauptuntergruppen, hauptsächlich $ p $ -Elemente, mit Ausnahme des Wasserstoff-s-Elements.

Alle nichtmetallischen Elemente (außer Wasserstoff) nehmen die obere rechte Ecke im Periodensystem der chemischen Elemente von D. I. Mendeleev ein und bilden ein Dreieck, dessen Spitze Fluor $ F $ ist und dessen Basis die Diagonale $ B - At $ ist.

Besondere Aufmerksamkeit sollte jedoch der doppelten Position von Wasserstoff im Periodensystem gewidmet werden: in den Hauptuntergruppen der Gruppen I und VII. Das ist kein Zufall. Einerseits hat das Wasserstoffatom wie die Atome von Alkalimetallen ein Elektron auf der äußeren (und nur dafür) Elektronenschicht (elektronische Konfiguration $ 1s ^ 1 $), das es abgeben kann und das die Eigenschaften eines Reduktionsmittels aufweist.

In den meisten seiner Verbindungen weist Wasserstoff wie Alkalimetalle eine Oxidationsstufe $ + 1 $ auf. Die Rückführung eines Elektrons durch ein Wasserstoffatom ist jedoch schwieriger als die von Alkalimetallatomen. Andererseits fehlt dem Wasserstoffatom wie den Halogenatomen vor der Vervollständigung der äußeren Elektronenschicht ein Elektron, so dass das Wasserstoffatom ein Elektron aufnehmen kann, das die Eigenschaften eines Oxidationsmittels und die für Halogen charakteristische Oxidationsstufe aufweist - $ 1 $ in Hydriden (Verbindungen mit Metallen wie Verbindungen) Metalle mit Halogenen - Halogeniden). Die Bindung eines Elektrons an ein Wasserstoffatom ist jedoch schwieriger als bei Halogenen.

Eigenschaften von Atomen von Elementen - Nichtmetallen

Atome von Nichtmetallen werden von oxidierenden Eigenschaften dominiert, d.h. die Fähigkeit, Elektronen zu binden. Diese Fähigkeit ist durch den Wert der Elektronegativität gekennzeichnet, der sich regelmäßig in Perioden und Untergruppen ändert.

Fluor ist das stärkste Oxidationsmittel, seine Atome bei chemischen Reaktionen können keine Elektronen abgeben, d.h. zeigen restaurative Eigenschaften.

Konfiguration der äußeren Elektronenschicht.

Andere Nichtmetalle können reduzierende Eigenschaften aufweisen, wenn auch in deutlich schwächerem Maße als Metalle. In Perioden und Untergruppen ändert sich ihre Reduktionsfähigkeit in umgekehrter Reihenfolge wie die oxidative.

Chemische Elemente - Nichtmetalle nur $ 16 $! Nicht viel, wenn man bedenkt, dass $ 114 $ Artikel bekannt sind. Zwei nichtmetallische Elemente machen 76% der Masse der Erdkruste aus. Dies sind Sauerstoff (49%) und Silizium (27%). Die Atmosphäre enthält $ 0,03% $ der Sauerstoffmasse in der Erdkruste. Nichtmetalle machen 98,5% des Pflanzengewichts und 97,6% des menschlichen Körpergewichts aus. Nichtmetalle $ C, H, O, N, S, P $ - Organogene, die die wichtigsten organischen Substanzen einer lebenden Zelle bilden: Proteine, Fette, Kohlenhydrate, nukleinsäuren... Die Luft, die wir atmen, enthält einfache und komplexe Substanzen, die ebenfalls aus nichtmetallischen Elementen bestehen (Sauerstoff $ O_2 $, Stickstoff $ N_2 $, Kohlendioxid $ СО_2 $, Wasserdämpfe $ Н_2О $ usw.).

Wasserstoff ist das Hauptelement des Universums. Viele Weltraumobjekte (Gaswolken, Sterne, einschließlich der Sonne) bestehen zu mehr als der Hälfte aus Wasserstoff. Auf der Erde beträgt sie einschließlich der Atmosphäre, der Hydrosphäre und der Lithosphäre nur 0,88%. Dies ist jedoch massenhaft und die Atommasse von Wasserstoff ist sehr klein. Daher ist sein geringer Gehalt nur offensichtlich, und von 100 $ Atomen auf der Erde sind 17 $ Wasserstoffatome.