Su-Element des Periodensystems. Periodengesetz von D.I. Mendeleev und das Periodensystem der chemischen Elemente. Struktur und Regeln für die Platzierung von Elementen

Zusammensetzung des Atoms.

Ein Atom besteht aus Atomkern Und Elektronenhülle.

Der Atomkern besteht aus Protonen ( p+) und Neutronen ( N 0). Die meisten Wasserstoffatome haben einen Kern, der aus einem Proton besteht.

Anzahl der Protonen N(p+) ist gleich der Kernladung ( Z) und die Ordnungszahl des Elements in der natürlichen Reihe der Elemente (und im Periodensystem der Elemente).

N(P +) = Z

Summe der Neutronen N(N 0), einfach durch den Buchstaben gekennzeichnet N und Anzahl der Protonen Z angerufen Massenzahl und wird durch den Buchstaben bezeichnet A.

A = Z + N

Die Elektronenhülle eines Atoms besteht aus Elektronen, die sich um den Kern bewegen ( e -).

Anzahl der Elektronen N(e-) in der Elektronenhülle eines neutralen Atoms ist gleich der Anzahl der Protonen Z im Kern.

Die Masse eines Protons ist ungefähr gleich der Masse eines Neutrons und 1840-mal so groß wie die Masse eines Elektrons, sodass die Masse eines Atoms fast gleich der Masse des Kerns ist.

Die Form des Atoms ist kugelförmig. Der Radius des Kerns ist etwa 100.000 Mal kleiner als der Radius des Atoms.

Chemisches Element- Atomart (Ansammlung von Atomen) mit gleicher Kernladung (mit gleicher Protonenzahl im Kern).

Isotop- eine Ansammlung von Atomen desselben Elements mit der gleichen Anzahl an Neutronen im Kern (oder eine Atomart mit der gleichen Anzahl an Protonen und der gleichen Anzahl an Neutronen im Kern).

Verschiedene Isotope unterscheiden sich voneinander durch die Anzahl der Neutronen in den Kernen ihrer Atome.

Bezeichnung eines einzelnen Atoms oder Isotops: (E ist das Symbol des Elements), zum Beispiel: .

Struktur der Elektronenhülle eines Atoms

Atomorbital- Zustand eines Elektrons in einem Atom. Das Symbol für das Orbital ist . Jedes Orbital hat eine entsprechende Elektronenwolke.

Es gibt vier Arten von Orbitalen realer Atome im Grundzustand (unerregt): S, P, D Und F.

Elektronische Cloud- der Teil des Raumes, in dem sich ein Elektron mit einer Wahrscheinlichkeit von 90 (oder mehr) Prozent befindet.

Notiz: Manchmal werden die Konzepte „Atomorbital“ und „Elektronenwolke“ nicht unterschieden, sondern beide werden als „Atomorbital“ bezeichnet.

Die Elektronenhülle eines Atoms ist geschichtet. Elektronische Schicht gebildet aus Elektronenwolken gleicher Größe. Es bilden sich die Orbitale einer Schicht elektronische ("Energie") Ebene, ihre Energien sind für das Wasserstoffatom gleich, für andere Atome jedoch unterschiedlich.

Orbitale desselben Typs werden gruppiert elektronisch (Energie) Unterebenen:
S-Unterebene (besteht aus einer S-Orbitale), Symbol - .
P-Unterebene (besteht aus drei P
D-Unterebene (besteht aus fünf D-Orbitale), Symbol - .
F-Unterebene (besteht aus sieben F-Orbitale), Symbol - .

Die Energien der Orbitale derselben Unterebene sind gleich.

Bei der Bezeichnung von Unterebenen wird dem Unterebenensymbol die Nummer der Ebene (elektronische Ebene) hinzugefügt, zum Beispiel: 2 S, 3P, 5D bedeutet S-Unterebene der zweiten Ebene, P- Unterebene der dritten Ebene, D-Unterebene der fünften Ebene.

Die Gesamtzahl der Unterebenen auf einer Ebene entspricht der Ebenennummer N. Die Gesamtzahl der Orbitale auf einer Ebene ist gleich N 2. Dementsprechend ist auch die Gesamtzahl der Wolken in einer Schicht gleich N 2 .

Bezeichnungen: - freies Orbital (ohne Elektronen), - Orbital mit einem ungepaarten Elektron, - Orbital mit einem Elektronenpaar (mit zwei Elektronen).

Die Reihenfolge, in der Elektronen die Orbitale eines Atoms füllen, wird durch drei Naturgesetze bestimmt (die Formulierungen sind vereinfacht):

1. Das Prinzip der geringsten Energie – Elektronen füllen die Orbitale in der Reihenfolge zunehmender Energie der Orbitale.

2. Das Pauli-Prinzip – in einem Orbital können sich nicht mehr als zwei Elektronen befinden.

3. Hundsche Regel – innerhalb einer Unterebene füllen Elektronen zunächst leere Orbitale (eines nach dem anderen) und bilden erst danach Elektronenpaare.

Die Gesamtzahl der Elektronen in der elektronischen Ebene (oder Elektronenschicht) beträgt 2 N 2 .

Die Verteilung der Unterebenen nach Energie wird wie folgt ausgedrückt (in der Reihenfolge zunehmender Energie):

1S, 2S, 2P, 3S, 3P, 4S, 3D, 4P, 5S, 4D, 5P, 6S, 4F, 5D, 6P, 7S, 5F, 6D, 7P ...

Dieser Ablauf wird durch ein Energiediagramm anschaulich ausgedrückt:

Die Verteilung der Elektronen eines Atoms über Ebenen, Unterebenen und Orbitale (elektronische Konfiguration eines Atoms) kann als Elektronenformel, Energiediagramm oder einfacher als Diagramm von Elektronenschichten („Elektronendiagramm“) dargestellt werden.

Beispiele für die elektronische Struktur von Atomen:

Valenzelektronen- Elektronen eines Atoms, die an der Bildung chemischer Bindungen beteiligt sein können. Für jedes Atom sind dies alle Außenelektronen sowie die voräußeren Elektronen, deren Energie größer ist als die der äußeren. Beispiel: Das Ca-Atom hat 4 Außenelektronen S 2, sie sind auch Valenz; Das Fe-Atom hat 4 Außenelektronen S 2, aber er hat 3 D 6, also hat das Eisenatom 8 Valenzelektronen. Die elektronische Valenzformel des Calciumatoms ist 4 S 2 und Eisenatome - 4 S 2 3D 6 .

Periodensystem der chemischen Elemente von D. I. Mendeleev
(natürliches System chemischer Elemente)

Periodisches Gesetz der chemischen Elemente(moderne Formulierung): Die Eigenschaften chemischer Elemente sowie der aus ihnen gebildeten einfachen und komplexen Stoffe hängen periodisch vom Wert der Ladung der Atomkerne ab.

Periodensystem- grafischer Ausdruck des periodischen Gesetzes.

Natürliche Reihe chemischer Elemente- eine Reihe chemischer Elemente, die entsprechend der zunehmenden Anzahl von Protonen in den Kernen ihrer Atome oder, was dasselbe ist, entsprechend der zunehmenden Ladung der Kerne dieser Atome angeordnet sind. Die Ordnungszahl eines Elements dieser Reihe ist gleich der Anzahl der Protonen im Kern eines beliebigen Atoms dieses Elements.

Die Tabelle der chemischen Elemente wird durch „Zerschneiden“ der natürlichen Reihe chemischer Elemente erstellt Perioden(horizontale Zeilen der Tabelle) und Gruppierungen (vertikale Spalten der Tabelle) von Elementen mit einer ähnlichen elektronischen Struktur wie Atome.

Abhängig davon, wie Sie Elemente zu Gruppen zusammenfassen, kann die Tabelle sein langer Zeitraum(Elemente mit gleicher Anzahl und Art von Valenzelektronen werden in Gruppen zusammengefasst) und kurzer Zeitraum(Elemente mit der gleichen Anzahl an Valenzelektronen werden in Gruppen zusammengefasst).

Die Kurzzeittabellengruppen sind in Untergruppen unterteilt ( hauptsächlich Und Seite), die mit den Gruppen der Tabelle der langen Perioden zusammenfallen.

Alle Atome von Elementen derselben Periode haben die gleiche Anzahl an Elektronenschichten, die der Periodenzahl entspricht.

Anzahl der Elemente in Perioden: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32. Die meisten Elemente der achten Periode wurden künstlich gewonnen, die letzten Elemente dieser Periode wurden noch nicht synthetisiert. Alle Perioden außer der ersten beginnen mit einem alkalimetallbildenden Element (Li, Na, K usw.) und enden mit einem edelgasbildenden Element (He, Ne, Ar, Kr usw.).

In der Kurzperiodentabelle gibt es acht Gruppen, die jeweils in zwei Untergruppen (Haupt- und Nebengruppen) unterteilt sind, in der Langperiodentabelle gibt es sechzehn Gruppen, die in römischen Ziffern mit den Buchstaben A oder B nummeriert sind, z Beispiel: IA, IIIB, VIA, VIIB. Die Gruppe IA des Langperiodensystems entspricht der Hauptuntergruppe der ersten Gruppe des Kurzperiodensystems; Gruppe VIIB – sekundäre Untergruppe der siebten Gruppe: der Rest – ähnlich.

Die Eigenschaften chemischer Elemente ändern sich natürlicherweise in Gruppen und Perioden.

In Perioden (mit steigender Seriennummer)

Die Kernladung steigt
die Zahl der Außenelektronen nimmt zu,
der Radius der Atome nimmt ab,
die Stärke der Bindung zwischen Elektronen und Kern nimmt zu (Ionisierungsenergie),
Elektronegativität nimmt zu,
die oxidierenden Eigenschaften einfacher Stoffe werden verstärkt („Nichtmetallizität“),
die reduzierenden Eigenschaften einfacher Stoffe werden schwächer („Metallizität“),
schwächt den basischen Charakter von Hydroxiden und entsprechenden Oxiden,
der saure Charakter von Hydroxiden und entsprechenden Oxiden nimmt zu.

In Gruppen (mit steigender Seriennummer)

Die Kernladung steigt
der Radius der Atome nimmt zu (nur in A-Gruppen),
die Stärke der Bindung zwischen Elektronen und Kern nimmt ab (Ionisierungsenergie; nur in A-Gruppen),
die Elektronegativität nimmt ab (nur in A-Gruppen),
die oxidierenden Eigenschaften einfacher Stoffe werden schwächer („Nichtmetallizität“; nur in A-Gruppen),
die reduzierenden Eigenschaften einfacher Stoffe werden verstärkt („Metallizität“; nur in A-Gruppen),
der basische Charakter von Hydroxiden und entsprechenden Oxiden nimmt zu (nur in A-Gruppen),
schwächt den sauren Charakter von Hydroxiden und entsprechenden Oxiden (nur in A-Gruppen),
die Stabilität von Wasserstoffverbindungen nimmt ab (ihre reduzierende Aktivität nimmt zu; nur in A-Gruppen).

Aufgaben und Tests zum Thema „Thema 9. „Struktur des Atoms. Periodengesetz und Periodensystem chemischer Elemente von D. I. Mendeleev (PSHE) „.“

Periodisches Gesetz - Periodengesetz und Struktur der Atome Klasse 8–9
Sie müssen wissen: die Gesetze der Füllung von Orbitalen mit Elektronen (das Prinzip der geringsten Energie, das Pauli-Prinzip, die Hundsche Regel), die Struktur des Periodensystems der Elemente.
Sie müssen in der Lage sein: die Zusammensetzung eines Atoms anhand der Position des Elements im Periodensystem zu bestimmen und umgekehrt ein Element im Periodensystem zu finden, indem Sie dessen Zusammensetzung kennen; das Strukturdiagramm und die elektronische Konfiguration eines Atoms oder Ions darstellen und umgekehrt die Position eines chemischen Elements im PSCE anhand des Diagramms und der elektronischen Konfiguration bestimmen; das Element und die von ihm gebildeten Stoffe entsprechend seiner Stellung im PSCE charakterisieren; Bestimmen Sie Änderungen im Radius von Atomen, Eigenschaften chemischer Elemente und der von ihnen gebildeten Stoffe innerhalb einer Periode und einer Hauptuntergruppe des Periodensystems.
Beispiel 1. Bestimmen Sie die Anzahl der Orbitale im dritten Elektronenniveau. Was sind diese Orbitale?
Um die Anzahl der Orbitale zu bestimmen, verwenden wir die Formel N Orbitale = N 2 wo N- Levelnummer. N Orbitale = 3 2 = 9. Eins 3 S-, drei 3 P- und fünf 3 D-Orbitale.
Beispiel 2. Bestimmen Sie, welches Elementatom die elektronische Formel 1 hat S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 1 .
Um zu bestimmen, um welches Element es sich handelt, müssen Sie seine Ordnungszahl ermitteln, die der Gesamtzahl der Elektronen des Atoms entspricht. In diesem Fall: 2 + 2 + 6 + 2 + 1 = 13. Das ist Aluminium.
Nachdem Sie sichergestellt haben, dass Sie alles Notwendige gelernt haben, fahren Sie mit der Erledigung der Aufgaben fort. Wir wünschen Ihnen viel Erfolg.

Empfohlene Lektüre:
- O. S. Gabrielyan und andere. Chemie 11. Klasse. M., Bustard, 2002;
- G. E. Rudzitis, F. G. Feldman. Chemie 11. Klasse. M., Bildung, 2001.

In dieser Lektion lernen Sie das Periodengesetz von Mendelejew kennen, das die Änderung der Eigenschaften einfacher Körper sowie der Formen und Eigenschaften von Elementverbindungen in Abhängigkeit von der Größe ihrer Atommassen beschreibt. Überlegen Sie, wie ein chemisches Element durch seine Position im Periodensystem beschrieben werden kann.

Thema: Periodenrecht undPeriodensystem der chemischen Elemente von D. I. Mendeleev

Lektion: Beschreibung eines Elements nach Position im Periodensystem der Elemente von D. I. Mendeleev

Im Jahr 1869 formulierte D. I. Mendeleev auf der Grundlage der über chemische Elemente gesammelten Daten sein periodisches Gesetz. Dann klang es so: „Die Eigenschaften einfacher Körper sowie die Formen und Eigenschaften von Elementverbindungen hängen periodisch von der Größe der Atommassen der Elemente ab.“ Die physikalische Bedeutung des Gesetzes von D. I. Mendelejew war lange Zeit unklar. Nach der Entdeckung der Struktur des Atoms im 20. Jahrhundert passte alles zusammen.

Moderne Formulierung des Periodengesetzes:„Die Eigenschaften einfacher Stoffe sowie die Formen und Eigenschaften von Elementverbindungen hängen periodisch von der Größe der Ladung des Atomkerns ab.“

Die Ladung des Atomkerns ist gleich der Anzahl der Protonen im Kern. Die Anzahl der Protonen wird durch die Anzahl der Elektronen in einem Atom ausgeglichen. Somit ist das Atom elektrisch neutral.

Ladung des Atomkerns im Periodensystem ist es so Seriennummer des Elements.

Periodennummer zeigt Anzahl der Energieniveaus, auf dem Elektronen rotieren.

Gruppennummer zeigt Anzahl der Valenzelektronen. Bei Elementen der Hauptuntergruppen ist die Anzahl der Valenzelektronen gleich der Anzahl der Elektronen im äußeren Energieniveau. Es sind die Valenzelektronen, die für die Bildung chemischer Bindungen eines Elements verantwortlich sind.

Chemische Elemente der Gruppe 8 – Edelgase – haben 8 Elektronen in ihrer äußeren Elektronenhülle. Eine solche Elektronenhülle ist energetisch günstig. Alle Atome streben danach, ihre äußere Elektronenhülle mit bis zu 8 Elektronen zu füllen.

Welche Eigenschaften eines Atoms ändern sich im Periodensystem periodisch?

Der Aufbau der externen elektronischen Wasserwaage wiederholt sich.

Der Radius eines Atoms ändert sich periodisch. In einer Gruppe Radius erhöht sich mit zunehmender Periodenzahl, da die Zahl der Energieniveaus zunimmt. Im Zeitraum von links nach rechts Der Atomkern wird wachsen, aber die Anziehungskraft auf den Kern wird größer und damit auch der Radius des Atoms nimmt ab.

Jedes Atom strebt danach, das letzte Energieniveau zu erreichen. Elemente der Gruppe 1 haben 1 Elektron in der letzten Schicht. Daher ist es für sie einfacher, es zu verschenken. Und für Elemente der Gruppe 7 ist es einfacher, ein Elektron anzuziehen, das dem Oktett fehlt. In einer Gruppe nimmt die Fähigkeit, Elektronen abzugeben, von oben nach unten zu, da der Radius des Atoms zunimmt und die Anziehungskraft auf den Kern abnimmt. In einem Zeitraum von links nach rechts nimmt die Fähigkeit, Elektronen abzugeben, ab, da der Radius des Atoms kleiner wird.

Je leichter ein Element Elektronen von seiner äußeren Ebene abgibt, desto stärker sind seine metallischen Eigenschaften und seine Oxide und Hydroxide haben stärkere basische Eigenschaften. Dies bedeutet, dass die metallischen Eigenschaften in Gruppen von oben nach unten und periodisch von rechts nach links zunehmen. Bei nichtmetallischen Eigenschaften ist das Gegenteil der Fall.

Reis. 1. Position von Magnesium in der Tabelle

In der Gruppe grenzt Magnesium an Beryllium und Calcium. Abb.1. Magnesium rangiert in dieser Gruppe niedriger als Beryllium, aber höher als Kalzium. Magnesium hat mehr metallische Eigenschaften als Beryllium, aber weniger als Kalzium. Auch die Grundeigenschaften seiner Oxide und Hydroxide ändern sich. In der Periode befindet sich Natrium links und Aluminium rechts von Magnesium. Natrium weist mehr metallische Eigenschaften auf als Magnesium und Magnesium weist mehr metallische Eigenschaften als Aluminium auf. Somit können Sie jedes Element mit seinen Nachbarn in der Gruppe und im Zeitraum vergleichen.

Saure und nichtmetallische Eigenschaften verändern sich im Gegensatz zu den basischen und metallischen Eigenschaften.

Eigenschaften von Chlor nach seiner Position im Periodensystem von D.I.

Reis. 4. Chlorposition in der Tabelle

. Die Ordnungszahl 17 gibt die Anzahl der Protonen17 und Elektronen17 in einem Atom an. Abb.4. Die Atommasse 35 hilft bei der Berechnung der Anzahl der Neutronen (35-17 = 18). Chlor befindet sich in der dritten Periode, was bedeutet, dass die Anzahl der Energieniveaus in einem Atom 3 beträgt. Es gehört zur 7-A-Gruppe und gehört zu den p-Elementen. Dies ist ein Nichtmetall. Wir vergleichen Chlor mit seinen Nachbarn in der Gruppe und im Zeitraum. Die nichtmetallischen Eigenschaften von Chlor sind größer als die von Schwefel, jedoch geringer als die von Argon. Chlor hat weniger metallische Eigenschaften als Fluor und mehr Eigenschaften als Brom. Verteilen wir die Elektronen auf die Energieniveaus und schreiben wir die Elektronenformel. Die Gesamtverteilung der Elektronen sieht folgendermaßen aus. Siehe Abb. 5

Reis. 5. Verteilung der Elektronen des Chloratoms über die Energieniveaus

Bestimmen Sie die höchste und niedrigste Oxidationsstufe von Chlor. Die höchste Oxidationsstufe ist +7, da sie aus der letzten Elektronenschicht 7 Elektronen abgeben kann. Die niedrigste Oxidationsstufe ist -1, da Chlor zur Vervollständigung 1 Elektron benötigt. Formel des höheren Oxids Cl 2 O 7 (Säureoxid), Wasserstoffverbindung HCl.

Bei der Abgabe oder Aufnahme von Elektronen nimmt ein Atom Elektronen auf konventionelle Ladung. Diese bedingte Gebühr wird aufgerufen .

- Einfach Stoffe haben eine Oxidationsstufe gleich null.

Artikel können ausgestellt werden maximal Oxidationsstufe und Minimum. Maximal Ein Element zeigt seinen Oxidationszustand, wenn verschenkt Alle seine Valenzelektronen stammen von der äußeren Elektronenebene. Wenn die Anzahl der Valenzelektronen gleich der Gruppennummer ist, dann ist die maximale Oxidationsstufe gleich der Gruppennummer.

Reis. 2. Position von Arsen in der Tabelle

Minimum Ein Element weist einen Oxidationszustand auf, wenn es werde akzeptieren alle möglichen Elektronen, um die Elektronenschicht zu vervollständigen.

Betrachten wir die Werte der Oxidationsstufen am Beispiel des Elements Nr. 33.

Dies ist Arsen As. Es gehört zur fünften Hauptuntergruppe. Es hat fünf Elektronen in seinem Endelektronenniveau. Das bedeutet, dass er beim Verschenken eine Oxidationsstufe von +5 hat. Dem As-Atom fehlen drei Elektronen, bevor die Elektronenschicht vervollständigt wird. Durch ihre Anziehung erhält es eine Oxidationsstufe von -3.

Die Stellung der Elemente Metalle und Nichtmetalle im Periodensystem D.I. Mendelejew.

Reis. 3. Position der Metalle und Nichtmetalle in der Tabelle

IN Seite Untergruppen sind alle Metalle . Wenn Sie geistig dirigieren Diagonale von Bor nach Astat , Das höher Von dieser Diagonale in den Hauptuntergruppen wird es alle geben Nichtmetalle , A unten Diese Diagonale ist alles Metalle . Abb.3.

1. Nr. 1-4 (S. 125) Rudzitis G.E. Anorganische und organische Chemie. 8. Klasse: Lehrbuch für allgemeinbildende Einrichtungen: Grundstufe / G. E. Rudzitis, F.G. Feldmann. M.: Aufklärung. 2011, 176 S.: Abb.

2. Welche Eigenschaften eines Atoms ändern sich mit der Periodizität?

3. Charakterisieren Sie das chemische Element Sauerstoff anhand seiner Position im Periodensystem von D.I.

Periodisches Gesetz der chemischen Elemente(moderne Formulierung): Die Eigenschaften chemischer Elemente sowie der aus ihnen gebildeten einfachen und komplexen Stoffe hängen periodisch vom Wert der Ladung der Atomkerne ab.

Periodensystem - grafischer Ausdruck des periodischen Gesetzes.

Chemisches Element – Dabei handelt es sich um eine Ansammlung von Atomen mit der gleichen Ladung wie der Atomkern Z i.

Isotope – Dabei handelt es sich um Atome mit gleicher Kernladung, aber unterschiedlicher Massenzahl A r.

Ladung des Atomkerns, gleich der Seriennummer eines Elements N im Periodensystem, nimmt kontinuierlich zu und die Eigenschaften chemischer Elemente, Formen und Eigenschaften von Elementverbindungen ändern sich periodisch.

Zeitraum- eine horizontale Reihe chemischer Elemente, die in der Reihenfolge zunehmender Kernladung und Anzahl der Elektronen im Atom angeordnet sind.

Gruppe– eine vertikale Reihe chemischer Elemente, deren Atome die gleiche Anzahl an Valenzelektronen, aber eine unterschiedliche Anzahl an Energieniveaus haben. Gruppennummern werden in römischen Ziffern angegeben. Die Tabelle enthält 8 Gruppen.

Änderungen der metallischen Eigenschaften nach Gruppe und Zeitraum

Die metallischen Eigenschaften von Elementen in einer Gruppe von oben nach unten werden dadurch verbessert Die Anzahl der Energieniveaus nimmt zu, daher nimmt der Radius des Atoms zu, die Anziehungskraft der Elektronen des letzten Energieniveaus wird schwächer, die Elektronegativität nimmt ab und daher nehmen die metallischen Eigenschaften zu.

Im Zeitraum vom Beginn bis zum Ende der Periode schwächen die metallischen Eigenschaften von T.K. Die Ladung des Atomkerns eines Elements nimmt zu, die Anziehungskraft von Elektronen des letzten Energieniveaus nimmt zu, die Elektronegativität nimmt zu und die metallischen Eigenschaften werden schwächer.

Metalle befinden sich im Periodensystem links von einer abgestuften diagonalen Linie, die mit Bor (B) beginnt und mit Polonium (Po) endet (Ausnahmen sind Germanium (Ge) und Antimon (Sb). Es ist leicht zu erkennen, dass Metalle besetzt sind Die meisten Metalle sind fest (außer Quecksilber); sie sind gute elektrische und thermische Leiter;

Nichtmetalle

Die Elemente, die sich rechts von der B-Po-Stufendiagonale befinden, werden Nichtmetalle genannt. Die Eigenschaften von Nichtmetallen sind genau das Gegenteil von denen von Metallen: schlechte Wärme- und Stromleiter; zerbrechlich; nicht formbar; nicht aus Kunststoff; nehmen normalerweise Elektronen auf.

Metalloide

Zwischen Metallen und Nichtmetallen gibt es Halbmetalle (Metalloide). Sie zeichnen sich durch die Eigenschaften sowohl von Metallen als auch von Nichtmetallen aus. Halbmetalle haben ihre Hauptanwendung in der Industrie in der Herstellung von Halbleitern gefunden, ohne die kein einziger moderner Mikroschaltkreis oder Mikroprozessor denkbar ist.

Das 19. Jahrhundert in der Geschichte der Menschheit ist ein Jahrhundert, in dem viele Wissenschaften reformiert wurden, darunter auch die Chemie. Zu dieser Zeit erschien das Periodensystem von Mendelejew und damit das Periodengesetz. Er war es, der zur Grundlage der modernen Chemie wurde. Das Periodensystem von D.I. Mendeleev ist eine Systematisierung von Elementen, die die Abhängigkeit chemischer und physikalischer Eigenschaften von der Struktur und Ladung des Atoms einer Substanz festlegt.

Geschichte

Der Beginn der periodischen Periode wurde durch das im dritten Viertel des 17. Jahrhunderts verfasste Buch „Die Korrelation der Eigenschaften mit dem Atomgewicht der Elemente“ gelegt. Es zeigte die Grundkonzepte der bekannten chemischen Elemente (damals gab es nur 63 davon). Zudem wurden bei vielen von ihnen die Atommassen falsch bestimmt. Dies beeinträchtigte die Entdeckung von D.I. Mendelejew erheblich.

Dmitri Iwanowitsch begann seine Arbeit mit dem Vergleich der Eigenschaften von Elementen. Zunächst beschäftigte er sich mit Chlor und Kalium und beschäftigte sich dann erst mit Alkalimetallen. Bewaffnet mit speziellen Karten, auf denen chemische Elemente abgebildet waren, versuchte er immer wieder, dieses „Mosaik“ zusammenzusetzen: Er legte es auf seinem Tisch auf der Suche nach den notwendigen Kombinationen und Übereinstimmungen.

Nach viel Mühe fand Dmitri Iwanowitsch schließlich das gesuchte Muster und ordnete die Elemente in periodischen Reihen an. Nachdem er als Ergebnis leere Zellen zwischen den Elementen erhalten hatte, erkannte der Wissenschaftler, dass den russischen Forschern nicht alle chemischen Elemente bekannt waren und dass er es war, der dieser Welt das Wissen auf dem Gebiet der Chemie vermitteln musste, das ihm noch nicht gegeben worden war Vorgänger.

Jeder kennt den Mythos, dass Mendelejew das Periodensystem im Traum erschien und er die Elemente aus dem Gedächtnis in einem einzigen System zusammenfasste. Das ist grob gesagt eine Lüge. Tatsache ist, dass Dmitri Iwanowitsch ziemlich lange arbeitete und sich auf seine Arbeit konzentrierte, was ihn sehr erschöpfte. Während seiner Arbeit am System der Elemente schlief Mendelejew einmal ein. Als er aufwachte, stellte er fest, dass er die Tabelle noch nicht beendet hatte und stattdessen weiterhin die leeren Zellen ausfüllte. Sein Bekannter, ein gewisser Inostrantsev, ein Universitätslehrer, kam zu dem Schluss, dass Mendeleev vom Periodensystem geträumt hatte, und verbreitete dieses Gerücht unter seinen Studenten. So entstand diese Hypothese.

Ruhm

Mendelejews chemische Elemente spiegeln das von Dmitri Iwanowitsch im dritten Viertel des 19. Jahrhunderts (1869) geschaffene Periodengesetz wider. Es war im Jahr 1869, als Mendelejews Mitteilung über die Schaffung einer bestimmten Struktur auf einem Treffen der russischen Chemiegemeinschaft verlesen wurde. Und im selben Jahr erschien das Buch „Grundlagen der Chemie“, in dem Mendelejews Periodensystem der chemischen Elemente erstmals veröffentlicht wurde. Und in dem Buch „Das natürliche System der Elemente und seine Verwendung zur Angabe der Eigenschaften unentdeckter Elemente“ erwähnte D. I. Mendeleev erstmals das Konzept des „periodischen Gesetzes“.

Struktur und Regeln für die Platzierung von Elementen

Die ersten Schritte zur Schaffung des Periodengesetzes wurden bereits 1869-1871 von Dmitri Iwanowitsch unternommen. Damals arbeitete er intensiv daran, die Abhängigkeit der Eigenschaften dieser Elemente von der Masse ihres Atoms festzustellen. Die moderne Version besteht aus Elementen, die in einer zweidimensionalen Tabelle zusammengefasst sind.

Die Position eines Elements in der Tabelle hat eine bestimmte chemische und physikalische Bedeutung. Anhand der Position eines Elements in der Tabelle können Sie dessen Wertigkeit ermitteln und andere chemische Eigenschaften bestimmen. Dmitri Iwanowitsch versuchte, eine Verbindung zwischen Elementen herzustellen, die sowohl ähnliche als auch unterschiedliche Eigenschaften hatten.

Er stützte die damals bekannte Klassifizierung chemischer Elemente auf die Wertigkeit und die Atommasse. Durch den Vergleich der relativen Eigenschaften von Elementen versuchte Mendelejew, ein Muster zu finden, das alle bekannten chemischen Elemente in einem System vereint. Indem er sie nach zunehmender Atommasse anordnete, erreichte er dennoch eine Periodizität in jeder der Reihen.

Weiterentwicklung des Systems

Das 1969 erschienene Periodensystem wurde mehr als einmal verfeinert. Mit dem Aufkommen von Edelgasen in den 1930er Jahren konnte eine neue Abhängigkeit der Elemente entdeckt werden – nicht von der Masse, sondern von der Ordnungszahl. Später gelang es, die Anzahl der Protonen in Atomkernen zu bestimmen, und es stellte sich heraus, dass sie mit der Ordnungszahl des Elements übereinstimmt. Wissenschaftler des 20. Jahrhunderts untersuchten elektronische Energie. Es stellte sich heraus, dass sie auch die Periodizität beeinflusst. Dies veränderte die Vorstellungen über die Eigenschaften von Elementen erheblich. Dieser Punkt spiegelte sich in späteren Ausgaben des Periodensystems von Mendelejew wider. Jede neue Entdeckung der Eigenschaften und Eigenschaften von Elementen fügt sich organisch in die Tabelle ein.

Merkmale des Periodensystems von Mendelejew

Das Periodensystem ist in Perioden (7 horizontal angeordnete Reihen) unterteilt, die wiederum in große und kleine Perioden unterteilt sind. Der Zeitraum beginnt mit einem Alkalimetall und endet mit einem Element mit nichtmetallischen Eigenschaften.
Die Tabelle von Dmitri Iwanowitsch ist vertikal in Gruppen (8 Spalten) unterteilt. Jede von ihnen im Periodensystem besteht aus zwei Untergruppen, nämlich der Haupt- und der Nebengruppe. Nach vielen Debatten wurde auf Vorschlag von D.I. Mendeleev und seinem Kollegen U. Ramsay beschlossen, die sogenannte Nullgruppe einzuführen. Es umfasst Inertgase (Neon, Helium, Argon, Radon, Xenon, Krypton). Im Jahr 1911 wurden die Wissenschaftler F. Soddy gebeten, nicht unterscheidbare Elemente, die sogenannten Isotope, in das Periodensystem aufzunehmen – ihnen wurden separate Zellen zugewiesen.

Trotz der Richtigkeit und Genauigkeit des Periodensystems wollte die wissenschaftliche Gemeinschaft diese Entdeckung lange Zeit nicht anerkennen. Viele große Wissenschaftler machten sich über die Arbeit von D. I. Mendelejew lustig und glaubten, dass es unmöglich sei, die Eigenschaften eines noch nicht entdeckten Elements vorherzusagen. Doch nachdem die vermeintlichen chemischen Elemente entdeckt wurden (und das waren zum Beispiel Scandium, Gallium und Germanium), wurde das Mendelejew-System und sein Periodengesetz zur Wissenschaft der Chemie.

Tisch in der Neuzeit

Mendelejews Periodensystem der Elemente ist die Grundlage der meisten chemischen und physikalischen Entdeckungen im Zusammenhang mit der Atom- und Molekularwissenschaft. Das moderne Konzept eines Elements wurde genau dank des großen Wissenschaftlers entwickelt. Das Aufkommen des Periodensystems von Mendelejew führte zu grundlegenden Veränderungen im Verständnis verschiedener Verbindungen und einfacher Substanzen. Die Schaffung des Periodensystems durch Wissenschaftler hatte großen Einfluss auf die Entwicklung der Chemie und aller damit verbundenen Wissenschaften.

In der Natur gibt es viele sich wiederholende Abläufe:

Jahreszeiten;
Tageszeiten;
Wochentage...

Mitte des 19. Jahrhunderts bemerkte D. I. Mendeleev, dass auch die chemischen Eigenschaften von Elementen eine bestimmte Reihenfolge haben (man sagt, dass ihm diese Idee im Traum gekommen sei). Das Ergebnis der wunderbaren Träume des Wissenschaftlers war das Periodensystem der chemischen Elemente, in dem D.I. Mendelejew ordnete die chemischen Elemente nach zunehmender Atommasse. In der modernen Tabelle sind chemische Elemente in aufsteigender Reihenfolge der Ordnungszahl des Elements (der Anzahl der Protonen im Atomkern) angeordnet.

Über dem Symbol eines chemischen Elements wird die Ordnungszahl angezeigt, unter dem Symbol steht seine Atommasse (die Summe aus Protonen und Neutronen). Bitte beachten Sie, dass die Atommasse einiger Elemente keine ganze Zahl ist! Denken Sie an Isotope! Die Atommasse ist der gewichtete Durchschnitt aller Isotope eines Elements, die in der Natur unter natürlichen Bedingungen vorkommen.

Unterhalb der Tabelle sind die Lanthaniden und Actiniden aufgeführt.

Metalle, Nichtmetalle, Halbmetalle

Befindet sich im Periodensystem links von einer abgestuften diagonalen Linie, die mit Bor (B) beginnt und mit Polonium (Po) endet (Ausnahmen sind Germanium (Ge) und Antimon (Sb). Es ist leicht zu erkennen, dass Metalle den größten Anteil einnehmen des Periodensystems: fest (außer Quecksilber); gute elektrische und thermische Leiter;

Die Elemente, die sich rechts von der B-Po-Stufendiagonale befinden, werden aufgerufen Nichtmetalle. Die Eigenschaften von Nichtmetallen sind genau das Gegenteil von denen von Metallen: schlechte Wärme- und Stromleiter; zerbrechlich; nicht formbar; nicht aus Kunststoff; nehmen normalerweise Elektronen auf.

Metalloide

Zwischen Metallen und Nichtmetallen gibt es Halbmetalle(Metalloide). Sie zeichnen sich durch die Eigenschaften sowohl von Metallen als auch von Nichtmetallen aus. Halbmetalle haben ihre Hauptanwendung in der Industrie in der Herstellung von Halbleitern gefunden, ohne die kein einziger moderner Mikroschaltkreis oder Mikroprozessor denkbar ist.

Perioden und Gruppen

Wie oben erwähnt, besteht das Periodensystem aus sieben Perioden. In jeder Periode nimmt die Ordnungszahl der Elemente von links nach rechts zu.

Die Eigenschaften der Elemente ändern sich sequentiell in Perioden: So geben Natrium (Na) und Magnesium (Mg), die sich zu Beginn der dritten Periode befinden, Elektronen ab (Na gibt ein Elektron ab: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 ; Mg gibt zwei Elektronen auf: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2). Aber Chlor (Cl), das sich am Ende der Periode befindet, nimmt ein Element an: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5.

In Gruppen hingegen haben alle Elemente die gleichen Eigenschaften. Beispielsweise spenden in der Gruppe IA(1) alle Elemente von Lithium (Li) bis Francium (Fr) ein Elektron. Und alle Elemente der Gruppe VIIA(17) nehmen ein Element an.

Einige Gruppen sind so wichtig, dass sie besondere Namen erhalten haben. Diese Gruppen werden im Folgenden besprochen.

Gruppe IA(1). Atome von Elementen dieser Gruppe haben nur ein Elektron in ihrer äußeren Elektronenschicht und geben daher leicht ein Elektron ab.

Die wichtigsten Alkalimetalle sind Natrium (Na) und Kalium (K), da sie im menschlichen Leben eine wichtige Rolle spielen und Bestandteil von Salzen sind.

Elektronische Konfigurationen:

Li- 1s 2 2s 1 ;
N / A- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 ;
K- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1

Gruppe IIA(2). Atome von Elementen dieser Gruppe verfügen über zwei Elektronen in ihrer äußeren Elektronenschicht, die sie bei chemischen Reaktionen auch abgeben. Das wichtigste Element ist Kalzium (Ca) – die Grundlage für Knochen und Zähne.

Elektronische Konfigurationen:

Sei- 1s 2 2s 2 ;
Mg- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 ;
Ca- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2

Gruppe VIIA(17). Atome von Elementen dieser Gruppe erhalten normalerweise jeweils ein Elektron, weil Auf der äußeren Elektronenschicht befinden sich fünf Elemente und im „vollständigen Satz“ fehlt nur noch ein Elektron.

Die bekanntesten Elemente dieser Gruppe: Chlor (Cl) – ist Bestandteil von Salz und Bleichmittel; Jod (I) ist ein Element, das eine wichtige Rolle bei der Aktivität der menschlichen Schilddrüse spielt.

Elektronische Konfiguration:

F- 1s 2 2s 2 2p 5 ;
Cl- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 ;
Br- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 5

Gruppe VIII(18). Atome von Elementen dieser Gruppe haben eine vollständig „vollständige“ äußere Elektronenschicht. Daher müssen sie „keine“ Elektronen aufnehmen. Und sie „wollen“ sie nicht hergeben. Daher sind die Elemente dieser Gruppe sehr „zurückhaltend“, chemische Reaktionen einzugehen. Lange Zeit glaubte man, dass sie überhaupt nicht reagieren (daher der Name „inert“, also „inaktiv“). Doch der Chemiker Neil Bartlett entdeckte, dass einige dieser Gase unter bestimmten Bedingungen immer noch mit anderen Elementen reagieren können.

Elektronische Konfigurationen:

Ne- 1s 2 2s 2 2p 6 ;
Ar- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 ;
Kr- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6

Valenzelemente in Gruppen

Es ist leicht zu erkennen, dass sich die Elemente innerhalb jeder Gruppe in ihren Valenzelektronen (Elektronen der s- und p-Orbitale auf dem äußeren Energieniveau) ähneln.

Alkalimetalle haben 1 Valenzelektron:

Li- 1s 2 2s 1 ;
N / A- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 ;
K- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1

Erdalkalimetalle haben 2 Valenzelektronen:

Sei- 1s 2 2s 2 ;
Mg- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 ;
Ca- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2

Halogene haben 7 Valenzelektronen:

F- 1s 2 2s 2 2p 5 ;
Cl- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 ;
Br- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 5

Inertgase haben 8 Valenzelektronen:

Ne- 1s 2 2s 2 2p 6 ;
Ar- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 ;
Kr- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6

Weitere Informationen finden Sie im Artikel Valency and the Table of Electronic Configurations of Atoms of Chemical Elements by Period.

Wenden wir uns nun den Elementen zu, die in Gruppen mit Symbolen angeordnet sind IN. Sie befinden sich in der Mitte des Periodensystems und werden aufgerufen Übergangsmetalle.

Eine Besonderheit dieser Elemente ist das Vorhandensein von füllenden Elektronen in den Atomen d-Orbitale:

Sc- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 1 ;
Ti- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 2

Getrennt vom Haupttisch befinden sich Lanthanoide Und Aktiniden- das sind die sogenannten interne Übergangsmetalle. In den Atomen dieser Elemente füllen sich Elektronen f-Orbitale:

Ce- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 4d 10 5s 2 5p 6 4f 1 5d 1 6s 2 ;
Th- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 4d 10 5s 2 5p 6 4f 14 5d 10 6s 2 6p 6 6d 2 7s 2