Periodični sistem elemenata postao je jedna od najvrednijih generalizacija u hemiji. To je kao sažetak hemije svih elemenata, grafikon iz kojeg možete pročitati svojstva elemenata i njihovih spojeva. Sistem je omogućio da se razjasni pozicija, vrednosti atomske mase, vrijednost valencije nekih elemenata. Na osnovu tabele bilo je moguće predvidjeti postojanje i svojstva još neotkrivenih elemenata. Mendeljejev je formulisao periodični zakon i predložio njegov grafički prikaz, ali u to vreme nije bilo moguće utvrditi prirodu periodičnosti. Značenje periodičnog zakona otkriveno je kasnije, u vezi sa otkrićima o strukturi atoma.
1. Koje godine je otkriven periodični zakon?
2. Šta je Mendeljejev uzeo kao osnovu za sistematizaciju elemenata?
3. Šta kaže zakon koji je otkrio Mendeljejev?
4. Koja je razlika sa modernom formulacijom?
5. Šta se zove atomska orbitala?
6. Kako se svojstva mijenjaju tokom perioda?
7. Kako se dijele periodi?
8. Kako se zove grupa?
9. Kako su grupe podijeljene?
10. Koje vrste elektrona poznajete?
11. Kako se popunjavaju nivoi energije?
Predavanje br. 4: Valencija i oksidaciono stanje. Učestalost promjena imovine.
Poreklo koncepta valencije. Valencija hemijskih elemenata je jedno od njihovih najvažnijih svojstava. Koncept valencije u nauku je uveo E. Frankland 1852. U početku je koncept bio isključivo stehiometrijske prirode i proizašao je iz zakona ekvivalenata. Značenje pojma valencije proizlazi iz poređenja vrijednosti atomske mase i ekvivalenta kemijskih elemenata.
Uspostavljanjem atomsko-molekularnih koncepata pojam valencije dobio je određeno strukturno i teorijsko značenje. Valencija se počela shvaćati kao sposobnost jednog atoma datog elementa da za sebe veže određeni broj atoma drugog kemijskog elementa. Odgovarajući kapacitet atoma vodika uzet je kao jedinica valencije, jer je omjer atomske mase vodonika i njegovog ekvivalenta jednak jedinici. Dakle, valencija hemijskog elementa je definisana kao sposobnost njegovog atoma da veže određeni broj atoma vodika. Ako dati element nije formirao spojeve s vodikom, njegova valencija se određivala kao sposobnost njegovog atoma da zamijeni određeni broj atoma vodika u svojim spojevima.
Ova ideja valencije potvrđena je za najjednostavnija jedinjenja.
Na osnovu ideje o valentnosti elemenata, nastala je ideja o valentnosti čitavih grupa. Tako je, na primjer, OH grupi, budući da je dodala jedan atom vodika ili zamijenila jedan atom vodika u svojim drugim jedinjenjima, dodijeljena valencija jedan. Međutim, ideja valencije izgubila je svoju jednoznačnost kada su u pitanju složenija jedinjenja. Tako, na primjer, u vodikovom peroksidu H 2 O 2 valenciju kisika treba prepoznati kao jednu, jer u ovom spoju postoji jedan atom vodika za svaki atom kisika. Međutim, poznato je da je svaki atom kisika u H 2 O 2 vezan za jedan atom vodika i jednu monovalentnu OH grupu, odnosno kisik je dvovalentan. Slično, valenciju ugljika u etanu C 2 H 6 treba priznati kao tri, jer u ovom spoju postoje tri atoma vodika za svaki atom ugljika, ali pošto je svaki atom ugljika povezan s tri atoma vodika i jednom monovalentnom grupom CH 3, valentni ugljenik u C 2 H 6 jednak je četiri.
Treba napomenuti da pri formiranju ideja o valenciji pojedinih elemenata ove komplicirane okolnosti nisu uzete u obzir, već je uzet u obzir samo sastav najjednostavnijih spojeva. Ali čak se u isto vrijeme pokazalo da za mnoge elemente valencija u različitim spojevima nije ista. To je posebno bilo uočljivo za spojeve nekih elemenata sa vodonikom i kisikom, u kojima su se pojavile različite valencije. Tako se u kombinaciji sa vodonikom ispostavilo da je valencija sumpora jednaka dva, a kiseonika - šest. Stoga su počeli razlikovati valencu vodika i valencu kisika.
Nakon toga, u vezi sa idejom da su u jedinjenjima neki atomi polarizovani pozitivno, a drugi negativno, koncept valencije u jedinjenjima kiseonika i vodonika zamenjen je konceptom pozitivne i negativne valencije.
Razna značenja Valencije istih elemenata su se takođe manifestovale u njihovim različitim jedinjenjima sa kiseonikom. Drugim riječima, isti elementi su mogli pokazati različitu pozitivnu valencu. Tako se pojavila ideja o promjenljivoj pozitivnoj valentnosti nekih elemenata. Što se tiče negativne valencije nemetalnih elemenata, ona se, po pravilu, pokazala konstantnom za iste elemente.
Većina elemenata je pokazivala varijabilnu pozitivnu valencu. Međutim, svaki od ovih elemenata je karakteriziran svojom maksimalnom valentnošću. Ova maksimalna valencija se zove karakteristika.
Kasnije, u vezi s nastankom i razvojem elektronske teorije strukture atoma i hemijskih veza, valencija se počela povezivati sa brojem elektrona koji prelaze od jednog atoma do drugog, odnosno sa brojem hemijskih veza koje nastaju između atoma u atomu. proces stvaranja hemijskog jedinjenja.
Elektrovalencija i kovalentnost. Pozitivnu ili negativnu valenciju elementa najlakše je odrediti ako dva elementa formiraju ionsko jedinjenje: element čiji je atom postao pozitivno nabijeni ion smatra se da ima pozitivnu valenciju, a element čiji je atom postao negativno nabijeni ion ima negativnu valence. Smatralo se da je numerička vrijednost valencije jednaka veličini naboja jona. Budući da se joni u jedinjenjima formiraju doniranjem i akvizicijom elektrona od strane atoma, količina naboja iona određena je brojem elektrona koje atomi daju (pozitivno) i dodaju (negativno). U skladu s tim, pozitivna valenca elementa mjerila se brojem elektrona koje je darovao njegov atom, a negativna valentnost - brojem elektrona vezanih za dati atom. Dakle, budući da se valencija mjerila veličinom električnog naboja atoma, dobila je naziv elektrovalencija. Takođe se naziva jonska valencija.
Među hemijskim jedinjenjima postoje i ona u čijim molekulima atomi nisu polarizovani. Očigledno, za njih koncept pozitivne i negativne elektrovalencije nije primjenjiv. Ako se molekula sastoji od atoma jednog elementa (elementarne supstance), uobičajeni koncept stehiometrijske valencije gubi smisao. Međutim, kako bi procijenili sposobnost atoma da vežu određeni broj drugih atoma, počeli su koristiti broj kemijskih veza koje nastaju između datog atoma i drugih atoma tokom formiranja kemijskog spoja. Pošto se ove hemijske veze, koje su elektronski parovi koji istovremeno pripadaju oba povezana atoma, nazivaju kovalentnim, sposobnost atoma da formira određeni broj hemijskih veza sa drugim atomima naziva se kovalentnost. Da bi se uspostavila kovalentnost, koriste se strukturne formule, u kojem su hemijske veze predstavljene crticama.
Oksidacijsko stanje i oksidacijski broj. U reakcijama stvaranja jonskih spojeva, prijelaz elektrona iz jednih reagujućih atoma ili jona na druge prati odgovarajuća promjena vrijednosti ili znaka njihove elektrovalencije. Kada se formiraju spojevi kovalentne prirode, do takve promjene elektrovalentnog stanja atoma zapravo ne dolazi, već se odvija samo preraspodjela elektronskih veza, a valencija izvornih supstanci koje reagiraju ne mijenja se. Trenutno, za karakterizaciju stanja elementa u vezama, uveden je uslovni koncept oksidaciona stanja. Numerički izraz oksidacionog stanja naziva se oksidacioni broj.
Oksidacijski brojevi atoma mogu imati pozitivne, nulte i negativne vrijednosti. Pozitivan oksidacijski broj određen je brojem elektrona izvučenih iz datog atoma, a negativan oksidacijski broj određen je brojem elektrona koje privuče dati atom. Oksidacijski broj može se dodijeliti svakom atomu u bilo kojoj tvari, za što se mora voditi sljedećim jednostavna pravila:
1. Oksidacijski brojevi atoma u bilo kojoj elementarnoj supstanci su nula.
2. Oksidacijski brojevi elementarnih jona u tvarima jonske prirode jednaki su vrijednostima električnih naboja ovih jona.
3. Oksidacijski brojevi atoma u jedinjenjima kovalentne prirode određeni su konvencionalnim proračunom da mu svaki elektron izvučen iz atoma daje naboj jednako +1, a svaki privučeni elektron daje mu naboj jednako –1.
4. Algebarski zbir oksidacijskih brojeva svih atoma bilo kojeg spoja je nula.
5. Atom fluora u svim njegovim spojevima s drugim elementima ima oksidacijski broj –1.
Određivanje oksidacionog stanja povezano je s konceptom elektronegativnosti elemenata. Koristeći ovaj koncept, formulira se još jedno pravilo.
6. U jedinjenjima, oksidacioni broj je negativan za atome elemenata sa većom elektronegativnošću i pozitivan za atome elemenata sa nižom elektronegativnošću.
Koncept oksidacionog stanja je tako zamijenio koncept elektrovalencije. U tom smislu, čini se neprikladnim koristiti koncept kovalentnosti. Za karakterizaciju elemenata, bolje je koristiti koncept valencije, definirajući ga brojem elektrona koje određeni atom koristi za formiranje elektronskih parova, bez obzira na to da li su privučeni datom atomu ili, obrnuto, povučeni iz njega. Tada će valencija biti izražena kao broj bez predznaka. Za razliku od valencije, oksidaciono stanje je određeno brojem elektrona izvučenih iz datog atoma (pozitivno) ili privučenih (negativno). U mnogim slučajevima se aritmetičke vrijednosti valencije i oksidacijskog stanja podudaraju - to je sasvim prirodno. U nekim slučajevima, numeričke vrijednosti valencije i oksidacijskog stanja razlikuju se jedna od druge. Na primjer, u molekulima slobodnih halogena valencija oba atoma je jednaka jedan, a oksidacijsko stanje je nula. U molekulima kisika i vodikovog peroksida valencija oba atoma kisika je dvije, a njihovo oksidacijsko stanje u molekuli kisika je nula, au molekuli vodikovog peroksida minus jedan. U molekulima dušika i hidrazina - N 4 H 2 - valencija oba atoma dušika je tri, a oksidacijsko stanje u molekuli elementarnog dušika je nula, au molekuli hidrazina je minus dva.
Očigledno je da valencija karakterizira atome koji su samo dio bilo kojeg spoja, čak i homonuklearnog, odnosno koji se sastoji od atoma jednog elementa; Nema smisla govoriti o valenciji pojedinačnih atoma. Stupanj oksidacije karakterizira stanje atoma koji su uključeni u spoj i postoje odvojeno.
Pitanja za pojačanje teme:
1. Ko je uveo koncept “valencije”?
2. Kako se zove valencija?
3. Koja je razlika između valentnog i oksidacijskog stanja?
4. Šta je valencija?
5. Kako se određuje oksidacijsko stanje?
6. Da li su valencija i oksidaciono stanje elementa uvijek jednaki?
7. Kojim elementom se određuje valencija elementa?
8. Šta karakteriše valenciju elementa, a šta je oksidaciono stanje?
9. Može li valencija elementa biti negativna?
Predavanje br. 5: Brzina hemijske reakcije.
Hemijske reakcije može značajno varirati u trajanju. Smjesa vodonika i kisika na sobnoj temperaturi može dugo vremena ostati gotovo nepromijenjen, ali će eksplodirati ako se udari ili zapali. Gvozdena ploča polako rđa, a komadić belog fosfora spontano se zapali u vazduhu. Važno je znati koliko brzo se određena reakcija javlja kako biste mogli kontrolirati njezin napredak.
Otkriće D.I. Mendeljejevljev periodični zakon je od velikog značaja za razvoj hemije. Zakon je bio naučna osnova hemije. Autor je uspeo da sistematizuje bogat, ali rasuti materijal akumuliran generacijama hemičara o svojstvima elemenata i njihovih jedinjenja, i razjasni mnoge koncepte, na primer, pojmove „hemijskog elementa” i „jednostavne supstance”. Osim toga, D.I. Mendeljejev je predvidio postojanje i sa neverovatnom tačnošću opisao svojstva mnogih elemenata nepoznatih u to vreme, na primer, skandijuma (eka-bor), galijuma (eka-aluminijum), germanijuma (eka-silicijum). U nizu slučajeva, na osnovu periodičnog zakona, naučnik je promenio atomske mase elemenata prihvaćenih u to vreme ( Zn, La, I, Er, Ce, Th,U), koji su prethodno utvrđeni na osnovu pogrešnih predstava o valenciji elemenata i sastavu njihovih spojeva. U nekim slučajevima, Mendeljejev je rasporedio elemente u skladu s prirodnom promjenom svojstava, što ukazuje na moguću netačnost u vrijednostima njihovih atomskih masa ( Os, Ir, Pt, Au, Te, I, Ni, Co) a za neke od njih, kao rezultat naknadnog prečišćavanja, ispravljene su atomske mase.
Periodični zakon i periodni sistem elemenata služe kao naučna osnova za predviđanje u hemiji. Od objavljivanja periodni sistem u njemu se pojavilo više od 40 novih elemenata. Na osnovu periodičnog zakona, dobili smo vještački transuranijumski elementi, uključujući br. 101, koji se nazivaju mendelevij.
Periodični zakon igrao je odlučujuću ulogu u razjašnjavanju složene strukture atoma. Ne smijemo zaboraviti da je zakon formulisao autor 1869. godine, tj. skoro 60 godina pre nego što je konačno dobio oblik moderna teorija struktura atoma. A sva otkrića naučnika koja su pratila objavljivanje zakona i periodnog sistema elemenata (o njima smo govorili na početku predstavljanja materijala) poslužila su kao potvrda briljantnog otkrića velikog ruskog hemičara, njegove izuzetne erudicije. i intuicija.
LITERATURA
1. Glinka N. A. Opća hemija / N. A. Glinka. L.: Hemija, 1984. 702 str.
2. Kurs opšte hemije / ur. N.V. Korovina. M.: Viša škola, 1990. 446 str.
3. Ahmetov N.S. opšta i neorganska hemija / N.S. Ahmetov. M.: Viša škola, 1988. 639 str.
4. Pavlov N.N. Neorganska hemija / N.N. Pavlov. M.: Viša škola, 1986. 336 str.
5. Ramsden E.N. Počeci moderne hemije / E.N. Ramsden. L.: Hemija, 1989. 784 str.
Atomska struktura
Smjernice
na predmetu "Opća hemija"
Sastavila: STANKEVIČ Margarita Efimovna
Efanova Vera Vasilievna
Mikhailova Antonina Mikhailovna
Recenzent E.V. Tretjačenko
Urednik O.A.Panina
Potpisano za štampu Format 60x84 1/16
Bum. offset. Condition-beke l. Akademik-ed.l.
Cirkulacija Naručite besplatno
Saratovski državni tehnički univerzitet
410054 Saratov, ul. Politehnička, 77
Štampano u RIC SSTU, 410054 Saratov, ul. Politehnička, 77
Periodični zakon i periodični sistem hemijskih elemenata D. I. Mendeljejeva zasnovani na idejama o strukturi atoma. Značaj periodičnog zakona za razvoj nauke
Ulaznice za hemiju za 10. razred.
Ulaznica br. 1
Periodični zakon i periodični sistem hemijskih elemenata D. I. Mendeljejeva zasnovani na idejama o strukturi atoma. Značaj periodičnog zakona za razvoj nauke.
Godine 1869., D. I. Mendeljejev, na osnovu analize svojstava jednostavnih supstanci i jedinjenja, formulisao je periodični zakon:
Svojstva jednostavna tela... a spojevi elemenata periodično zavise od atomskih masa elemenata.
Na osnovu periodičnog zakona sastavljen je periodični sistem elemenata. U njemu su elementi sličnih svojstava spojeni u vertikalne stupce - grupe. U nekim slučajevima, prilikom postavljanja elemenata u periodni sistem, bilo je potrebno poremetiti redoslijed povećanja atomskih masa kako bi se održala periodičnost ponavljanja svojstava. Na primjer, bilo je potrebno "zamijeniti" telur i jod, kao i argon i kalijum.
Razlog je taj što je Mendeljejev predložio periodični zakon u vrijeme kada se ništa nije znalo o strukturi atoma.
Nakon što je planetarni model atoma predložen u 20. veku, periodični zakon je formulisan na sledeći način:
Svojstva hemijskih elemenata i jedinjenja periodično zavise od naelektrisanja atomskih jezgara.
Naboj jezgra jednak je broju elementa u periodnom sistemu i broju elektrona u elektronskom omotaču atoma.
Ova formulacija je objasnila "kršenje" periodičnog zakona.
U Periodnom sistemu, broj perioda je jednak broju elektronskih nivoa u atomu, broj grupe za elemente glavnih podgrupa jednak je broju elektrona na spoljašnjem nivou.
Razlog za periodičnu promjenu svojstava kemijskih elemenata je periodično punjenje elektronskih ljuski. Nakon punjenja sljedeće ljuske, počinje novi period. Periodične promjene elemenata jasno su vidljive u promjenama u sastavu i svojstvima oksida.
Naučni značaj periodičnog zakona. Periodični zakon je omogućio sistematizaciju svojstava hemijskih elemenata i njihovih jedinjenja. Prilikom sastavljanja periodnog sistema, Mendeljejev je predvidio postojanje mnogih neotkrivenih elemenata, ostavljajući prazne ćelije za njih, i predvidio mnoga svojstva neotkrivenih elemenata, što je olakšalo njihovo otkrivanje.
6. ???
7. Periodični zakon i periodični sistem D.I. Mendeljejev Struktura periodnog sistema (period, grupa, podgrupa). Značenje periodnog zakona i periodnog sistema.
Periodični zakon D.I. Mendeljejeva Osobine jednostavnih tijela, kao i oblici i svojstva spojeva elemenata, periodično zavise od toga. vrijednosti atomskih težina elemenata
Periodni sistem elemenata. Nizove elemenata unutar kojih se svojstva uzastopno mijenjaju, kao što je niz od osam elemenata od litijuma do neona ili od natrijuma do argona, Mendeljejev je nazvao periodima. Ako ova dva perioda zapišemo jedan ispod drugog tako da je natrijum ispod litijuma, a argon ispod neona, dobićemo sledeći raspored elemenata:
Ovakvim rasporedom, vertikalni stupovi sadrže elemente koji su slični po svojim svojstvima i imaju istu valenciju, na primjer, litijum i natrijum, berilij i magnezijum itd.
Podijelivši sve elemente na periode i smjestivši jedan period pod drugi tako da se elementi slični po svojstvima i vrsti nastalih spojeva nalaze jedan ispod drugog, Mendeljejev je sastavio tablicu koju je nazvao periodični sistem elemenata po grupama i serijama.
Značenje periodnog sistema. Periodični sistem elemenata imao je veliki uticaj na kasniji razvoj hemije. Ne samo da je to bila prva prirodna klasifikacija hemijskih elemenata, koja je pokazala da oni čine harmoničan sistem i da su međusobno u bliskoj vezi, već je bila i moćno oruđe za dalja istraživanja.
8. Periodične promjene u svojstvima hemijskih elemenata. Atomski i jonski radijusi. Energija jonizacije. Elektronski afinitet. Elektronegativnost.
Ovisnost atomskih radijusa o naboju jezgra atoma Z je periodična. Unutar jednog perioda, sa povećanjem Z, postoji tendencija smanjenja veličine atoma, što se posebno jasno vidi u kratkim periodima
Sa početkom izgradnje novog elektronskog sloja, udaljenijeg od jezgra, odnosno tokom prelaska u naredni period, atomski radijusi se povećavaju (uporediti, na primer, radijuse atoma fluora i natrijuma). Kao rezultat, unutar podgrupe, s povećanjem nuklearnog naboja, veličine atoma se povećavaju.
Gubitak atoma elektrona dovodi do smanjenja njegove efektivne veličine^ a dodavanje viška elektrona dovodi do povećanja. Stoga je radijus pozitivno nabijenog jona (kationa) uvijek manji, a polumjer negativno nabijenog ne (aniona) je uvijek veći od polumjera odgovarajućeg električno neutralnog atoma.
Unutar jedne podgrupe, radijusi jona istog naboja rastu sa povećanjem nuklearnog naboja.Ovaj obrazac se objašnjava povećanjem broja elektronskih slojeva i rastućom udaljenosti vanjskih elektrona od jezgra.
Najkarakterističnije hemijsko svojstvo metala je sposobnost njihovih atoma da lako odustanu od spoljašnjih elektrona i transformišu se u pozitivno nabijene ione, dok se nemetali, naprotiv, odlikuju sposobnošću dodavanja elektrona u formiranje negativni joni. Da bi se uklonio elektron iz atoma i transformirao u pozitivan ion, potrebno je potrošiti nešto energije, koja se zove energija ionizacije.
Energija jonizacije može se odrediti bombardiranjem atoma elektronima ubrzanim u električnom polju. Najniži napon polja pri kojem brzina elektrona postaje dovoljna za jonizaciju atoma naziva se jonizacioni potencijal atoma datog elementa i izražava se u voltima.
Uz dovoljno energije, dva, tri ili više elektrona se mogu ukloniti iz atoma. Stoga govore o prvom potencijalu ionizacije (energija uklanjanja prvog elektrona iz atoma) i drugom potencijalu ionizacije (energija uklanjanja drugog elektrona)
Kao što je gore navedeno, atomi ne mogu samo donirati, već i dobiti elektrone. Energija koja se oslobađa kada se elektron veže za slobodni atom naziva se afinitet atoma prema elektronu. Afinitet prema elektronu, kao i energija ionizacije, obično se izražava u elektron voltima. Dakle, elektronski afinitet atoma vodika je 0,75 eV, kiseonika - 1,47 eV, fluora - 3,52 eV.
Elektronski afiniteti metalnih atoma su obično blizu nule ili su negativni; Iz ovoga slijedi da je za atome većine metala dodavanje elektrona energetski nepovoljan. Elektronski afinitet atoma nemetala je uvijek pozitivan i što je veći, što je nemetal bliže plemenitom plinu u periodnom sistemu; ovo ukazuje na povećanje nemetalnih svojstava kako se bliži kraj perioda.
(?)9. Hemijska veza. Osnovne vrste i karakteristike hemijskih veza. Uslovi i mehanizam nastanka. Metoda valentne veze. Valence. Koncept molekularne orbitalne metode
Kada atomi interaguju, između njih može nastati hemijska veza, što dovodi do formiranja stabilnog poliatomskog sistema - molekula, molekularnog ne-, kristala. uslov za formiranje hemijske veze je smanjenje potencijalne energije sistema atoma u interakciji.
Teorija hemijska struktura. Osnova teorije koju je razvio A. M. Butlerov je sljedeća:
Atomi u molekulima povezani su jedni s drugima u određenom nizu. Promjena ovog niza dovodi do stvaranja nove tvari s novim svojstvima.
Kombinacija atoma se javlja u skladu sa njihovom valentnošću.
Svojstva supstanci ne zavise samo od njihovog sastava, već i od njihove „hemijske strukture“, odnosno od redosleda povezivanja atoma u molekulima i prirode njihovog međusobnog uticaja. Atomi koji su međusobno direktno povezani najjače utiču jedni na druge.
Ideje o mehanizmu stvaranja hemijskih veza, koje su razvili Heitler i London na primjeru molekule vodika, proširene su na složenije molekule. Teorija hemijskih veza razvijena na ovoj osnovi nazvana je metodom valentne veze (BC metoda). BC metoda je pružila teorijsko objašnjenje najvažnijih svojstava kovalentnih veza i omogućila razumijevanje strukture velikog broja molekula. Iako se, kao što ćemo vidjeti u nastavku, ova metoda nije pokazala univerzalnom i u nekim slučajevima nije u stanju da ispravno opiše strukturu i svojstva molekula, ipak je odigrala veliku ulogu u razvoju kvantnomehaničke teorije kemije. vezivanje i do danas nije izgubio na značaju. Valencija je složen koncept. Stoga postoji nekoliko definicija izražavanja valencije različite strane ovaj koncept. Sljedeća definicija se može smatrati najopštijom: valencija elementa je sposobnost njegovih atoma da se kombiniraju s drugim atomima u određenim omjerima.
U početku je valentnost atoma vodika uzeta kao jedinica valencije. Valentnost drugog elementa može se izraziti brojem atoma vodika koji sebi dodaje ili zamjenjuje jedan atom ovog drugog elementa.
Već znamo da kvantna mehanika opisuje stanje elektroda u atomu kao skup orbitala atoma elektrona (atomski elektronski oblaci); Svaku takvu orbitalu karakterizira određeni skup atomskih kvantnih brojeva. MO metoda se zasniva na pretpostavci da se stanje elektrona u molekulu može opisati i kao skup molekularnih elektronskih orbitala (molekularni elektronski oblaci), pri čemu svaka molekularna orbitala (MO) odgovara specifičnom skupu molekularnih kvantnih brojeva. Kao iu svakom drugom višeelektronskom sistemu, Paulijev princip ostaje važeći u molekulu (vidi § 32), tako da svaki MO ne može sadržavati više od dva elektrona, koji moraju imati suprotno usmjerene spinove.
Značaj periodičnog zakona za razvoj nauke
Na osnovu periodičnog zakona, Mendeljejev je sastavio klasifikaciju hemijskih elemenata - periodični sistem. Sastoji se od 7 perioda i 8 grupa.
Počeo je periodični zakon moderna pozornica razvoj hemije. Njegovim otkrićem postalo je moguće predvidjeti nove elemente i opisati njihova svojstva.
Uz pomoć periodičnog zakona, ispravljene su atomske mase i razjašnjene valencije nekih elemenata; zakon odražava međusobnu povezanost elemenata i međuzavisnost njihovih svojstava. Najviše je potvrdio periodični zakon opšti zakoni razvoj prirode, otvorio je put poznavanju strukture atoma.
Sa otkrićem Mendeljejeva sve se promijenilo svjetska nauka. Značaj periodičnog zakona hemijskih elemenata postao je važan ne samo za hemiju, već i za fiziku, kosmologiju i geohemiju.
Mendeljejevljevo otkriće
Periodični zakon je otkrio Dmitrij Mendeljejev 1871. Razni naučnici 19. veka pokušavali su da pronađu obrazac i porede sve poznate elemente. Mendeljejev je ustanovio da se hemijska svojstva elemenata menjaju i ponavljaju sa povećanjem relativne atomske mase.
Rice. 1. Mendeljejev.
Na osnovu toga je 63 poznata elementa rasporedio u šest perioda i osam grupa. Svaki period je počinjao metalom, a završavao se nemetalom. Mendeljejev je ostavio praznine u tabeli za neotkrivene elemente i ponovo izračunao relativnu atomsku masu nekih elemenata.
Na primjer, vjerovalo se da je atomska masa berilija 13,5, a ne 9, kako je sada poznato. Prema logici Mendeljejeva, metal je morao biti postavljen između ugljenika atomske mase 12 i azota atomske mase 14. Međutim, to bi narušilo princip periodičnog zakona: metal bi bio između dva nemetala. Stoga je Mendeljejev sugerirao da je mjesto berilijuma između litijuma (7) i bora (9), tj. Atomska masa berilija treba da bude približno 9, a valencija II ili III.
Mendeljejevljeva matematička tačnost je kasnije eksperimentalno potvrđena; ćelije koje je naučnik propustio postepeno su počele da se popunjavaju. U isto vrijeme, Mendeljejev nije znao za postojanje elemenata; oni su tek trebali biti otkriveni, ali je već mogao odrediti njihov serijski broj, atomsku masu, valenciju i svojstva.
Ovo je glavni značaj otkrića Mendeljejevljevog periodičnog zakona. Uprkos novim saznanjima, otkrivanju novih elemenata i proširenju tabele, princip periodičnog zakona je očuvan i potvrđen do danas.
Rice. 2. Savremeni periodni sistem.
Mendeljejev je najdetaljnije opisao tri fantomska elementa - ekaboron, ekaaluminijum, ekasilicijum. Otkriveni su 70-80-ih godina 19. vijeka i nazvani su skandij, galijum, odnosno germanijum.
Modernost
Otkriće koje je napravio Mendeljejev uticalo je na razvoj nauke. Ako su ranije slučajno pronađeni novi elementi, onda su s periodnim sistemom kemičari namjerno, fokusirajući se na prazne ćelije, počeli tražiti elemente. Tako je otkriveno mnogo rijetkih elemenata, poput renijuma.
Rice. 3. Renijum.
Tabela je također ažurirana:
- inertni plinovi;
- radioaktivnih elemenata.
Osim toga, krajem 19. stoljeća, zahvaljujući teoriji strukture atoma, postalo je poznato da svojstva elemenata ne ovise o relativnoj masi atoma, kao što je Mendeljejev zaključio, već o naboju jezgara. U ovom slučaju, redni broj elemenata poklapao se s indikatorom naboja atoma. To je omogućilo povezivanje hemije i fizike i nastavak proučavanja unutaratomske energije.
Periodni sistem pokriva svu anorgansku hemiju i daje jasnu predstavu o hemijskoj, fizička svojstva elemenata i njihovog mjesta u Univerzumu.
Šta smo naučili?
Mendeljejevljev periodični zakon uticao je na razvoj hemije i dr srodne nauke. Mendeljejev je mogao predvidjeti mnoge elemente koji su kasnije otkriveni. Izračunao je njihovu atomsku masu i odredio njihova svojstva. Vrijednosti su potvrđene pronalaženjem elemenata. Periodični sistem je postavio pravac hemije: naučnici su počeli da traže elemente, fokusirajući se na njene praznine.
Uvod
Periodični zakon D. I. Mendeljejeva je od izuzetnog značaja. On je postavio temelje modernoj hemiji i učinio je jedinstvenom, integralnom naukom. Elementi su počeli da se razmatraju u odnosu, u zavisnosti od njihovog mesta u periodnom sistemu. Kao što je N.D. Zelinsky istakao, periodični zakon je bio “otkriće međusobne povezanosti svih atoma u svemiru”.
Hemija je prestala da bude deskriptivna nauka. Sa otkrićem periodičnog zakona, u njemu je postalo moguće naučno predviđanje. Postalo je moguće predvideti i opisati nove elemente i njihova jedinjenja... Sjajan primer za to je predviđanje D. I. Mendeljejeva o postojanju elemenata koji još nisu otkriveni u njegovo vreme, od kojih je za tri - Ga, Sc i Ge - dao tačan opis njihovih svojstava.
Periodični sistem i njegov značaj za razumevanje naučne slike sveta
Periodni sistem elemenata D. I. Mendeljejeva, prirodna klasifikacija hemijskih elemenata, koja je tabelarni (ili drugi grafički) izraz periodični zakon Mendeljejeva. P.S. e. razvijen od strane D.I. Mendeljejev u 1869-1871.
Istorija P. s. e. Pokušaji sistematizacije hemijskih elemenata činili su razni naučnici u Nemačkoj, Francuskoj, Engleskoj i SAD od 30-ih godina 19. veka. Mendeljejevljevi prethodnici - I. Döbereiner, AND. Dumas, francuski hemičar A. Chancourtois, engleski. hemičari W. Odling, J. Newlands i drugi ustanovili su postojanje grupa elemenata sličnih hemijskih svojstava, takozvanih „prirodnih grupa” (na primjer, Döbereinerove „trijade”). Međutim, ovi naučnici nisu otišli dalje od uspostavljanja određenih obrazaca unutar grupa. Godine 1864 L. Meyer Na osnovu podataka o atomskim težinama, predložio je tabelu koja prikazuje odnos atomskih težina za nekoliko karakterističnih grupa elemenata. Meyer nije pravio teorijske poruke sa svog stola.
Prototip naučnog P. s. e. pojavila se tabela „Iskustvo sistema elemenata na osnovu njihove atomske težine i hemijske sličnosti“, koju je sastavio Mendeljejev 1. marta 1869. Tokom naredne dve godine, autor je unapredio ovu tabelu, uveo ideje o grupama, serijama i periodima elementi; je pokušao da proceni kapacitet malih i velikih perioda, koji sadrže, po njegovom mišljenju, 7 odnosno 17 elemenata. Godine 1870. nazvao je svoj sistem prirodnim, a 1871. - periodičnim. Već tada struktura P. s. e. dobila je moderan oblik u mnogim aspektima.
Izuzetno važan za evoluciju P. s. e. ideja koju je Mendeljejev uveo o mestu elementa u sistemu pokazala se istinitom; Položaj elementa je određen periodom i brojevima grupe. Na osnovu te ideje Mendeljejev je došao do zaključka da je potrebno promijeniti tada prihvaćene atomske težine nekih elemenata (U, In, Ce i njegovih analoga), što je prvo praktična upotreba P.S. e., a takođe je po prvi put predvidio postojanje i osnovna svojstva nekoliko nepoznatih elemenata, koji su odgovarali praznim ćelijama P. s. e. Klasičan primjer je predviđanje "ekaaluminijuma" (budući Ga, otkrio P. Lecoq de Boisbaudran 1875.), „ekabor“ (Sc, otkrio švedski naučnik L. Nilson 1879. godine) i „exasilicon“ (Ge, otkrio njemački naučnik K. Winkler 1886. godine). Osim toga, Mendeljejev je predvidio postojanje analoga mangana (budući Tc i Re), telura (Po), joda (At), cezijuma (Fr), barijuma (Ra), tantala (Pa).
P.S. e. nije odmah stekla priznanje kao fundamentalna naučna generalizacija; situacija se značajno promijenila tek nakon otkrića Ga, Sc, Ge i uspostavljanja divalencije Be (dugo se smatralo trovalentnim). Ipak, P. s. e. u velikoj mjeri predstavljalo empirijsku generalizaciju činjenica, budući da je bilo nejasno fizičko značenje periodični zakon i nije bilo objašnjenja razloga za periodičnu promjenu svojstava elemenata u zavisnosti od povećanja atomske težine. Dakle, sve do fizičke potpore periodnog zakona i razvoja teorije P. s. e. mnoge činjenice se nisu mogle objasniti. Stoga je otkriće s kraja 19. stoljeća bilo neočekivano. inertnih gasova, za koje se činilo da im nije mesto u P. s. e.; ova poteškoća je otklonjena zahvaljujući uključivanju str. e. nezavisni nulta grupa(kasnije VIII a-podgrupe). Otkriće mnogih „radio elemenata“ početkom 20. veka. dovela do kontradikcije između potrebe njihovog smještaja u P. s. e. i njegovu strukturu (za više od 30 takvih elemenata bilo je 7 „slobodnih“ mjesta u šestom i sedmom periodu). Ova kontradikcija je prevaziđena kao rezultat otkrića izotopi. Konačno, vrijednost atomske težine (atomske mase) kao parametar koji određuje svojstva elemenata postepeno gubi na značaju.
Jedan od glavnih razloga nemogućnosti objašnjenja fizičkog značenja periodnog zakona i P. s. e. sastojao se u odsustvu teorije atomske strukture. Stoga je najvažnija prekretnica na putu razvoja P. e. Pojavio se planetarni model atoma, koji je predložio E. Rutherford(1911). Na osnovu toga, holandski naučnik A. van den Broek sugerisao je (1913) da serijski broj elementa u P. s. e. (atomski broj Z) je numerički jednak naboju atomskog jezgra (u jedinicama elementarnog naboja). Ovo je eksperimentalno potvrdio G. Moseley(1913-14, vidi Moseley Law). Tako je bilo moguće utvrditi da periodičnost promjena svojstava elemenata zavisi od atomskog broja, a ne od atomske težine. Kao rezultat toga, donja granica P. s. je određena na naučnoj osnovi. e. (vodonik kao element sa minimalnim Z = 1); broj elemenata između vodonika i uranijuma je tačno procijenjen; Utvrđeno je da „praznine“ u P. s. e. odgovaraju nepoznatim elementima sa Z = 43, 61, 72, 75, 85, 87.
Međutim, ostalo je nejasno pitanje tačnog broja elemenata retkih zemalja, a (što je posebno važno) nisu otkriveni razlozi periodičnih promena svojstava elemenata u zavisnosti od Z. Ovi razlozi su pronađeni tokom daljeg razvoja teorija rijetkih zemljanih elemenata. e. zasnovano na kvantnim konceptima strukture atoma (vidi dolje). Fizičko opravdanje periodični zakon i otkriće fenomena izotonije omogućili su naučno definiranje pojma "atomske mase" ("atomske težine"). Priloženi periodni sistem sadrži savremena značenja atomske mase elemenata na skali ugljika u skladu sa Međunarodnom tablicom 1973. Maseni brojevi najdugovječnijih izotopa radioaktivnih elemenata dati su u uglastim zagradama. Umjesto masenih brojeva najstabilnijih izotopa 99 Tc, 226 Ra, 231 Pa i 237 Np, navedene su atomske mase ovih izotopa koje je usvojila (1969.) Međunarodna komisija za atomske težine.
Struktura P. s. e. Moderna (1975) P. str. e. obuhvata 106 hemijskih elemenata; od njih su svi transuranijum (Z = 93-106), kao i elementi sa Z = 43 (Tc), 61 (Pm), 85 (At) i 87 (Fr) dobijeni veštačkim putem. Kroz istoriju P. s. e. predložen je veliki broj (nekoliko stotina) opcija za njegovo grafičko predstavljanje, uglavnom u obliku tabela; slike su takođe poznate u obliku raznih geometrijski oblici(prostorne i planarne), analitičke krive (na primjer, spirale) itd. Najrasprostranjenija su tri oblika P. s. e.: kratki, predložen od Mendeljejeva i dobio univerzalno priznanje; dugačko stepenište. Dugi oblik je također razvio Mendeljejev, a u poboljšanom obliku ga je 1905. predložio A. Werner. Formu ljestvi su predložili engleski naučnik T. Bailey (1882), danski naučnik J. Thomsen (1895), a poboljšao N. Borom(1921). Svaki od tri oblika ima prednosti i nedostatke. Osnovni princip konstruisanja P. s. e. je podjela svih hemijskih elemenata u grupe i periode. Svaka grupa je zauzvrat podijeljena na glavne (a) i sekundarne (b) podgrupe. Svaka podgrupa sadrži elemente koji imaju slična hemijska svojstva. Elementi A- I b-podgrupe u svakoj grupi, po pravilu, pokazuju određenu hemijsku sličnost jedna s drugom, uglavnom u višim oksidacionim stanjima, koja po pravilu odgovaraju broju grupe. Period je skup elemenata koji počinje alkalnim metalom i završava se inertnim gasom (poseban slučaj je prvi period); svaki period sadrži striktno određeni broj elementi. P.S. e. sastoji se od 8 grupa i 7 perioda (sedmi još nije završen).
Specifičnost prvog perioda je da sadrži samo 2 elementa: H i He. Mjesto H u sistemu je dvosmisleno: budući da pokazuje svojstva zajednička za alkalne metale i halogene, nalazi se ili u I a-, ili (poželjno) u VII a-podgrupa. Helijum - prvi predstavnik VII a-podgrupe (međutim, dugo vremena He i svi inertni gasovi su bili kombinovani u nezavisnu nultu grupu).
Drugi period (Li - Ne) sadrži 8 elemenata. Počinje sa alkalnim metalom Li, čije je jedino oksidaciono stanje I. Zatim dolazi Be, metal, oksidaciono stanje II. Metalni karakter sledećeg elementa B je slabo izražen (oksidaciono stanje III). Sljedeći C je tipičan nemetal i može biti pozitivno ili negativno četverovalentan. Sljedeći N, O, F i Ne su nemetali, a samo za N najveće oksidacijsko stanje V odgovara broju grupe; kiseonik samo retko pokazuje pozitivnu valenciju, a za F je poznato oksidaciono stanje VI. Period završava inertnim gasom Ne.
Treći period (Na - Ar) takođe sadrži 8 elemenata, čija je priroda promjena svojstava u velikoj mjeri slična onoj uočenoj u drugom periodu. Međutim, Mg, za razliku od Be, je metalniji, kao i Al u poređenju sa B, iako je Al inherentno amfoteričan. Si, P, S, Cl, Ar su tipični nemetali, ali svi (osim Ar) pokazuju višim stepenima oksidacija jednaka broju grupe. Dakle, u oba perioda, kako se Z povećava, uočava se slabljenje metalnog i jačanje nemetalnog karaktera elemenata. Mendeljejev je elemente drugog i trećeg perioda (male, po njegovoj terminologiji) nazvao tipičnim. Značajno je da su među najčešćim u prirodi, a C, N i O su, uz H, glavni elementi organske materije (organogeni). Svi elementi prva tri periodi su uključeni u podgrupe A .
Prema modernoj terminologiji (vidi dolje), elementi ovih perioda pripadaju s-elementi (alkalni i zemnoalkalni metali), komponente I a- i II a-podgrupe (označene crvenom bojom na tabeli boja), i R-elementi (B - Ne, At - Ar) uključeni u III a- VIII a-podgrupe (njihovi simboli su istaknuti narandžastom bojom). Za elemente malih perioda sa rastućim rednim brojevima prvo se opaža smanjenje atomski radijusi, a zatim kada broj elektrona u spoljna ljuska atom već značajno raste, njihovo međusobno odbijanje dovodi do povećanja atomskih radijusa. Sljedeći maksimum se postiže početkom sljedećeg perioda na alkalnom elementu. Približno isti obrazac karakterističan je za jonske radijuse.
Četvrti period (K - Kr) sadrži 18 elemenata (prvi veći period, prema Mendeljejevu). Nakon alkalnog metala K i zemnoalkalnog Ca (s-elemenata) dolazi niz od deset tzv. prelaznih elemenata(Sc - Zn), ili d- elementi (simboli su plavi) koji su uključeni u podgrupe b odgovarajuće grupe P. s. e. Većina prelaznih elemenata (od kojih su svi metali) pokazuje viša oksidaciona stanja jednaka broju njihove grupe. Izuzetak je trijada Fe - Co - Ni, gde su poslednja dva elementa maksimalno pozitivno trovalentna, a gvožđe je pod određenim uslovima poznato u oksidacionom stanju VI. Elementi koji počinju od Ga i završavaju sa Kr ( R-elementi), pripadaju podgrupama A, a priroda promjene njihovih svojstava je ista kao u odgovarajućim Z intervalima za elemente drugog i trećeg perioda. Utvrđeno je da Kr je sposoban da formira hemijska jedinjenja (uglavnom sa F), ali je nepoznato njegovo oksidaciono stanje VIII.
Peti period (Rb - Xe) je konstruisan slično kao i četvrti; takođe ima umetak od 10 prelaznih elemenata (Y - Cd), d-elementi. Specifične karakteristike period: 1) u trijadi Ru - Rh - Pd samo rutenijum pokazuje oksidaciono stanje VIII; 2) svi elementi podgrupe a pokazuju viša oksidaciona stanja jednaka broju grupe, uključujući i Xe; 3) Imam slaba metalna svojstva. Dakle, priroda promjene svojstava kako Z raste za elemente četvrtog i petog perioda je složenija, jer su metalna svojstva očuvana u velikom rasponu rednih brojeva.
Šesti period (Cs - Rn) uključuje 32 elementa. Pored 10 d-elemenata (La, Hf - Hg) sadrži skup od 14 f-elementi, lantanidi, od Ce do Lu (crni simboli). Elementi La do Lu su hemijski prilično slični. Ukratko P. s. e. lantanidi su uključeni u La kutiju (pošto je njihovo preovlađujuće oksidaciono stanje III) i napisani su kao poseban red na dnu tabele. Ova tehnika je pomalo nezgodna, jer se čini da je 14 elemenata izvan tabele. Dugi i stepenišni oblici P. s. nemaju takav nedostatak. e., što dobro odražava specifičnost lantanida na pozadini integralne strukture P. s. e. Karakteristike perioda: 1) u trijadi Os - Ir - Pt samo osmijum pokazuje oksidaciono stanje VIII; 2) At ima izraženiji (u odnosu na 1) metalni karakter; 3) Rn, očigledno (njegova hemija je malo proučavana), trebalo bi da bude najreaktivniji od inertnih gasova.
Sedmi period, počevši od Fr (Z = 87), takođe treba da sadrži 32 elementa, od kojih je do sada poznato 20 (do elementa sa Z = 106). Fr i Ra su elementi I a- i II a-podgrupe (s-elementi), Ac - analog elemenata III b-podgrupe ( d-element). Sledećih 14 elemenata, f-elementi (sa Z od 90 do 103) čine porodicu aktinidi. Ukratko P. s. e. oni zauzimaju Ac ćeliju i napisani su u posebnom redu na dnu tabele, poput lantanoida, za razliku od kojih ih karakteriše značajna raznolikost oksidacionih stanja. U tom smislu, u hemijskom smislu, niz lantanida i aktinida pokazuje uočljive razlike. Studija hemijske prirode elemenata sa Z = 104 i Z = 105 pokazala je da su ovi elementi analozi hafnijuma i tantala, tj. d-elemente, i treba ih staviti u IV b- i V b- podgrupe. Članovi b-podgrupe treba da budu sledeći elementi do Z = 112, a zatim će se pojaviti (Z = 113-118) R-elementi (III a-VIll a-podgrupe).
Teorija P. s. e. Teorija P. se zasniva na e. leži ideja o specifičnim zakonima koji upravljaju konstrukcijom elektronskih ljuski (slojeva, nivoa) i podljuska (ljuske, podnivoa) u atomima kako raste Z. Ovu ideju je razvio Bohr 1913-21, uzimajući u obzir prirodu promjena svojstava hemijskih elemenata u elektronskom spektru. e. i rezultate proučavanja njihovih atomskih spektra. Bohr je identificirao tri značajne karakteristike formiranja elektronskih konfiguracija atoma: 1) punjenje elektronskih ljuski (osim ljuski koje odgovaraju vrijednostima glavnog kvantni broj n= 1 i 2) se ne dešava monotono do njihovog punog kapaciteta, već se prekida pojavom skupova elektrona koji pripadaju školjkama velikih vrednosti n; 2) slične vrste elektronskih konfiguracija atoma se periodično ponavljaju; 3) granice perioda P. s. e. (osim prvog i drugog) ne poklapaju se sa granicama uzastopnih elektronskih ljuski.
Značenje P. s. e. P.S. e. igrao je i igra veliku ulogu u razvoju prirodnih nauka. To je bilo najvažnije dostignuće atomsko-molekularne nauke, omogućilo je davanje moderna definicija koncept „hemijskog elementa” i razjasniti pojmove jednostavnih supstanci i jedinjenja. Obrasci koje je otkrio P. s. e., obezbeđeno značajan uticaj o razvoju teorije strukture atoma, doprinijelo je objašnjenju fenomena izotonije. HVALA. e. povezan sa strogo naučnom formulacijom problema predviđanja u hemiji, koja se manifestovala kako u predviđanju postojanja nepoznatih elemenata i njihovih svojstava, tako i u predviđanju novih karakteristika hemijskog ponašanja već otkrivenih elemenata. P.S. e. - osnove hemije, prvenstveno neorganske; značajno pomaže u rješavanju problema sinteze tvari s unaprijed određenim svojstvima, razvoju novih materijala, posebno poluvodičkih, te odabiru specifičnih katalizatora za različite hemijski procesi itd. P.S. e.- također naučne osnove nastava hemije.
Zaključak
Periodični sistem D.I. Mendeljejeva postao je najvažnija prekretnica u razvoju atomsko-molekularne nauke. Zahvaljujući njoj to je uspjelo moderan koncept o hemijskom elementu, razjašnjene su ideje o jednostavnim supstancama i jedinjenjima.
Prediktivna uloga periodnog sistema, koju je pokazao sam Mendeljejev, u 20. veku manifestovala se u proceni hemijska svojstva transuranijumski elementi.
Pojava periodičnog sistema otvorila je novu, istinski naučnu eru u istoriji hemije i niza srodnih nauka – umesto raštrkanih informacija o elementima i jedinjenjima, harmoničan sistem, na osnovu čega je postalo moguće generalizirati, izvoditi zaključke i predviđati.
Periodični sistem D.I. Mendeljejeva postao je najvažnija prekretnica u razvoju atomsko-molekularne nauke. Zahvaljujući njoj formiran je moderni koncept kemijskog elementa, a razjašnjene su ideje o jednostavnim tvarima i spojevima.
Prediktivna uloga periodnog sistema, koju je pokazao sam Mendeljejev, u 20. veku manifestovala se u proceni hemijskih svojstava transuranijumskih elemenata.
Razvijen u 19. vijeku. u okviru nauke o hemiji, periodni sistem je bio gotova sistematizacija tipova atoma za nove grane fizike koje su se razvile početkom 20. veka. - atomska fizika i nuklearna fizika. U toku proučavanja atoma pomoću metoda fizike, ustanovljeno je da je redni broj elementa u periodnom sistemu (atomski broj) mjera električnog naboja atomskog jezgra ovog elementa, broj horizontalnog reda. (period) u tabeli određuje broj elektronskih omotača atoma, a broj vertikalnog reda određuje kvantnu strukturu top shell, kojima elementi ove serije duguju svoju sličnost u hemijskim svojstvima.
Pojava periodičnog sistema otvorila je novu, istinski naučnu eru u istoriji hemije i niza srodnih nauka - umesto raštrkanih informacija o elementima i jedinjenjima, pojavio se koherentan sistem na osnovu kojeg je postalo moguće generalizovati, donositi zaključke i predviđati.
Periodični zakon je temeljni zakon prirode, koji je otkrio D. I. Mendeljejev 1869. godine upoređujući svojstva tada poznatih kemijskih elemenata i vrijednosti njihovih atomskih masa. Definicije
Periodični zakon je formulisao D. I. Mendeljejev u sledećem obliku (1871): “Svojstva jednostavnih tijela, kao i oblici i svojstva spojeva elemenata, a samim tim i svojstva jednostavnih i složenih tijela koja tvore, periodično zavise od njihove atomske težine”.
Sa razvojem atomske fizike i kvantne hemije, periodični zakon je dobio strogo teorijsko opravdanje. Zahvaljujući klasičnim radovima J. Rydberga (1897), A. Van den Broeka (1911), G. Moseleya (1913), otkriveno je fizičko značenje serijskog (atomskog) broja elementa. Kasnije je kreiran kvantnomehanički model za periodičnu promjenu elektronske strukture atoma kemijskih elemenata kako se povećavaju naboji njihovih jezgara (N. Bohr, W. Pauli, E. Schrödinger, W. Heisenberg, itd.).
Trenutno, Periodični zakon D. I. Mendeljejeva ima sljedeću formulaciju: “Svojstva hemijskih elemenata, kao i oblici i svojstva jednostavnih supstanci i jedinjenja koje oni formiraju, periodično zavise od veličine naboja jezgara njihovih atoma”.
Posebnost periodičnog zakona među ostalim fundamentalnim zakonima je u tome što on nema izraz u obliku matematičke jednačine. Grafički (tabelarni) izraz zakona je periodni sistem elemenata koji je razvio Mendeljejev.
Periodični zakon je univerzalan za Univerzum: kako je figurativno primijetio poznati ruski hemičar N.D. Zelinsky, periodični zakon je bio „otkriće međusobne povezanosti svih atoma u svemiru“
Kod višeelektronskih atoma, kao i kod atoma vodika, stanje svakog elektrona može se okarakterizirati kvantnim brojevima. Elektronsko-elektronsko odbijanje dovodi do toga da energija elektrona koji imaju istu n vrijednost, ali različite l vrijednosti, postaje različita. Redoslijed popunjavanja podnivoa određen je principom najmanje energije, Paulijevim principom i Hundovim pravilom.
Princip najmanje energije: punjenje AO elektronima se dešava po redu povećanja njihove energije. Uspostavljen je energetski dijagram za različite AO u mnogim neutralnim atomima koji su u osnovnom stanju (sa najnižom energijom). Vladavina Klečkovskog: Energija dd raste u skladu s tim. sa povećanjem n+l. Pri istoj vrijednosti zbira, energija je manja za AO sa manjom vrijednošću n.
Paulijev princip: u atomu ne m.b. 2 e sa istom vrijednošću 4 kvantna broja. Ovaj skup vrijednosti u potpunosti određuje energetsko stanje e. 2 e koji se nalaze na istom AO nazivaju se upareni. Ukupan broj orbitale po en. oštećenje od znaka. n = n*2. Dakle, maksimalni kapacitet elektrona = 2n*2.
Hundovo pravilo određuje redoslijed popunjavanja AO e unutar jednog podnivoa i glasi: Kada datu vrijednost l (unutar 1 podnivoa) u osnovnom stanju elektroni su locirani na takav način da je vrijednost ukupnog spina atoma max (na podnivou bi trebao biti maksimalan broj nesparenih e).
Distribucija e po dep. AO se naziva e konfiguracija atoma. Email konfiguraciju sa najnižom energijom odgovara osnovnom stanju atoma, preostale konfiguracije pripadaju pobuđenim stanjima. EC atoma se prikazuje na 2 načina: u obliku e-formula i e-grafičkih dijagrama. Prilikom pisanja e formula koriste se n i l. Podnivo je označen sa n i l (slovo). Broj e na podnivou karakterizira superskript. Na primjer, za osnovno stanje atoma vodika: U slučaju e-grafičkih dijagrama, raspodjela e po podnivoima je predstavljena u obliku kvantnih ćelija. Orbitala se obično prikazuje kao kvadrat, oko mačke. označeno oznakom podnivo. Podnivoi na svakom nivou d.b. blago pomaknuta po visini (energija je drugačija). Elektroni su prikazani naspram. strelice u lebdenju na vrijednost spina Uzimajući u obzir strukturu EC atoma, svi poznati El. u skladu sa vrijednošću orbitalnog kvantnog broja posljednjeg ispunjenog podnivoa mogu se podijeliti u 4 grupe: s, p, d i f elementi.
Odstupanja od n+l pravila su uočena kod nekih. elementi - to je zbog činjenice da kako se glavni kvantni broj povećava, razlike između energija podnivoa se smanjuju.
15. nukleoni, struktura jezgra, nuklearne sile, njihove karakteristike.
Atomsko jezgro- središnji dio atoma, u kojem je koncentrisana većina njegove mase (više od 99,9%). Jezgro je pozitivno nabijeno; naboj jezgra je određen kemijskim elementom kojem atom pripada. Dimenzije jezgara različitih atoma su nekoliko femtometara, što je više od 10 hiljada puta manje veličine sam atom.
Nuklearna fizika proučava atomska jezgra.
Atomsko jezgro se sastoji od nukleona - pozitivno nabijenih protona i neutralnih neutrona, koji su međusobno povezani snažnom interakcijom. Proton i neutron imaju sopstveni ugaoni moment (spin) jednak [sn 1] i pripadajući magnetni moment.
Nuklearne sile su sile privlačenja za bilo koji par nukleona.
Nuklearna interakcija spada u kategoriju jakih interakcija. Kao rezultat toga, nuklearna energija zbog takve interakcije je vrlo velika i milionima puta premašuje električnu energiju, recimo, u atomima.
Nuklearne sile su kratkog dometa, dok su električne i magnetne sile između elementarnih čestica dugog dometa. Šta to znači? To znači da nuklearne sile imaju ograničen domet djelovanja i ovaj radijus je vrlo mali (reda cm; podsjetimo da je veličina atoma reda cm). Iznad svojih granica, interakcija nukleona naglo opada prema eksponencijalnom zakonu. Naprotiv, elektromagnetna interakcija između čestica opada sa rastojanjem prema zakonu inverznog kvadrata - i naziva se dugodometna.
Nuklearne sile su nezavisne od naboja, odnosno sile između protona, između neutrona i između protona i neutrona su iste.
Nuklearne sile imaju takozvano svojstvo zasićenja (interatomske sile u molekulima imaju slično svojstvo). Suština ovog svojstva je da svaki nukleon u jezgru može imati ograničen broj susjeda. Kada ovaj broj dostigne granicu, ostali nukleoni su, takoreći, izbačeni iz opsega nuklearnog privlačenja datog nukleona. Kao rezultat ovog svojstva i kratkog djelovanja nuklearnih sila, volumen jezgre raste proporcionalno broju nukleona u njemu. Ovo je veoma važna okolnost i može se koristiti prilikom konstruisanja modela kernela.
Svaka interakcija između čestica u fizici je uzrokovana nekim poljem. Na primjer, elektromagnetnu interakciju uzrokuje elektromagnetsko polje, a čestice - fotoni - odgovaraju ovom polju u kvantnoj teoriji. Sa stanovišta fotona, interakcija između nabijenih čestica (na primjer, između elektrona) se smatra virtualnom (mogućom) razmjenom fotona: jedan elektron, takoreći, emituje foton, a drugi, susjedni, apsorbuje ga, i obrnuto. Takva razmjena fotona naziva se virtuelna, a ne stvarna, jer zakon održanja energije sprječava da se ona stvarno implementira. Koncept razmjene čestica uveden je iz čisto formalnih razmatranja: kvantno-mehaničke relacije koje karakteriziraju interakcije konstruirane su kao da se fotoni razmjenjuju između čestica.
16. Energija veze, poluempirijska formula za vezu.
Energija komunikacije(Za ovoj državi sistem) - razlika između ukupne energije vezano stanje sistema tijela ili čestica i energije stanja u kojem su ta tijela ili čestice beskrajno udaljene jedna od druge i miruju:
gdje je energija veze komponenti u sistemu od i komponenti (čestica), ukupna energija i-te komponente u nevezanom stanju (beskonačno udaljena čestica u mirovanju), i ukupna energija vezanog sistema.
Za sistem koji se sastoji od beskonačno udaljenih čestica u mirovanju, obično se razmatra energija veze jednaka nuli, tj. Kada se formira vezano stanje, energija se oslobađa. Energija vezivanja je minimalan rad, koji se mora potrošiti da se sistem razloži na njegove sastavne čestice i karakteriše stabilnost sistema: što je energija vezivanja veća, to je sistem stabilniji.
Za valentne elektrone (elektrone vanjske elektronske ljuske) neutralnih atoma u osnovnom stanju, energija vezivanja se poklapa s energijom ionizacije, za negativne ione - sa afinitetom elektrona.
Energija hemijske veze dvoatomskog molekula odgovara energiji njegove termičke disocijacije, koja je reda stotine kJ/mol.
Energija veze adrona atomskog jezgra određena je jakom interakcijom. Za laka jezgra to je ~0,8 MEV po nukleonu.
U modelu kapljica, jezgro se smatra sfernom kapljicom nestišljivo nabijene nuklearne tekućine polumjera R = r 0 A 1/3. To jest, energija nuklearnog vezivanja uzima u obzir zapreminu, površinsku i Kulonovu energiju. Osim toga, uzimaju se u obzir energija simetrije i energija uparivanja koje nadilaze koncepte čisto kapljica. U okviru ovog modela moguće je dobiti poluempirijsku Weizsäckerovu formulu za energiju vezivanja jezgra.
E St (A,Z) = a 1 A - a 2 A 2/3 - a 3 Z 2 /A 1/3 - a 4 (A/2 - Z) 2 /A + a 5 A -3/4.
Prvi član u energiji vezivanja jezgra sličnog kaplji tečnosti proporcionalan je masenom broju A i opisuje približnu konstantnost specifične energije vezivanja jezgara.
Drugi pojam - površinska energija jezgre smanjuje ukupnu energiju vezivanja, budući da nukleoni koji se nalaze na površini imaju manje veza nego čestice unutar jezgre. Ovo je analogno površinski napon.
Treći član u energiji vezivanja je rezultat Kulonove interakcije protona. U modelu kapljica, pretpostavlja se da je električni naboj protona jednoliko raspoređen unutar sfere polumjera R = r 0 A 1/3.
Četvrti član, energija simetrije jezgra, odražava tendenciju stabilnosti jezgara sa N = Z.
Peti član, energija uparivanja, uzima u obzir povećanu stabilnost osnovnih stanja jezgara sa parnim brojem protona i/ili neutrona.
Koeficijenti a 1 , a 2 , a 3 , a 4 i a 5 uključeni u formulu procijenjeni su iz eksperimentalnih podataka o energijama nuklearnog vezivanja, što daje
a 1 = 15,75 MeV; a 2 = 17,8 MeV; a 3 = 0,71 MeV; a 4 = 94,8 MeV;
17. Alfa i beta raspad, zakon radioaktivnog raspada.
Beta raspad- vrsta radioaktivnog raspada uzrokovanog slabom interakcijom i promjenom naboja jezgra za jedan. U ovom slučaju, jezgro može emitovati beta česticu (elektron ili pozitron). U slučaju elektronske emisije naziva se "beta minus" (), a u slučaju emisije pozitrona naziva se "beta plus raspad" (). Pored i -raspada, beta raspad uključuje i hvatanje elektrona, kada jezgro uhvati atomski elektron. U svim vrstama beta raspada, jezgro emituje elektronski neutrino (-raspad, hvatanje elektrona) ili antineutrino (-raspad).
Mehanizam propadanja
U raspadu, slaba interakcija pretvara neutron u proton, a elektron i antineutrino se emituju:
Na fundamentalnom nivou (prikazano na Feynmanovom dijagramu) to je zbog transformacije d kvarka u u kvark uz emisiju W bozona.
U -raspadu, proton se pretvara u neutron, pozitron i neutrino:
Dakle, za razliku od -raspadanje, -raspadanje ne može nastati u nedostatku vanjske energije, jer je masa
neutron ima veću masu od protona. -raspadanje može se dogoditi samo unutar jezgara gdje je apsolutna vrijednost energije vezivanja kćerke jezgre veća od energije vezivanja matičnog jezgra. Razlika između ove dvije energije se koristi za transformaciju protona u neutron, pozitron i neutrino i u kinetičku energiju nastalih čestica.
U svim slučajevima kada je β+ raspad energetski moguć (a proton je dio jezgra s elektronskim omotačem), prati ga proces hvatanja elektrona, u kojem elektron atoma hvata jezgro uz emisiju neutrino:
Ali ako je razlika između masa početnih i konačnih atoma mala (manje od dvostruke mase elektrona, odnosno 1022 keV), tada dolazi do hvatanja elektrona bez praćenja konkurentskog procesa raspada pozitrona; ovo drugo je u ovom slučaju zabranjeno zakonom o održanju energije.
Kada su proton i neutron dio atomskog jezgra, ovi procesi raspada pretvaraju jedan kemijski element u drugi. Na primjer:
(raspadanje),
(raspadanje),
(elektronsko snimanje).
Beta raspad ne menja broj nukleona u jezgru A, ali samo mijenja svoj naboj Z. Na taj način skup svih nuklida sa istim A; ove izobaričan Nuklidi se mogu transformirati jedan u drugi beta raspadom. Među njima, neki nuklidi (barem jedan) su beta stabilni jer predstavljaju lokalne minimume viška mase: ako takvo jezgro ima ( A, Z) brojevi, susjedna jezgra ( A, Z−1) i ( A,Z+1) imaju veći višak mase i mogu se raspasti beta raspadom u ( A, Z), ali ne i obrnuto. Treba napomenuti da beta-stabilno jezgro može biti podvrgnuto drugim vrstama radioaktivnog raspada (alfa raspad, na primjer). Većina prirodnih izotopa na Zemlji je beta stabilna, ali postoji nekoliko izuzetaka s toliko dugim poluživotom da nisu nestali u otprilike 4,5 milijardi godina od nukleosinteze. Na primjer, 40 K, koji doživljava sve tri vrste beta raspada (beta minus, beta plus i hvatanje elektrona), ima poluživot od 1.277 10 9 godina.
Beta raspad se može smatrati prelazom između dva kvantno mehanička stanja izazvana perturbacijom, tako da se pridržava Fermijevog zlatnog pravila.
Alfa raspad, vrsta radioaktivnog raspada jezgra koji rezultira emisijom alfa čestice. U ovom slučaju, maseni broj se smanjuje za 4, a atomski za 2. Alfa raspad se uočava samo u teškim jezgrima (Atomski broj mora biti veći od 82, maseni broj mora biti veći od 200). Alfa čestica prolazi kroz tunelsku tranziciju kroz Kulonovu barijeru u jezgru, tako da je alfa raspad u suštini kvantni proces. Budući da vjerovatnoća efekta tuneliranja eksponencijalno ovisi o visini barijere, vrijeme poluraspada alfa-aktivnih jezgri raste eksponencijalno sa smanjenjem energije alfa čestica (ova činjenica je sadržaj Geiger-Nettol zakona). Kada je energija alfa čestica manja od 2 MeV, životni vijek alfa aktivnih jezgara značajno premašuje životni vijek Univerzuma. Stoga, iako je većina prirodnih izotopa težih od cerijuma u principu sposobna da se raspadne kroz ovaj kanal, samo nekoliko njih je zaista zabilježilo takav raspad.
Brzina emisije alfa čestice je 9400(Nd-144)-23700(Po-212m) km/s. IN opšti pogled Formula alfa raspada je sljedeća:
Primjer alfa raspada za izotop 238 U:
Alfa raspad se može smatrati graničnim slučajem raspada klastera.
18. Nuklearne reakcije, reakcije nuklearne fisije.
Nuklearna reakcija- proces formiranja novih jezgara ili čestica tokom sudara jezgara ili čestica. Nuklearnu reakciju je prvi uočio Rutherford 1919., bombardirajući jezgra atoma dušika α-česticama; otkrivena je pojavom sekundarnih ionizirajućih čestica koje su imale raspon u plinu veći od raspona α-čestica i identificirane su kao protoni. Nakon toga, fotografije ovog procesa su dobijene pomoću komore za oblake.
Prema mehanizmu interakcije, nuklearne reakcije se dijele na dvije vrste:
§ reakcije sa formiranjem složenog jezgra su dvostepeni proces koji se odvija pri ne baš visokoj kinetičkoj energiji sudarajućih čestica (do oko 10 MeV).
§ direktne nuklearne reakcije koje se dešavaju tokom nuklearno vrijeme potrebno da čestica pređe jezgro. Ovaj mehanizam se uglavnom manifestuje pri visokim energijama bombardujućih čestica.
Ako se nakon sudara sačuvaju originalna jezgra i čestice, a ne rađaju se nove, tada je reakcija elastično raspršivanje u polju nuklearnih sila, praćena samo preraspodjelom kinetičke energije i impulsa čestice i ciljnog jezgra te je pozvao potencijalno rasipanje .
Nuklearna fisija- proces cijepanja atomskog jezgra na dva (rjeđe tri) jezgra slične mase, koji se nazivaju fragmenti fisije. Kao rezultat fisije, mogu nastati i drugi produkti reakcije: svjetlosna jezgra (uglavnom alfa čestice), neutroni i gama zraci. Fisija može biti spontana (spontana) i prisilna (kao rezultat interakcije s drugim česticama, prvenstveno neutronima). Fisija teških jezgara je egzotermni proces, uslijed kojeg se oslobađa velika količina energije u obliku kinetičke energije produkta reakcije, kao i zračenja. Nuklearna fisija služi kao izvor energije u nuklearnih reaktora i nuklearno oružje.
Reakcija nuklearne fisije- proces cijepanja atomskog jezgra na dva (rjeđe tri) jezgra slične mase, koji se nazivaju fragmenti fisije. Kao rezultat fisije, mogu nastati i drugi produkti reakcije: laka jezgra (uglavnom alfa čestice), neutroni i gama kvanti. Fisija može biti spontana (spontana) i prisilna (kao rezultat interakcije s drugim česticama, prvenstveno neutronima). Fisija teških jezgara je egzoenergetski proces, uslijed kojeg se oslobađa velika količina energije u obliku kinetičke energije produkta reakcije, kao i zračenja.
Nuklearna fisija služi kao izvor energije u nuklearnim reaktorima i nuklearnom oružju.
19. Lančana reakcija, njene karakteristike.
Lančana reakcija- kemijska i nuklearna reakcija u kojoj pojava aktivne čestice (slobodni radikal ili atom u kemijskom procesu, neutron u nuklearnom procesu) uzrokuje veliki broj(lanac) uzastopnih transformacija neaktivnih molekula ili jezgara. Slobodni radikali i mnogi atomi, za razliku od molekula, imaju slobodne nezasićene valencije (nespareni elektron), što dovodi do njihove interakcije s izvornim molekulima. Kada se slobodni radikal (R) sudari s molekulom, jedna od valentnih veza ove potonje se prekida i, kao rezultat reakcije, nastaje novi slobodni radikal, koji zauzvrat reagira s drugom molekulom - dolazi do lančane reakcije.
Lančane reakcije u hemiji obuhvataju procese oksidacije (sagorevanja, eksplozije), pucanja, polimerizacije i druge, koji se široko koriste u hemijskoj i naftnoj industriji.
U nuklearnom lančana reakcija(koji je tako nazvan po analogiji s kemijskom) aktivne čestice su neutroni, koji pokreću jednu od vrsta nuklearnih reakcija - nuklearnu fisiju. Nuklearna lančana reakcija je osnova za nuklearnu energiju i nuklearno oružje.
20. Termonuklearna reakcija.
Termonuklearna reakcija- fuzija dva atomska jezgra da bi se formiralo novo, teže jezgro, zbog kinetičke energije njihovog toplotnog kretanja.
Za reakciju nuklearne fuzije, početna jezgra moraju imati relativno visoku kinetičku energiju, budući da doživljavaju elektrostatičko odbijanje jer su pozitivno nabijena.
Prema kinetičkoj teoriji, kinetička energija pokretnih mikročestica tvari (atoma, molekula ili iona) može se predstaviti kao temperatura, pa se stoga zagrijavanjem tvari može postići reakcija nuklearne fuzije.
Nuklearne reakcije prirodne nukleosinteze odvijaju se u zvijezdama na sličan način.
Reakcije fuzije između jezgara lakih elemenata do gvožđa odvijaju se egzoenergetski, što je povezano sa mogućnošću njihovog korišćenja u energiji, u slučaju rešavanja problema kontrole termonuklearne fuzije.
Prije svega, među njima treba istaknuti reakciju između dva izotopa (deuterijuma i tritijuma) vodika, koja je vrlo česta na Zemlji, uslijed koje nastaje helij i oslobađa se neutron. Reakcija se može napisati kao:
+ energija (17,6 MeV).
Oslobođena energija (koja proizlazi iz činjenice da helijum-4 ima veoma jake nuklearne veze) pretvara se u kinetičku energiju, većina od kojih, 14,1 MeV, nosi neutron kao lakšu česticu. Rezultirajuća jezgra je čvrsto vezana, zbog čega je reakcija toliko egzoenergetska. Ovu reakciju karakterizira najniža Kulonova barijera i veliki prinos, pa je od posebnog interesa za kontrolirane termonuklearna fuzija.
Fuzija se također koristi u termonuklearnom oružju.
Povezane informacije.