Tabla periódica de química de Mendeleev. Ley periódica de D. I. Mendeleev y el sistema periódico de elementos químicos.

Ley periódica D.I. Mendeleev y la tabla periódica elementos quimicos tiene gran valor en el desarrollo de la química. Volvamos al año 1871, cuando el profesor de química D.I. Mendeleev, a través de numerosas pruebas y errores, llegó a la conclusión de que "... las propiedades de los elementos, y por tanto las propiedades de los cuerpos simples y complejos que forman, dependen periódicamente de su peso atómico". La periodicidad de los cambios en las propiedades de los elementos surge debido a la repetición periódica de la configuración electrónica de la capa electrónica externa con un aumento en la carga del núcleo.

Formulación moderna de la ley periódica. Es esto:

"Las propiedades de los elementos químicos (es decir, las propiedades y la forma de los compuestos que forman) dependen periódicamente de la carga del núcleo de los átomos de los elementos químicos".

Mientras enseñaba química, Mendeleev comprendió que recordar las propiedades individuales de cada elemento causaba dificultades a los estudiantes. Comenzó a buscar formas de crear un método sistemático para que fuera más fácil recordar las propiedades de los elementos. El resultado fue mesa natural, más tarde pasó a ser conocido como periódico.

Nuestra tabla moderna es muy similar a la tabla periódica. Echemos un vistazo más de cerca.

Tabla periódica

La tabla periódica de Mendeleev consta de 8 grupos y 7 períodos.

Las columnas verticales de una tabla se llaman grupos . Los elementos, dentro de cada grupo, tienen características químicas y propiedades fisicas. Esto se explica por el hecho de que los elementos del mismo grupo tienen configuraciones electrónicas similares de la capa exterior, cuyo número de electrones es igual al número del grupo. En este caso, el grupo se divide en subgrupos principales y secundarios.

EN Subgrupos principales incluye elementos cuyos electrones de valencia se encuentran en los subniveles externos ns y np. EN Subgrupos laterales incluye elementos cuyos electrones de valencia están ubicados en el subnivel ns externo y en el subnivel d interno (n - 1) (o (n - 2) subnivel f).

Todos los elementos en tabla periódica , dependiendo de en qué subnivel (s-, p-, d- o f-) los electrones de valencia se clasifican en: elementos s (elementos de los subgrupos principales de los grupos I y II), elementos p (elementos de los subgrupos principales III - VII grupos), elementos d (elementos de subgrupos laterales), elementos f (lantánidos, actínidos).

La valencia más alta de un elemento (a excepción de O, F, elementos del subgrupo cobre y del grupo ocho) es igual al número del grupo en el que se encuentra.

Para los elementos de los subgrupos principal y secundario, las fórmulas de los óxidos superiores (y sus hidratos) son las mismas. En los subgrupos principales, la composición de los compuestos de hidrógeno es la misma para los elementos de este grupo. Los hidruros sólidos forman elementos de los principales subgrupos de los grupos I - III, y los grupos IV - VII forman compuestos de hidrógeno gaseosos. Los compuestos de hidrógeno del tipo EN 4 son compuestos más neutros, EN 3 son bases, H 2 E y NE son ácidos.

Las filas horizontales de una tabla se llaman periodos. Los elementos en los períodos se diferencian entre sí, pero lo que tienen en común es que los últimos electrones están en el mismo nivel de energía ( número cuántico principalnorte- lo mismo ).

El primer período se diferencia de los demás en que sólo hay 2 elementos: hidrógeno H y helio He.

En el segundo período hay 8 elementos (Li - Ne). El litio Li, un metal alcalino, inicia el período y el gas noble neón Ne lo cierra.

En el tercer período, al igual que en el segundo, hay 8 elementos (Na - Ar). El período comienza con el metal alcalino sodio Na y lo cierra el gas noble argón Ar.

El cuarto período contiene 18 elementos (K - Kr); Mendeleev lo designó como el primer gran período. También comienza con el metal alcalino Potasio y termina con el gas inerte criptón Kr. La composición de grandes períodos incluye elementos de transición (Sc - Zn) - d- elementos.

En el quinto período, similar al cuarto, hay 18 elementos (Rb - Xe) y su estructura es similar al cuarto. También comienza con el metal alcalino rubidio Rb y termina con el gas inerte xenón Xe. La composición de grandes períodos incluye elementos de transición (Y - Cd) - d- elementos.

El sexto período consta de 32 elementos (Cs - Rn). excepto 10 d-elementos (La, Hf - Hg) contiene una fila de 14 F-elementos (lantánidos) - Ce - Lu

El séptimo tiempo no ha terminado. Comienza con Franc Fr, se puede suponer que contendrá, al igual que el sexto período, 32 elementos ya encontrados (hasta el elemento con Z = 118).

tabla periódica interactiva

si miras tabla periódica y dibuja una línea imaginaria que comienza en el boro y termina entre el polonio y el astato, entonces todos los metales estarán a la izquierda de la línea y los no metales a la derecha. Los elementos inmediatamente adyacentes a esta línea tendrán propiedades tanto de metales como de no metales. Se llaman metaloides o semimetales. Se trata de boro, silicio, germanio, arsénico, antimonio, telurio y polonio.

ley periódica

Mendeleev dio la siguiente formulación de la Ley Periódica: “las propiedades de los cuerpos simples, así como las formas y propiedades de los compuestos de elementos y, por tanto, las propiedades de los cuerpos simples y complejos que forman, dependen periódicamente de su peso atómico. "
Hay cuatro patrones periódicos principales:

regla del octeto afirma que todos los elementos tienden a ganar o perder un electrón para tener la configuración de ocho electrones del gas noble más cercano. Porque Dado que los orbitales exteriores s y p de los gases nobles están completamente llenos, son los elementos más estables.
Energía de ionización es la cantidad de energía necesaria para extraer un electrón de un átomo. Según la regla del octeto, cuando se avanza por la tabla periódica de izquierda a derecha, se requiere más energía para eliminar un electrón. Por lo tanto, los elementos del lado izquierdo de la tabla tienden a perder un electrón y los del lado derecho tienden a ganar uno. Los gases inertes tienen la mayor energía de ionización. La energía de ionización disminuye a medida que se avanza en el grupo, porque Los electrones con niveles de energía bajos tienen la capacidad de repeler electrones con niveles de energía más altos. Este fenómeno se llama efecto blindaje. Debido a este efecto, los electrones externos están menos unidos al núcleo. A lo largo del período, la energía de ionización aumenta suavemente de izquierda a derecha.

Afinidad electrónica– el cambio de energía cuando un átomo de una sustancia en estado gaseoso adquiere un electrón adicional. A medida que uno desciende en el grupo, la afinidad electrónica se vuelve menos negativa debido al efecto de detección.

Electronegatividad- una medida de con qué fuerza tiende a atraer electrones de otro átomo asociado con él. La electronegatividad aumenta al moverse. tabla periódica de izquierda a derecha y de abajo hacia arriba. Hay que recordar que los gases nobles no tienen electronegatividad. Por tanto, el elemento más electronegativo es el flúor.

Con base en estos conceptos, consideremos cómo cambian las propiedades de los átomos y sus compuestos en tabla periódica.

Entonces, en una dependencia periódica existen propiedades de un átomo que están asociadas con su configuración electrónica: radio atómico, energía de ionización, electronegatividad.

Consideremos el cambio en las propiedades de los átomos y sus compuestos dependiendo de su posición en tabla periódica de elementos químicos.

La no metalicidad del átomo aumenta. al moverse en la tabla periódica de izquierda a derecha y de abajo hacia arriba. debido a esto las propiedades básicas de los óxidos disminuyen, y las propiedades ácidas aumentan en el mismo orden: cuando se mueve de izquierda a derecha y de abajo hacia arriba. Además, las propiedades ácidas de los óxidos son más fuertes cuanto mayor es el estado de oxidación del elemento que lo forma.

Por periodo de izquierda a derecha propiedades basicas hidróxidos debilitarse en los subgrupos principales, de arriba a abajo, aumenta la resistencia de los cimientos. Además, si un metal puede formar varios hidróxidos, entonces con un aumento en el estado de oxidación del metal, propiedades basicas los hidróxidos se debilitan.

Por periodo de izquierda a derecha aumenta la fuerza de los ácidos que contienen oxígeno. Al moverse de arriba a abajo dentro de un grupo, la fuerza de los ácidos que contienen oxígeno disminuye. En este caso, la fuerza del ácido aumenta al aumentar el estado de oxidación del elemento formador de ácido.

Por periodo de izquierda a derecha aumenta la fuerza de los ácidos libres de oxígeno. Al moverse de arriba a abajo dentro de un grupo, aumenta la fuerza de los ácidos libres de oxígeno.

categorías,

Los elementos de la tabla periódica están ordenados de número atómico creciente Z del 1 al 110. . El número de serie de un elemento Z corresponde a la carga del núcleo de su átomo, así como al número de electrones que se mueven en el campo del núcleo.

Los elementos químicos, según la estructura de los átomos no excitados, se dividen en agregados naturales, lo que se refleja en el sistema periódico en forma de filas horizontales y verticales: períodos y grupos.

Un período es una serie secuencial de elementos en cuyos átomos se llena el mismo número de niveles de energía (capas electrónicas). El número de período indica el número de capas de electrones en los átomos de los elementos. Los períodos comienzan con elementos s, en cuyos átomos aparece en un nuevo nivel el primer electrón s con un nuevo valor del número cuántico principal n (hidrógeno y metales alcalinos), y terminan con elementos p, átomos de nobles. gases que tienen una estructura electrónica estable del nivel exterior ns 2 notario público. 6 (en el primer período – s – elemento 2 He).

La diferencia en la secuencia de llenado de las capas electrónicas (exterior y más cercana al núcleo) explica la razón de las diferentes duraciones de los períodos. 1,2,3 períodos son pequeños, 4,5,6,7 son períodos grandes. Los períodos pequeños contienen 2 y 8 elementos, los períodos grandes: 18 y 32 elementos, el séptimo período permanece incompleto, aunque estructuralmente está construido de manera similar al sexto período.

De acuerdo con el número máximo de electrones en el nivel exterior de los átomos no excitados, los elementos de la tabla periódica se dividen en ocho grupos. . Los grupos de elementos son una colección de elementos con el mismo número de electrones de valencia en un átomo. Número de grupo igual al numero electrones de valencia.

La posición en los grupos de elementos s y p está determinada por el número total de electrones en la capa exterior. Por ejemplo, el fósforo (), que tiene cinco electrones en la capa exterior, pertenece al grupo V, el argón () al VIII, el calcio () al grupo II, etc.

La posición en los grupos de elementos d está determinada por el número total de electrones s del nivel externo y d del nivel preexterno. Según esta característica, los primeros seis elementos de cada familia de elementos d se ubican en uno de los grupos correspondientes: escandio en III, manganeso en VIII, hierro en VIII, etc. Zinc, en el que la capa más externa está completa y la los externos son electrones, pertenece al grupo II. Los átomos de los elementos d, por regla general, contienen dos electrones en el nivel exterior, a excepción de Cr, Cu, Nb, Mo, Ru, Rh, Ag, Pt, Au. Estos últimos presentan un “fallo” energéticamente favorable de un electrón desde el nivel exterior al subnivel d del nivel preexterno, que se produce cuando este subnivel se completa hasta cinco (media capacidad) o diez electrones (capacidad máxima), es decir, hasta el estado en el que todos los orbitales están ocupados cada uno por un electrón o cuando cada uno de ellos está ocupado por un par de electrones. El átomo de paladio (Pd) experimenta una “doble inmersión” de electrones.

Basado en la presencia de un solo electrón en la capa externa (debido a la "falla" de uno de los electrones s de la capa externa en la subcapa d preexterna), el cobre (), así como la plata y el oro. , se clasifican en el grupo I. El cobalto y el níquel, el rodio y el paladio, el iridio y el platino, junto con el Fe, el Ru y el Os, suelen incluirse en el grupo VIII.

De acuerdo con las características de las estructuras electrónicas de las familias de elementos 4f - (lantánidos) y 5f - (actínidos) se colocan en el grupo III.

Los grupos se dividen en subgrupos: principal (subgrupo A) y secundario (subgrupo B). Los subgrupos incluyen elementos con estructuras electrónicas similares (elementos - análogos).s- y p – los elementos forman el llamadohogarsubgrupo, o subgrupo A,d– elementos –lado,o subgrupo B.

Por ejemplo, el grupo IV de la tabla periódica consta de los siguientes subgrupos:

Elementos del subgrupo principal (A)

tabla periódica de elementos D.I. Mendeleev, natural, que es una expresión tabular (u otra gráfica). La tabla periódica de elementos fue desarrollada por D.I. Mendeleev en 1869-1871.

Historia de la tabla periódica de elementos. Varios científicos de Inglaterra y Estados Unidos han realizado intentos de sistematización desde los años 30 del siglo XIX. Mendeleev - I. Döbereiner, J. Dumas, químico francés A. Chancourtois, inglés. Los químicos W. Odling, J. Newlands y otros establecieron la existencia de grupos de elementos con propiedades químicas similares, los llamados "grupos naturales" (por ejemplo, las "tríadas" de Döbereiner). Sin embargo, estos científicos no fueron más allá de establecer patrones particulares dentro de los grupos. En 1864, L. Meyer, basándose en datos, propuso una tabla que muestra la proporción de varios grupos característicos de elementos. Meyer no sacó mensajes teóricos de su mesa.

El prototipo del sistema periódico científico de elementos fue la tabla "Experiencia de un sistema de elementos basada en su similitud química", compilada por Mendeleev el 1 de marzo de 1869 ( arroz. 1). Durante los dos años siguientes, el autor mejoró esta tabla, introdujo ideas sobre grupos, series y períodos de elementos; Intentó estimar la capacidad de períodos pequeños y grandes, que contienen, en su opinión, 7 y 17 elementos, respectivamente. En 1870 llamó a su sistema natural y, en 1871, periódico. Incluso entonces, la estructura de la tabla periódica de elementos adquirió en gran medida contornos modernos ( arroz. 2).

La tabla periódica de elementos no obtuvo inmediatamente reconocimiento como una generalización científica fundamental; la situación cambió significativamente solo después del descubrimiento de Ga, Sc, Ge y el establecimiento de la divalencia de Be (es por mucho tiempo considerado trivalente). Sin embargo, el sistema periódico de elementos representó en gran medida una generalización empírica de los hechos, ya que no estaba claro significado fisico ley periódica y no hubo explicación de las razones del cambio periódico en las propiedades de los elementos dependiendo del aumento. Por lo tanto, hasta la fundamentación física de la ley periódica y el desarrollo de la teoría del sistema periódico de elementos, muchos hechos no pudieron explicarse. Por tanto, el descubrimiento de finales del siglo XIX fue inesperado. , que parecía no tener lugar en la tabla periódica de elementos; esta dificultad se eliminó debido a la inclusión de elementos de un grupo cero independiente (más tarde subgrupo VIIIa) en la tabla periódica. El descubrimiento de muchos “elementos de radio” a principios del siglo XX. condujo a una contradicción entre la necesidad de su ubicación en la tabla periódica de elementos y su estructura (para más de 30 de estos elementos había 7 lugares "vacantes" en los períodos sexto y séptimo). Esta contradicción fue superada gracias al descubrimiento. Finalmente, el valor () como parámetro que determina las propiedades de los elementos perdió gradualmente su significado.

Una de las principales razones de la imposibilidad de explicar el significado físico de la ley periódica y el sistema periódico de elementos fue la falta de una teoría de la estructura (ver Física atómica). Por tanto, el hito más importante en el desarrollo del sistema periódico de elementos fue el modelo planetario propuesto por E. Rutherford (1911). Sobre esta base, el científico holandés A. van den Broek sugirió (1913) que un elemento de la tabla periódica de elementos (Z) es numéricamente igual a la carga del núcleo (en unidades de carga elemental). Esto fue confirmado experimentalmente por G. Moseley (1913-14, ver la ley de Moseley). Así, se pudo establecer que la frecuencia de cambios en las propiedades de los elementos depende de , y no de . Como resultado, el límite inferior del sistema periódico de elementos se determinó sobre una base científica (como un elemento con un mínimo de Z = 1); el número de elementos entre y se estima con precisión; Se ha establecido que los “huecos” en la tabla periódica de elementos corresponden a elementos desconocidos con Z = 43, 61, 72, 75, 85, 87.

Sin embargo, la cuestión del número exacto seguía sin estar clara y (lo que es especialmente importante) no se revelaron las razones del cambio periódico en las propiedades de los elementos en función de Z. Estas razones se encontraron durante el desarrollo posterior de la teoría de la periodicidad. sistema de elementos basado en conceptos cuánticos de estructura (ver más adelante). La fundamentación física de la ley periódica y el descubrimiento del fenómeno de la isotonía permitieron definir científicamente el concepto de “” (“”). La tabla periódica adjunta (ver enfermo.) contiene significados modernos elementos en la escala de carbono de acuerdo con la Tabla Internacional de 1973. Los más longevos se muestran entre corchetes. En lugar de los más estables 99 Tc, 226 Ra, 231 Pa y 237 Np, se adoptaron estos (1969) por la Comisión Internacional de.

Estructura de la tabla periódica de elementos.. La tabla periódica de elementos moderna (1975) cubre 106; De estos, todo el transuranio (Z = 93-106), así como los elementos con Z = 43 (Tc), 61 (Pm), 85 (At) y 87 (Fr) se obtuvieron artificialmente. A lo largo de la historia del sistema periódico de elementos se han propuesto un gran número (varios cientos) de sus variantes. imagen grafica, principalmente en forma de tablas; Las imágenes también se conocen en forma de varios. formas geométricas(espaciales y planas), curvas analíticas (por ejemplo), etc. Las más extendidas son tres formas de la tabla periódica de elementos: breve, propuesta por Mendeleev ( arroz. 2) y recibió reconocimiento universal (en forma moderna se da en enfermo.); largo ( arroz. 3); escalera ( arroz. 4). La forma larga también fue desarrollada por Mendeleev, y en una forma mejorada fue propuesta en 1905 por A. Werner. La forma de escalera fue propuesta por el científico inglés T. Bailey (1882), el científico danés J. Thomsen (1895) y mejorada por N. (1921). cada uno de tres formas tiene ventajas y desventajas. El principio fundamental de la construcción de la tabla periódica de elementos es la división de todos en grupos y períodos. Cada grupo a su vez se divide en subgrupos principal (a) y secundario (b). Cada subgrupo contiene elementos que tienen propiedades químicas similares. Los elementos de los subgrupos a y b en cada grupo, por regla general, muestran cierta similitud química entre sí, principalmente en los superiores, que, por regla general, corresponden al número del grupo. Un período es un conjunto de elementos que comienza y termina ( caso especial- primer período); Cada período contiene un número estrictamente definido de elementos. La tabla periódica de elementos consta de 8 grupos y 7 períodos (el séptimo aún no está completo).

La especificidad del primer período es que contiene sólo 2 elementos: H y He. El lugar de H en el sistema es ambiguo: dado que presenta propiedades comunes a y con, se coloca en el subgrupo Ia o (preferiblemente) en el VIIa. - el primer representante del subgrupo VIIa (sin embargo, durante mucho tiempo, Ne y todos se combinaron en un grupo cero independiente).

El segundo período (Li - Ne) contiene 8 elementos. Comienza con Li, el único de los cuales es igual a I. Luego viene Be - , II. El carácter metálico del siguiente elemento B se expresa débilmente (III). La C que le sigue es típica y puede ser tetravalente positiva o negativamente. Los siguientes N, O, F y Ne - , y sólo para N la V más alta corresponde al número de grupo; sólo en casos raros resulta positivo y se conoce para F VI. El período termina con Ne.

El tercer período (Na - Ar) también contiene 8 elementos, cuya naturaleza de los cambios en sus propiedades es en gran medida similar a la observada en el segundo período. Sin embargo, el Mg, a diferencia del Be, es más metálico, al igual que el Al respecto al B, aunque el Al es inherente. Si, P, S, Cl, Ar son típicos, pero todos (excepto Ar) exhiben valores más altos iguales al número de grupo. Así, en ambos periodos, a medida que Z aumenta, se observa un debilitamiento del carácter metálico y un fortalecimiento del carácter no metálico de los elementos. Mendeleev llamó típicos a los elementos del segundo y tercer período (pequeños, en su terminología). Es significativo que se encuentran entre los más comunes en la naturaleza, y C, N y O son, junto con el H, los principales elementos de la materia orgánica (organógenos). Todos los elementos de los tres primeros períodos se incluyen en los subgrupos a.

Según la terminología moderna (ver más abajo), los elementos de estos períodos se refieren a elementos s (alcalinos y alcalinotérreos), componentes de los subgrupos Ia y IIa (resaltados en rojo en la tabla de colores) y elementos p ( B - Ne, At - Ar), incluidos en los subgrupos IIIa - VIIIa (sus símbolos están resaltados naranja). Para elementos de períodos cortos, al aumentar, primero se observa una disminución y luego, cuando el número en la capa exterior ya aumenta significativamente, su repulsión mutua conduce a un aumento. El siguiente máximo se alcanza al comienzo del siguiente período en el elemento alcalino. Aproximadamente el mismo patrón es típico de.

El cuarto período (K - Kr) contiene 18 elementos (el primer gran período, según Mendeleev). Después del K y el Ca alcalinotérreo (elementos s) viene una serie de diez elementos llamados (Sc - Zn) o d (los símbolos están en azul), que se incluyen en los subgrupos de los 6 grupos correspondientes del tabla periódica de elementos. La mayoría (todos ellos) exhiben niveles superiores al número del grupo. La excepción es la tríada Fe - Co - Ni, donde los dos últimos elementos son trivalentes positivamente al máximo y, bajo ciertas condiciones, se conoce en VI. Los elementos que comienzan con Ga y terminan con Kr (elementos p) pertenecen a los subgrupos a, y la naturaleza del cambio en sus propiedades es la misma que en los intervalos Z correspondientes para los elementos del segundo y tercer período. Se ha establecido que Kr es capaz de formarse (principalmente con F), pero se desconoce VIII.

El quinto período (Rb - Xe) se construye de manera similar al cuarto; también tiene un inserto de 10 (Y - Cd), elementos d. Características específicas período: 1) en la tríada Ru - Rh - Pd sólo presenta VIII; 2) todos los elementos de los subgrupos a exhiben valores más altos iguales al número del grupo, incluido Xe; 3) Tengo propiedades metálicas débiles. Por tanto, la naturaleza del cambio de propiedades a medida que Z aumenta para los elementos del cuarto y quinto período es más compleja, ya que las propiedades metálicas se conservan en un amplio rango.

El sexto período (Cs - Rn) incluye 32 elementos. Además de 10 elementos d (La, Hf - Hg), contiene un conjunto de 14 elementos f, desde Ce hasta Lu (símbolos negros). Los elementos La a Lu son químicamente bastante similares. En la forma abreviada de la tabla periódica, los elementos están incluidos en La (ya que son predominantes III) y están escritos como una línea separada en la parte inferior de la tabla. Esta técnica es algo incómoda, ya que 14 elementos parecen estar fuera de la tabla. Las formas largas y en escalera del sistema periódico de elementos no tienen tal inconveniente, lo que refleja bien la especificidad en el contexto de la estructura holística del sistema periódico de elementos. Características del período: 1) en la tríada Os - Ir - Pt sólo presenta VIII; 2) At tiene un carácter metálico más pronunciado (en comparación con 1); 3) Rn, aparentemente (ha sido poco estudiado), debería ser el más reactivo de .

El séptimo período, que comienza con Fr (Z = 87), también debería contener 32 elementos, de los cuales 20 son conocidos hasta el momento (hasta el elemento con Z = 106). Fr y Ra son elementos de los subgrupos Ia y IIa, respectivamente (elementos s), Ac es un análogo de los elementos del subgrupo IIIb (elemento d). Los siguientes 14 elementos, elementos f (con Z de 90 a 103), forman la familia. En la forma abreviada de la tabla periódica de elementos, ocupan Ac y se escriben en una línea separada en la parte inferior de la tabla, similar a la cual, en contraste, se caracteriza por una diversidad significativa. En este sentido, químicamente las series muestran diferencias notables. El estudio de la naturaleza química de los elementos con Z = 104 y Z = 105 mostró que estos elementos son análogos y, respectivamente, es decir, elementos d, y deben colocarse en los subgrupos IVb y Vb. Los elementos subsiguientes hasta Z = 112 también deben ser miembros de subgrupos b, y luego (Z = 113-118) aparecerán elementos p (subgrupos IIIa - VIlla).

Teoría de la tabla periódica de elementos. La teoría del sistema periódico de elementos se basa en la idea de patrones específicos de construcción de capas electrónicas (capas, niveles) y subcapas (capas, subniveles) a medida que Z aumenta (ver Física atómica). Esta idea se desarrolló en 1913-21, teniendo en cuenta la naturaleza del cambio de propiedades en la tabla periódica de elementos y los resultados de su estudio. reveló tres características significativas de la formación configuraciones electrónicas: 1) el llenado de las capas electrónicas (excepto las capas correspondientes a los valores del número cuántico principal n = 1 y 2) no se produce de forma monótona hasta su plena capacidad, sino que se ve interrumpido por la aparición de poblaciones relacionadas con capas con grandes valores de n; 2) se repiten periódicamente tipos similares de configuraciones electrónicas; 3) los límites de los períodos del sistema periódico de elementos (a excepción del primero y el segundo) no coinciden con los límites de las sucesivas capas de electrones.

En la notación adoptada en física atómica, el esquema real para la formación de configuraciones electrónicas a medida que Z aumenta puede estar en vista general escrito de la siguiente manera:

Los períodos de la tabla periódica de elementos están separados por líneas verticales (sus números se indican con números en la parte superior); Los subniveles que completan la construcción de los niveles con una n determinada se resaltan en negrita. Debajo de las designaciones de subcapas se encuentran los valores de los números cuánticos principal (n) y orbital (l), que caracterizan las subcapas llenas sucesivamente. De acuerdo con, la capacidad de cada capa de electrones es 2n 2 y la capacidad de cada subcapa es 2(2l + 1). A partir del diagrama anterior se determinan fácilmente las capacidades de períodos sucesivos: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32... Cada período comienza con un elemento en el que aparece con un nuevo valor n. Por lo tanto, los períodos se pueden caracterizar como colecciones de elementos, comenzando con un elemento con un valor n igual al número del período, y l = 0 (ns 1 -elementos), y terminando con un elemento con los mismos n y l = 1 ( np 6 -elementos); la excepción es el primer período, que contiene sólo elementos ls. En este caso, los subgrupos a incluyen elementos para los cuales n es igual al número del período y l = 0 o 1, es decir, se produce la construcción de una capa de electrones con un n dado. Los subgrupos b incluyen elementos en los que se produce la finalización de capas que quedaron sin terminar (en este caso, n es menor que el número del período y l = 2 o 3). El primer al tercer período del sistema periódico de elementos contiene solo elementos de los subgrupos a.

El esquema real dado para la formación de configuraciones electrónicas no es perfecto, ya que en varios casos se violan los límites claros entre los subniveles llenados sucesivamente (por ejemplo, después de llenar el subnivel 6s en Cs y Ba, no un 4f, sino un 5d aparece un electrón; hay un electrón 5d en Gd, etc.). Además, el circuito original real no podía derivarse de ningún concepto físico fundamental; Tal conclusión fue posible gracias a la aplicación al problema de la estructura.

Tipos de configuraciones de carcasas electrónicas externas (en enfermo. Se indican las configuraciones) determinan las principales características del comportamiento químico de los elementos. Estas características son específicas de los elementos de los subgrupos a (elementos s y p), subgrupos b (elementos d) y familias f (y). Un caso especial lo representan los elementos del primer período (H y He). La alta atomicidad química se explica por la facilidad de abstracción de un solo electrón ls, mientras que la configuración (1s 2) es muy fuerte, lo que determina su inercia química.

Dado que las capas electrónicas externas de los elementos de los subgrupos a están llenas (siendo n igual al número del período), las propiedades de los elementos cambian notablemente a medida que aumenta Z. Por lo tanto, en el segundo período Li (configuración 2s 1) es químicamente activo. , que pierde valencia fácilmente, un Be (2s 2) - también, pero menos activo. El carácter metálico del siguiente elemento B (2s 2 p) se expresa débilmente, y todos los elementos posteriores del segundo período, en el que se construye el subnivel 2p, son más estrechos. La configuración de ocho electrones de la capa electrónica externa Ne (2s 2 p 6) es extremadamente fuerte, por lo tanto - . Se observa un patrón similar de cambios en las propiedades en los elementos del tercer período y en los elementos s y p de todos los períodos posteriores, sin embargo, el debilitamiento de la conexión entre lo externo y lo central en los subgrupos a a medida que Z aumenta de cierta manera afecta sus propiedades. Por tanto, para los elementos s hay un aumento notable en las propiedades químicas y para los elementos p hay un aumento en las propiedades metálicas. En el subgrupo VIIIa, la estabilidad de la configuración ns 2 np 6 se debilita, como resultado de lo cual Kr (el cuarto período) adquiere la capacidad de entrar. La especificidad de los elementos p de los períodos 4-6 también se debe al hecho de que están separados de los elementos s por conjuntos de elementos en los que se produce la construcción de capas de electrones anteriores.

Para elementos d de transición de subgrupos b, los niveles incompletos con n se completan en uno menos que el número del período. La configuración de sus capas exteriores, por regla general, es ns 2. Por lo tanto todos los elementos d son . Una estructura similar de la capa exterior de los elementos d en cada período conduce al hecho de que el cambio en las propiedades de los elementos d a medida que aumenta Z no es brusco y se encuentra una diferencia clara solo en los superiores, en los que d -Los elementos muestran cierta similitud con los elementos p de los grupos correspondientes del período periódico. La especificidad de los elementos del subgrupo VIIIb se explica por el hecho de que sus subniveles d están cerca de completarse y, por lo tanto, estos elementos no tienden (con la excepción de Ru y Os) a exhibir valores superiores. En el caso de los elementos del subgrupo Ib (Cu, Ag, Au), la subcapa d está realmente completa, pero aún no está suficientemente estabilizada; estos elementos también presentan niveles superiores (en el caso de Au, hasta III);

Significado de la tabla periódica de elementos. La tabla periódica de elementos ha jugado y sigue jugando un papel muy importante en el desarrollo de las ciencias naturales. Fue el logro más importante de la ciencia atómico-molecular; permitió dar una definición moderna del concepto "" y aclarar los conceptos de compuestos. Los patrones revelados por el sistema periódico de elementos tuvieron un impacto significativo en el desarrollo de la teoría de la estructura y contribuyeron a la explicación del fenómeno de la isotonía. El sistema periódico de elementos está asociado con una formulación estrictamente científica del problema de la predicción en , que se manifestó tanto en la predicción de la existencia de elementos desconocidos y sus propiedades, como en la predicción de nuevas características del comportamiento químico de los ya descubiertos. elementos. La tabla periódica de elementos es la base, principalmente inorgánica; ayuda significativamente a resolver problemas de síntesis con propiedades predeterminadas, el desarrollo de nuevos materiales, en particular materiales semiconductores, la selección de materiales específicos para diversos procesos químicos, etc. La tabla periódica de elementos es también la base científica para la enseñanza.

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Arroz. 4. Forma escalonada del sistema periódico de elementos (según N., 1921).

Arroz. 2. “Sistema natural de elementos” de D. I. Mendeleev (forma abreviada), publicado en la segunda parte de la primera edición de los Fundamentos en 1871.

Tabla periódica de elementos de D. I. Mendeleev.

SISTEMA PERIÓDICO, un conjunto ordenado de sustancias químicas. elementos, sus naturalezas. , que es una expresión de tabla. El prototipo del periódico. sistemas quimicos elementos se basó en la tabla "Experiencia de un sistema de elementos basada en su similitud química", compilada por D. I. Mendeleev el 1 de marzo de 1869 (Fig. 1). Por último Con el paso de los años, el científico mejoró la tabla, desarrolló ideas sobre períodos y grupos de elementos y el lugar de un elemento en el sistema. En 1870, Mendeleev llamó al sistema natural y en 1871, periódico. Como resultado, ya entonces el sistema periódico adquirió en muchos aspectos su forma moderna.

esquemas estructurales. Basándose en ello, Mendeleev predijo la existencia de santos ca. 10 elementos desconocidos; Estas predicciones fueron confirmadas posteriormente.

Arroz. 1 Tabla “Experiencia de un sistema de elementos basada en su similitud química” (D. I. Mendeleev. I myrtle 1869).

Sin embargo, durante los siguientes más de 40 años, la tabla periódica significa. El título era sólo empírico. generalización de los hechos, ya que no había físico explicación de motivos periódica. cambios en los elementos CB-B dependiendo de su aumento. Tal explicación era imposible sin ideas bien fundadas sobre la estructura (ver). Por tanto, el hito más importante en el desarrollo de la tabla periódica fue el modelo planetario (nuclear) propuesto por E. Rutherford (1911). En 1913, A. van den Broek llegó a la conclusión de que un elemento de la tabla periódica es numéricamente igual a posi. carga (Z) de su núcleo. Esta conclusión fue confirmada experimentalmente por G. Moseley (ley de Moseley, 1913-14). Como resultado, periódicamente la ley recibió estricta física formulación, fue posible determinar inequívocamente lo siguiente. límite de la tabla periódica (H como elemento con un mínimo de Z=1), estimar el número exacto de elementos entre H y U y determinar qué elementos aún no han sido descubiertos (Z = 43, 61, 72, 75, 85 , 87). La teoría de la tabla periódica se desarrolló al principio. década de 1920 (vea abajo).

A lo largo de toda la historia de la tabla periódica se han publicado más de 500 versiones diferentes de su imagen. Esto se debió a los intentos de encontrar una solución racional a ciertos problemas controvertidos de la estructura de la tabla periódica (colocación de H, lantánidos, etc.). Naib. se generalizó. formas tabulares de expresión del sistema periódico: 1) el breve fue propuesto por Mendeleev (en su forma actual se coloca al comienzo del volumen en la guarda de color); 2) el largo fue desarrollado por Mendeleev, mejorado en 1905 por A. Werner (Fig. 2); 3) escalera publicada en 1921 H. (Fig. 3). EN

últimas décadas

El grupo VIII ocupa un lugar especial en la estructura de la tabla periódica. Por mucho tiempo tiempo, sólo se le atribuyeron los elementos de las “tríadas”: Fe-Co-Ni y (Ru Rh Pd y Os-Ir-Pt), y todos fueron colocados en posiciones independientes. grupo cero; por lo tanto, la tabla periódica contenía 9 grupos. Después en los años 60. fueron recibidos conn. Xe, Kr y Rn comenzaron a ubicarse en el subgrupo VIIIa y se abolió el grupo cero.

Los elementos de las tríadas formaron el subgrupo VIII6. Este “diseño estructural” del grupo VIII aparece ahora en casi todas las expresiones publicadas de la tabla periódica. Distinguirá. La característica del primer período es que contiene sólo 2 elementos: H y He. debido a lo santo - unidades. elemento que no tiene una clara lugar especifico

en la tabla periódica. El símbolo H se coloca en el subgrupo Ia, en el subgrupo VIIa o en ambos al mismo tiempo, encerrando el símbolo entre paréntesis en uno de los subgrupos o, finalmente, representándolo como separado. fuentes. Estas formas de ordenar H se basan en que tiene ciertas similitudes formales con ambos.

Arroz. 2. Periódico de formato largo.

sistemas quimicos elementos (versión moderna). Arroz. 3. Forma de escalera periódica. sistemas quimicos elementos (H., 1921).El segundo período (Li-Ne), que contiene 8 elementos, comienza con Li (unidad, + 1); seguido de Be(+2). Metálico El carácter B (+3) está débilmente expresado y el siguiente, C, es típico (+4). Los siguientes son N, O, F y Ne-no metales, teniendo solo N el mayor + 5 correspondiente al número de grupo; O y F se encuentran entre los más activos.

El tercer período (Na-Ar) también incluye 8 elementos, la naturaleza del cambio químico. St. en el cual es en muchos aspectos similar al observado en el segundo período. Sin embargo, Mg y Al son más “metálicos” que sus correspondientes. Be y B. Los elementos restantes son no metales Si, P, S, Cl y Ar; todos exhiben , igual al número del grupo, excepto Ar. T.

arr., en el segundo y tercer período, a medida que Z aumenta, se observa un debilitamiento de los metálicos y un aumento de los no metálicos. naturaleza de los elementos. Todos los elementos de los tres primeros períodos pertenecen a los subgrupos a. Según lo moderno terminología, se denominan elementos pertenecientes a los subgrupos Ia y IIa. Elementos I (en la tabla de colores sus símbolos están en rojo), a los subgrupos IIIa-VIIIa-elementos p (símbolos naranjas).), que se incluyen en los subgrupos b. La mayoría (todos ellos -) exhiben un , igual al número del grupo, excluyendo la tríada Fe-Co-Ni, donde Fe bajo ciertas condiciones tiene +6, y Co y Ni son trivalentes al máximo. Los elementos de Ga a Kr pertenecen a los subgrupos a (elementos p), y la naturaleza del cambio en sus propiedades es en muchos aspectos similar al cambio en las propiedades de los elementos del segundo y tercer período en los intervalos correspondientes de valores Z. Para Kr se obtuvieron varios. compuestos relativamente estables, principalmente con f.

El quinto período (Rb-Xe) se construye de manera similar al cuarto; también tiene un inserto de 10 elementos de transición o d (Y-Cd). Peculiaridades de los cambios en la fuerza de los elementos en el período: 1) en la tríada Ru-Rh-Pd muestra un máximo de 4-8; 2) todos los elementos de los subgrupos a, incluido Xe, exhiben valores más altos iguales al número del grupo; 3) Tengo propiedades metálicas débiles. Calle. Por ejemplo, las propiedades de los elementos del cuarto y quinto período cambian de manera más compleja a medida que Z aumenta que las propiedades de los elementos del segundo y tercer período, lo que se debe principalmente a la presencia de elementos d de transición.

El sexto período (Cs-Rn) contiene 32 elementos. Además de diez elementos d (La, Hf-Hg), incluye una familia de 14 elementos f (símbolos negros, de Ce a Lu)-lantánidos. Son muy similares en química. Santo para ti (preferiblemente en +3) y por lo tanto no puedo. colocados según diferentes grupos del sistema. En la forma abreviada de la tabla periódica, todos los lantánidos están incluidos en el subgrupo IIIa (La), y su totalidad se descifra debajo de la tabla. Esta técnica no es carente de defectos, ya que 14 elementos parecen estar fuera del sistema.

El séptimo período, al igual que el sexto, debería contener 32 elementos, pero aún no está completo. Elementos Fr y Ra respectivamente.

subgrupos Ia y IIa, Ac es un análogo de los elementos del subgrupo III6. Según el concepto de actínido de G. Seaborg (1944), después de Ac viene una familia de 14 elementos f (Z = 90 103). En la forma abreviada de la tabla periódica, estas últimas se incluyen en Ac y se escriben de manera similar como departamento. línea debajo de la tabla. Esta técnica suponía la presencia de una determinada sustancia química. similitudes entre elementos de dos familias f.

Sin embargo, un estudio detallado mostró que exhiben un rango mucho más amplio, incluido +7 (Np, Pu, Am). Además, los pesados ​​​​se caracterizan por la estabilización de los más bajos (+ 2 o incluso +1 para Md). Evaluación química La naturaleza de Ku (Z = 104) y Ns (Z = 105), sintetizadas en varios elementos únicos y de muy corta duración, nos permitió concluir que estos elementos son análogos de respectivamente. Hf y Ta, es decir, elementos d, y deberían ubicarse en los subgrupos IV6 y V6.

El esquema para la formación de configuraciones electrónicas, que subyace a la teoría del sistema periódico, refleja así una determinada secuencia de aparición a medida que Z crece de agregados (subcapas), caracterizada por ciertos valores de los números cuánticos principal y orbital (l). . Este esquema generalmente se escribe en forma de tabla.

(vea abajo).

Las líneas verticales separan las subcapas, que se rellenan con los elementos que componen la secuencia. períodos del sistema periódico (los números de los períodos se indican con números en la parte superior); Los subcapas que completan la formación de caparazones con un elemento determinado se resaltan en negrita. Los números en niveles y subniveles se definen en . En relación con , como partículas con un semientero, postula que de ninguna manera. dos

	los mismos valores	1	2	3	4	5	6	7
	todos los números cuánticos. Las capacidades de las capas y subcapas son iguales, respectivamente. 2n 2 y 2(2l + 1).	Este principio no define.	Período	Configuración electrónica	1s	2s 2р	3s 3р	4s 3d 4p
	5s 4d 5p	6s 4f 5d 6p	22	33	434	545	6456	7567
	6s 4f 5d 6p	0	01	01	021	021	0321	0321
		2	26	26	2106	2106	214106	214106
	7s 5f 6d 7p	2	8	8	18	18	32	32

norte

yo

Número de elementos en el período

sin embargo, la secuencia de formación de configuraciones electrónicas a medida que Z aumenta. En el diagrama anterior, las capacitancias se encuentran en serie. periodos: 2, 8, 18, 32, 32, .... Cada período comienza con un elemento en el que aparece por primera vez con un valor dado de n en l = 0 (ns 1 -elementos), y termina con un elemento en el que se llena una subcapa con los mismos n y l = 1 (np 6 -elementos Tú);, que se expresa en la violación de límites claros entre subcapas llenas sucesivamente. Por ejemplo, el electrón 4f no aparece en La con Z = 57, sino en el siguiente Ce (Z = 58); secuencial la construcción del subnivel 4f se interrumpe en Gd (Z = 64, presencia de un electrón 5d).

Esta “difuminación de la periodicidad” afecta claramente al séptimo período para Z > 89, lo que se refleja en las propiedades de los elementos.

El esquema real no se derivó originalmente del k.-l. teórico riguroso representaciones. Se basó en una conocida química. elementos sagrados e información sobre sus espectros. Válido físico el esquema real recibió su justificación mediante la aplicación de métodos a la descripción de la estructura. En mecánica cuántica. interpretación de la teoría de la estructura, el concepto de capas y subcapas electrónicas con un enfoque estricto ha perdido su significado original; El concepto de atómico se utiliza ahora ampliamente. Sin embargo, el principio desarrollado de la física. La interpretación del fenómeno de la periodicidad no ha perdido su importancia y, en una primera aproximación, explica la teoría teórica de forma bastante completa. Conceptos básicos de la tabla periódica. En cualquier caso, las formas publicadas de la tabla periódica reflejan la idea de la naturaleza de la distribución entre capas y subcapas.

Estructura y propiedades químicas de los elementos.Principales características de la química. el comportamiento de los elementos está determinado por la naturaleza de las configuraciones de las capas electrónicas externas (una o dos). Estas características son diferentes para los elementos de los subgrupos a (elementos s y p), subgrupos b (elementos d), familias f ( y ).

Un lugar especial lo ocupan los elementos 1s del primer período (H y He). debido a la presencia en solo uno hay una gran diferencia Calle. La configuración del He (1s 2) es excepcional, lo que determina su composición química. inercia. Dado que los elementos de los subgrupos a están llenos de ext. En las capas de electrones (con n igual al número de período), las propiedades de los elementos cambian notablemente a medida que Z aumenta en los períodos correspondientes, lo que se expresa en el debilitamiento de los metálicos y el fortalecimiento de los no metálicos. Calle. Todos excepto H y He son elementos p. Al mismo tiempo, en cada subgrupo a, a medida que aumenta Z, se observa un aumento de la metalicidad. Calle. Estos patrones se explican por el debilitamiento de la energía de enlace externa. con el núcleo durante la transición de un período a otro. en mol atómico. enseñanzas, contribuyó a la formulación de lo moderno. el concepto de "elemento químico" y el esclarecimiento de ideas sobre sustancias y compuestos simples. Influencia en el desarrollo de la teoría de la estructura y el surgimiento del concepto de isotopía. Estrictamente científico está relacionado con el sistema periódico. formulación del problema de pronóstico en eseSe manifestó tanto en la predicción de la existencia de elementos desconocidos y sus propiedades, como en nuevas características químicas. comportamiento de elementos ya abiertos. La tabla periódica es la base más importante de inorg. ; sirve, por ejemplo, para las tareas síntesis de sustancias

con propiedades predeterminadas, la creación de nuevos materiales, en particular materiales semiconductores, la selección de materiales específicos. para diferenciar. química. procesos. Sistema periódico - científico. base docente general y no organizativa , así como ciertas ramas de la física atómica. Iluminado.: Mendeleev D.I., Ley periódica. Artículos básicos, M., 1958; Kedrov B. M.. Tres aspectos del atomismo, parte 3. Ley de Mendeleev, M., 1969; Trifonov D N., Sobre la interpretación cuantitativa de la periodicidad, M., 1971; Trifonov D. N., Krivomazov A. N., Lisnevsky Yu., La doctrina de la periodicidad y la doctrina de. Cronología mixta eventos importantes. M., 1974; Karapetyami MX. Drakii SI, Stroenie, M., 1978; La doctrina de la periodicidad. Historia y modernidad. Se sentó. artículos. M.. 1981. Korolkov D.V., Fundamentos, M., 1982; Melnikov V.P., Dmitriev I.S.

Vistas adicionales

periodicidad en el sistema periódico de D. I. Mendeleev, M. 1988. D. N Trifonov.En esta lección aprenderás sobre la Ley Periódica de Mendeleev, que describe el cambio en las propiedades de los cuerpos simples, así como las formas y propiedades de los compuestos de elementos dependiendo del tamaño de sus masas atómicas. Considere cómo se puede describir un elemento químico según su posición en la tabla periódica.

Tema: Derecho periódico y

Tabla periódica de elementos químicos por D. I. Mendeleev Lección: Descripción de un elemento por posición en la Tabla Periódica de Elementos de D. I. Mendeleev En 1869, D.I. Mendeleev, basándose en datos acumulados sobre elementos químicos, formuló su ley periódica. Entonces sonó así:

"Las propiedades de los cuerpos simples, así como las formas y propiedades de los compuestos de los elementos, dependen periódicamente de la magnitud de las masas atómicas de los elementos"."Las propiedades de las sustancias simples, así como las formas y propiedades de los compuestos de elementos, dependen periódicamente de la magnitud de la carga del núcleo atómico".

La carga del núcleo de un átomo es igual al número de protones en el núcleo. El número de protones está equilibrado por el número de electrones en un átomo. Por tanto, el átomo es eléctricamente neutro.

Carga del núcleo de un átomo. en la tabla periódica es número de serie del elemento.

Número de período muestra número de niveles de energía, sobre el cual giran los electrones.

Número de grupo muestra número de electrones de valencia. Para los elementos de los subgrupos principales, el número de electrones de valencia es igual al número de electrones en el nivel de energía exterior. Son los electrones de valencia los responsables de la formación de enlaces químicos de un elemento.

Los elementos químicos del grupo 8 (gases inertes) tienen 8 electrones en su capa electrónica exterior. Una capa de electrones de este tipo es energéticamente favorable. Todos los átomos se esfuerzan por llenar su capa electrónica exterior con hasta 8 electrones.

¿Qué características de un átomo cambian periódicamente en la tabla periódica?

Se repite la estructura del nivel electrónico externo.

El radio de un átomo cambia periódicamente. en un grupo radio aumenta con un número de períodos creciente, a medida que aumenta el número de niveles de energía. En periodo de izquierda a derecha habrá crecimiento núcleo atómico, pero la atracción hacia el núcleo será mayor y por tanto el radio del átomo disminuye.

Cada átomo se esfuerza por completar el último nivel de energía. Los elementos del grupo 1 tienen 1 electrón en la última capa. Por tanto, les resulta más fácil regalarlo. Y es más fácil para los elementos del grupo 7 atraer 1 electrón que falta en el octeto. En un grupo, la capacidad de ceder electrones aumentará de arriba a abajo, a medida que aumenta el radio del átomo y disminuye la atracción hacia el núcleo. En un período de izquierda a derecha, la capacidad de ceder electrones disminuye porque el radio del átomo disminuye.

Cuanto más fácilmente un elemento cede electrones desde su nivel exterior, mayores serán sus propiedades metálicas, y sus óxidos e hidróxidos tendrán mayores propiedades básicas. Esto significa que las propiedades metálicas en los grupos aumentan de arriba a abajo y en períodos de derecha a izquierda. Con las propiedades no metálicas ocurre lo contrario.

Arroz. 1. Posición del magnesio en la tabla.

En el grupo, el magnesio está al lado del berilio y el calcio. Fig.1. El magnesio ocupa un lugar inferior al berilio pero superior al calcio en el grupo. El magnesio tiene más propiedades metálicas que el berilio, pero menos que el calcio. También cambian las propiedades básicas de sus óxidos e hidróxidos. En el período, el sodio está a la izquierda y el aluminio a la derecha del magnesio. El sodio exhibirá más propiedades metálicas que el magnesio y el magnesio exhibirá más propiedades metálicas que el aluminio. Así, puedes comparar cualquier elemento con sus vecinos en el grupo y período.

Las propiedades ácidas y no metálicas cambian en sentido opuesto a las básicas y propiedades metalicas.

Características del cloro según su posición en la tabla periódica de D.I.

Arroz. 4. Posición del cloro en la mesa.

. El número atómico 17 muestra el número de protones17 y electrones17 en un átomo. Fig.4. La masa atómica 35 ayudará a calcular el número de neutrones (35-17 = 18). El cloro está en el tercer período, lo que significa que el número de niveles de energía en un átomo es 3. Está en el grupo 7-A y pertenece a los elementos p. Este es un no metal. Comparamos el cloro con sus vecinos del grupo y período. Las propiedades no metálicas del cloro son mayores que las del azufre, pero menores que las del argón. El cloro tiene menos propiedades metálicas que el flúor y más que el bromo. Distribuyamos electrones. niveles de energía y escribe la fórmula electrónica. La distribución general de electrones se verá así. Ver Fig. 5

Arroz. 5. Distribución de electrones del átomo de cloro a lo largo de los niveles de energía.

Determine los estados de oxidación más altos y más bajos del cloro. El estado de oxidación más alto es +7, ya que puede ceder 7 electrones de la última capa de electrones. El estado de oxidación más bajo es -1 porque el cloro necesita 1 electrón para completarse. Fórmula del óxido superior Cl 2 O 7 ( óxido de ácido), compuesto de hidrógeno HCl.

En el proceso de donación o ganancia de electrones, un átomo adquiere carga convencional. Este cargo condicional se llama .

- Simple Las sustancias tienen un estado de oxidación igual a cero.

Los artículos pueden exhibir máximo estado de oxidación y mínimo. Máximo Un elemento exhibe su estado de oxidación cuando regala todos sus electrones de valencia del nivel electrónico externo. Si el número de electrones de valencia es igual al número de grupo, entonces el estado de oxidación máximo es igual al número de grupo.

Arroz. 2. Posición del arsénico en la tabla.

Mínimo Un elemento exhibirá un estado de oxidación cuando aceptará todos los electrones posibles para completar la capa de electrones.

Consideremos los valores de los estados de oxidación usando el elemento número 33 como ejemplo.

Este es el arsénico As. Se encuentra en el quinto subgrupo principal, Fig. 2. Tiene cinco electrones en su nivel electrónico final. Esto significa que al regalarlos tendrá un estado de oxidación de +5. Al átomo de As le faltan 3 electrones antes de completar la capa de electrones. Al atraerlos, tendrá un estado de oxidación de -3.

La posición de los elementos metálicos y no metálicos en la tabla periódica D.I. Mendeleev.

Arroz. 3. Posición de metales y no metales en la tabla.

EN lado los subgrupos son todos rieles . Si conduces mentalmente diagonal del boro al astato , Eso más alto de esta diagonal en los subgrupos principales habrá todos no metales , A abajo esta diagonal lo es todo rieles . Fig.3.

1. Nos. 1-4 (p. 125) Rudzitis G.E. Química inorgánica y orgánica. 8vo grado: libro de texto para instituciones educativas: nivel básico / G. E. Rudzitis, F.G. Feldman. M.: Iluminación. 2011, 176 págs.: enfermo.

2. ¿Qué características de un átomo cambian con la periodicidad?

3. Caracterizar el elemento químico oxígeno según su posición en la tabla periódica de D.I.