Sustiprėja metalinės savybės, sumažėja nemetalinės savybės. Išoriniame sluoksnyje yra 4 elektronai.
Cheminės savybės(anglies pagrindu)
Sąveika su metalais:
4Al + 3C = Al 4 C3 (idset reakcija aukštoje temperatūroje)
Sąveika su nemetalais:
2H2 + C = CH4
Sąveika su vandeniu:
C + H 2 O = CO + H 2
2Fe 2 O 3 + 3C = 3CO 2 + 4Fe
Sąveika su rūgštimis:
3C + 4HNO3 = 3CO2 + 4NO + 2H2O
Anglies. Anglies charakteristikos, remiantis jos padėtimi periodinėje lentelėje, anglies alotropija, adsorbcija, pasiskirstymas gamtoje, gamyba, savybės. Svarbiausi anglies junginiai
Anglis (cheminis simbolis – C, lot. Carboneum) – keturioliktos grupės (pagal pasenusią klasifikaciją – pagrindinis ketvirtos grupės pogrupis), periodinės cheminių elementų lentelės 2 periodo cheminis elementas. eilės numeris 6, atominė masė - 12.0107.
Anglies yra įvairiuose alotropuose su labai įvairiomis fizinėmis savybėmis. Modifikacijų įvairovė atsiranda dėl anglies gebėjimo sudaryti įvairių tipų cheminius ryšius.
Natūralią anglį sudaro du stabilūs izotopai - 12C (98,93%) ir 13C (1,07%) ir vienas radioaktyvusis izotopas 14C (β-spinduliuotojas, T½ = 5730 metų), susitelkę atmosferoje ir viršutinėje žemės plutos dalyje.
Pagrindinės ir gerai ištirtos alotropinės anglies modifikacijos yra deimantas ir grafitas. Normaliomis sąlygomis tik grafitas yra termodinamiškai stabilus, o deimantas ir kitos formos yra metastabilios. Skysta anglis egzistuoja tik esant tam tikram išoriniam slėgiui.
Esant slėgiui, viršijančiam 60 GPa, daroma prielaida, kad susidaro labai tanki C III modifikacija (tankis 15-20 % didesnis už deimanto tankį), turintis metalinį laidumą.
Šešiakampės sistemos anglies kristalinė modifikacija su grandinine molekulių struktūra vadinama karbinu. Yra žinomos kelios karbino formos, kurios skiriasi atomų skaičiumi vienetinėje ląstelėje.
Karbinas yra smulkiai kristaliniai juodi milteliai (tankis 1,9–2 g/cm³) ir pasižymi puslaidininkinėmis savybėmis. Gautas dirbtinėmis sąlygomis iš ilgų anglies atomų grandinių, išdėstytų lygiagrečiai viena kitai.
Karbinas yra linijinis anglies polimeras. Karbino molekulėje anglies atomai yra sujungti grandinėmis pakaitomis arba trigubomis ir viengubomis jungtimis (polieno struktūra) arba nuolat dvigubomis jungtimis (polikumuleno struktūra). Karbinas turi puslaidininkių savybių, o jo laidumas labai padidėja veikiant šviesai. Pirmasis praktinis pritaikymas pagrįstas šia savybe – fotoelementuose.
Taip pat žinomi anglies reakcijos su siera anglies disulfidai CS2 ir C3S2.
Daugumoje metalų anglis sudaro karbidus, pavyzdžiui:
Anglies reakcija su vandens garais yra svarbi pramonėje:
Kaitinant, anglis redukuoja metalų oksidus į metalus. Ši savybė plačiai naudojama metalurgijos pramonėje.
Grafitas naudojamas pieštukų pramonėje, tačiau maišomas su moliu, kad sumažintų jo minkštumą. Deimantas dėl savo išskirtinio kietumo yra nepakeičiama abrazyvinė medžiaga. Farmakologijoje ir medicinoje plačiai naudojami įvairūs anglies junginiai – anglies rūgšties ir karboksirūgščių dariniai, įvairūs heterociklai, polimerai ir kiti junginiai. Anglis vaidina didžiulį vaidmenį žmogaus gyvenime. Jo pritaikymas yra toks pat įvairus, kaip ir pats šis daugialypis elementas. Visų pirma, anglis yra neatskiriama plieno (iki 2,14 % masės) ir ketaus (daugiau nei 2,14 % masės) sudedamoji dalis.
Anglis yra atmosferos aerozolių dalis, dėl to gali keistis regiono klimatas ir sumažėti saulėtų dienų skaičius. Anglis į aplinką patenka suodžių pavidalu transporto priemonių išmetamosiose dujose, deginant anglį šiluminėse elektrinėse, anglies kasybos atviroje duobėje, požeminio dujinimo, anglies koncentratų gamybos ir kt. Anglies koncentracija virš degimo šaltinių yra 100-400 μg/m³, dideliuose miestuose 2,4-15,9 µg/m³, kaimo vietovėse 0,5-0,8 µg/m³. Su dujų aerozolių emisija iš atominių elektrinių, (6-15) · 109 Bq/parą 14СО2 patenka į atmosferą.
Didelis anglies kiekis atmosferos aerozoliuose padidina gyventojų, ypač viršutinių kvėpavimo takų ir plaučių, sergamumą. Profesinės ligos dažniausiai yra antrakozė ir dulkių bronchitas. Darbo zonos ore MPC, mg/m³: deimantas 8,0, antracitas ir koksas 6,0, anglis 10,0, suodžiai ir anglies dulkės 4,0; atmosferos ore didžiausias vienkartinis yra 0,15, vidutinis paros kiekis yra 0,05 mg/m³.
Svarbiausi ryšiai. Anglies (II) monoksidas (anglies monoksidas) CO. Normaliomis sąlygomis tai yra bespalvės, bekvapės ir beskonės dujos. Toksiškumas paaiškinamas tuo, kad jis lengvai susijungia su hemoglobinu kraujyje.
Anglies monoksidas (IV) CO2. Normaliomis sąlygomis tai bespalvės, šiek tiek rūgštaus kvapo ir skonio dujos, pusantro karto sunkesnės už orą, nedega ir nepalaiko degimo.
Anglies rūgštis H2CO3. Silpna rūgštis. Anglies rūgšties molekulės egzistuoja tik tirpale.
Fosgenas COCl2. Bespalvės dujos su būdingu kvapu, virimo temperatūra = 8°C, lydymosi temperatūra = -118°C. Labai nuodingas. Šiek tiek tirpsta vandenyje. Reaktyvus. Naudojamas organinėje sintezėje.
Pagrindinį periodinės elementų lentelės IV grupės pogrupį sudaro anglis, silicis, germanis, alavas ir švinas. Elemento numeris Atominė masė Elektroninė konfigūracija Anglies b 12.011 l.v!2r2/>; Silicis 14 28.085 1 l-22.yr2/>l3l-33/ї- germanis 32 72.59 Il^g/^3pV4.r4p2 Alavas 50 118.69 b^-2/>Chg3/)l3,4l-4/ >2Mg Lead 207.2
Elektroninė konfigūracija./^-elementai.
Išoriniame elektronų sluoksnyje yra keturi elektronai, išorinio sluoksnio elektroninė formulė yra plіr1. Anglis ir silicis yra nemetalai, germanis, alavas ir švinas yra pereinamieji elementai.
Savybės. Šio pogrupio elementai sudaro oksidus, kurių bendra formulė RO ir RO, ir vandenilio junginius, kurių formulė RH4. Nuo anglies iki švino oksidų savybės keičiasi iš rūgštinių (CO, SiO) į amfoterinius (SnO, PbO). PbO ir SnO yra pagrindiniai oksidai. Nuo anglies iki švino vandenilio junginių stiprumas mažėja. Keičiasi ir hidratų pobūdis: pavyzdžiui, H, CO,. H,SiO)-silpnos rūgštys: Pb(OH), Sn(OH), Ge(OH), -amfoterinės bazės. Pogrupyje, didėjant atominiam skaičiui, mažėja jonizacijos energija ir didėja atomo spindulys, t.y. susilpnėja nemetalinės savybės, didėja metalinės savybės.
Buvimas gamtoje. Silicio nėra laisvos formos, jis būna tik junginių pavidalu. Stabiliausias silicio junginys yra silicio (IV) oksidas arba silicio dioksidas. Kristalinis silicio dioksidas gamtoje daugiausia randamas kaip mineralinis kvarcas. Jūrų dugne yra plono poringo amorfinio silicio dioksido, vadinamo tripoliu, diatomitu arba infuzorine žeme, nuosėdos. Silicis yra lauko špato, žėručio, molio, asbesto dalis
Fizinės savybės. Silicis yra tamsiai pilka medžiaga su metaliniu blizgesiu. Jis yra trapus ir, kaip ir anglis, atsparus ugniai. Turi puslaidininkines savybes.
Cheminės savybės. Reduktorius. Tiesiogiai reaguoja tik su fluoru: Si + 2F, = SiF4 (silicio fluoridas).
Silicis nesąveikauja su rūgštimis (išskyrus vandenilio fluorido ir azoto rūgščių mišinį), o su šarmais labai stipriai reaguoja: Si + 2NaOH + H,0 = Na,SiO, + +2H,T.
Kaitinamas silicis susijungia su deguonimi: Si + O, = SiO,.
Silicis taip pat sudaro junginį su vandeniliu – silanu: SiH4: Si + 2H, = SiH4.
Su anglimi silicis sudaro karborundą (silicio karbidą) - kristalinę medžiagą, pagamintą kaip deimantas: Si02 + 2C = SiC + C02.
Silicio junginiai su metalais vadinami silicidais: Si + 2Mg = Mg,Si (magnio silicidas).
Taikymas. Silicis daugiausia naudojamas puslaidininkinių įtaisų gamybai, lydinių gamybai, metalų redukcijai iš oksidų.
Kvitas. Silicis gaunamas redukuojant jį iš silicio dioksido: SiO, + 2Mg = 2MgO + Si.
Pramonėje silicio dioksidas redukuojamas anglimi elektrinėse krosnyse: SiO, + 2C = Si + 2CO.
Silicio junginiai
Silicio (IV) oksidas ir silicio dioksidas.
Kieta, labai ugniai atspari kristalinė medžiaga, netirpi vandenyje ir su juo nesąveikaujanti. Pagal savo chemines savybes silicio (IV) oksidas priklauso rūgštiniams oksidams. Tik vandenilio fluorido rūgštis tiesiogiai reaguoja su silicio oksidu (IV): SiO, + 4HF = SiF4 + 2H.O.
Kai silicio (IV) oksidas susilieja su šarmais, baziniais oksidais ir karbonatais, susidaro silicio rūgšties druskos - silikatai:
SiO, + 2NaOH = Na,SiO, + H,0; SiO, + CaO = CaSiO,;
Si02 + K2CO, = K,Si03 + CO,T.
Silicio rūgštis. Nurodo silpnąsias rūgštis; šiek tiek tirpsta vandenyje. Silicio rūgšties molekulės vandeniniuose tirpaluose praktiškai nesiskiria. Formulė H,Si03 yra sąlyginė. Tiesą sakant, silicio rūgštis egzistuoja junginio pavidalu (H, SiOJn arba polisilicio rūgštys. Ilgai laikant nuo silicio rūgšties atsiskiria vandens molekulės ir ji virsta SiO. Kaitinant silicio rūgštis taip pat skyla į silicio oksidą (IV) ir vanduo: H2Si03 = H20 + SiO,.
Silikato pramonė
Silikatų pramonę daugiausia sudaro keramikos, stiklo ir cemento gamyba.
Keramikos gamyba. Keramika – tai medžiagos ir gaminiai, pagaminti iš ugniai atsparių medžiagų – molio, kai kurių metalų karbidų ir oksidų. Keramikos gaminiai apima plytas, plyteles, apdailos plyteles, keramiką, porcelianą ir keramiką.
Keramikos gaminių gamybos procesą sudaro keraminės masės paruošimas, formavimas, džiovinimas ir deginimas. Degimo metu dėl cheminių reakcijų kietoje fazėje vyksta sukepinimas. Paprastai deginimas atliekamas 900 °C temperatūroje. Sukepinimas atliekamas pagal griežtai apibrėžtą režimą ir dėl to pagaminama medžiaga su nurodytomis savybėmis. Stiklo gamyba. Langų stiklą daugiausia sudaro natrio ir kalio silikatai, sulydyti su silicio (IV) oksidu. sudėtis apytiksliai išreiškiama formule Na20 CaO 6Si02. Žaliava jo gamybai yra baltas smėlis, soda, kalkakmenis arba kreida. Susiliejus šioms medžiagoms, įvyksta šios reakcijos:
CaCO, + SiO, = CaSiO, + CO,T; Na,COi + SiO, = Na,SiO, + CO,1\
Natrio ir kalcio silikatai kartu su silicio dioksidu susilieja į masę, kuri palaipsniui vėsta:
Na,SiO, + CaSiO, + 4SiO, = Nap CaO CSiOr
Cemento gamyba. Cementas yra viena iš svarbiausių medžiagų, gaminamų silikato pramonėje. Jis naudojamas dideliais kiekiais statybos darbuose. Įprastas cementas (silicio cementas arba portlandcementis) gaminamas deginant molio ir kalkakmenio mišinį. Deginant cemento mišinį, kalcio karbonatas skyla į anglies monoksidą (IV) ir kalcio oksidą: pastarasis reaguoja su moliu. Tokiu atveju susidaro kalcio silikatai ir aliuminatai.
Periodinė cheminių elementų sistema yra cheminių elementų klasifikacija, sukurta D. I. Mendelejevo remiantis periodiniu dėsniu, kurį jis atrado 1869 m.
D. I. Mendelejevas
Remiantis šiuolaikine šio dėsnio formuluote, nuolatinėje elementų serijoje, išdėstytoje didėjančio jų atomų branduolių teigiamo krūvio dydžiu, panašių savybių elementai periodiškai kartojasi.
Periodinė cheminių elementų lentelė, pateikta lentelės pavidalu, susideda iš periodų, serijų ir grupių.
Kiekvieno periodo pradžioje (išskyrus pirmąjį) elementas turi ryškių metalinių savybių (šarminis metalas).
Spalvų lentelės simboliai: 1 - cheminis elemento ženklas; 2 - vardas; 3 - atominė masė (atominė masė); 4 - serijos numeris; 5 - elektronų pasiskirstymas per sluoksnius.
Didėjant elemento atominiam skaičiui, lygiam jo atomo branduolio teigiamam krūviui, metalinės savybės palaipsniui silpnėja, o nemetalinės savybės didėja. Priešpaskutinis kiekvieno laikotarpio elementas yra elementas, turintis ryškių nemetalinių savybių (), o paskutinis yra inertinės dujos. I periode yra 2 elementai, II ir III - 8 elementai, IV ir V - 18, VI - 32 ir VII (nebaigtas laikotarpis) - 17 elementų.
Pirmieji trys periodai vadinami mažais periodais, kiekvienas jų susideda iš vienos horizontalios eilutės; likusi dalis – dideliais laikotarpiais, kurių kiekvienas (išskyrus VII laikotarpį) susideda iš dviejų horizontalių eilučių – lyginės (viršutinės) ir nelyginės (apatinės). Tik metalai randami lygiomis didelių laikotarpių eilėmis. Šių serijų elementų savybės šiek tiek keičiasi didėjant atominiam skaičiui. Keičiasi didelių laikotarpių nelyginių eilučių elementų savybės. VI laikotarpiu po lantano seka 14 elementų, labai panašių cheminėmis savybėmis. Šie elementai, vadinami lantanidais, yra išvardyti atskirai po pagrindine lentele. Lentelėje panašiai pateikiami aktinidai, po aktinio einantys elementai.
Lentelėje yra devynios vertikalios grupės. Grupės skaičius, su retomis išimtimis, yra lygus didžiausiam teigiamam šios grupės elementų valentiškumui. Kiekviena grupė, išskyrus nulį ir aštuntą, yra suskirstyta į pogrupius. - pagrindinis (esantis dešinėje) ir antrinis. Pagrindiniuose pogrupiuose, didėjant atominiam skaičiui, stiprėja elementų metalinės savybės, o nemetalinės – silpnėja.
Taigi elementų chemines ir fizines savybes lemia vieta, kurią tam tikras elementas užima periodinėje lentelėje.
Biogeniniai elementai, ty elementai, kurie yra organizmų dalis ir atlieka tam tikrą biologinį vaidmenį, užima viršutinę periodinės lentelės dalį. Ląstelės, kurias užima elementai, sudarantys didžiąją dalį (daugiau nei 99%) gyvosios medžiagos, yra mėlynos spalvos (žr.
Periodinė cheminių elementų lentelė yra didžiausias šiuolaikinio gamtos mokslo pasiekimas ir ryškiausia bendriausių dialektinių gamtos dėsnių išraiška.
Taip pat žiūrėkite Atominis svoris.
Periodinė cheminių elementų sistema yra natūrali cheminių elementų klasifikacija, sukurta D. I. Mendelejevo remiantis periodiniu dėsniu, kurį jis atrado 1869 m.
Pradinėje formuluotėje D. I. Mendelejevo periodinis įstatymas teigė: cheminių elementų savybės, taip pat jų junginių formos ir savybės periodiškai priklauso nuo elementų atominio svorio. Vėliau, plėtojant atomo sandaros doktriną, buvo parodyta, kad tikslesnė kiekvieno elemento charakteristika yra ne atominis svoris (žr.), o elemento atomo branduolio teigiamo krūvio reikšmė, lygus šio elemento eilės (atominiam) numeriui periodinėje D. I. Mendelejevo sistemoje. Atomo branduolio teigiamų krūvių skaičius yra lygus atomo branduolį supančių elektronų skaičiui, nes visi atomai yra elektriškai neutralūs. Atsižvelgiant į šiuos duomenis, periodinis dėsnis formuluojamas taip: cheminių elementų savybės, taip pat jų junginių formos ir savybės periodiškai priklauso nuo jų atomų branduolių teigiamo krūvio dydžio. Tai reiškia, kad nuolatinėje elementų serijoje, išdėstytoje taip, kad jų atomų branduolių teigiami krūviai padidėtų, panašių savybių elementai periodiškai kartosis.
Periodinės cheminių elementų lentelės lentelė pateikiama šiuolaikine forma. Jį sudaro laikotarpiai, serijos ir grupės. Periodas reiškia nuoseklią horizontalią elementų seriją, išdėstytą taip, kad jų atomų branduolių teigiamas krūvis padidėtų.
Kiekvieno periodo pradžioje (išskyrus pirmąjį) yra elementas su ryškiomis metalinėmis savybėmis (šarminis metalas). Tada, didėjant serijos numeriui, elementų metalinės savybės palaipsniui silpnėja, o nemetalinės savybės didėja. Priešpaskutinis kiekvieno laikotarpio elementas yra elementas, turintis ryškių nemetalinių savybių (halogenas), o paskutinis yra inertinės dujos. Pirmasis laikotarpis susideda iš dviejų elementų, šarminio metalo ir halogeno vaidmenį čia vienu metu atlieka vandenilis. II ir III laikotarpiai apima po 8 elementus, Mendelejevo vadinamus tipiniais. IV ir V laikotarpiai turi po 18 elementų, VI-32. VII laikotarpis dar nebaigtas ir papildytas dirbtinai sukurtais elementais; Šiuo metu šiame laikotarpyje yra 17 elementų. I, II ir III laikotarpiai vadinami mažais, kiekvienas iš jų susideda iš vienos horizontalios eilutės, IV-VII – dideli: juose (išskyrus VII) yra dvi horizontalios eilės – lyginės (viršutinė) ir nelyginės (apatinė). Lygiose didelių periodų eilėse yra tik metalai, o elementų savybių pokytis eilutėje iš kairės į dešinę yra silpnai išreikštas.
Nelyginėse didelių laikotarpių serijose serijos elementų savybės keičiasi taip pat, kaip ir tipinių elementų savybės. Lyginėje VI laikotarpio eilėje po lantano yra 14 elementų [vadinami lantanidais (žr.), lantanidais, retųjų žemių elementais], cheminėmis savybėmis panašių į lantaną ir vienas į kitą. Jų sąrašas pateikiamas atskirai po lentele.
Elementai po aktinio – aktinidai (aktinidai) – išvardyti atskirai ir išvardyti po lentele.
Periodinėje cheminių elementų lentelėje devynios grupės yra išdėstytos vertikaliai. Grupės skaičius lygus didžiausiam šios grupės elementų teigiamam valentiškumui (žr.). Išimtys yra fluoras (gali būti tik neigiamai monovalentinis) ir bromas (negali būti septyniavalentis); be to, vario, sidabro, aukso valentingumas gali būti didesnis nei +1 (Cu-1 ir 2, Ag ir Au-1 ir 3), o iš VIII grupės elementų tik osmis ir rutenis turi +8 valentingumą. . Kiekviena grupė, išskyrus aštuntą ir nulį, yra suskirstyta į du pogrupius: pagrindinį (esantį dešinėje) ir antrinį. Pagrindiniai pogrupiai apima tipinius elementus ir ilgo periodo elementus, antrinius – tik ilgo periodo elementus ir, be to, metalus.
Kalbant apie chemines savybes, kiekvienos tam tikros grupės pogrupio elementai labai skiriasi vienas nuo kito, ir tik didžiausias teigiamas valentingumas yra vienodas visiems tam tikros grupės elementams. Pagrindiniuose pogrupiuose iš viršaus į apačią stiprėja elementų metalinės savybės, o susilpnėja nemetalinės (pavyzdžiui, ryškiausias metalines savybes turintis elementas yra francis, o nemetalinis – fluoras). Taigi elemento vieta Mendelejevo periodinėje sistemoje (eilės skaičius) lemia jo savybes, kurios yra gretimų elementų savybių vidurkis vertikaliai ir horizontaliai.
Kai kurios elementų grupės turi specialius pavadinimus. Taigi I grupės pagrindinių pogrupių elementai vadinami šarminiais metalais, II grupės – šarminių žemių metalais, VII grupės – halogenais, elementai, esantys už urano – transuranu. Elementai, kurie yra organizmų dalis, dalyvauja medžiagų apykaitos procesuose ir turi aiškų biologinį vaidmenį, vadinami biogeniniais elementais. Visi jie užima aukščiausią D. I. Mendelejevo lentelės dalį. Tai visų pirma O, C, H, N, Ca, P, K, S, Na, Cl, Mg ir Fe, kurie sudaro didžiąją gyvosios medžiagos dalį (daugiau nei 99%). Šių elementų užimamos vietos periodinėje lentelėje yra nudažytos šviesiai mėlyna spalva. Biogeniniai elementai, kurių organizme yra labai mažai (nuo 10 -3 iki 10 -14%), vadinami mikroelementais (žr.). Geltonos spalvos periodinės sistemos ląstelėse yra mikroelementų, kurių gyvybinė svarba žmogui įrodyta.
Remiantis atominės sandaros teorija (žr. Atomas), cheminės elementų savybės daugiausia priklauso nuo elektronų skaičiaus išoriniame elektronų apvalkale. Periodiškas elementų savybių pasikeitimas, didėjant teigiamam atomų branduolių krūviui, paaiškinamas periodišku atomų išorinio elektronų apvalkalo (energijos lygio) struktūros pasikartojimu.
Mažais laikotarpiais, padidėjus teigiamam branduolio krūviui, elektronų skaičius išoriniame apvalkale I periode padidėja nuo 1 iki 2, o II ir III periodais – nuo 1 iki 8. Taigi elementų savybių pokytis laikotarpiu nuo šarminio metalo iki inertinių dujų. Išorinis elektronų apvalkalas, kuriame yra 8 elektronai, yra pilnas ir energetiškai stabilus (nulinės grupės elementai yra chemiškai inertiški).
Ilgą laiką lygiomis eilėmis, didėjant teigiamam branduolių krūviui, išoriniame apvalkale elektronų skaičius išlieka pastovus (1 arba 2), o antrasis išorinis apvalkalas užpildomas elektronais. Taigi lėtas elementų savybių pokytis lygiose eilutėse. Nelyginėje didelių periodų serijoje, didėjant branduolių krūviui, išorinis apvalkalas prisipildo elektronų (nuo 1 iki 8) ir elementų savybės keičiasi taip pat, kaip ir tipinių elementų.
Elektronų apvalkalų skaičius atome yra lygus periodo skaičiui. Pagrindinių pogrupių elementų atomų išoriniuose apvalkaluose elektronų skaičius lygus grupės skaičiui. Šoninių pogrupių elementų atomai turi vieną ar du elektronus išoriniuose apvalkaluose. Tai paaiškina pagrindinių ir antrinių pogrupių elementų savybių skirtumą. Grupės numeris nurodo galimą elektronų skaičių, galintį dalyvauti formuojant cheminius (valentingus) ryšius (žr. Molekulė), todėl tokie elektronai vadinami valentiniais. Šoninių pogrupių elementams valentiniai yra ne tik išorinių apvalkalų elektronai, bet ir priešpaskutinių. Elektronų apvalkalų skaičius ir struktūra nurodomi pridedamoje periodinėje cheminių elementų lentelėje.
Periodinis D. I. Mendelejevo dėsnis ir juo pagrįsta sistema turi išskirtinai didelę reikšmę moksle ir praktikoje. Periodinis dėsnis ir sistema buvo pagrindas atrasti naujus cheminius elementus, tiksliai nustatyti jų atominį svorį, plėtoti atomų sandaros doktriną, nustatyti geocheminius elementų pasiskirstymo žemės plutoje dėsnius ir šiuolaikinių idėjų apie gyvąją medžiagą plėtojimą, kurios sudėtis ir su ja susiję modeliai atitinka periodinę sistemą. Elementų biologinį aktyvumą ir jų kiekį organizme taip pat daugiausia lemia vieta, kurią jie užima Mendelejevo periodinėje lentelėje. Taigi, padidėjus serijos numeriui daugelyje grupių, elementų toksiškumas didėja ir jų kiekis organizme mažėja. Periodinis dėsnis yra aiški bendriausių dialektinių gamtos raidos dėsnių išraiška.
Periodinė sistema yra sutvarkyta cheminių elementų visuma, jų natūrali klasifikacija, kuri yra grafinė (lentinė) cheminių elementų periodinio dėsnio išraiška. Jos struktūrą, daugeliu atžvilgių panašią į šiuolaikinę, 1869–1871 m. periodinio įstatymo pagrindu sukūrė D. I. Mendelejevas.
Periodinės sistemos prototipas buvo „Elementų sistemos, pagrįstos jų atominiu svoriu ir cheminiu panašumu, patirtis“, kurią 1869 m. kovo 1 d. parengė D. I. Mendelejevas. Per dvejus su puse metų mokslininkas nuolat tobulino. „Sistemos patirtis“, pristatė elementų grupių, serijų ir periodų idėją. Dėl to periodinės lentelės struktūra įgavo iš esmės modernią formą.
Jos raidai svarbi tapo elemento vietos sistemoje samprata, nulemta grupės ir laikotarpio skaičių. Remdamasis šia koncepcija, Mendelejevas padarė išvadą, kad būtina pakeisti kai kurių elementų: urano, indio, cerio ir jo palydovų atomines mases. Tai buvo pirmasis praktinis periodinės lentelės pritaikymas. Mendelejevas taip pat pirmą kartą numatė kelių nežinomų elementų egzistavimą ir savybes. Mokslininkas išsamiai aprašė svarbiausias eka-aliuminio (galio ateitis), eka-boro (skandis) ir eka-silicio (germanio) savybes. Be to, jis numatė mangano (būsimo technecio ir renio), telūro (polonio), jodo (astatino), cezio (Prancūzija), bario (radžio), tantalo (protaktinio) analogų egzistavimą. Mokslininko prognozės dėl šių elementų buvo bendro pobūdžio, nes šie elementai buvo mažai ištirtose periodinės lentelės srityse.
Pirmosios periodinės sistemos versijos iš esmės buvo tik empirinis apibendrinimas. Mat periodinio dėsnio fizikinė prasmė buvo neaiški, nebuvo paaiškinta, kodėl periodiškai keičiasi elementų savybės, priklausomai nuo atominių masių padidėjimo. Šiuo atžvilgiu daugelis problemų liko neišspręstos. Ar yra periodinės lentelės ribos? Ar įmanoma nustatyti tikslų esamų elementų skaičių? Šeštojo laikotarpio struktūra liko neaiški – koks buvo tikslus retųjų žemių elementų kiekis? Nežinoma, ar elementų tarp vandenilio ir ličio dar egzistavo, kokia buvo pirmojo laikotarpio struktūra. Todėl iki pat periodinio dėsnio fizinio pagrindimo ir periodinės sistemos teorijos sukūrimo ne kartą iškilo rimtų sunkumų. 1894–1898 m. atradimas buvo netikėtas. penkios inertinės dujos, kurioms, regis, nebuvo vietos periodinėje lentelėje. Šis sunkumas buvo pašalintas dėl idėjos įtraukti nepriklausomą nulinę grupę į periodinės lentelės struktūrą. Masinis radioelementų atradimas XIX–XX amžių sandūroje. (iki 1910 m. jų buvo apie 40) sukėlė aštrų prieštaravimą tarp būtinybės juos talpinti periodinėje lentelėje ir esamos jos struktūros. Šeštame ir septintajame laikotarpiais jiems buvo tik 7 laisvos vietos. Ši problema buvo išspręsta nustačius pamainų taisykles ir atradus izotopus.
Viena iš pagrindinių priežasčių, kodėl neįmanoma paaiškinti periodinio dėsnio fizikinės reikšmės ir periodinės sistemos sandaros, buvo ta, kad nežinoma, kokia atomo struktūra (žr. Atom). Svarbiausias periodinės lentelės kūrimo etapas buvo E. Rutherfordo (1911) sukurtas atominis modelis. Juo remdamasis olandų mokslininkas A. Van den Broekas (1913) pasiūlė, kad elemento eilės numeris periodinėje lentelėje yra skaitiniu požiūriu lygus jo atomo branduolio krūviui (Z). Tai eksperimentiškai patvirtino anglų mokslininkas G. Moseley (1913). Periodinis dėsnis gavo fizikinį pagrindimą: elementų savybių pokyčių periodiškumą pradėta svarstyti priklausomai nuo elemento atomo branduolio Z - krūvio, o ne nuo atominės masės (žr. Periodinis cheminių elementų dėsnis).
Dėl to periodinės lentelės struktūra buvo žymiai sustiprinta. Nustatyta apatinė sistemos riba. Tai vandenilis – elementas, kurio minimalus Z = 1. Tapo įmanoma tiksliai įvertinti elementų skaičių tarp vandenilio ir urano. Periodinėje lentelėje buvo nustatytos „tarpos“, atitinkančios nežinomus elementus, kurių Z = 43, 61, 72, 75, 85, 87. Tačiau liko neaiškūs klausimai dėl tikslaus retųjų žemių elementų skaičiaus ir, svarbiausia, priežastys elementų savybių pokyčių periodiškumas, priklausomai nuo Z, nebuvo atskleistas.
Remdamasis nusistovėjusia periodinės sistemos struktūra ir atomų spektrų tyrimo rezultatais, danų mokslininkas N. Bohras 1918–1921 m. plėtojo idėjas apie elektroninių apvalkalų ir posluoksnių atomuose konstravimo seką. Mokslininkas priėjo prie išvados, kad panašių tipų išorinių atomų apvalkalų elektroninės konfigūracijos periodiškai kartojasi. Taigi buvo parodyta, kad cheminių elementų savybių kitimo periodiškumas paaiškinamas periodiškumo egzistavimu elektroninių apvalkalų ir atomų subapvalkaluose.
Periodinė lentelė apima daugiau nei 100 elementų. Iš jų dirbtinai gauti visi transurano elementai (Z = 93–110), taip pat elementai, kurių Z = 43 (technecis), 61 (prometis), 85 (astatinas), 87 (francis). Per visą periodinės sistemos egzistavimo istoriją buvo pasiūlyta labai daug (>500) jos grafinio vaizdavimo variantų, daugiausia lentelių, bet ir įvairių geometrinių figūrų (erdvinių ir plokštuminių) pavidalu. ), analitinės kreivės (spiralės ir kt.) ir tt Dažniausios yra trumpos, pusiau ilgos, ilgos ir kopėčių formos lentelės. Šiuo metu pirmenybė teikiama trumpai formai.
Pagrindinis periodinės lentelės sudarymo principas yra jos padalijimas į grupes ir periodus. Mendelejevo elementų serijos sąvoka šiandien nevartojama, nes ji neturi fizinės reikšmės. Grupės savo ruožtu skirstomos į pagrindinius (a) ir antrinius (b) pogrupius. Kiekviename pogrupyje yra elementai – cheminiai analogai. Daugumos grupių a ir b pogrupių elementai taip pat turi tam tikrą panašumą vienas su kitu, daugiausia esant aukštesnėms oksidacijos būsenoms, kurios, kaip taisyklė, yra lygios grupės skaičiui. Periodas yra elementų rinkinys, kuris prasideda šarminiu metalu ir baigiasi inertinėmis dujomis (ypatingas atvejis yra pirmasis laikotarpis). Kiekviename periode yra griežtai apibrėžtas elementų skaičius. Periodinę lentelę sudaro aštuonios grupės ir septyni periodai, o septintasis laikotarpis dar nebaigtas.
Ypatingumas Pirmas laikotarpis yra tas, kad jame yra tik 2 laisvos formos dujiniai elementai: vandenilis ir helis. Vandenilio vieta sistemoje yra dviprasmiška. Kadangi jis pasižymi šarminiams metalams ir halogenams būdingomis savybėmis, jis dedamas arba į 1a-, arba į Vlla-pogrupį, arba į abu tuo pačiu metu, vieno iš pogrupių skliausteliuose pateikiant simbolį. Helis yra pirmasis VIIIa pogrupio atstovas. Ilgą laiką helis ir visos inertinės dujos buvo atskirtos į nepriklausomą nulinę grupę. Šią poziciją reikėjo peržiūrėti po cheminių junginių kriptono, ksenono ir radono sintezės. Dėl to inerniosios dujos ir buvusios VIII grupės elementai (geležis, kobaltas, nikelis ir platina) buvo sujungti vienoje grupėje.
Antra laikotarpį sudaro 8 elementai. Jis prasideda nuo šarminio metalo ličio, kurio vienintelė oksidacijos būsena yra +1. Toliau ateina berilis (metalas, oksidacijos laipsnis +2). Boras jau turi silpnai išreikštą metalinį pobūdį ir yra nemetalas (oksidacijos laipsnis +3). Be boro, anglis yra tipiškas nemetalas, turintis +4 ir –4 oksidacijos būsenas. Azotas, deguonis, fluoras ir neonas yra nemetalai, o azoto oksidacijos būsena yra didžiausia +5, atitinkanti grupės numerį. Deguonis ir fluoras yra vieni aktyviausių nemetalų. Inertinių dujų neonas baigia periodą.
Trečias periodo (natrio – argono) taip pat yra 8 elementai. Jų savybių pasikeitimo pobūdis iš esmės panašus į stebimą antrojo laikotarpio elementų pobūdį. Tačiau čia yra ir tam tikros specifikos. Taigi, magnis, skirtingai nei berilis, yra metališkesnis, kaip ir aliuminis, palyginti su boru. Silicis, fosforas, siera, chloras, argonas yra tipiški nemetalai. Ir visi jie, išskyrus argoną, turi aukštesnę oksidacijos būseną, lygią grupės skaičiui.
Kaip matome, abiem laikotarpiais, didėjant Z, pastebimas aiškus metališkumo susilpnėjimas ir nemetalinių elementų savybių stiprėjimas. D.I. Mendelejevas antrojo ir trečiojo periodo elementus (jo žodžiais tariant, mažus) pavadino tipiniais. Mažų laikotarpių elementai yra vieni labiausiai paplitusių gamtoje. Anglis, azotas ir deguonis (kartu su vandeniliu) yra organogenai, t.y. pagrindiniai organinių medžiagų elementai.
Visi pirmojo – trečiojo laikotarpių elementai yra suskirstyti į a pogrupius.
Ketvirta periodas (kalis – kriptonas) turi 18 elementų. Anot Mendelejevo, tai pirmas didelis laikotarpis. Po šarminio metalo kalio ir šarminio žemės metalo kalcio atsiranda eilė elementų, susidedančių iš 10 vadinamųjų pereinamųjų metalų (skandis – cinkas). Visi jie įtraukti į b pogrupius. Dauguma pereinamųjų metalų, išskyrus geležį, kobaltą ir nikelį, turi didesnę oksidacijos būseną, lygią grupės skaičiui. Elementai, nuo galio iki kriptono, priklauso a pogrupiams. Yra žinoma daugybė cheminių junginių, susijusių su kriptonu.
Penkta Laikotarpis (rubidis – ksenonas) savo struktūra panaši į ketvirtąjį. Jame taip pat yra 10 pereinamųjų metalų (itrio – kadmio) įdėklas. Šio laikotarpio elementai turi savo ypatybes. Rutenio – rodžio – paladžio triadoje yra žinomi rutenio junginiai, kurių oksidacijos laipsnis yra +8. Visi a-pogrupių elementai turi didesnę oksidacijos būseną, lygią grupės skaičiui. Ketvirtojo ir penktojo periodų elementų savybių kitimo ypatumai didėjant Z yra sudėtingesni, palyginti su antruoju ir trečiuoju periodais.
Šešta periodas (cezis – radonas) apima 32 elementus. Šiame periode, be 10 pereinamųjų metalų (lantano, hafnio – gyvsidabrio), taip pat yra 14 lantanidų – nuo cerio iki liutecio. Elementai nuo cerio iki liutecio yra chemiškai labai panašūs, todėl nuo seno jie buvo įtraukti į retųjų žemių elementų šeimą. Trumpoje periodinės lentelės formoje į lantano ląstelę įtraukta lantanidų serija, o šios serijos dekodavimas pateiktas lentelės apačioje (žr. Lantanidai).
Kokie yra specifiniai šeštojo laikotarpio elementų bruožai? Triadoje osmis – iridis – platina, osmiui žinomas oksidacijos laipsnis +8. Astatinas turi gana ryškų metalinį pobūdį. Radonas turi didžiausią reaktyvumą iš visų tauriųjų dujų. Deja, dėl to, kad jis yra labai radioaktyvus, jo chemija mažai tyrinėta (žr. Radioaktyvieji elementai).
Septintas laikotarpis prasideda nuo Prancūzijos. Kaip ir šeštajame, jame taip pat turėtų būti 32 elementai, tačiau 24 iš jų yra žinomi atitinkamai Ia ir IIa pogrupių elementai, aktiniumas priklauso IIIb pogrupiui. Toliau seka aktinidų šeima, kurią sudaro elementai nuo torio iki Lawrencium ir yra panašiai kaip lantanidai. Šios serijos elementų dekodavimas taip pat pateiktas lentelės apačioje.
Dabar pažiūrėkime, kaip keičiasi cheminių elementų savybės pogrupius periodinė sistema. Pagrindinis šio pokyčio modelis yra elementų metališkumo stiprėjimas didėjant Z. Šis modelis ypač aiškiai pasireiškia IIIa–VIIa pogrupiuose. Ia–IIIa pogrupių metalams stebimas cheminio aktyvumo padidėjimas. IVa–VIIa pogrupių elementams, didėjant Z, stebimas elementų cheminio aktyvumo susilpnėjimas. B pogrupio elementų cheminio aktyvumo pasikeitimo pobūdis yra sudėtingesnis.
Periodinės sistemos teoriją XX a. sukūrė N. Bohras ir kiti mokslininkai. XX amžiuje ir remiasi realia atomų elektroninių konfigūracijų formavimo schema (žr. Atomas). Remiantis šia teorija, didėjant Z, elektronų apvalkalai ir subapvalkalai užpildomi periodinės lentelės perioduose esančių elementų atomuose tokia seka:
| Laikotarpių skaičiai | ||||||
|---|---|---|---|---|---|---|
| 1 | 2 | 3 | 4 | 5 | 6 | 7 |
| 1s | 2s2p | 3s3p | 4s3d4p | 5s4d5p | 6s4f5d6p | 7s5f6d7p |
Remdamiesi periodinės sistemos teorija, galime pateikti tokį periodo apibrėžimą: periodas – tai elementų rinkinys, prasidedantis elementu, kurio reikšmė n lygi periodo skaičiui ir l = 0 (s-elementai) ir baigiasi. su elementu, kurio reikšmė tokia pati n ir l = 1 (p-elements elements) (žr. Atom). Išimtis yra pirmasis laikotarpis, kuriame yra tik 1s elementai. Iš periodinės sistemos teorijos elementų skaičiai perioduose išplaukia: 2, 8, 8, 18, 18, 32...
Lentelėje kiekvieno tipo elementų simboliai (s-, p-, d- ir f-elementai) pavaizduoti tam tikros spalvos fone: s-elementai - raudoname, p-elementai - oranžiniame, d-elementai. - ant mėlynos spalvos, f-elementai - ant žalios spalvos. Kiekvienoje ląstelėje rodomi elementų atominiai skaičiai ir atominės masės, taip pat išorinių elektronų apvalkalų elektroninės konfigūracijos.
Iš periodinės sistemos teorijos išplaukia, kad į a pogrupius įeina elementai, kurių n lygus periodo skaičiui, o l = 0 ir 1. Į b pogrupius įeina tie elementai, kurių atomuose išliko anksčiau likę apvalkalų užbaigimas. atsiranda nepilnas. Štai kodėl pirmame, antrame ir trečiame laikotarpiuose nėra b pogrupių elementų.
Periodinės elementų lentelės struktūra yra glaudžiai susijusi su cheminių elementų atomų sandara. Kai Z didėja, panašūs išorinių elektronų apvalkalų konfigūracijos tipai periodiškai kartojasi. Būtent jie nustato pagrindinius elementų cheminio elgesio bruožus. Šios savybės skirtingai pasireiškia a pogrupių elementams (s- ir p-elementams), b-pogrupių elementams (pereinamieji d-elementai) ir f-šeimų elementams - lantanidams ir aktinidams. Ypatingą atvejį vaizduoja pirmojo laikotarpio elementai - vandenilis ir helis. Vandenilis pasižymi dideliu cheminiu aktyvumu, nes tik 1s elektronas yra lengvai pašalinamas. Tuo pačiu metu helio (1s 2) konfigūracija yra labai stabili, o tai lemia jo cheminį neveiklumą.
A pogrupių elementams išoriniai atomų elektronų apvalkalai yra užpildyti (n yra lygus periodo skaičiui), todėl šių elementų savybės pastebimai keičiasi didėjant Z. Taigi antrajame periode ličio (2s konfigūracija). ) yra aktyvus metalas , kuris lengvai praranda vienintelį valentinį elektroną ; berilis (2s 2) taip pat yra metalas, bet mažiau aktyvus dėl to, kad jo išoriniai elektronai yra glaudžiau surišti su branduoliu. Be to, boras (2s 2 p) turi silpnai išreikštą metalinį pobūdį, o visi vėlesni antrojo periodo elementai, kuriuose susidaro 2p subapvalkalas, jau yra nemetalai. Neono (2s 2 p 6) išorinio elektroninio apvalkalo – inertinių dujų – aštuonių elektronų konfigūracija yra labai stipri.
Antrojo laikotarpio elementų cheminės savybės paaiškinamos jų atomų noru įgyti artimiausių inertinių dujų elektroninę konfigūraciją (helio konfigūracija elementams nuo ličio iki anglies arba neoninė konfigūracija elementams nuo anglies iki fluoro). Štai kodėl, pavyzdžiui, deguonis negali turėti didesnės oksidacijos būsenos, lygios jo grupės skaičiui: jam lengviau pasiekti neoninę konfigūraciją, įgyjant papildomų elektronų. Toks pat savybių pokyčių pobūdis pasireiškia trečiojo periodo elementuose ir visų vėlesnių laikotarpių s- bei p-elementuose. Tuo pačiu metu išorinių elektronų ir branduolio a-pogrupių ryšio stiprumo susilpnėjimas didėjant Z pasireiškia atitinkamų elementų savybėmis. Taigi, s elementų cheminis aktyvumas pastebimai padidėja, kai didėja Z, o p elementų metalinės savybės.
Pereinamųjų d elementų atomuose anksčiau neužbaigti apvalkalai užpildomi pagrindinio kvantinio skaičiaus n reikšme, vienu mažesniu už periodo skaičių. Su keliomis išimtimis pereinamųjų elementų atomų išorinių elektronų apvalkalų konfigūracija yra ns 2. Todėl visi d-elementai yra metalai, todėl d-elementų savybių pokyčiai didėjant Z nėra tokie staigūs, kaip stebimi s- ir p-elementams. Esant aukštesnėms oksidacijos būsenoms, d-elementai turi tam tikrą panašumą su atitinkamų periodinės lentelės grupių p-elementais.
Triadių (VIIIb-pogrupio) elementų savybių ypatumai aiškinami tuo, kad b-skilveliai yra arti užbaigimo. Štai kodėl geležies, kobalto, nikelio ir platinos metalai, kaip taisyklė, nėra linkę gaminti aukštesnės oksidacijos laipsnio junginių. Vienintelės išimtys yra rutenis ir osmis, kurie suteikia oksidams RuO 4 ir OsO 4 . Ib ir IIb pogrupių elementų d pogrupis iš tikrųjų yra baigtas. Todėl jų oksidacijos būsenos yra lygios grupės skaičiui.
Lantanidų ir aktinidų (visi jie yra metalai) atomuose užbaigiami anksčiau neužbaigti elektronų apvalkalai, kurių pagrindinio kvanto skaičiaus n reikšmė yra dviem vienetais mažesnė už periodo skaičių. Šių elementų atomuose išorinio elektroninio apvalkalo (ns 2) konfigūracija išlieka nepakitusi, o trečiasis išorinis N apvalkalas užpildytas 4f-elektronais. Štai kodėl lantanidai yra tokie panašūs.
Dėl aktinidų padėtis yra sudėtingesnė. Elementų, kurių Z = 90–95, atomuose 6d ir 5f elektronai gali dalyvauti cheminėje sąveikoje. Todėl aktinidai turi daug daugiau oksidacijos būsenų. Pavyzdžiui, neptūniui, plutoniui ir americiui yra žinomi junginiai, kuriuose šie elementai yra septyniavalentėje būsenoje. Tik elementams, pradedant curium (Z = 96), trivalentė būsena tampa stabili, tačiau tai taip pat turi savo ypatybes. Taigi aktinidų savybės labai skiriasi nuo lantanidų savybių, todėl šios dvi šeimos negali būti laikomos panašiomis.
Aktinidų šeima baigiasi elementu, kurio Z = 103 (lawrencium). Įvertinus kurchatoviumo (Z = 104) ir nilsborio (Z = 105) chemines savybes, matyti, kad šie elementai turėtų būti atitinkamai hafnio ir tantalo analogai. Todėl mokslininkai mano, kad po aktinidų šeimos atomuose prasideda sistemingas 6d posluoksnio užpildymas. Elementų, kurių Z = 106–110, cheminė prigimtis eksperimentiškai nebuvo įvertinta.
Galutinis periodinės lentelės elementų skaičius nežinomas. Jos viršutinės ribos problema tikriausiai yra pagrindinė periodinės lentelės paslaptis. Sunkiausias gamtoje aptiktas elementas yra plutonis (Z = 94). Pasiekta dirbtinės branduolių sintezės riba – elementas, kurio atominis skaičius 110. Klausimas lieka atviras: ar pavyks gauti elementų su dideliu atominiu skaičiumi, kokių ir kiek? Į tai dar negalima tiksliai atsakyti.
Naudodami sudėtingus skaičiavimus, atliekamus elektroniniais kompiuteriais, mokslininkai bandė nustatyti atomų struktūrą ir įvertinti svarbiausias „superelementų“ savybes iki didžiulių serijos numerių (Z = 172 ir net Z = 184). Gauti rezultatai buvo gana netikėti. Pavyzdžiui, elemento atome, kurio Z = 121, tikimasi, kad atsiras 8p elektronas; tai įvyksta po to, kai atomuose, kurių Z = 119 ir 120, susidaro 8s subapvalkalas. Tačiau p-elektronų atsiradimas po s-elektronų pastebimas tik antrojo ir trečiojo periodų elementų atomuose. Skaičiavimai taip pat rodo, kad hipotetinio aštuntojo periodo elementuose elektronų apvalkalų ir atomų subapvalkalų užpildymas vyksta labai sudėtinga ir unikalia seka. Todėl atitinkamų elementų savybių įvertinimas yra labai sudėtinga problema. Atrodytų, aštuntajame periode turėtų būti 50 elementų (Z = 119–168), tačiau, remiantis skaičiavimais, jis turėtų baigtis elementu, kurio Z = 164, t. y. 4 eilės numeriais anksčiau. O „egzotiškas“ devintasis laikotarpis, pasirodo, turėtų susidėti iš 8 elementų. Štai jo „elektroninis“ įrašas: 9s 2 8p 4 9p 2. Kitaip tariant, jame būtų tik 8 elementai, kaip antrasis ir trečiasis periodai.
Sunku pasakyti, kiek teisingi būtų skaičiavimai, atlikti naudojant kompiuterį. Tačiau jei jie būtų patvirtinti, reikėtų rimtai persvarstyti periodinės elementų lentelės ir jos struktūros modelius.
Periodinė lentelė vaidino ir vaidina didžiulį vaidmenį plėtojant įvairias gamtos mokslų sritis. Tai buvo svarbiausias atominio-molekulinio mokslo pasiekimas, prisidėjęs prie šiuolaikinės „cheminio elemento“ sąvokos atsiradimo ir sampratų apie paprastas medžiagas bei junginių išaiškinimo.
Periodinės sistemos atskleisti dėsningumai turėjo didelės įtakos atomų sandaros teorijos raidai, izotopų atradimui, idėjų apie branduolinį periodiškumą atsiradimui. Periodinė sistema yra susijusi su griežtai moksliniu chemijos prognozavimo problemos formulavimu. Tai pasireiškė nežinomų elementų egzistavimo ir savybių numatymu bei naujais jau atrastų elementų cheminio elgesio bruožais. Šiais laikais periodinė sistema yra chemijos, pirmiausia neorganinės, pagrindas, reikšmingai padedantis išspręsti iš anksto nustatytas savybes turinčių medžiagų cheminės sintezės, naujų puslaidininkinių medžiagų kūrimo, specifinių katalizatorių parinkimo įvairiems cheminiams procesams problemą ir tt. , periodinė sistema yra chemijos mokymo pagrindas.
Fig. 15.4 paveiksle parodyta penkių IV grupės elementų vieta periodinėje lentelėje. Kaip ir III grupės elementai, jie priklauso p elementų skaičiui. Visų IV grupės elementų atomai turi vienodą išorinio apvalkalo elektroninę konfigūraciją: . Lentelėje 15.4 nurodo specifinę elektroninę atomų konfigūraciją ir kai kurias IV grupės elementų savybes. Šios ir kitos IV grupės elementų fizikinės ir cheminės savybės yra susijusios su jų struktūra, būtent: anglis (deimanto pavidalu), silicis ir germanis turi karkasinę kristalinę deimantą panašią struktūrą (žr. 3.2 skyrių); alavas ir švinas turi metalinę struktūrą (kubinis į veidą, taip pat žr. 3.2 skirsnį).
Ryžiai. 15.4. IV grupės elementų padėtis periodinėje lentelėje.
Judant grupe žemyn, elementų atominis spindulys didėja, o ryšiai tarp atomų silpnėja. Dėl nuosekliai didėjančios išorinių atomų apvalkalų elektronų delokalizacijos ta pačia kryptimi, didėja ir IV grupės elementų elektrinis laidumas. Jų savybės
15.4 lentelė. IV grupės elementų elektroninės konfigūracijos ir fizikinės savybės
palaipsniui pereiti iš nemetalinio į metalinį: anglis yra nemetalinis elementas, o deimanto pavidalu yra izoliatorius (dielektrikas); silicis ir germanis – puslaidininkiai; alavas ir švinas yra metalai ir geri laidininkai.
Dėl atomų dydžio padidėjimo pereinant iš viršutinės grupės elementų į apatinės dalies elementus, nuosekliai silpnėja ryšiai tarp atomų ir atitinkamai mažėja lydymosi greitis. taškas ir virimo temperatūra, taip pat elementų kietumas.
Allotropija
Silicis, germanis ir švinas egzistuoja tik viena struktūrine forma. Tačiau anglis ir alavas egzistuoja keliomis struktūrinėmis formomis. Skirtingos vieno elemento struktūrinės formos vadinamos alotropais (žr. 3.2 skyrių).
Anglis turi du alotropus: deimantą ir grafitą. Jų struktūra aprašyta skyriuje. 3.2. Anglies alotropija yra monotropijos pavyzdys, kuriam būdingi šie požymiai: 1) alotropai gali egzistuoti tam tikrame temperatūrų ir slėgio intervale (pavyzdžiui, kambario temperatūroje ir atmosferos slėgyje egzistuoja ir deimantas, ir grafitas); 2) nėra pereinamosios temperatūros, kuriai esant vienas alotropas virstų kitu; 3) vienas allotropas yra stabilesnis už kitą. Pavyzdžiui, grafitas yra atsparesnis nei deimantas. Mažiau stabilios formos vadinamos metastabiliomis. Todėl deimantas yra metastabilus anglies alotropas (arba monotropas).
Anglies vis dar gali būti kitų formų, įskaitant anglį, koksą ir suodžius. Jie visi yra neapdorotos anglies formos. Kartais vadinamos amorfinėmis formomis, anksčiau buvo manoma, kad jos atstovauja trečiajam anglies alotropui. Terminas amorfinis reiškia beformis. Dabar nustatyta, kad „amorfinė“ anglis yra ne kas kita, kaip mikrokristalinis grafitas.
Alavas yra trijų alotropinių formų. Jie vadinami: pilka skarda (a-alvas), balta skarda (P-alvas) ir rombinė skarda (u-tin). Alavo tipo alotropija vadinama enantiotropija. Jai būdingi šie požymiai: 1) vieno alotropo transformacija į kitą įvyksta tam tikroje temperatūroje, vadinamoje perėjimo temperatūra; Pavyzdžiui
Vlmaz struktūra Metalo (puslaidininkio) struktūra 2) kiekvienas alotropas yra stabilus tik tam tikrame temperatūrų diapazone.
IV grupės elementų reaktyvumas
IV grupės elementų reaktyvumas paprastai didėja judant į grupės apačią, nuo anglies iki švino. Elektrocheminės įtampos serijose virš vandenilio yra tik alavas ir švinas (žr. 10.3 skyrių). Švinas labai lėtai reaguoja su praskiestomis rūgštimis, išskirdamas vandenilį. Reakcija tarp alavo ir praskiestų rūgščių vyksta vidutiniu greičiu.
Anglis oksiduojasi karštomis koncentruotomis rūgštimis, tokiomis kaip koncentruota azoto rūgštis ir koncentruota sieros rūgštis.