Tiek uzlabotas metāliskās īpašības, samazinātas nemetāliskās īpašības. Uz ārējā slāņa ir 4 elektroni.
Ķīmiskās īpašības(uz oglekļa bāzes)
Mijiedarbība ar metāliem:
4Al + 3C = Al 4 C 3 (idset reakcija augstā temperatūrā)
Mijiedarboties ar nemetāliem:
2H2 + C = CH4
Mijiedarbība ar ūdeni:
C + H 2 O = CO + H 2
2Fe 2 O 3 + 3C = 3CO 2 + 4Fe
Mijiedarbība ar skābēm:
3C + 4HNO3 = 3CO2 + 4NO + 2H2O
Ogleklis. Oglekļa raksturojums, pamatojoties uz tā stāvokli periodiskajā tabulā, oglekļa alotropija, adsorbcija, izplatība dabā, ražošana, īpašības. Svarīgākie oglekļa savienojumi
Ogleklis (ķīmiskais simbols - C, lat. Carboneum) ir četrpadsmitās grupas ķīmiskais elements (pēc novecojušās klasifikācijas - ceturtās grupas galvenā apakšgrupa), ķīmisko elementu periodiskās tabulas 2. periods. kārtas numurs 6, atommasa - 12,0107.
Ogleklis pastāv dažādos alotropos ar ļoti atšķirīgām fizikālajām īpašībām. Modifikāciju daudzveidība ir saistīta ar oglekļa spēju veidot dažāda veida ķīmiskās saites.
Dabiskais ogleklis sastāv no diviem stabiliem izotopiem - 12C (98,93%) un 13C (1,07%) un viena radioaktīvā izotopa 14C (β-emitter, T½ = 5730 gadi), kas koncentrēts atmosfērā un zemes garozas augšējā daļā.
Galvenās un labi izpētītās oglekļa allotropās modifikācijas ir dimants un grafīts. Normālos apstākļos tikai grafīts ir termodinamiski stabils, bet dimants un citas formas ir metastabilas. Šķidrais ogleklis pastāv tikai pie noteikta ārējā spiediena.
Pie spiediena virs 60 GPa tiek pieņemts ļoti blīvas modifikācijas C III veidošanās (blīvums par 15-20% lielāks nekā dimanta blīvums), kam ir metāliska vadītspēja.
Sešstūra sistēmas oglekļa kristālisko modifikāciju ar molekulu ķēdes struktūru sauc par karbīnu. Ir zināmas vairākas karbīna formas, kas atšķiras ar atomu skaitu vienības šūnā.
Carbyne ir smalki kristālisks melns pulveris (blīvums 1,9-2 g/cm³), un tam piemīt pusvadītāju īpašības. Iegūti mākslīgos apstākļos no garām oglekļa atomu ķēdēm, kas novietotas paralēli viena otrai.
Karbīns ir lineārs oglekļa polimērs. Karbīna molekulā oglekļa atomi ir savienoti ķēdēs pārmaiņus vai nu ar trīskāršām un vienkāršām saitēm (poliēna struktūra), vai pastāvīgi ar dubultsaitēm (polikumulēna struktūra). Karbīnam ir pusvadītāju īpašības, un tā vadītspēja ievērojami palielinās, ja tiek pakļauta gaismai. Pirmais praktiskais pielietojums ir balstīts uz šo īpašību - fotoelementos.
Oglekļa reakcija ar sēru rada oglekļa disulfīdu CS2 un C3S2.
Ar lielāko daļu metālu ogleklis veido karbīdus, piemēram:
Rūpniecībā svarīga ir oglekļa reakcija ar ūdens tvaikiem:
Sildot, ogleklis reducē metālu oksīdus līdz metāliem. Šis īpašums tiek plaši izmantots metalurģijas rūpniecībā.
Grafītu izmanto zīmuļu rūpniecībā, bet sajauc ar māliem, lai samazinātu tā maigumu. Dimants, pateicoties tā izcilajai cietībai, ir neaizstājams abrazīvs materiāls. Farmakoloģijā un medicīnā plaši tiek izmantoti dažādi oglekļa savienojumi - ogļskābes un karbonskābju atvasinājumi, dažādi heterocikli, polimēri un citi savienojumi. Ogleklim ir milzīga loma cilvēka dzīvē. Tās pielietojums ir tikpat daudzveidīgs kā šis daudzpusīgais elements. Jo īpaši ogleklis ir tērauda (līdz 2,14 masas %) un čuguna (vairāk nekā 2,14 masas %) sastāvdaļa.
Ogleklis ir daļa no atmosfēras aerosoliem, kā rezultātā var mainīties reģionālais klimats un samazināties saulaino dienu skaits. Ogleklis nonāk vidē sodrēju veidā transportlīdzekļu izplūdes gāzēs, ogļu sadedzināšanas laikā termoelektrostacijās, atklātās ogļu ieguves laikā, pazemes gazifikācijas laikā, ogļu koncentrātu ražošanā utt. Oglekļa koncentrācija virs degšanas avotiem ir 100-400 μg/m³, lielajās pilsētās 2,4-15,9 µg/m³, laukos 0,5-0,8 µg/m³. Ar gāzes aerosola emisijām no atomelektrostacijām atmosfērā nonāk (6-15) · 109 Bq/dienā 14СО2.
Augstais oglekļa saturs atmosfēras aerosolos palielina iedzīvotāju saslimstību, īpaši augšējos elpceļos un plaušās. Arodslimības galvenokārt ir antrakoze un putekļu bronhīts. Darba zonas gaisā, MPC, mg/m³: dimants 8,0, antracīts un kokss 6,0, ogles 10,0, ogle un oglekļa putekļi 4,0; atmosfēras gaisā maksimālā vienreizēja ir 0,15, vidēji dienā ir 0,05 mg/m³.
Svarīgākie savienojumi. Oglekļa (II) monoksīds (oglekļa monoksīds) CO. Normālos apstākļos tā ir bezkrāsaina, bez smaržas un garšas gāze. Toksicitāte ir izskaidrojama ar to, ka tas viegli savienojas ar hemoglobīnu asinīs.
Oglekļa monoksīds (IV) CO2. Normālos apstākļos tā ir bezkrāsaina gāze ar viegli skābenu smaržu un garšu, pusotru reizi smagāka par gaisu, nedeg un neatbalsta degšanu.
Ogļskābe H2CO3. Vāja skābe. Ogļskābes molekulas pastāv tikai šķīdumā.
Fosgēns COCl2. Bezkrāsaina gāze ar raksturīgu smaržu, viršanas temperatūra = 8°C, kušanas temperatūra = -118°C. Ļoti indīgs. Nedaudz šķīst ūdenī. Reaktīvs. Izmanto organiskajā sintēzē.
Elementu periodiskās tabulas IV grupas galveno apakšgrupu veido ogleklis, silīcijs, germānija, alva un svins. Elements Numurs Atommasa Elektroniskā konfigurācija Ogleklis b 12.011 l.v!2r2/>; Silīcijs 14 28.085 1 l-22.yr2/>l3l-33/ї- germānija 32 72.59 Il^g/^3pV4.r4p2 Alva 50 118.69 b^-2/>Chg3/)l3,4l-4/ >2Mg Lead 207.2
Elektroniskā konfigurācija./^-elementi.
Ārējais elektronu slānis satur četrus elektronus, ārējā slāņa elektroniskā formula ir plіr1. Ogleklis un silīcijs ir nemetāli, germānija, alva un svins ir pārejas elementi.
Īpašības. Šīs apakšgrupas elementi veido oksīdus ar vispārīgo formulu RO un RO un ūdeņraža savienojumus ar formulu RH4. No oglekļa līdz svinam oksīdu īpašības mainās no skābiem (CO, SiO) uz amfoteriem (SnO, PbO). PbO un SnO ir galvenie oksīdi. No oglekļa līdz svinam ūdeņraža savienojumu stiprums samazinās. Mainās arī hidrātu raksturs: piemēram, H, CO,. H,SiO)-vājās skābes: Pb(OH), Sn(OH), Ge(OH), -amfoteriskās bāzes. Apakšgrupā, palielinoties atomu skaitam, samazinās jonizācijas enerģija un palielinās atoma rādiuss, t.i., vājinās nemetāliskās īpašības un palielinās metāliskās īpašības.
Atrodoties dabā. Silīcijs nav atrodams brīvā formā, tas notiek tikai savienojumu veidā. Visstabilākais silīcija savienojums ir silīcija (IV) oksīds jeb silīcija dioksīds. Kristāliskais silīcija dioksīds dabā sastopams galvenokārt kā minerāls kvarcs. Jūru dibenā ir plāna, poraina amorfa silīcija dioksīda nogulsnes, ko sauc par tripoli, diatomītu vai infuzorzemi. Silīcijs ir daļa no laukšpata, vizlas, māla, azbesta
Fizikālās īpašības. Silīcijs ir tumši pelēka viela ar metālisku spīdumu. Tas ir trausls un, tāpat kā ogleklis, ugunsizturīgs. Piemīt pusvadītāju īpašības.
Ķīmiskās īpašības. Reducējošs līdzeklis. Tiešā veidā reaģē tikai ar fluoru: Si + 2F, = SiF4 (silīcija fluorīds).
Silīcijs nesadarbojas ar skābēm (izņemot fluorūdeņražskābes un slāpekļskābes maisījumu), savukārt ļoti spēcīgi reaģē ar sārmiem: Si + 2NaOH + H,0 = Na,SiO, + +2H,T.
Silīcijs karsējot savienojas ar skābekli: Si + O, = SiO,.
Silīcijs arī veido savienojumu ar ūdeņradi - silānu: SiH4: Si + 2H, = SiH4.
Ar oglekli silīcijs veido karborundu (silīcija karbīdu) - kristālisku vielu, kas veidota kā dimants: Si02 + 2C = SiC + C02.
Silīcija savienojumus ar metāliem sauc par silicīdiem: Si + 2Mg = Mg,Si (magnija silicīds).
Pieteikums. Silīciju galvenokārt izmanto pusvadītāju ierīču ražošanai, sakausējumu ražošanai un metālu reducēšanai no oksīdiem.
Kvīts. Silīciju iegūst, to reducējot no silīcija dioksīda: SiO, + 2Mg = 2MgO + Si.
Rūpniecībā silīcija dioksīdu reducē ar oglēm elektriskajās krāsnīs: SiO, + 2C = Si + 2CO.
Silīcija savienojumi
Silīcija (IV) oksīds un silīcija dioksīds.
Cieta, ļoti ugunsizturīga kristāliska viela, nešķīst ūdenī un ar to nesadarbojas. Pēc ķīmiskajām īpašībām silīcija (IV) oksīds pieder pie skābajiem oksīdiem. Tikai fluorūdeņražskābe reaģē tieši ar silīcija oksīdu (IV): SiO, + 4HF = SiF4 + 2H.O.
Silīcija (IV) oksīdu sakausējot ar sārmiem, bāzes oksīdiem un karbonātiem, veidojas silīcija skābes sāļi - silikāti:
SiO, + 2NaOH = Na,SiO, + H,0; SiO, + CaO = CaSiO,;
Si02 + K2CO, = K,Si03 + CO,T.
Silīcijskābe. Attiecas uz vājām skābēm; nedaudz šķīst ūdenī. Silīcijskābes molekulas ūdens šķīdumos praktiski nedalās. Formula H,Si03 ir nosacīta. Faktiski silīcijskābe eksistē savienojuma veidā (H,SiOJn jeb polisilīcija skābes. Ilgstošas uzglabāšanas laikā no silīcijskābes tiek atdalītas ūdens molekulas un tas pārvēršas par SiO. Karsējot silīcija skābe sadalās arī silīcija oksīdā (IV) un ūdens: H2Si03 = H20 + SiO,.
Silikātu rūpniecība
Silikātu rūpniecība galvenokārt sastāv no keramikas, stikla un cementa ražošanas.
Keramikas ražošana. Keramika ir materiāli un izstrādājumi, kas izgatavoti no ugunsizturīgām vielām - māliem, dažu metālu karbīdiem un oksīdiem. Keramikas izstrādājumi ir ķieģeļi, flīzes, apdares flīzes, keramika, porcelāns un māla izstrādājumi.
Keramikas izstrādājumu izgatavošanas process sastāv no keramikas masas sagatavošanas, formēšanas, žāvēšanas un apdedzināšanas. Apdedzināšanas laikā notiek saķepināšana ķīmisko reakciju dēļ cietajā fāzē. Apdedzināšanu parasti veic 900 °C temperatūrā. Saķepināšana tiek veikta saskaņā ar stingri noteiktu režīmu, un tā rezultātā tiek ražots materiāls ar noteiktām īpašībām. Stikla ražošana. Logu stikls galvenokārt sastāv no nātrija un kālija silikātiem, kas sakausēti ar silīcija (IV) oksīdu. sastāvu aptuveni izsaka ar formulu Na20 CaO 6Si02. Izejvielas tā ražošanai ir baltas smiltis, soda, kaļķakmens vai krīts. Saplūstot šīm vielām, notiek šādas reakcijas:
CaCO, + SiO, = CaSiO, + CO,T; Na,COi + SiO, = Na,SiO, + CO,1\
Nātrija un kalcija silikāti kopā ar silīcija dioksīdu tiek sapludināti masā, kas pakāpeniski atdziest:
Na,SiO, + CaSiO, + 4SiO, = Nap CaO CSiOr
Cementa ražošana. Cements ir viens no svarīgākajiem materiāliem, ko ražo silikātu rūpniecība. To lielos daudzumos izmanto celtniecības darbos. Parasto cementu (silīcija cementu vai portlandcementu) ražo, apdedzinot māla un kaļķakmens maisījumu. Dedzinot cementa maisījumu, kalcija karbonāts sadalās oglekļa monoksīdā (IV) un kalcija oksīdā: pēdējais reaģē ar māliem. Šajā gadījumā veidojas kalcija silikāti un alumināti.
Periodiskā ķīmisko elementu sistēma ir D. I. Mendeļejeva izveidotā ķīmisko elementu klasifikācija, pamatojoties uz viņa 1869. gadā atklāto periodisko likumu.
D. I. Mendeļejevs
Saskaņā ar šī likuma mūsdienu formulējumu nepārtrauktā elementu virknē, kas sakārtotas to atomu kodolu pozitīvā lādiņa pieauguma secībā, elementi ar līdzīgām īpašībām periodiski atkārtojas.
Ķīmisko elementu periodiskā tabula, kas parādīta tabulas veidā, sastāv no periodiem, sērijām un grupām.
Katra perioda sākumā (izņemot pirmo) elementam ir izteiktas metāliskas īpašības (sārmu metāls).
Krāsu tabulas simboli: 1 - elementa ķīmiskā zīme; 2 - vārds; 3 - atomu masa (atommasa); 4 - sērijas numurs; 5 - elektronu sadalījums pa slāņiem.
Palielinoties elementa atomu skaitam, kas vienāds ar tā atoma kodola pozitīvo lādiņu, metāliskās īpašības pakāpeniski vājinās un nemetāla īpašības palielinās. Priekšpēdējais elements katrā periodā ir elements ar izteiktām nemetāliskām īpašībām (), un pēdējais ir inerta gāze. I periodā ir 2 elementi, II un III - 8 elementi, IV un V - 18, VI - 32 un VII (nepabeigts periods) - 17 elementi.
Pirmos trīs periodus sauc par mazajiem periodiem, katrs no tiem sastāv no vienas horizontālas rindas; pārējais - lielos periodos, no kuriem katrs (izņemot VII periodu) sastāv no divām horizontālām rindām - pāra (augšējā) un nepāra (apakšējā). Vienmērīgi lielu periodu rindās atrodami tikai metāli. Elementu īpašības šajās sērijās nedaudz mainās, palielinoties atomu skaitam. Elementu īpašības lielu periodu nepāra rindās mainās. VI periodā lantānam seko 14 elementi, kas pēc ķīmiskajām īpašībām ir ļoti līdzīgi. Šie elementi, ko sauc par lantanīdiem, ir uzskaitīti atsevišķi zem galvenās tabulas. Aktinīdi, elementi, kas seko aktīnijam, tabulā ir parādīti līdzīgi.
Tabulā ir deviņas vertikālās grupas. Grupas numurs ar retiem izņēmumiem ir vienāds ar šīs grupas elementu augstāko pozitīvo valenci. Katra grupa, izņemot nulli un astoto, ir sadalīta apakšgrupās. - galvenais (atrodas pa labi) un sekundārais. Galvenajās apakšgrupās, palielinoties atomu skaitam, elementu metāliskās īpašības kļūst stiprākas un nemetāliskās īpašības vājinās.
Tādējādi elementu ķīmiskās un vairākas fizikālās īpašības nosaka vieta, ko konkrētais elements aizņem periodiskajā tabulā.
Biogēnie elementi, t.i., elementi, kas ir daļa no organismiem un pilda tajā noteiktu bioloģisko lomu, aizņem periodiskās tabulas augšējo daļu. Šūnas, kuras aizņem elementi, kas veido lielāko daļu (vairāk nekā 99%) no dzīvās vielas, ir iekrāsotas zilā krāsā (sk.).
Ķīmisko elementu periodiskā tabula ir mūsdienu dabaszinātņu lielākais sasniegums un visvispārīgāko dabas dialektisko likumu spilgta izpausme.
Skatīt arī Atomu svars.
Periodiskā ķīmisko elementu sistēma ir dabiska ķīmisko elementu klasifikācija, ko izveidojis D. I. Mendeļejevs, pamatojoties uz viņa 1869. gadā atklāto periodisko likumu.
Sākotnējā formulējumā D.I. Mendeļejeva periodiskais likums noteica: ķīmisko elementu īpašības, kā arī to savienojumu formas un īpašības periodiski ir atkarīgas no elementu atomu svara. Pēc tam, attīstot atoma uzbūves doktrīnu, tika parādīts, ka precīzāks katra elementa raksturlielums ir nevis atoma svars (sk.), bet gan elementa atoma kodola pozitīvā lādiņa vērtība, vienāds ar šī elementa sērijas (atomu) numuru D. I. Mendeļejeva periodiskajā sistēmā. Pozitīvo lādiņu skaits uz atoma kodola ir vienāds ar elektronu skaitu, kas ieskauj atoma kodolu, jo atomi kopumā ir elektriski neitrāli. Ņemot vērā šos datus, periodiskais likums tiek formulēts šādi: ķīmisko elementu īpašības, kā arī to savienojumu formas un īpašības periodiski ir atkarīgas no to atomu kodolu pozitīvā lādiņa lieluma. Tas nozīmē, ka nepārtrauktā elementu sērijā, kas sakārtota secībā, lai palielinātu to atomu kodolu pozitīvos lādiņus, elementi ar līdzīgām īpašībām periodiski atkārtosies.
Ķīmisko elementu periodiskās tabulas tabulas forma ir parādīta tās mūsdienu formā. Tas sastāv no periodiem, sērijām un grupām. Periods ir secīga horizontāla elementu sērija, kas sakārtota secībā, lai palielinātu to atomu kodolu pozitīvo lādiņu.
Katra perioda sākumā (izņemot pirmo) ir kāds elements ar izteiktām metāliskām īpašībām (sārmu metāls). Tad, palielinoties sērijas numuram, elementu metāliskās īpašības pakāpeniski vājinās un nemetāliskās īpašības palielinās. Priekšpēdējais elements katrā periodā ir elements ar izteiktām nemetāliskām īpašībām (halogēns), bet pēdējais ir inertā gāze. Pirmais periods sastāv no diviem elementiem, sārmu metāla un halogēna lomu šeit vienlaikus veic ūdeņradis. II un III periods ietver katrs 8 elementus, kurus Mendeļejevs sauca par tipiskiem. IV un V periods satur 18 elementus katrā, VI-32. VII periods vēl nav pabeigts un tiek papildināts ar mākslīgi radītiem elementiem; Pašlaik šajā periodā ir 17 elementi. I, II un III periodi tiek saukti par maziem, katrs no tiem sastāv no vienas horizontālas rindas, IV-VII ir lieli: tajos (izņemot VII) ir divas horizontālas rindas - pāra (augšējā) un nepāra (apakšējā). Lielu periodu vienmērīgās rindās ir tikai metāli, un elementu īpašību izmaiņas rindā no kreisās puses uz labo ir vāji izteiktas.
Lielu periodu nepāra sērijās sērijas elementu īpašības mainās tāpat kā tipisko elementu īpašības. VI perioda pāra rindā pēc lantāna ir 14 elementi [saukti par lantanīdiem (sk.), lantanīdiem, retzemju elementiem], kas pēc ķīmiskajām īpašībām ir līdzīgi lantānam un viens otram. To saraksts ir sniegts atsevišķi zem tabulas.
Elementi, kas seko aktīnijam – aktinīdi (aktinīdi) – ir uzskaitīti atsevišķi un norādīti zem tabulas.
Ķīmisko elementu periodiskajā tabulā deviņas grupas atrodas vertikāli. Grupas numurs ir vienāds ar šīs grupas elementu augstāko pozitīvo valenci (sk.). Izņēmums ir fluors (var būt tikai negatīvi vienvērtīgs) un broms (nevar būt septiņvērtīgs); turklāt vara, sudraba, zelta valence var būt lielāka par +1 (Cu-1 un 2, Ag un Au-1 un 3), un no VIII grupas elementiem tikai osmija un rutēnija valence ir +8. . Katra grupa, izņemot astoto un nulli, ir sadalīta divās apakšgrupās: galvenajā (atrodas pa labi) un sekundārajā. Galvenās apakšgrupas ietver tipiskus elementus un garo periodu elementus, sekundārajās apakšgrupās ir tikai garo periodu elementi un turklāt metāli.
Ķīmisko īpašību ziņā katras dotās grupas apakšgrupas elementi būtiski atšķiras viens no otra, un visiem dotās grupas elementiem ir vienāda tikai augstākā pozitīvā valence. Galvenajās apakšgrupās no augšas uz leju elementu metāliskās īpašības tiek nostiprinātas un nemetālisko – vājinātas (piemēram, francijs ir elements ar visizteiktākajām metāliskām īpašībām, bet fluors – nemetālisks). Tādējādi elementa vieta Mendeļejeva periodiskajā sistēmā (kārtas skaitlis) nosaka tā īpašības, kas ir blakus esošo elementu īpašību vidējā vērtība vertikāli un horizontāli.
Dažām elementu grupām ir īpaši nosaukumi. Tādējādi I grupas galveno apakšgrupu elementus sauc par sārmu metāliem, II grupu - sārmzemju metāliem, VII grupu - halogēniem, elementus, kas atrodas aiz urāna - transurānu. Elementus, kas ir daļa no organismiem, piedalās vielmaiņas procesos un kuriem ir skaidra bioloģiskā loma, sauc par biogēniem elementiem. Viņi visi ieņem D.I. Mendeļejeva tabulas augšējo daļu. Tie galvenokārt ir O, C, H, N, Ca, P, K, S, Na, Cl, Mg un Fe, kas veido lielāko daļu dzīvās vielas (vairāk nekā 99%). Vietas, ko šie elementi aizņem periodiskajā tabulā, ir iekrāsotas gaiši zilā krāsā. Biogēnos elementus, kuru organismā ir ļoti maz (no 10 -3 līdz 10 -14%), sauc par mikroelementiem (sk.). Periodiskās sistēmas šūnas, kas iekrāsotas dzeltenā krāsā, satur mikroelementus, kuru vitāli svarīgā nozīme cilvēkam ir pierādīta.
Saskaņā ar atomu uzbūves teoriju (sk. Atoms) elementu ķīmiskās īpašības galvenokārt ir atkarīgas no elektronu skaita ārējā elektronu apvalkā. Periodiskās izmaiņas elementu īpašībās ar atomu kodolu pozitīvā lādiņa palielināšanos izskaidrojamas ar periodisku atomu ārējā elektronu apvalka (enerģijas līmeņa) struktūras atkārtošanos.
Nelielos periodos, palielinoties kodola pozitīvajam lādiņam, elektronu skaits ārējā apvalkā palielinās no 1 līdz 2 I periodā un no 1 līdz 8 II un III periodā. Līdz ar to elementu īpašību izmaiņas laika posmā no sārmu metāla uz inertu gāzi. Ārējais elektronu apvalks, kas satur 8 elektronus, ir pilnīgs un enerģētiski stabils (nulles grupas elementi ir ķīmiski inerti).
Ilgos periodos pat rindās, palielinoties kodolu pozitīvajam lādiņam, elektronu skaits ārējā apvalkā paliek nemainīgs (1 vai 2) un otrais ārējais apvalks ir piepildīts ar elektroniem. Līdz ar to notiek lēna elementu īpašību maiņa pāra rindās. Lielo periodu nepāra sērijās, palielinoties kodolu lādiņam, ārējais apvalks ir piepildīts ar elektroniem (no 1 līdz 8), un elementu īpašības mainās tāpat kā tipiskajiem elementiem.
Elektronu čaulu skaits atomā ir vienāds ar perioda skaitli. Galveno apakšgrupu elementu atomu ārējos apvalkos elektronu skaits ir vienāds ar grupas numuru. Sānu apakšgrupu elementu atomi ārējos apvalkos satur vienu vai divus elektronus. Tas izskaidro galvenās un sekundārās apakšgrupas elementu īpašību atšķirību. Grupas numurs norāda iespējamo elektronu skaitu, kas var piedalīties ķīmisko (valences) saišu veidošanā (sk. Molekula), tāpēc šādus elektronus sauc par valenci. Sānu apakšgrupu elementiem valence ir ne tikai ārējo apvalku elektroni, bet arī priekšpēdējo. Elektronu čaulu skaits un struktūra ir norādīta pievienotajā ķīmisko elementu periodiskajā tabulā.
Periodiskajam D. I. Mendeļejeva likumam un uz to balstītajai sistēmai ir ārkārtīgi liela nozīme zinātnē un praksē. Periodiskais likums un sistēma bija pamats jaunu ķīmisko elementu atklāšanai, precīzai to atomu svara noteikšanai, atomu uzbūves doktrīnas izstrādei, ģeoķīmisko likumu noteikšanai par elementu izplatību zemes garozā un mūsdienu priekšstatu attīstība par dzīvo vielu, kuras sastāvs un ar to saistītie modeļi ir saskaņā ar periodisko sistēmu. Elementu bioloģisko aktivitāti un to saturu organismā lielā mērā nosaka arī vieta, ko tie ieņem Mendeļejeva periodiskajā tabulā. Tādējādi, palielinoties sērijas numuram vairākās grupās, elementu toksicitāte palielinās un to saturs organismā samazinās. Periodiskais likums ir visvispārīgāko dabas attīstības dialektisko likumu skaidra izpausme.
Periodiskā sistēma ir sakārtots ķīmisko elementu kopums, to dabiskā klasifikācija, kas ir ķīmisko elementu periodiskā likuma grafiska (tabulas) izteiksme. Tās struktūru, daudzējādā ziņā līdzīgu mūsdienu, izstrādāja D. I. Mendeļejevs, pamatojoties uz periodisko likumu 1869.–1871.
Periodiskās sistēmas prototips bija D. I. Mendeļejeva 1869. gada 1. martā apkopotā "Elementu sistēmas pieredze, pamatojoties uz to atomu svaru un ķīmisko līdzību". Divarpus gadu laikā zinātnieks nepārtraukti pilnveidoja “Sistēmas pieredze” iepazīstināja ar ideju par elementu grupām, sērijām un periodiem. Tā rezultātā periodiskās tabulas struktūra ieguva lielākoties modernu formu.
Tās evolūcijai kļuva svarīgs jēdziens par elementa vietu sistēmā, ko nosaka grupas un perioda skaitļi. Pamatojoties uz šo koncepciju, Mendeļejevs nonāca pie secinājuma, ka ir jāmaina dažu elementu: urāna, indija, cērija un tā pavadoņu atomu masas. Šis bija pirmais periodiskās tabulas praktiskais pielietojums. Mendeļejevs arī pirmo reizi prognozēja vairāku nezināmu elementu esamību un īpašības. Zinātnieks sīki aprakstīja svarīgākās eka-alumīnija (gallija nākotnes), eka-bora (skandija) un eka-silīcija (germānija) īpašības. Turklāt viņš prognozēja mangāna (nākotnes tehnēcija un rēnija), telūra (polonija), joda (astatīna), cēzija (Francija), bārija (rādija), tantala (protaktīnija) analogu esamību. Zinātnieka prognozes par šiem elementiem bija vispārīgas, jo šie elementi atradās maz pētītajos periodiskās tabulas apgabalos.
Pirmās periodiskās sistēmas versijas lielākoties pārstāvēja tikai empīrisku vispārinājumu. Galu galā periodiskā likuma fiziskā nozīme nebija skaidra, kāpēc elementu īpašības mainās atkarībā no atomu masas pieauguma. Šajā sakarā daudzas problēmas palika neatrisinātas. Vai pastāv periodiskās tabulas robežas? Vai ir iespējams noteikt precīzu esošo elementu skaitu? Sestā perioda struktūra palika neskaidra – kāds bija precīzs retzemju elementu daudzums? Nebija zināms, vai elementi starp ūdeņradi un litiju joprojām pastāv, kāda bija pirmā perioda struktūra. Tāpēc līdz pat periodiskuma likuma fiziskajam pamatojumam un periodiskās sistēmas teorijas izstrādei ne reizi vien radās nopietnas grūtības. Atklājums 1894.–1898. gadā bija negaidīts. piecas inertas gāzes, kurām, šķiet, nebija vietas periodiskajā tabulā. Šī grūtība tika novērsta, pateicoties idejai periodiskās tabulas struktūrā iekļaut neatkarīgu nulles grupu. Radioelementu masveida atklāšana 19. un 20. gadsimta mijā. (līdz 1910. gadam to skaits bija aptuveni 40) izraisīja asu pretrunu starp nepieciešamību tos ievietot periodiskajā tabulā un tās esošo struktūru. Sestajā un septītajā periodā viņiem bija tikai 7 brīvas vietas. Šī problēma tika atrisināta, izveidojot maiņas noteikumus un atklājot izotopus.
Viens no galvenajiem iemesliem, kāpēc nebija iespējams izskaidrot periodiskā likuma fizisko nozīmi un periodiskās sistēmas struktūru, bija tas, ka nebija zināms, kā atoms ir strukturēts (sk. Atoms). Periodiskās tabulas izstrādes svarīgākais pavērsiens bija E. Rezerforda (1911) izveidotā atomu modeļa izveide. Pamatojoties uz to, holandiešu zinātnieks A. Van den Broeks (1913) ierosināja, ka elementa kārtas numurs periodiskajā tabulā ir skaitliski vienāds ar tā atoma kodola lādiņu (Z). To eksperimentāli apstiprināja angļu zinātnieks G. Moseley (1913). Periodiskais likums saņēma fizikālu pamatojumu: elementu īpašību izmaiņu periodiskumu sāka uzskatīt atkarībā no elementa atoma kodola Z - lādiņa, nevis no atoma masas (skat. Ķīmisko elementu periodisko likumu).
Rezultātā tika ievērojami nostiprināta periodiskās tabulas struktūra. Ir noteikta sistēmas apakšējā robeža. Tas ir ūdeņradis – elements ar minimālo Z = 1. Ir kļuvis iespējams precīzi novērtēt elementu skaitu starp ūdeņradi un urānu. Periodiskajā tabulā tika identificētas “plaisas”, kas atbilst nezināmiem elementiem ar Z = 43, 61, 72, 75, 85, 87. Tomēr jautājumi par precīzu retzemju elementu skaitu palika neskaidri un, pats galvenais, iemesli elementu īpašību izmaiņu periodiskums netika atklāts atkarībā no Z.
Pamatojoties uz izveidoto periodiskās sistēmas struktūru un atomu spektru izpētes rezultātiem, dāņu zinātnieks N. Bors 1918.–1921. izstrādāja idejas par elektronisko čaulu un apakščaulu uzbūves secību atomos. Zinātnieks nonāca pie secinājuma, ka līdzīga veida atomu ārējo apvalku elektroniskās konfigurācijas periodiski atkārtojas. Tādējādi tika parādīts, ka ķīmisko elementu īpašību izmaiņu periodiskums ir izskaidrojams ar periodiskuma esamību elektronisko čaulu un atomu apakščaulu konstrukcijā.
Periodiskā tabula aptver vairāk nekā 100 elementus. No tiem visi transurāna elementi (Z = 93–110), kā arī elementi ar Z = 43 (tehnēcijs), 61 (prometijs), 85 (astatīns), 87 (francijs) iegūti mākslīgi. Visā periodiskās sistēmas pastāvēšanas vēsturē ir piedāvāts ļoti liels skaits (>500) tās grafiskā attēlojuma variantu, galvenokārt tabulu veidā, bet arī dažādu ģeometrisku (telpisku un plakņu) figūru veidā. ), analītiskās līknes (spirāles uc) utt. Visizplatītākās ir īso, pusgaro, garo un kāpņu galdu formas. Pašlaik priekšroka tiek dota īsajai formai.
Periodiskās tabulas veidošanas pamatprincips ir tās sadalīšana grupās un periodos. Mendeļejeva jēdziens par elementu sēriju mūsdienās netiek izmantots, jo tam nav fiziskas nozīmes. Grupas savukārt iedala galvenajās (a) un sekundārajās (b) apakšgrupās. Katrā apakšgrupā ir elementi - ķīmiskie analogi. A- un b-apakšgrupu elementi lielākajā daļā grupu arī uzrāda zināmu līdzību savā starpā, galvenokārt augstākos oksidācijas stāvokļos, kas, kā likums, ir vienādi ar grupas numuru. Periods ir elementu kopums, kas sākas ar sārmu metālu un beidzas ar inertu gāzi (īpašs gadījums ir pirmais periods). Katrs periods satur stingri noteiktu elementu skaitu. Periodiskā tabula sastāv no astoņām grupām un septiņiem periodiem, un septītais periods vēl nav pabeigts.
Savdabība vispirms periods ir tāds, ka tajā ir tikai 2 gāzveida elementi brīvā formā: ūdeņradis un hēlijs. Ūdeņraža vieta sistēmā ir neskaidra. Tā kā tam piemīt īpašības, kas raksturīgas sārmu metāliem un halogēniem, tas tiek ievietots vai nu 1a-, vai Vlla-apakšgrupā, vai abās vienlaikus, simbolu ievietojot iekavās vienā no apakšgrupām. Hēlijs ir pirmais VIIIa apakšgrupas pārstāvis. Ilgu laiku hēlijs un visas inertās gāzes tika sadalītas neatkarīgā nulles grupā. Šī pozīcija bija jāpārskata pēc ķīmisko savienojumu kriptona, ksenona un radona sintēzes. Rezultātā bijušās VIII grupas cēlgāzes un elementi (dzelzs, kobalts, niķelis un platīns) tika apvienoti vienā grupā.
Otrkārt periods satur 8 elementus. Tas sākas ar sārmu metālu litiju, kura vienīgais oksidācijas stāvoklis ir +1. Tālāk nāk berilijs (metāls, oksidācijas pakāpe +2). Boram jau ir vāji izteikts metālisks raksturs un tas ir nemetāls (oksidācijas pakāpe +3). Blakus boram ogleklis ir tipisks nemetāls, kam ir gan +4, gan -4 oksidācijas pakāpes. Slāpeklis, skābeklis, fluors un neons ir nemetāli, un slāpeklim ir visaugstākais oksidācijas līmenis +5, kas atbilst grupas numuram. Skābeklis un fluors ir vieni no visaktīvākajiem nemetāliem. Inertās gāzes neons beidz periodu.
Trešais periods (nātrijs - argons) satur arī 8 elementus. To īpašību izmaiņu raksturs lielā mērā ir līdzīgs tam, kas novērots otrā perioda elementiem. Bet šeit ir arī sava specifika. Tādējādi magnijs, atšķirībā no berilija, ir metāliskāks, tāpat kā alumīnijs salīdzinājumā ar boru. Silīcijs, fosfors, sērs, hlors, argons ir tipiski nemetāli. Un visiem tiem, izņemot argonu, ir augstāks oksidācijas līmenis, kas vienāds ar grupas numuru.
Kā redzam, abos periodos, pieaugot Z, ir vērojama skaidra metāliskuma pavājināšanās un elementu nemetālisko īpašību nostiprināšanās. D.I. Mendeļejevs nosauca otrā un trešā perioda elementus (viņa vārdiem sakot, mazos). Nelielu periodu elementi ir vieni no visizplatītākajiem dabā. Ogleklis, slāpeklis un skābeklis (kopā ar ūdeņradi) ir organogēni, t.i., galvenie organisko vielu elementi.
Visi pirmā – trešā perioda elementi ir izvietoti a-apakšgrupās.
Ceturtais periods (kālijs - kriptons) satur 18 elementus. Pēc Mendeļejeva domām, šis ir pirmais lielais periods. Pēc sārmu metālu kālija un sārmzemju metālu kalcija nāk virkne elementu, kas sastāv no 10 tā sauktajiem pārejas metāliem (skandijs - cinks). Viņi visi ir iekļauti b-apakšgrupās. Lielākajai daļai pārejas metālu, izņemot dzelzi, kobaltu un niķeli, ir augstāks oksidācijas līmenis, kas vienāds ar grupas numuru. Elementi, sākot no gallija līdz kriptonam, pieder pie a-apakšgrupām. Kriptonam ir zināmi vairāki ķīmiski savienojumi.
Piektais Periods (rubidijs - ksenons) pēc struktūras ir līdzīgs ceturtajam. Tas satur arī 10 pārejas metālu (itrija - kadmija) ieliktni. Šī perioda elementiem ir savas īpašības. Rutēnija - rodija - pallādija triādē savienojumi ir pazīstami ar rutēniju, kur tā oksidācijas pakāpe ir +8. Visiem a-apakšgrupu elementiem ir augstāks oksidācijas līmenis, kas vienāds ar grupas numuru. Ceturtā un piektā perioda elementu īpašību izmaiņu pazīmes, pieaugot Z, ir sarežģītākas, salīdzinot ar otro un trešo periodu.
Sestais periods (cēzijs – radons) ietver 32 elementus. Šajā periodā papildus 10 pārejas metāliem (lantānam, hafnijam - dzīvsudrabam) ir arī 14 lantanīdu komplekts - no cērija līdz lutēcijam. Elementi no cērija līdz lutēcijam ir ķīmiski ļoti līdzīgi, un šī iemesla dēļ tie jau sen ir iekļauti retzemju elementu saimē. Periodiskās tabulas īsajā formā lantāna šūnā ir iekļauta lantanīdu sērija, un šīs sērijas dekodēšana ir norādīta tabulas apakšā (sk. Lantanīdus).
Kāda ir sestā perioda elementu specifika? Osmijs – irīdijs – platīns triādē, osmijam ir zināms oksidācijas stāvoklis +8. Astatīnam ir diezgan izteikts metālisks raksturs. Radonam ir vislielākā reaktivitāte no visām cēlgāzēm. Diemžēl, tā kā tas ir ļoti radioaktīvs, tā ķīmija ir maz pētīta (sk. Radioaktīvie elementi).
Septītais periods sākas no Francijas. Tāpat kā sestajā, arī tajā vajadzētu saturēt 32 elementus, bet 24 no tiem joprojām ir zināmi francijs un rādijs ir attiecīgi Ia un IIa apakšgrupas elementi, aktīnijs pieder IIIb apakšgrupai. Tālāk nāk aktinīdu ģimene, kurā ietilpst elementi no torija līdz larencijam un kas ir novietoti līdzīgi lantanīdiem. Šīs sērijas elementu dekodēšana ir norādīta arī tabulas apakšā.
Tagad redzēsim, kā mainās ķīmisko elementu īpašības apakšgrupas periodiska sistēma. Galvenais šo izmaiņu modelis ir elementu metāliskā rakstura nostiprināšanās, palielinoties Z. Šis modelis īpaši skaidri izpaužas IIIa–VIIa apakšgrupās. Ia–IIIa apakšgrupu metāliem novērojama ķīmiskās aktivitātes palielināšanās. IVa–VIIa apakšgrupu elementiem, palielinoties Z, tiek novērota elementu ķīmiskās aktivitātes pavājināšanās. B apakšgrupas elementiem ķīmiskās aktivitātes izmaiņu raksturs ir sarežģītāks.
Periodiskās sistēmas teoriju 20. gados izstrādāja N. Bors un citi zinātnieki. XX gadsimts un ir balstīta uz reālu shēmu atomu elektronisko konfigurāciju veidošanai (sk. Atoms). Saskaņā ar šo teoriju, pieaugot Z, elektronu apvalku un apakščaulu piepildīšanās periodiskās tabulas periodos iekļauto elementu atomos notiek šādā secībā:
| Perioda skaitļi | ||||||
|---|---|---|---|---|---|---|
| 1 | 2 | 3 | 4 | 5 | 6 | 7 |
| 1s | 2s2p | 3s3p | 4s3d4p | 5s4d5p | 6s4f5d6p | 7s5f6d7p |
Pamatojoties uz periodiskās sistēmas teoriju, mēs varam sniegt šādu perioda definīciju: periods ir elementu kopa, kas sākas ar elementu, kura vērtība n ir vienāda ar perioda numuru, un l = 0 (s-elementi) un beidzas ar elementu ar tādu pašu vērtību n un l = 1 (p-elementi) elementi) (sk. Atom). Izņēmums ir pirmais periods, kurā ir tikai 1s elementi. No periodiskās sistēmas teorijas elementu skaitļi periodos izriet: 2, 8, 8, 18, 18, 32...
Tabulā katra veida elementu simboli (s-, p-, d- un f-elementi) ir attēloti uz noteiktas krāsas fona: s-elementi - uz sarkana, p-elementi - uz oranža, d-elementi. - uz zila, f-elementi - uz zaļa. Katra šūna parāda elementu atomu skaitu un atomu masu, kā arī ārējo elektronu apvalku elektroniskās konfigurācijas.
No periodiskās sistēmas teorijas izriet, ka a-apakšgrupās ir elementi, kuru n ir vienāds ar perioda skaitli, un l = 0 un 1. B-apakšgrupās ietilpst tie elementi, kuru atomos ir saglabājušās iepriekš palikušās čaulas. rodas nepilnīgs. Tāpēc pirmais, otrais un trešais periods nesatur b-apakšgrupu elementus.
Elementu periodiskās tabulas struktūra ir cieši saistīta ar ķīmisko elementu atomu uzbūvi. Palielinoties Z, periodiski atkārtojas līdzīgi ārējo elektronu apvalku konfigurācijas veidi. Proti, tie nosaka elementu ķīmiskās uzvedības galvenās iezīmes. Šīs pazīmes atšķirīgi izpaužas a-apakšgrupu elementiem (s- un p-elementi), b-apakšgrupu elementiem (pārejas d-elementi) un f-ģimenes elementiem - lantanīdiem un aktinīdiem. Īpašu gadījumu attēlo pirmā perioda elementi - ūdeņradis un hēlijs. Ūdeņradim ir raksturīga augsta ķīmiskā aktivitāte, jo tā tikai 1s elektrons ir viegli atdalāms. Tajā pašā laikā hēlija (1s 2) konfigurācija ir ļoti stabila, kas nosaka tā ķīmisko neaktivitāti.
A-apakšgrupu elementiem ir piepildīti atomu ārējie elektronu apvalki (ar n, kas vienāds ar perioda skaitli), tāpēc šo elementu īpašības ievērojami mainās, palielinoties Z, otrajā periodā litija (2s konfigurācija). ) ir aktīvs metāls, kas viegli zaudē savu vienīgo valences elektronu; berilijs (2s 2) arī ir metāls, bet mazāk aktīvs, jo tā ārējie elektroni ir ciešāk saistīti ar kodolu. Turklāt boram (2s 2 p) ir vāji izteikts metālisks raksturs, un visi nākamie otrā perioda elementi, kuros notiek 2p apakščaulas konstrukcija, jau ir nemetāli. Neona (2s 2 p 6) ārējā elektronu apvalka astoņu elektronu konfigurācija - inerta gāze - ir ļoti spēcīga.
Otrā perioda elementu ķīmiskās īpašības skaidrojamas ar to atomu vēlmi iegūt tuvākās inertās gāzes elektronisko konfigurāciju (hēlija konfigurācija elementiem no litija līdz ogleklim vai neona konfigurācija elementiem no oglekļa līdz fluoram). Tāpēc, piemēram, skābeklis nevar uzrādīt augstāku oksidācijas pakāpi, kas vienāda ar tā grupas numuru: tam ir vieglāk sasniegt neona konfigurāciju, iegūstot papildu elektronus. Tāds pats īpašību izmaiņu raksturs izpaužas trešā perioda elementos un visu turpmāko periodu s- un p-elementos. Tajā pašā laikā saites stiprības vājināšanās starp ārējiem elektroniem un kodolu a-apakšgrupās, palielinoties Z, izpaužas atbilstošo elementu īpašībās. Tādējādi s-elementiem ir ievērojams ķīmiskās aktivitātes pieaugums, palielinoties Z, un p-elementiem palielinās metāliskās īpašības.
Pārejas d-elementu atomos iepriekš nepabeigtos apvalkus papildina ar galvenā kvanta skaitļa n vērtību, kas ir par vienu mazāka par perioda skaitli. Ar dažiem izņēmumiem pārejas elementu atomu ārējo elektronu apvalku konfigurācija ir ns 2. Tāpēc visi d-elementi ir metāli, un tāpēc d-elementu īpašību izmaiņas, palielinoties Z, nav tik krasas kā s- un p-elementiem. Augstākos oksidācijas pakāpēs d-elementi uzrāda zināmu līdzību ar periodiskās tabulas atbilstošo grupu p-elementiem.
Triādes (VIIIb-apakšgrupas) elementu īpašību īpatnības skaidrojamas ar to, ka b-apakščaulas ir tuvu pabeigšanai. Tāpēc dzelzs, kobalts, niķelis un platīna metāli, kā likums, nemēdz radīt savienojumus ar augstāku oksidācijas pakāpi. Vienīgie izņēmumi ir rutēnijs un osmijs, kas dod oksīdus RuO 4 un OsO 4. Ib un IIb apakšgrupas elementiem d-apakščaula faktiski ir pabeigta. Tāpēc tiem ir oksidācijas pakāpe, kas vienāda ar grupas numuru.
Lantanīdu un aktinīdu atomos (visi tie ir metāli) iepriekš nepilnīgi elektronu apvalki tiek komplektēti ar galvenā kvanta skaitļa n vērtību, kas ir par divām vienībām mazāka par perioda skaitli. Šo elementu atomos ārējā elektronu apvalka (ns 2) konfigurācija paliek nemainīga, un trešais ārējais N apvalks ir piepildīts ar 4f-elektroniem. Tāpēc lantanīdi ir tik līdzīgi.
Attiecībā uz aktinīdiem situācija ir sarežģītāka. Elementu atomos ar Z = 90–95 6d un 5f elektroni var piedalīties ķīmiskajā mijiedarbībā. Tāpēc aktinīdiem ir daudz vairāk oksidācijas stāvokļu. Piemēram, attiecībā uz neptūniju, plutoniju un amerīciju ir zināmi savienojumi, kur šie elementi parādās septiņvērtīgā stāvoklī. Tikai elementiem, sākot ar kūriju (Z = 96), trīsvērtīgais stāvoklis kļūst stabils, bet arī tam ir savas īpašības. Tādējādi aktinīdu īpašības būtiski atšķiras no lantanīdu īpašībām, un tāpēc abas ģimenes nevar uzskatīt par līdzīgām.
Aktinīdu saime beidzas ar elementu ar Z = 103 (lawrencium). Kurchatovija (Z = 104) un nilsborija (Z = 105) ķīmisko īpašību novērtējums liecina, ka šiem elementiem jābūt attiecīgi hafnija un tantala analogiem. Tāpēc zinātnieki uzskata, ka pēc aktinīdu saimes atomos sākas sistemātiska 6d apakščaulas piepildīšana. Elementu ar Z = 106–110 ķīmiskā daba nav eksperimentāli novērtēta.
Galīgais elementu skaits, ko aptver periodiskā tabula, nav zināms. Tās augšējās robežas problēma, iespējams, ir galvenais periodiskās tabulas noslēpums. Smagākais elements, kas atklāts dabā, ir plutonijs (Z = 94). Ir sasniegta mākslīgās kodolsintēzes robeža - elements ar atomskaitli 110. Atklāts paliek jautājums: vai būs iespējams iegūt elementus ar lieliem atomu skaitļiem, kādus un cik? Uz to vēl nevar droši atbildēt.
Izmantojot sarežģītus aprēķinus, kas veikti elektroniskajos datoros, zinātnieki mēģināja noteikt atomu struktūru un novērtēt “superelementu” svarīgākās īpašības līdz pat milzīgiem sērijas numuriem (Z = 172 un pat Z = 184). Iegūtie rezultāti bija diezgan negaidīti. Piemēram, elementa atomā ar Z = 121, paredzams, ka parādīsies 8p elektrons; tas ir pēc tam, kad ir pabeigta 8s apakščaulas veidošanās atomos ar Z = 119 un 120. Bet p-elektronu parādīšanās pēc s-elektroniem ir novērojama tikai otrā un trešā perioda elementu atomos. Aprēķini arī parāda, ka hipotētiskā astotā perioda elementos elektronu čaulu un atomu apakščaulu piepildīšanās notiek ļoti sarežģītā un unikālā secībā. Tāpēc atbilstošo elementu īpašību novērtēšana ir ļoti sarežģīta problēma. Šķiet, ka astotajam periodam vajadzētu būt 50 elementiem (Z = 119–168), bet, pēc aprēķiniem, tam jābeidzas pie elementa ar Z = 164, t.i., par 4 kārtas numuriem agrāk. Un “eksotiskajam” devītajam periodam, izrādās, vajadzētu sastāvēt no 8 elementiem. Šeit ir viņa “elektroniskais” ieraksts: 9s 2 8p 4 9p 2. Citiem vārdiem sakot, tajā būtu tikai 8 elementi, piemēram, otrais un trešais periods.
Grūti pateikt, cik patiesi būtu aprēķini, kas veikti, izmantojot datoru. Tomēr, ja tie apstiprinātos, būtu nopietni jāpārskata elementu periodiskās tabulas pamatā esošās shēmas un tās struktūra.
Periodiskajai tabulai ir bijusi un joprojām ir milzīga loma dažādu dabaszinātņu jomu attīstībā. Tas bija vissvarīgākais atomu molekulārās zinātnes sasniegums, kas veicināja mūsdienu jēdziena "ķīmiskais elements" rašanos un jēdzienu noskaidrošanu par vienkāršām vielām un savienojumiem.
Periodiskās sistēmas atklātās likumsakarības būtiski ietekmēja atomu uzbūves teorijas attīstību, izotopu atklāšanu, ideju rašanos par kodolenerģijas periodiskumu. Periodiskā sistēma ir saistīta ar stingri zinātnisku prognozēšanas problēmas formulējumu ķīmijā. Tas izpaudās nezināmu elementu esamības un īpašību prognozēšanā un jau atklāto elementu ķīmiskās uzvedības jaunās iezīmēs. Mūsdienās periodiskā sistēma ir ķīmijas, galvenokārt neorganiskās, pamats, kas būtiski palīdz atrisināt vielu ar iepriekš noteiktām īpašībām ķīmiskās sintēzes problēmu, jaunu pusvadītāju materiālu izstrādi, specifisku katalizatoru izvēli dažādiem ķīmiskiem procesiem utt. , periodiskā sistēma ir ķīmijas mācīšanas pamats.
Attēlā 15.4. attēlā parādīta piecu IV grupas elementu atrašanās vieta periodiskajā tabulā. Tāpat kā III grupas elementi, tie pieder pie p-elementu skaita. Visu IV grupas elementu atomiem ārējā apvalka elektroniskā konfigurācija ir vienāda: . Tabulā 15.4 norāda specifisko atomu elektronisko konfigurāciju un dažas IV grupas elementu īpašības. Šīs un citas IV grupas elementu fizikālās un ķīmiskās īpašības ir saistītas ar to struktūru, proti: ogleklim (dimanta formā), silīcijam un germānijam ir karkasa kristāliska dimanta struktūra (sk. 3.2. nodaļu); alvai un svinam ir metāliska struktūra (kubisks, kas centrēts uz sejas, sk. arī 3.2. sadaļu).
Rīsi. 15.4. IV grupas elementu izvietojums periodiskajā tabulā.
Virzoties uz leju grupā, elementu atomu rādiuss palielinās un saites starp atomiem vājinās. Sakarā ar konsekventi pieaugošo ārējo atomu apvalku elektronu delokalizāciju tajā pašā virzienā, palielinās IV grupas elementu elektrovadītspēja. To īpašības
Tabula 15.4. IV grupas elementu elektroniskās konfigurācijas un fizikālās īpašības
pakāpeniski pāriet no nemetāla uz metālisku: ogleklis ir nemetālisks elements un dimanta formā ir izolators (dielektrisks); silīcijs un germānija - pusvadītāji; alva un svins ir metāli un labi vadītāji.
Sakarā ar atomu lieluma palielināšanos, pārejot no grupas augšējās daļas elementiem uz tās apakšējās daļas elementiem, notiek konsekventa saišu vājināšanās starp atomiem un attiecīgi kušanas samazināšanās. punktu un viršanas temperatūru, kā arī elementu cietību.
Allotropija
Silīcijs, germānija un svins pastāv tikai vienā strukturālajā formā. Tomēr ogleklis un alva pastāv vairākās strukturālās formās. Viena elementa dažādas strukturālās formas sauc par alotropiem (sk. 3.2. nodaļu).
Ogleklim ir divi allotropi: dimants un grafīts. To struktūra ir aprakstīta sadaļā. 3.2. Oglekļa alotropija ir monotropijas piemērs, kam raksturīgas šādas pazīmes: 1) alotropi var pastāvēt noteiktā temperatūras un spiediena diapazonā (piemēram, istabas temperatūrā un atmosfēras spiedienā pastāv gan dimants, gan grafīts); 2) nav pārejas temperatūras, kurā viens allotrops pārvēršas par otru; 3) viens allotrops ir stabilāks par otru. Piemēram, grafīts ir izturīgāks nekā dimants. Mazāk stabilas formas sauc par metastabilām. Tāpēc dimants ir metastabils oglekļa alotrops (vai monotrops).
Ogleklis joprojām var pastāvēt citos veidos, tostarp kokogles, koksa un ogļu veidā. Tās visas ir neapstrādātas oglekļa formas. Dažkārt sauktas par amorfām formām, iepriekš tika uzskatīts, ka tās pārstāv trešo oglekļa allotropu. Termins amorfs nozīmē bezveidīgs. Tagad ir noskaidrots, ka “amorfais” ogleklis nav nekas vairāk kā mikrokristālisks grafīts.
Alva pastāv trīs allotropās formās. Tos sauc: pelēkā alva (a-alva), baltā alva (P-alva) un rombiskā alva (u-alva). Alvā sastopamo alotropiju sauc par enantiotropiju. To raksturo šādas pazīmes: 1) viena alotropa transformācija citā notiek noteiktā temperatūrā, ko sauc par pārejas temperatūru; Piemēram
Vlmaz struktūra Metāla (pusvadītāju) struktūra 2) katrs allotrops ir stabils tikai noteiktā temperatūras diapazonā.
IV grupas elementu reaktivitāte
IV grupas elementu reaktivitāte parasti palielinās, virzoties uz grupas apakšējo daļu, no oglekļa uz svinu. Elektroķīmiskajā sprieguma sērijā virs ūdeņraža atrodas tikai alva un svins (sk. 10.3. sadaļu). Svins ļoti lēni reaģē ar atšķaidītām skābēm, izdalot ūdeņradi. Reakcija starp alvu un atšķaidītām skābēm notiek mērenā ātrumā.
Ogli oksidē karstas koncentrētas skābes, piemēram, koncentrēta slāpekļskābe un koncentrēta sērskābe.