Металеві властивості посилюються, неметалеві – зменшуються. На зовнішньому шарі – 4 електрони.
Хімічні властивості(На основі вуглецю)
Взаємодіють із металами:
4Al + 3C = Al 4 C 3 (реакція йде при високій температурі)
Взаємодіють із неметалами:
2Н 2 + C = CН 4
Взаємодіють із водою:
C + H 2 O = CO + H 2
2Fe 2 O 3 + 3C = 3CO 2 + 4Fe
Взаємодіють із кислотами:
3C + 4HNO 3 = 3CO 2 + 4NO + 2H 2 O
Вуглець. Характеристика вуглецю, виходячи з його положення в періодичній системі, алотропія вуглецю, адсорбція, поширення в природі, одержання, властивості. Найважливіші сполуки вуглецю
Вуглець (хімічний символ - C, лат. Carboneum) - Хімічний елемент чотирнадцятої групи (за застарілою класифікацією - головної підгрупи четвертої групи), 2-го періоду періодичної системи хімічних елементів. порядковий номер 6, атомна маса - 12,0107.
Вуглець існує в багатьох алотропних модифікацій з дуже різноманітними фізичними властивостями. Різноманітність модифікацій обумовлено здатністю вуглецю утворювати хімічні зв'язки різного типу.
Природний вуглець складається з двох стабільних ізотопів - 12С (98,93%) і 13С (1,07%) та одного радіоактивного ізотопу 14С (β-випромінювач, Т? = 5730 років), зосередженого в атмосфері і верхній частині земної кори.
Основні та добре вивчені алотропні модифікації вуглецю — алмаз та графіт. За нормальних умов термодинамічно стійкий лише графіт, а алмаз та інші форми метастабільні. Рідкий вуглець існує лише за певному зовнішньому тиску.
При тиску понад 60 ГПа припускають утворення дуже щільної модифікації III (щільність на 15-20% вище щільності алмазу), що має металеву провідність.
Кристалічна модифікація вуглецю гексагональної сингонії з ланцюжковою будовою молекул називається карбін. Відомо кілька форм карбину, що відрізняються числом атомів в елементарному осередку.
Карбін являє собою дрібнокристалічний порошок чорного кольору (щільність 1,9-2 г/см³), має напівпровідникові властивості. Отриманий у штучних умовах із довгих ланцюжків атомів вуглецю, покладених паралельно один одному.
Карбін - лінійний полімер вуглецю. У молекулі карбину атоми вуглецю з'єднані в ланцюжки послідовно або потрійними і одинарними зв'язками (полієнова будова), або завжди подвійними зв'язками (полікумуленова будова). Карбін має напівпровідникові властивості, причому під впливом світла його провідність сильно збільшується. На цій властивості засновано перше практичне застосування у фотоелементах.
При реакції вуглецю з сіркою виходить сірковуглець CS2, відомі також CS і C3S2.
З більшістю металів вуглець утворює карбіди, наприклад:
Важлива в промисловості реакція вуглецю з водяною парою:
При нагріванні вуглець поновлює оксиди металів до металів. Ця властивість широко використовується в металургійній промисловості.
Графіт використовується в олівцевій промисловості, але в суміші з глиною для зменшення його м'якості. Алмаз завдяки винятковій твердості незамінний абразивний матеріал. У фармакології та медицині широко використовуються різні сполуки вуглецю — похідні вугільної кислоти та карбонових кислот, різні гетероцикли, полімери та інші сполуки. Вуглець грає величезну роль життя людини. Його застосування настільки ж різноманітні, як саме цей багатоликий елемент. Зокрема вуглець є невід'ємною складовою сталі (до 2,14 % мас.) та чавуну (понад 2,14 % мас.)
Вуглець входить до складу атмосферних аерозолів, внаслідок чого може змінюватися регіональний клімат, зменшуватись кількість сонячних днів. Вуглець надходить у довкілля у вигляді сажі у складі вихлопних газів автотранспорту, при спалюванні вугілля на ТЕС, при відкритих розробках вугілля, підземної його газифікації, одержанні вугільних концентратів та ін. Концентрація вуглецю над джерелами горіння 100-400 мкг/м2, крупними ,4-15,9 мкг/м³, сільськими районами 0,5-0,8 мкг/м³. З газоаерозольними викидами АЕС у повітря надходить (6-15) · 109 Бк/сут 14СО2.
Високий вміст вуглецю в атмосферних аерозолях веде до підвищення захворюваності населення, особливо верхніх дихальних шляхів та легень. Професійні захворювання - в основному антракоз та пиловий бронхіт. У повітрі робочої зони ГДК, мг/м³: алмаз 8,0, антрацит і кокс 6,0, кам'яне вугілля 10,0, технічний вуглець і вуглецевий пил 4,0; в атмосферному повітрі максимальна разова 0,15, середньодобова 0,05 мг/м3.
Найважливіші сполуки. Оксид вуглецю (II) (чадний газ) CO. У звичайних умовах - безбарвний без запаху та смаку дуже отруйний газ. Отруйність пояснюється тим, що легко з'єднується з гемоглобіном крові.
Оксид вуглецю (IV) CO2. За звичайних умов - безбарвний газ зі злегка кислуватим запахом і смаком, у півтора рази важчий за повітря, не горить і не підтримує горіння.
Вугільна кислота H2CO3. Слабка кислота. Молекули вугільної кислоти існують лише у розчині.
Фосген COCl2. Безбарвний газ із характерним запахом, tкіп = 8оС, tпл = -118оС. Дуже отруйний. Мало розчинний у воді. Реакційноздатний. Використовується в органічних синтезах.
Головну підгрупу IV групи періодичної системи елементів складають вуглець, кремній, германій, олово та свинець. Елемент Номер Атомна маса Електронна конфігурація Вуглець б 12,011 l.v!2r2/>; Кремній 14 28,085 1 л-22.уг2/>л3л-33/ї- Німеччина 32 72,59 Іл^г/^ЗpV4.r4p2 Олово 50 118,69 Ь^-2/>ЧгЗ/)лЗ,4л-4/ >Мг Свинець 82 207.2
Електронна конфігурація./^-елементи.
Зовнішній електронний червоний містить по чотири електрони, електронна формула зовнішнього шару пЛір1. Вуглець та кремній є неметалами, германій, олово та свинець – перехідними елементами.
Властивості. Елементи цієї підгрупи утворюють оксиди із загальною формулою RO і RO, водневі сполуки з формулою RH4. Від вуглецю до свинцю властивості оксидів змінюються від кислотних (ЗІ, SiO,) до амфотерних (SnO, PbO,). PbO та SnO є основними оксидами. Від вуглецю до свинцю зменшується міцність водневих сполук. Змінюється і характер гідратів: так, Н,З,. H,SiO)-слабкі кислоти: Pb(OH), Sn(OH), Ge(OH),-амфотерні основи. У підгрупі зі зростанням порядкового номера зменшується енергія іонізації та збільшується атомний радіус, тобто неметалеві властивості слабшають, а металеві посилюються.
Знаходження у природі. У вільному вигляді кремній не зустрічається, буває лише у вигляді сполук. Найбільш стійким з'єднанням кремнію є оксид кремнію (IV) або кремнезем. Кристалічний кремнезем перебуває у природі головним чином вигляді мінералу кварцу. На дні морів є відкладення тонкого пористого кремнезему аморфного, який називають трепелом, кизельгуром або інфузорною землею. Кремній входить до складу польового шпату, слюди, глини, азбесту.
Фізичні властивості. Кремній – темно-сіра речовина з металевим блиском. Він тендітний і, як і вуглець, тугоплавкий. Має напівпровідникові властивості.
Хімічні властивості. Відновлювач. Безпосередньо реагує лише з фтором: Si + 2F, = SiF4 (фторид кремнію).
Кремній не взаємодіє з кислотами (крім суміші плавикової та азотної кислот), тоді як із лугами реагує дуже енергійно: Si + 2NaOH + Н,0 = Na,SiO, + +2Н,Т.
При нагріванні кремній з'єднується з киснем: Si + О = SiO,.
Кремній утворює з'єднання з воднем - силан: SiH4: Si + 2Н, = SiH4.
З вуглецем кремній утворює карборунд (карбід кремнію) - кристалічна, побудована за типом алмазу речовина: Si02 + 2С = SiC + С02.
Сполуки кремнію з металами називаються силіцидами: Si + 2Mg = Mg, Si (силіцид магнію).
Застосування. Кремній застосовують головним чином виготовлення напівпровідникових приладів, отримання сплавів, відновлення металів з оксидів.
Отримання. Отримують кремній шляхом відновлення з кремнезему: SiO, + 2Mg = 2MgO + Si.
У промисловості кремнезем відновлюють вугіллям в електричних печах: SiO + 2С = Si + 2СО.
Сполуки кремнію
Оксид кремнію (IV), і їй кремнезем.
Тверда, дуже тугоплавка кристалічна речовина, нерозчинна у воді і не вступає з нею у взаємодію. За хімічними властивостями оксид кремнію (IV) відноситься до кислотних оксидів. З оксидом кремнію (IV) безпосередньо реагує тільки плавикова кислота: SiO + 4HF = SiF4 + 2Н.О.
При сплавленні оксиду кремнію (IV) з лугами, основними оксидами та карбонатами утворюються солі кремнієвої кислоти - силікати:
SiO + 2NaOH = Na,SiO + Н,0; SiO + CaO = CaSiO,;
Si02 + K2CO = K,Si03 + CO,T.
Кремнієва кислота. Належить до слабких кислот; малорозчинна у воді. Молекули кремнієвої кислоти у водних розчинах практично не дисоціюють. Формула H,Si03 є умовною. Насправді кремнієва кислота існує у вигляді сполуки (H,SiOJn або полікремнієвих кислот. При тривалому зберіганні від кремнієвої кислоти відщеплюються молекули води і вона перетворюється на SiO,. При нагріванні кремнієва кислота також розпадається на оксид кремнію (IV) та воду: H2Si03 = Н20 + SiO,.
Силікатна промисловість
Силікатна промисловість поєднує в основному керамічне, скляне та цементне виробництва.
Виробництво кераміки. Кераміка - матеріали та вироби, що виготовляються з вогнетривких речовин - глини, карбідів та оксидів деяких металів. До керамічних виробів відносять цеглу, черепицю, облицювальні плитки, глиняний посуд, вироби з порцеляни та фаянсу.
Процес виготовлення керамічних виробів складається з приготування керамічної маси, формування, сушіння та випалу. При випаленні відбувається спікання, зумовлене хімічними реакціями у твердій фазі. Випалювання зазвичай проводять при температурі 900 °С. Спікання проводиться за певним режимом і призводить до отримання матеріалу, що володіє заданими властивостями.
Виробництво скла. Скло віконне складається головним чином із силікатів натрію та калію, сплавлених з оксидом кремнію (IV). склад приблизно виражається формулою Na20 CaO6Si02. Сировиною для його отримання є білий пісок, сода, вапняк або крейда. При сплавленні цих речовин відбуваються наступні реакції:
СаСО, + SiO, = CaSiO, + СО, Т; Na, COi + SiO, = Na, SiO, + CO, 1 \
Силікати натрію та кальцію разом із кремнеземом сплавляються в масу, яка поступово охолоджується:
Na,SiO, + CaSiO, + 4SiO, = Nap CaO CSiOr
Виробництво цементу. Цемент - один із найважливіших матеріалів, що виготовляються силікатною промисловістю. Він у величезних кількостях використовується під час будівельних робіт. Звичайний цемент (силікатцемент або портландцемент) одержують шляхом випалу суміші глини з вапняком. При випалюванні цементної суміші карбонат кальцію розкладається на оксид вуглецю (IV) та оксид кальцію: останній вступає у взаємодію з глиною. При цьому утворюються силікати та алюмінати кальцію.
Періодична система хімічних елементів – це класифікація хімічних елементів, створена Д. І. Менделєєвим на основі відкритого ним у 1869 р. періодичного закону.
Д. І. Менделєєв
Згідно з сучасним формулюванням цього закону, у безперервному ряду елементів, розташованих у порядку зростання величини позитивного заряду ядер їх атомів, періодично повторюються елементи зі подібними властивостями.
Періодична система хімічних елементів, подана у вигляді таблиці, складається з періодів, рядів та груп.
На початку кожного періоду (за винятком першого) знаходиться елемент яскраво вираженими металевими властивостями (лужний метал).
У міру зростання порядкового номера елемента, що дорівнює величині позитивного заряду ядра його атома, поступово слабшають металеві та наростають неметалеві властивості. Передостаннім елементом у кожному періоді є елемент із яскраво вираженими неметалевими властивостями (), а останнім - інертний газ. У I періоді знаходяться 2 елементи, у II та III – по 8 елементів, у IV та V – по 18, у VI – 32 та у VII (не завершеному періоді) – 17 елементів.
Перші три періоди називають малими періодами, кожен із них складається з одного горизонтального ряду; інші - великими періодами, кожен із яких (виключаючи VII період) і двох горизонтальних рядів - парного (верхнього) і непарного (нижнього). У парних лавах великих періодів знаходяться лише метали. Властивості елементів у цих рядах із зростанням порядкового номера змінюються слабко. Властивості елементів у непарних лавах великих періодів змінюються. У VI періоді за лантаном слідують 14 елементів, дуже подібних за хімічними властивостями. Ці елементи, які називають лантаноїдами, наведені окремо під основною таблицею. Аналогічно представлені в таблиці та актиноїди - елементи, що йдуть за актинієм.
У таблиці є дев'ять вертикальних груп. Номер групи, за рідкісними винятками, дорівнює вищої позитивної валентності елементів цієї групи. Кожна група, виключаючи нульову та восьму, поділяється на підгрупи. - головну (розташована правіше) та побічну. У основних підгрупах зі збільшенням порядкового номера посилюються металеві та слабшають неметалеві властивості елементів.
Таким чином, хімічні та ряд фізичних властивостей елементів визначаються місцем, яке займає даний елемент у періодичній системі.
Біогенні елементи, тобто елементи, що входять до складу організмів і виконують у ньому певну біологічну роль, займають верхню частину Менделєєвої таблиці. У блакитний колір пофарбовані клітини, які займають елементи, що становлять основну масу (понад 99%) живої речовини, в рожевий колір - клітини, які займають мікроелементи (див.).
Періодична система хімічних елементів є найбільшим досягненням сучасного природознавства та яскравим виразом найбільш загальних діалектичних законів природи.
також , Атомна вага.
Періодична система хімічних елементів – природна класифікація хімічних елементів, створена Д. І. Менделєєвим на основі відкритого ним у 1869 р. періодичного закону.
У початковому формулюванні періодичний закон Д. І. Менделєєва стверджував: властивості хімічних елементів, і навіть форми та властивості їх сполук перебувають у періодичної залежність від величини атомних ваг елементів. Надалі з розвитком вчення про будову атома було показано, що точнішою характеристикою кожного елемента є не атомна вага (див.), а величина позитивного заряду ядра атома елемента, що дорівнює порядковому (атомному) номеру цього елемента в періодичній системі Д. І. Менделєєва . Число позитивних зарядів ядра атома дорівнює числу електронів, що оточують ядро атома, оскільки атоми в цілому електронейтральні. У світлі цих даних періодичний закон формулюється так: властивості хімічних елементів, а також форми та властивості їх сполук перебувають у періодичній залежності від величини позитивного заряду ядер їх атомів. Це означає, що у безперервному ряду елементів, розташованих у порядку зростання позитивних зарядів ядер їх атомів, періодично повторюватимуться елементи зі схожими властивостями.
Таблична форма періодичної системи хімічних елементів представлена у її сучасному вигляді. Вона складається з періодів, рядів та груп. Період є послідовним горизонтальним рядом елементів, розташованих у порядку зростання позитивного заряду ядер їх атомів.
На початку кожного періоду (за винятком першого) знаходиться елемент з яскраво вираженими металевими властивостями (лужний метал). Потім у міру збільшення порядкового номера поступово слабшають металеві та наростають неметалеві властивості елементів. Передостаннім елементом у кожному періоді є елемент із яскраво вираженими неметалевими властивостями (галоген), а останнім – інертний газ. I період складається з двох елементів, роль лужного металу та галогену тут одночасно виконує водень. II та III періоди включають по 8 елементів, названих Менделєєвим типовими. IV та V періоди нараховують по 18 елементів, VI-32. VII період ще завершено і поповнюється штучно створюваними елементами; Нині у цьому періоді налічується 17 елементів. I, II і III періоди називають малими, кожен із новачків складається з одного горизонтального ряду, IV-VII- великими: вони (крім VII) включають два горизонтальних ряду - парний (верхній) і непарний (нижній). У парних рядах великих періодів знаходяться лише метали, і зміна властивостей елементів у рядку зліва направо виражена слабо.
У непарних рядах великих періодів властивості елементів у ряду змінюються так само, як властивості типових елементів. У парному ряду VI періоду після лантану слідує 14 елементів [званих лантанідами (див.), лантаноїдами, рідкісноземельними елементами], подібних за хімічними властивостями з лантаном і між собою. Перелік їх наводиться окремо під таблицею.
Окремо виписані та наведені під таблицею елементи, що йдуть за актинієм-актиніди (актиноїди).
У періодичній системі хімічних елементів за вертикалями розташовано дев'ять груп. Номер групи дорівнює вищій позитивній валентності елементів цієї групи. Виняток становлять фтор (буває лише негативно одновалентним) та бром (не буває семивалентним); крім того, мідь, срібло, золото можуть виявляти валентність більше +1 (Cu-1 і 2, Ag і Au-1 і 3), а з елементів VIII групи валентністю +8 мають тільки осмій та рутеній. Кожна група, за винятком восьмої та нульової, ділиться на дві підгрупи: головну (розташована правіше) та побічну. До основних підгруп входять типові елементи та елементи великих періодів, у побічні - лише елементи великих періодів і до того ж метали.
За хімічними властивостями елементи кожної підгрупи цієї групи значно відрізняються один від одного і лише вища позитивна валентність однакова всім елементів цієї групи. У головних підгрупах зверху вниз посилюються металеві властивості елементів і слабшають неметалеві (так, францій є елементом найбільш яскраво вираженими металевими властивостями, а фтор - неметалевими). Таким чином, місце елемента в періодичній системі Менделєєва (порядковий номер) визначає його властивості, які є середньою з властивостей сусідніх елементів по вертикалі та горизонталі.
Деякі групи елементів мають особливі назви. Так, елементи головних підгруп I групи називають лужними металами, II групи - лужноземельними металами, VII групи - галогенами, елементи, розташовані за ураном - трансурановими. Елементи, які входять до складу організмів, беруть участь у процесах обміну речовин і мають явно виражену біологічну роль, називають біогенними елементами. Усі вони займають верхню частину таблиці Д. І. Менделєєва. Це насамперед Про, З, М, N, Са, Р, До, S, Na, Cl, Mg і Fe, що становлять основну масу живої речовини (понад 99%). Місця, які займають ці елементи в періодичній системі, пофарбовані в світло-блакитний колір. Біогенні елементи, яких дуже мало (від 10 -3 до 10 -14 %), називають мікроелементами (див.). У клітинах періодичної системи, забарвлених у жовтий колір, вміщено мікроелементи, життєво важливе значення яких для людини доведено.
Згідно з теорією будови атомів (див. Атом) хімічні властивості елементів залежать в основному від числа електронів на зовнішній електронній оболонці. p align="justify"> Періодична зміна властивостей елементів зі збільшенням позитивного заряду атомних ядер пояснюється періодичним повторенням будови зовнішньої електронної оболонки (енергетичного рівня) атомів.
У малих періодах із збільшенням позитивного заряду ядра зростає кількість електронів на зовнішній оболонці від 1 до 2 у I періоді та від 1 до 8 у II та III періодах. Звідси зміна властивостей елементів у період від лужного металу до інертного газу. Зовнішня електронна оболонка, що містить 8 електронів, є завершеною та енергетично стійкою (елементи нульової групи хімічно інертні).
У великих періодах парних рядах зі зростанням позитивного заряду ядер число електронів на зовнішній оболонці залишається постійним (1 або 2) і йде заповнення електронами другої зовні оболонки. Звідси повільне зміна властивостей елементів парних рядах. У непарних рядах великих періодів зі збільшенням заряду ядер йде заповнення електронами зовнішньої оболонки (від 1 до 8) та властивості елементів змінюються так, як і у типових елементів.
Число електронних оболонок в атомі дорівнює номеру періоду. Атоми елементів головних підгруп мають на зовнішніх оболонках число електронів, що дорівнює номеру групи. Атоми елементів побічних підгруп містять на зовнішніх оболонках один або два електрони. Цим пояснюється відмінність у властивостях елементів головної та побічної підгруп. Номер групи вказує можливу кількість електронів, які можуть брати участь у освіті хімічних (валентних) зв'язків (див. Молекула), тому такі електрони називають валентними. У елементів побічних підгруп валентними є як електрони зовнішніх оболонок, а й передостанніх. Число і будова електронних оболонок зазначено в періодичній системі хімічних елементів, що додається.
Періодичний закон Д. І. Менделєєва і заснована на ньому система мають винятково велике значення у науці та практиці. Періодичний закон і система стали основою для відкриття нових хімічних елементів, точного визначення їх атомних ваг, розвитку вчення про будову атомів, встановлення геохімічних законів розподілу елементів у земній корі та розвитку сучасних уявлень про живу речовину, склад якої та пов'язані з нею закономірності із періодичною системою. Біологічна активність елементів та їх вміст в організмі також багато в чому визначаються місцем, яке вони займають у періодичній системі Менделєєва. Так, зі збільшенням порядкового номера у ряді груп зростає токсичність елементів та зменшується їх вміст у організмі. p align="justify"> Періодичний закон є яскравим виразом найбільш загальних діалектичних законів розвитку природи.
Періодична система - упорядковане безліч хімічних елементів, їх природна класифікація, що є графічним (табличним) виразом періодичного закону хімічних елементів. Структура її, багато в чому подібна до сучасної, розроблена Д. І. Менделєєвим на основі періодичного закону в 1869–1871 гг.
Прообразом періодичної системи був «Досвід системи елементів, заснованої на їхній атомній вазі та хімічній подібності», складений Д. І. Менделєєвим 1 березня 1869 р. Протягом двох з половиною років вчений безперервно вдосконалював «Досвід системи», ввів уявлення про групи, ряди та періоди елементів. У результаті структура періодичної системи набула багато в чому сучасних обрисів.
Важливим для її еволюції стало поняття про місце елемента в системі, що визначається номерами групи та періоду. Маючи це поняття, Менделєєв дійшов висновку, що необхідно змінити атомні маси деяких елементів: урану, індія, церію та її супутників. Це було перше практичне застосування періодичної системи. Менделєєв також вперше передбачив існування та властивості кількох невідомих елементів. Вчений докладно описав найважливіші властивості екаалюмінію (майбутнього галію), екабору (скандію) та екасиліцію (німецьку). Крім того, він передбачив існування аналогів марганцю (майбутніх технеції та ренію), телуру (полонія), йоду (астата), цезію (франція), барію (радію), танталу (протактінія). Прогнози вченого щодо цих елементів мали загальний характер, оскільки ці елементи розташовувалися в маловивчених областях періодичної системи.
Перші варіанти періодичної системи багато в чому представляли лише емпіричне узагальнення. Адже був незрозумілий фізичний зміст періодичного закону, не було пояснення причин періодичної зміни властивостей елементів залежно від зростання атомних мас. У зв'язку з цим залишалися невирішеними багато проблем. Чи є межі періодичної системи? Чи можна визначити точну кількість наявних елементів? Залишалася неясною структура шостого періоду - яка точна кількість рідкісноземельних елементів? Було невідомо, чи є ще елементи між воднем і літієм, якою є структура першого періоду. Тому до фізичного обгрунтування періодичного закону та розробки теорії періодичної системи перед нею неодноразово виникали серйозні труднощі. Несподіваним було відкриття у 1894–1898 роках. п'яти інертних газів, яким, здавалося, не було місця в періодичній системі. Ця проблема була усунена завдяки ідеї включити до структури періодичної системи самостійну нульову групу. Масове відкриття радіоелементів з кінця XIX і XX ст. (До 1910 їх число склало близько 40) призвело до різкого протиріччя між необхідністю їх розміщення в періодичній системі і її сформованою структурою. Для них було лише 7 вакантних місць у шостому та сьомому періодах. Ця проблема була вирішена в результаті встановлення правил зсуву та відкриття ізотопів.
Одна з головних причин неможливості пояснити фізичний зміст періодичного закону та структуру періодичної системи полягала в тому, що було невідомо, як влаштований атом (див. Атом). Найважливішою віхою шляху розвитку періодичної системи стало створення атомної моделі Еге. Резерфордом (1911). На її основі голландський учений А. Ван ден Брук (1913) висловив припущення, що порядковий номер елемента у періодичній системі чисельно дорівнює заряду ядра його атома (Z). Це експериментально підтвердив англійська вчена Г. Мозлі (1913). Періодичний закон отримав фізичне обгрунтування: періодичність зміни властивостей елементів стала розглядатися залежно від Z – заряду ядра атома елемента, а чи не від атомної маси (див. «Періодичний закон хімічних елементів»).
Через війну структура періодичної системи значно зміцнилася. Було визначено нижню межу системи. Це водень - елемент із мінімальним Z = 1. Стало можливим точно оцінити кількість елементів між воднем та ураном. Були визначені «прогалини» в періодичній системі, що відповідають невідомим елементам з Z = 43, 61, 72, 75, 85, 87. Однак залишалися неясними питання про точну кількість рідкісноземельних елементів і, що особливо важливо, не були розкриті причини періодичності зміни властивостей елементів залежно від Z.
Спираючись на структуру періодичної системи, що склалася, і результати вивчення атомних спектрів, датський вчений Н. Бор у 1918–1921 рр. в. розвинув уявлення про послідовність побудови електронних оболонок та підболочок в атомах. Вчений дійшов висновку, що подібні типи електронних змін зовнішніх оболонок атомів періодично повторюються. Таким чином, було показано, що періодичність зміни властивостей хімічних елементів пояснюється існуванням періодичності у побудові електронних оболонок та підболінок атомів.
Періодична система охоплює понад 100 елементів. З них усі трансуранові елементи (Z = 93–110), а також елементи з Z = 43 (технецій), 61 (прометій), 85 (астат), 87 (францій) отримані штучно. За всю історію існування періодичної системи було запропоновано дуже велику кількість (>500) варіантів її графічного зображення, переважно у вигляді таблиць, а також у вигляді різних геометричних фігур (просторових та площинних), аналітичних кривих (спіралей тощо) тощо. Найбільше поширення набули коротка, напівдовга, довга та сходова форми таблиць. В даний час перевага надається короткій формі.
Фундаментальним принципом побудови періодичної системи є її підрозділ групи і періоди. Менделєєвське поняття рядів елементів нині не вживається, оскільки не має фізичного сенсу. Групи, у свою чергу, поділяються на головну (а) та побічну (Ь) підгрупи. У кожній підгрупі містяться елементи – хімічні аналоги. Елементи a- та b-підгруп у більшості груп також виявляють між собою певну подібність, головним чином у вищих ступенях окислення, які, як правило, дорівнюють номеру групи. Періодом називається сукупність елементів, що починається лужним металом і закінчується інертним газом (особливий випадок – перший період). Кожен період містить певну кількість елементів. Періодична система складається з восьми груп і семи періодів, причому сьомий період поки що не завершено.
Особливість першогоперіоду полягає в тому, що він містить всього 2 газоподібні у вільному вигляді елементи: водень і гелій. Місце водню у системі неоднозначно. Оскільки він виявляє властивості, загальні з лужними металами і з галогенами, його поміщають або в 1a-, або в Vlla-підгрупу, або в обидві одночасно, укладаючи в одній з підгруп символ в дужки. Гелій – перший представник VIIIa-підгрупи. Довгий час гелій та всі інертні гази виділяли у самостійну нульову групу. Це положення вимагало перегляду після синтезу хімічних сполук криптону, ксенону та радону. В результаті інертні гази та елементи колишньої VIII групи (залізо, кобальт, нікель та платинові метали) були об'єднані в рамках однієї групи.
Другийперіод містить 8 елементів. Він починається лужним металом літієм, єдиний ступінь окислення якого +1. Далі слідує берилій (метал, ступінь окислення +2). Бор виявляє вже слабко виражений металевий характері є неметалом (ступінь окислення +3). Наступний за бором вуглець - типовий неметал, який виявляє ступені окислення як +4, і -4. Азот, кисень, фтор і неон - усі неметали, причому в азоту найвищий ступінь окислення +5 відповідає номеру групи. Кисень і фтор відносяться до найактивніших неметалів. Інертний газ неон завершує період.
Третійперіод (натрій – аргон) також містить 8 елементів. Характер зміни їх властивостей багато в чому аналогічний тому, що спостерігався елементів другого періоду. Але тут є й своя специфіка. Так, магній на відміну берилію більш металевий, як і і алюміній проти бором. Кремній, фосфор, сірка, хлор, аргон – все це типові неметали. І всі вони, крім аргону, виявляють найвищі ступені окислення, рівні номеру групи.
Як бачимо, в обох періодах у міру збільшення Z спостерігається чітке ослаблення металевих та посилення неметалічних властивостей елементів. Д. І. Менделєєв називав елементи другого та третього періодів (за його словами, малих) типовими. Елементи малих періодів належать до найпоширеніших у природі. Вуглець, азот та кисень (поряд з воднем) - органогени, тобто основні елементи органічної матерії.
Усі елементи першого - третього періодів розміщуються в a-підгрупах.
Четвертийперіод (калій – криптон) містить 18 елементів. За Менделєєвим, це перший великий період. Після лужного металу калію і лужноземельного металу кальцію слідує ряд елементів, що складається з 10 так званих перехідних металів (скандій - цинк). Усі вони входять до b-підгрупи. Більшість перехідних металів виявляють найвищі ступені окислення, рівні номеру групи, крім заліза, кобальту та нікелю. Елементи, починаючи з галію та закінчуючи криптоном, належать до а-підгруп. Для криптону відома низка хімічних сполук.
П'ятийперіод (рубідій – ксенон) за своєю побудовою аналогічний четвертому. У ньому також міститься вставка з 10 перехідних металів (ітрій – кадмій). Елементи цього періоду мають свої особливості. У тріаді рутеній - родій - паладій для рутенію відомі сполуки, де він виявляє ступінь окислення +8. Усі елементи a-підгруп виявляють найвищі ступені окислення, рівні номеру групи. Особливості зміни властивостей елементів четвертого і п'ятого періодів у міру зростання Z мають у порівнянні з другим і третім періодами більш складний характер.
Шостийперіод (цезій – радон) включає 32 елементи. У цьому періоді крім 10 перехідних металів (лантан, гафній – ртуть) міститься ще й сукупність із 14 лантаноїдів – від церію до лютецію. Елементи від церію до лютецію хімічно дуже схожі, і на цій підставі їх давно включають до сімейства рідкісноземельних елементів. У короткій формі періодичної системи ряд лантаноїдів включають у клітину лантану і розшифровку цього ряду дають унизу таблиці (див. Лантаноїди).
У чому полягає специфіка елементів шостого періоду? У тріаді осмій – іридій – платина для осмію відома ступінь окислення +8. Астат має досить виражений металевий характер. Радон має найбільшу реакційну здатність з усіх інертних газів. На жаль, через те, що він дуже радіоактивний, його хімія мало вивчена (див. Радіоактивні елементи).
Сьомийперіод починається з Франції. Подібно до шостого, він також повинен містити 32 елементи, але з них поки що відомі 24. Францій і радій відповідно є елементами Ia- і IIa-підгруп, актиній належить до IIIb-підгрупи. Далі слідує сімейство актиноїдів, яке включає елементи від торію до лоуренсія і розміщується аналогічно лантаноїдів. Розшифровка цього ряду елементів дається внизу таблиці.
Тепер подивимося, як змінюються властивості хімічних елементів у підгрупахперіодичної системи. Основна закономірність цієї зміни полягає у посиленні металевого характеру елементів у міру зростання Z. Особливо чітко ця закономірність проявляється у IIIa-VIIa-підгрупах. Для металів Ia-IIIa-підгруп спостерігається зростання хімічної активності. У елементів IVa–VIIa‑підгруп із збільшенням Z спостерігається послаблення хімічної активності елементів. У елементів b-підгруп характер зміни хімічної активності складніший.
Теорія періодичної системи була розроблена Н. Бором та іншими вченими в 20-х роках. XX ст. і ґрунтується на реальній схемі формування електронних конфігурацій атомів (див. Атом). Відповідно до цієї теорії, у міру зростання Z заповнення електронних оболонок і підболілок в атомах елементів, що входять у періоди періодичної системи, відбувається в наступній послідовності:
| Номери періодів | ||||||
|---|---|---|---|---|---|---|
| 1 | 2 | 3 | 4 | 5 | 6 | 7 |
| 1s | 2s2p | 3s3p | 4s3d4p | 5s4d5p | 6s4f5d6p | 7s5f6d7p |
На підставі теорії періодичної системи можна дати таке визначення періоду: період є сукупність елементів, що починається елементом зі значенням n, рівним номеру періоду, і l = 0 (s-елементи) і закінчується елементом з тим самим значенням n і l = 1 (p- елементи) (див. Атом). Виняток становить перший період, що містить лише 1s-елементи. З теорії періодичної системи випливають числа елементів у періодах: 2, 8, 8, 18, 18, 32…
У таблиці символи елементів кожного типу (s-, p-, d-і f-елементи) зображені на певному колірному тлі: s-елементи - на червоному, p-елементи - на помаранчевому, d-елементи - на синьому, f-елементи - На зеленому. У кожній клітині наведено порядкові номери та атомні маси елементів, а також електронні конфігурації зовнішніх електронних оболонок.
З теорії періодичної системи випливає, що до a-підгруп належать елементи з n, рівним номеру періоду, і l = 0 і 1. До b-підгруп відносяться ті елементи, в атомах яких відбувається добудова оболонок, що раніше залишалися незавершеними. Саме тому перший, другий та третій періоди не містять елементів b-підгруп.
Структура періодичної системи елементів тісно пов'язана із будовою атомів хімічних елементів. У міру зростання Z періодично повторюються подібні типи зміни зовнішніх електронних оболонок. Саме вони визначають основні особливості хімічної поведінки елементів. Ці особливості по-різному проявляються для елементів a-підгруп (s-і р-елементи), для елементів b-підгруп (перехідні d-елементи) та елементів f-родин - лантаноїдів та актиноїдів. Особливий випадок є елементами першого періоду - водень і гелій. Для водню характерна висока хімічна активність, тому що його єдиний 1s-електрон легко відщеплюється. У той самий час конфігурація гелію (1s 2) дуже стійка, що зумовлює його хімічну бездіяльність.
p align="justify"> У елементів а-підгруп відбувається заповнення зовнішніх електронних оболонок атомів (з n, рівним номеру періоду), тому властивості цих елементів помітно змінюються в міру зростання Z. Так, у другому періоді літій (конфігурація 2s) - активний метал, що легко втрачає єдиний валентний електрон ; берилій (2s 2) - також метал, але менш активний через те, що його зовнішні електрони міцніше пов'язані з ядром. Далі, бор (2s 2 p) має слабко виражений металевий характер, проте наступні елементи другого періоду, у яких відбувається побудова 2p-подоболочки, є вже неметалами. Восьмиелектронна конфігурація зовнішньої електронної оболонки неону (2s 2 p 6) – інертного газу – дуже міцна.
Хімічні властивості елементів другого періоду пояснюються прагненням їх атомів придбати електронну конфігурацію найближчого інертного газу (конфігурацію гелію для елементів від літію до вуглецю або конфігурацію неону - для елементів від вуглецю до фтору). Ось чому, наприклад, кисень не може виявляти вищого ступеня окислення, що дорівнює номеру групи: адже йому легше досягти конфігурації неону шляхом придбання додаткових електронів. Такий самий характер зміни властивостей проявляється в елементів третього періоду та у s-і p-елементів всіх наступних періодів. У той самий час ослаблення міцності зв'язку зовнішніх електронів з ядром в a-підгрупах у міру зростання Z проявляється у властивостях відповідних елементів. Так, для s-елементів відзначається помітне зростання хімічної активності зі зростанням Z, а p-елементів - наростання металевих властивостей.
В атомах перехідних d-елементів добудовуються незавершені раніше оболонки зі значенням головного квантового числа n, на одиницю меншою за номери періоду. За окремими винятками конфігурація зовнішніх електронних оболонок атомів перехідних елементів - ns 2 . Тому всі d-елементи є металами, і саме тому зміни властивостей d-елементів у міру зростання Z не так різання, як це спостерігається у s-і p-елементів. У вищих ступенях окислення d-елементи виявляють певну схожість з p-елементами відповідних груп періодичної системи.
Особливості властивостей елементів тріад (VIIIb-підгрупа) пояснюються тим, що b-подоболочки близькі до завершення. Ось чому залізо, кобальт, нікель та платинові метали, як правило, не схильні давати сполуки вищих ступенів окиснення. Виняток становлять лише рутеній та осмій, що дають оксиди RuO 4 та OsO 4 . У елементів Ib-і IIb-підгруп d-подоболочка фактично виявляється завершеною. Тому вони виявляють ступеня окиснення, рівні номеру групи.
В атомах лантаноїдів та актиноїдів (всі вони метали) відбувається добудова раніше не завершених електронних оболонок зі значенням головного квантового числа n на дві одиниці менше за номер періоду. В атомах цих елементів конфігурація зовнішньої електронної оболонки (ns 2) зберігається незмінною, а заповнюється третя зовні N-оболонка 4f-електронами. Ось чому лантаноїди такі подібні.
У актиноїдів справа складніша. В атомах елементів з Z = 90–95 електрони 6d та 5f можуть брати участь у хімічних взаємодіях. Тому актиноїди мають набагато більше ступенів окиснення. Наприклад, для нептунія, плутонію та америція відомі сполуки, де ці елементи виступають у семивалентному стані. Тільки в елементів, починаючи з кюрію (Z = 96), стає стійким тривалентний стан, але тут є свої особливості. Таким чином, властивості актиноїдів значно відрізняються від властивостей лантаноїдів, і обидва сімейства тому не можна вважати подібними.
Сімейство актиноїдів закінчується елементом із Z = 103 (лоуренсій). Оцінка хімічних властивостей курчата (Z = 104) і нільсборія (Z = 105) показує, що ці елементи повинні бути аналогами відповідно гафнію та танталу. Тому вчені вважають, що після сімейства актиноїдів в атомах починається систематичне заповнення 6d-подоболочки. Оцінка хімічної природи елементів із Z = 106–110 експериментально не проводилася.
Кінцева кількість елементів, що охоплює періодична система, невідома. Проблема її верхньої межі - це, мабуть, головна загадка періодичної системи. Найбільш важкий елемент, який вдалося виявити в природі, це плутоній (Z = 94). Досягнута межа штучного ядерного синтезу – елемент із порядковим номером 110. Залишається відкритим питання: чи вдасться отримати елементи з великими порядковими номерами, які та скільки? На нього не можна поки відповісти будь-яким чином.
За допомогою найскладніших розрахунків, виконаних на електронних обчислювальних машинах, вчені спробували визначити будову атомів та оцінити найважливіші властивості «наделементів», аж до величезних порядкових номерів (Z = 172 і навіть Z = 184). Отримані результати виявилися несподіваними. Наприклад, в атомі елемента Z = 121 передбачається поява 8p-електрона; це після того, як в атомах з Z = 119 і 120 завершилося формування 8s-подоболочки. Адже поява p-електронів слідом за s-електронами спостерігається лише в атомах елементів другого та третього періодів. Розрахунки показують також, що у елементів гіпотетичного восьмого періоду заповнення електронних оболонок і підоболонок атомів відбувається в дуже складній і своєрідній послідовності. Тому оцінити властивості відповідних елементів – проблема дуже складна. Здавалося б, восьмий період має містити 50 елементів (Z = 119–168), але, згідно з розрахунками, він повинен завершуватися у елемента з Z = 164, тобто на 4 порядкові номери раніше. А «екзотичний» дев'ятий період, виявляється, має складатися із 8 елементів. Ось його "електронний" запис: 9s 2 8p 4 9p 2 . Іншими словами, він містив би лише 8 елементів, як другий і третій періоди.
Важко сказати, наскільки відповідали б істині розрахунки, зроблені за допомогою комп'ютера. Однак якби вони були підтверджені, то довелося б серйозно переглянути закономірності, що лежать в основі періодичної системи елементів та її структури.
Періодична система зіграла і продовжує грати величезну роль розвитку різних галузей природознавства. Вона стала найважливішим досягненням атомно-молекулярного вчення, сприяла появі сучасного поняття «хімічний елемент» та уточненню понять про прості речовини та сполуки.
Закономірності, розкриті періодичною системою, істотно вплинули на розробку теорії будови атомів, відкриття ізотопів, появу уявлень про ядерну періодичність. З періодичною системою пов'язана суворо наукова постановка проблеми прогнозування хімії. Це виявилося у передбаченні існування та властивостей невідомих елементів та нових особливостей хімічної поведінки елементів уже відкритих. Нині періодична система є фундаментом хімії, в першу чергу неорганічною, суттєво допомагаючи вирішенню задачі хімічного синтезу речовин із заздалегідь заданими властивостями, розробці нових напівпровідникових матеріалів, підбору специфічних каталізаторів для різних хімічних процесів тощо. І нарешті, періодична система лежить в основі викладання хімії.
На рис. 15.4 показано розташування у періодичній таблиці п'яти елементів IV групи. Подібно до елементів III групи, вони належать, до p-елементів. Атоми всіх елементів IV групи мають електронну однотипну конфігурацію зовнішньої оболонки: . У табл. 15.4 вказано конкретну електронну конфігурацію атомів і деякі властивості елементів IV групи. Ці та інші фізичні та хімічні властивості елементів IV групи пов'язані з їх будовою, а саме: вуглець (у формі алмазу), кремній та германій мають каркасну кристалічну алмазоподібну структуру (див. Розд. 3.2); олово та свинець мають металеву структуру (гранецентровану кубічну, див. також розд. 3.2).
Мал. 15.4. Положення елементів IV групи у періодичній системі.
При переміщенні вниз групою відбувається зростання атомного радіусу елементів і ослаблення зв'язку між атомами. Через послідовно посилюється ділокалізацію електронів зовнішніх атомних оболонок в цьому ж напрямку відбувається і зростання електропровідності елементів IV групи. Їх властивості
Таблиця 15.4. Електронні конфігурації та фізичні властивості елементів IV групи
поступово змінюються від неметалевих до металевих: вуглець - неметалічний елемент та у формі алмазу є ізолятором (діелектриком); кремній та германій - напівпровідники; олово та свинець - метали та хороші провідники.
Через зростання розміру атомів при переході від елементів верхньої частини групи до елементів її нижньої частини відбувається послідовне ослаблення зв'язку між атомами і, відповідно, зменшення температури плавлення і температури кипіння, а також твердості елементів.
Алотропія
Кремній, германій та свинець існують кожен лише в одній структурній формі. Однак вуглець та олово існують у кількох структурних формах. Різні структурні форми одного елемента називаються алотропами (див. Розд. 3.2).
Вуглець має два алотропи: алмаз і графіт. Їхня структура описана в розд. 3.2. Алотропія вуглецю - приклад монотропії, для якої характерні такі особливості: 1) алотропи можуть існувати в певному інтервалі температур та тисків (наприклад, як алмаз, так і графіт існують при кімнатній температурі та атмосферному тиску); 2) немає температури переходу, коли він один алотроп перетворюється на інший; 3) один алотроп стійкіший, ніж інший. Наприклад, графіт має більшу стійкість, ніж алмаз. Менш стійкі форми називаються метастабілізними. Отже, алмаз є метастабільний алотроп (або монотроп) вуглецю.
Вуглець може ще існувати в інших формах, до яких належать деревне вугілля, кокс та газова сажа. Усі вони є неочищеними формами вуглецю. Іноді їх називають аморфними формами, а раніше вважали, що вони є третьою алотропною формою вуглецю. Термін аморфний означає безформний. В даний час встановлено, що "аморфний" вуглець-це не що інше, як мікрокристалічний графіт.
Олово існує у трьох алотропних формах. Вони називаються: сіре олово (а-олово), біле олово (Р-олово) та ромбічне олово (у-олово). Алотропія такого типу, як у олова, називається енантіотропією. Вона характеризується такими особливостями: 1) перетворення одного алотропа на інший відбувається за певної температури, званої температурою переходу; наприклад
Структура влмаза Металева (напівпровідник) структура 2) кожен алотроп стійкий лише певному інтервалі температур.
Реакційна здатність елементів IV групи
Реакційна здатність елементів IV групи загалом зростає при переміщенні до нижньої частини групи від вуглецю до свинцю. У електрохімічному ряду напруги тільки олово і свинець розташовані вище водню (див. разд. 10.3). Свинець дуже повільно реагує із розведеними кислотами, вивільняючи водень. Реакція між оловом та розведеними кислотами протікає з помірною швидкістю.
Вуглець окислюється орячими концентрованими кислотами, наприклад концентрованою азотною кислотою та концентрованою сірчаною кислотою.