Au moment où la loi périodique a été découverte, 63 éléments chimiques étaient connus et les propriétés de leurs différents composés étaient décrites.

Travaux des prédécesseurs D.I. Mendeleïev :

1. Classification de Berzelius, qui n'a pas perdu de sa pertinence aujourd'hui (métaux, non-métaux)

2. Triades de Döbereiner (par exemple lithium, sodium, potassium)

4. Axe spiralé Shankurtur

5. Courbe de Meyer

Participation de D.I. Mendeleïev au Congrès international de chimie de Karslruhe (1860), où furent établis les idées de l'atomisme et le concept de poids « atomique », aujourd'hui connu sous le nom de « masse atomique relative ».

Qualités personnelles du grand scientifique russe D.I. Mendeleïev.

Le brillant chimiste russe se distinguait par ses connaissances encyclopédiques et son scrupule expérience chimique, la plus grande intuition scientifique, la confiance dans la vérité de sa position et donc le risque intrépide de défendre cette vérité. DI. Mendeleev était un grand et merveilleux citoyen de la terre russe.

D.I. Mendeleïev a disposé tous les éléments chimiques qu'il connaissait dans une longue chaîne par ordre de poids atomiques croissants et y a noté des segments - des périodes au cours desquelles les propriétés des éléments et des substances formées par eux ont changé de la même manière, à savoir :

1). Propriétés métalliques affaiblies ;

2) Les propriétés non métalliques ont été améliorées ;

3) État d'oxydation dans oxydes supérieurs augmenté de +1 à +7(+8);

4).Le degré d'oxydation des éléments dans les hydroxydes, les composés métalliques solides ressemblant à des sels avec l'hydrogène est passé de +1 à +3, puis dans les composés volatils composés d'hydrogène de -4 à -1 ;

5) Les oxydes basiques à amphotères ont été remplacés par des oxydes acides ;

6) Les hydroxydes des alcalis, en passant par les amphotères, ont été remplacés par des acides.

La conclusion de ses travaux fut la première formulation de la loi périodique (1er mars 1869) : propriétés éléments chimiques et les substances qu'ils forment dépendent périodiquement de leurs masses atomiques relatives.

Loi périodique et la structure de l'atome.

La formulation de la loi périodique donnée par Mendeleïev était inexacte et incomplète, car il reflétait l’état de la science à une époque où la structure complexe de l’atome n’était pas encore connue. Par conséquent, la formulation moderne de la loi périodique semble différente : les propriétés des éléments chimiques et des substances qu'ils forment dépendent périodiquement de la charge de leurs noyaux atomiques.

Tableau périodique et structure atomique.

Le tableau périodique est une représentation graphique de la loi périodique.

Chaque désignation dans le tableau périodique reflète une caractéristique ou un modèle dans la structure des atomes des éléments :

Signification physique numéro d'élément, période, groupe ;

Raisons des changements dans les propriétés des éléments et des substances formées par eux horizontalement (en périodes) et verticalement (en groupes).

Au cours de la même période, les propriétés métalliques s'affaiblissent et les propriétés non métalliques augmentent, car :

1) Les charges des noyaux atomiques augmentent ;

2) Le nombre d'électrons au niveau externe augmente ;

3) Le nombre de niveaux d’énergie est constant ;

4) Le rayon de l'atome diminue

Au sein d'un même groupe (dans le sous-groupe principal), les propriétés métalliques augmentent, les propriétés non métalliques s'affaiblissent, car :

1). Les charges des noyaux atomiques augmentent ;

2). Le nombre d’électrons dans le niveau externe est constant ;

3). Le nombre de niveaux d'énergie augmente ;

4). Le rayon de l'atome augmente

En conséquence, une formulation de cause à effet de la loi périodique a été donnée : les propriétés des éléments chimiques et des substances qu'ils forment dépendent périodiquement des changements dans les structures électroniques externes de leurs atomes.

Le sens de la loi périodique et du système périodique :

1. Nous a permis d'établir la relation entre les éléments et de les combiner par propriétés ;

2. Disposer les éléments chimiques dans un ordre naturel ;

3. Révéler la périodicité, c'est-à-dire répétabilité des propriétés générales des éléments individuels et de leurs composés ;

4. Corriger et clarifier les masses atomiques relatives des éléments individuels (pour le béryllium de 13 à 9) ;

5. Corriger et clarifier les états d'oxydation des éléments individuels (béryllium +3 à +2)

6. Prédire et décrire les propriétés, indiquer le chemin vers la découverte d'éléments encore méconnus (scandium, gallium, germanium)

À l’aide du tableau, nous comparons les deux principales théories de la chimie.

Fondements philosophiques de la communauté	Loi périodique de D.I. Mendeleïev	Théorie composés organiques SUIS. Butlerov
1. 1. Heure d'ouverture	1869	1861
II. Conditions préalables.	1. Accumulation de matériel factuel 2. 2. Travaux des prédécesseurs 3. Congrès des chimistes à Karlsruhe (1860) 4. Qualités personnelles.	Au moment où la loi périodique fut découverte, 63 éléments chimiques étaient connus et les propriétés de leurs nombreux composés étaient décrites.
On connaît plusieurs dizaines et centaines de milliers de composés organiques, constitués de seulement quelques éléments : le carbone, l'hydrogène, l'oxygène et, plus rarement, l'azote, le phosphore et le soufre.	- J. Berzelius (métaux et non-métaux) - I.V. Debereiner (triades) - D.A.R. Newlands (octaves) - L. Meyer - J. Bercellius, J. Liebig, J. Dumas (théorie des radicaux) ; -J. Dumas, C. Gérard, O. Laurent (théorie des types) ; - J. Berzelius a introduit dans la pratique le terme « isomérie » ; -F.Vehler, N.N. Zinin, M. Berthelot, A. Butlerov lui-même (synthèses matière organique
, effondrement du vitalisme) ; -F.A. Kukule (structure du benzène)	DI. Mendeleïev était présent en tant qu'observateur
A.M. Butlerov n'a pas participé, mais a activement étudié les documents du congrès. Cependant, il participa au congrès des médecins et des naturalistes à Spire (1861), où il rédigea un rapport « Sur la structure des corps organiques ».
Les deux auteurs se distinguaient des autres chimistes par : la nature encyclopédique des connaissances chimiques, la capacité d'analyser et de généraliser les faits, la prévision scientifique, la mentalité russe et le patriotisme russe.	III. Le rôle de la pratique dans le développement de la théorie	DI. Mendeleïev prédit et indique la voie à suivre pour découvrir le gallium, le scandium et le germanium, encore inconnus de la science

SUIS. Butlerov prédit et explique l'isomérie de nombreux composés organiques. Il réalise lui-même de nombreuses synthèses.

Test sur le sujet Droit périodique et tableau périodique

éléments D.I. Mendeleïev

1. Comment les rayons des atomes changent-ils au cours d'une période :

2. Comment les rayons des atomes changent-ils dans les principaux sous-groupes :

a) augmenter b) diminuer c) ne pas changer

3. Comment déterminer le nombre de niveaux d'énergie dans un atome d'un élément :

a) par numéro de série de l'élément b) par numéro de groupe

c) par numéro de ligne d) par numéro de période

4. Comment la place d'un élément chimique dans le tableau périodique est-elle déterminée par D.I. Mendeleïev :

a) le nombre d'électrons dans le niveau externe b) le nombre de neutrons dans le noyau

c) charge du noyau atomique d) masse atomique

5. Combien de niveaux d'énergie l'atome de scandium possède-t-il : a) 1 b) 2 c) 3 d) 4

6. Qu'est-ce qui détermine les propriétés des éléments chimiques :

a) la valeur de la masse atomique relative b) le nombre d'électrons dans la couche externe

c) charge du noyau atomique d) nombre d'électrons de valence

7. Comment les propriétés chimiques des éléments changent-elles au cours de la période :

c) ne change pas d) affaiblit les éléments non métalliques

8. Spécifiez l'élément en tête longue période tableau périodique des éléments : a) Cu (n° 29) b) Ag (n° 47) c) Rb (n° 37) d) Au (n° 79)

9. Quel élément a les propriétés métalliques les plus prononcées :

a) Magnésium b) Aluminium c) Silicium

10. Quel élément a les propriétés non métalliques les plus prononcées :

a) Oxygène b) Soufre c) Sélénium

11.Quelle est la principale raison des changements dans les propriétés des éléments au cours des périodes :

a) dans une augmentation des masses atomiques

b) dans une augmentation progressive du nombre d'électrons au niveau de l'énergie externe

c) en augmentant le nombre d'électrons dans un atome

d) en augmentant le nombre de neutrons dans le noyau

12. Quel élément dirige le sous-groupe principal du cinquième groupe:

a) vanadium b) azote c) phosphore d) arsenic

13. Quel est le nombre d'orbitales au sous-niveau d : a)1 b)3 c)7 d)5

14. En quoi les atomes d'isotopes d'un même élément diffèrent-ils :

a) le nombre de protons b) le nombre de neutrons c) le nombre d'électrons d) la charge du noyau

15. Qu'est-ce qu'une orbitale :

a) un certain niveau d'énergie auquel se trouve l'électron

b) l'espace autour du noyau où se trouve l'électron

c) l'espace autour du noyau, où la probabilité de trouver un électron est la plus grande

d) la trajectoire le long de laquelle l'électron se déplace

16. Dans quelle orbitale l'électron a-t-il l'énergie la plus élevée : a) 1s b) 2s c) 3s d) 2p

17. Déterminez quel élément est 1s 2 2s 2 2p 1 : a) n° 1 b) n° 3 c) n° 5 d) n° 7

18. Quel est le nombre de neutrons dans un atome +15 31 R a)31 b)16 c)15 d)46

19. Quel élément a la structure de la couche électronique externe...3s 2 p 6 :

a) néon b) chlore c) argon d) soufre

20. Sur la base de la formule électronique, déterminez les propriétés de l'élément 1s 2 2s 2 2p 5:

a) métal b) non métallique c) élément amphotère d) élément inerte

21. Combien y a-t-il d'éléments chimiques dans la sixième période : a)8 b)18 c)30 d)32

22. Quel est le nombre de masse de l'azote +7 N qui contient 8 neutrons :

a)14 b)15 c)16 d)17

23. Un élément dont le noyau atomique contient 26 protons : a) S b) Cu c) Fe d) Ca

LEÇON 5 10e année(première année d'études)

Loi périodique et système des éléments chimiques par le plan D.I. Mendeleev

1. L'histoire de la découverte de la loi périodique et du système des éléments chimiques par D.I. Mendeleev.

2. Loi périodique telle que formulée par D.I. Mendeleev.

3. Formulation moderne de la loi périodique.

4. L'importance de la loi périodique et du système des éléments chimiques de D.I. Mendeleïev.

5. Le tableau périodique des éléments chimiques est un reflet graphique de la loi périodique. Structure du système périodique : périodes, groupes, sous-groupes.

6. Dépendance des propriétés des éléments chimiques sur la structure de leurs atomes.

Le 1er mars (nouveau style) 1869 est considérée comme la date de la découverte de l'une des lois les plus importantes de la chimie : la loi périodique. Au milieu du 19ème siècle. 63 éléments chimiques étaient connus et il fallait les classer. Des tentatives pour une telle classification ont été faites par de nombreux scientifiques (W. Odling et J. A. R. Newlands, J. B. A. Dumas et A. E. Chancourtois, I. V. Debereiner et L. Y. Meyer), mais seul D. I. Mendeleev a réussi à voir un certain schéma en disposant les éléments de manière croissante. ordre de leurs masses atomiques. Ce modèle est périodique, c'est pourquoi Mendeleïev a formulé la loi qu'il a découverte comme suit : les propriétés des éléments, ainsi que les formes et propriétés de leurs composés, dépendent périodiquement de la masse atomique de l'élément.

Dans le système d'éléments chimiques proposé par Mendeleïev, il existait un certain nombre de contradictions que l'auteur de la loi périodique lui-même ne pouvait éliminer (argon-potassium, tellure-iode, cobalt-nickel). Ce n'est qu'au début du XXe siècle, après la découverte de la structure de l'atome, que la signification physique de la loi périodique a été expliquée et que sa formulation moderne est apparue : les propriétés des éléments, ainsi que les formes et propriétés de leurs composés, dépendent périodiquement de l'ampleur de la charge des noyaux de leurs atomes.

Cette formulation est confirmée par la présence d'isotopes dont les propriétés chimiques sont les mêmes, bien que les masses atomiques soient différentes.

La loi périodique est l’une des lois fondamentales de la nature et la loi la plus importante de la chimie. Avec la découverte de cette loi, commence l’étape moderne du développement de la science chimique. Bien que la signification physique de la loi périodique ne soit devenue claire qu'après la création de la théorie de la structure atomique, cette théorie elle-même s'est développée sur la base de la loi périodique et du système des éléments chimiques. La loi aide les scientifiques à créer de nouveaux éléments chimiques et de nouveaux composés d’éléments, et à obtenir des substances possédant les propriétés souhaitées. Mendeleïev lui-même a prédit l'existence de 12 éléments qui n'avaient pas encore été découverts à cette époque et a déterminé leur position dans le tableau périodique. Il a décrit en détail les propriétés de trois de ces éléments et, du vivant du scientifique, ces éléments ont été découverts (« ekabor » - gallium, « ekaaluminium » - scandium, « ekasilicon » - germanium). De plus, la loi périodique a une grande signification philosophique, confirmant les lois les plus générales du développement de la nature.

Un reflet graphique de la loi périodique est le système périodique des éléments chimiques de Mendeleïev. Il existe plusieurs formes du système périodique (court, long, échelle (proposé par N. Bohr), spirale). En Russie, la forme abrégée est la plus répandue. Le système périodique moderne contient 110 éléments chimiques découverts à ce jour, chacun occupant une place spécifique et possédant son propre numéro de série et son propre nom. Le tableau identifie les rangées horizontales – les périodes (1 à 3 – petites, composées d'une rangée ; 4 à 6 – grandes, composées de deux rangées ; 7e période – incomplète). En plus des périodes, il existe des rangées verticales - des groupes, chacun étant divisé en deux sous-groupes (principal - a et secondaire - b). Les sous-groupes latéraux contiennent uniquement des éléments de grandes périodes, qui présentent tous des propriétés métalliques. Les éléments d'un même sous-groupe ont la même structure externe coques électroniques, qui détermine leurs propriétés chimiques similaires.

Période est une séquence d'éléments (d'un métal alcalin à un gaz inerte), dont les atomes ont le même nombre de niveaux d'énergie égal au nombre de périodes.

Sous-groupe principal est une rangée verticale d'éléments dont les atomes ont le même nombre d'électrons dans leur niveau d'énergie externe. Ce nombre est égal au numéro de groupe (sauf hydrogène et hélium).

Tous les éléments du tableau périodique sont divisés en 4 familles d'électrons ( s-, p-, d-,F-éléments) en fonction du sous-niveau de l'élément atome qui est rempli en dernier.

Sous-groupe latéral- c'est une rangée verticale d-éléments ayant le même nombre total d'électrons par d-sous-niveau de la couche pré-externe et s-sous-niveau de la couche externe. Ce numéro est généralement égal au numéro de groupe.

Les propriétés les plus importantes des éléments chimiques sont la métallicité et la non-métallicité.

Métallicité est la capacité des atomes d’un élément chimique à céder des électrons. Une caractéristique quantitative de la métallicité est l’énergie d’ionisation.

Énergie d'ionisation atomique est la quantité d'énergie nécessaire pour retirer un électron d'un atome d'un élément, c'est-à-dire pour transformer un atome en cation. Plus l'énergie d'ionisation est faible, plus l'atome abandonne facilement un électron, plus les propriétés métalliques de l'élément sont fortes.

Non-métallicité est la capacité des atomes d’un élément chimique à gagner des électrons. Une caractéristique quantitative de la non-métallicité est l'affinité électronique.

Affinité électronique est l’énergie libérée lorsqu’un électron s’attache à un atome neutre, c’est-à-dire lorsque l’atome se transforme en anion. Plus l’affinité électronique est grande, plus l’atome attache facilement un électron et plus les propriétés non métalliques de l’élément sont fortes.

Une caractéristique universelle de la métallicité et de la non-métallicité est l'électronégativité (EO) d'un élément.

L'EO d'un élément caractérise la capacité de ses atomes à attirer les électrons, qui participent à la formation de liaisons chimiques avec d'autres atomes de la molécule.

Plus la métallicité est élevée, plus l’EO est faible.

Plus la non-métallicité est grande, plus l'EO est élevé.

Lors de la détermination des valeurs relatives d'EO sur l'échelle de Pauling, l'EO de l'atome de lithium est prise comme un (EO(Li) = 1) ; l'élément le plus électronégatif est le fluor (EO(F) = 4).

En courtes périodes, du métal alcalin au gaz inerte :

La charge des noyaux atomiques augmente ;

Le nombre de niveaux d'énergie ne change pas ;

Le nombre d'électrons dans le niveau externe augmente de 1 à 8 ;

Le rayon des atomes diminue ;

La force de la liaison entre les électrons de la couche externe et le noyau augmente ;

L'énergie d'ionisation augmente ;

L'affinité électronique augmente ;

L'EO augmente ;

La métallicité des éléments diminue ;

La non-métallicité des éléments augmente.

Tous d-les éléments d'une période donnée sont similaires dans leurs propriétés - ce sont tous des métaux, ont des rayons atomiques et des valeurs EO légèrement différents, car ils contiennent le même nombre d'électrons au niveau externe (par exemple, dans la 4ème période - à l'exception du Cr et Cu).

Dans les sous-groupes principaux de haut en bas :

Le nombre de niveaux d’énergie dans un atome augmente ;

Le nombre d’électrons dans le niveau externe est le même ;

Le rayon des atomes augmente ;

La force de la liaison entre les électrons du niveau externe et le noyau diminue ;

L'énergie d'ionisation diminue ;

L'affinité électronique diminue ;

L'EO diminue ;

La métallicité des éléments augmente ;

La non-métallicité des éléments diminue.

: comme l'a noté au sens figuré le célèbre chimiste russe N.D. Zelinsky, la loi périodique était « la découverte de la connexion mutuelle de tous les atomes de l'univers ».

Histoire

Trouver la base classement naturel et la systématisation des éléments chimiques a commencé bien avant la découverte de la loi périodique. Les difficultés rencontrées par les naturalistes qui furent les premiers à travailler dans ce domaine étaient dues à des données expérimentales insuffisantes : au début du XIXe siècle, le nombre d'éléments chimiques connus était faible, et les valeurs acceptées des masses atomiques de nombreux éléments étaient incorrects.

Triades de Döbereiner et premiers systèmes d'éléments

Au début des années 60 du XIXe siècle, paraissent plusieurs ouvrages qui précèdent immédiatement la Loi Périodique.

Spirale de Chancourtois

Octaves de Newlands

Table Newlands (1866)

Peu de temps après la spirale de Chancourtois, le scientifique anglais John Newlands tenta de comparer les propriétés chimiques des éléments avec leurs masses atomiques. En organisant les éléments par ordre de masse atomique croissante, Newlands a remarqué que des similitudes dans les propriétés apparaissaient entre un élément sur huit. Newlands a appelé le modèle trouvé la loi des octaves par analogie avec les sept intervalles de la gamme musicale. Dans son tableau, il a disposé les éléments chimiques en groupes verticaux de sept éléments chacun et a en même temps découvert que (avec un léger changement dans l'ordre de certains éléments) similaires dans propriétés chimiques les éléments apparaissent sur la même ligne horizontale.

John Newlands fut, bien entendu, le premier à donner une série d'éléments classés par ordre de masses atomiques croissantes, à attribuer le numéro atomique correspondant aux éléments chimiques et à remarquer la relation systématique entre cet ordre et les propriétés physico-chimiques des éléments. Il a écrit que dans une telle séquence, les propriétés des éléments sont répétées, dont les poids équivalents (masse) diffèrent de 7 unités, ou d'une valeur multiple de 7, c'est-à-dire comme si le huitième élément dans l'ordre répétait les propriétés de la première, comme en musique, la croche se répète en premier. Newlands a essayé de donner à cette dépendance, qui se produit effectivement pour les éléments légers, un caractère universel. Dans son tableau, des éléments similaires étaient situés dans des rangées horizontales, mais dans la même rangée il y avait souvent des éléments de propriétés complètement différentes. De plus, Newlands a été contraint de placer deux éléments dans certaines cellules ; enfin, la table ne contenait aucun siège vide ; En conséquence, la loi des octaves a été acceptée avec un extrême scepticisme.

Tables Odling et Meyer

Manifestations de la loi périodique en relation avec l'énergie d'affinité électronique

La périodicité des énergies d'affinité électronique des atomes s'explique naturellement par les mêmes facteurs qui ont déjà été notés lors de l'examen des potentiels d'ionisation (voir la définition de l'énergie d'affinité électronique).

Ils ont la plus grande affinité électronique p-éléments du groupe VII. L'affinité électronique la plus faible concerne les atomes de configuration s² ( , , ) et s²p 6 ( , ) ou à moitié remplis p-orbitales ( , , ):

Manifestations de la loi périodique concernant l'électronégativité

À proprement parler, un élément ne peut pas se voir attribuer une électronégativité constante. L'électronégativité d'un atome dépend de nombreux facteurs, notamment de l'état de valence de l'atome, de l'état d'oxydation formel, du numéro de coordination, de la nature des ligands qui composent l'environnement de l'atome dans le système moléculaire, et quelques autres. DANS Dernièrement de plus en plus, pour caractériser l'électronégativité, on utilise ce qu'on appelle l'électronégativité orbitale, qui dépend du type d'orbitale atomique impliquée dans la formation d'une liaison et de sa population électronique, c'est-à-dire du fait que l'orbitale atomique soit occupée par une seule paire d'électrons. , occupé seul par un électron non apparié, ou est vacant. Mais, malgré les difficultés connues dans l'interprétation et la définition de l'électronégativité, elle reste toujours nécessaire pour une description qualitative et une prédiction de la nature des liaisons dans un système moléculaire, y compris l'énergie de liaison, la distribution des charges électroniques et le degré d'ionicité, la constante de force, etc.

La périodicité de l'électronégativité atomique est importante partie intégrante loi périodique et peut facilement être expliqué sur la base de la dépendance immuable, bien que pas tout à fait sans ambiguïté, des valeurs d'électronégativité sur les valeurs correspondantes des énergies d'ionisation et des affinités électroniques.

Au cours des périodes, il existe une tendance générale à l'augmentation de l'électronégativité et à une diminution dans les sous-groupes. L'électronégativité la plus faible concerne les éléments s du groupe I, la plus élevée pour les éléments p du groupe VII.

Manifestations de la loi périodique en relation avec les rayons atomiques et ioniques

Riz. 4 Dépendance des rayons orbitaux des atomes sur le numéro atomique de l'élément.

La nature périodique des changements de taille des atomes et des ions est connue depuis longtemps. La difficulté ici est qu’en raison de la nature ondulatoire du mouvement électronique, les atomes n’ont pas de tailles strictement définies. Parce que définition directe Il est impossible de déterminer les tailles absolues (rayons) des atomes isolés ; dans ce cas, leurs valeurs empiriques sont souvent utilisées. Ils sont obtenus à partir des distances internucléaires mesurées dans les cristaux et les molécules libres, divisant chaque distance internucléaire en deux parties et assimilant l'une d'elles au rayon du premier (des deux reliés par une liaison chimique correspondante) atome, et l'autre au rayon de le deuxième atome. Cette division prend en compte divers facteurs, dont la nature liaison chimique, les états d'oxydation de deux atomes liés, la nature de la coordination de chacun d'eux, etc. De cette manière, on obtient les rayons dits métalliques, covalents, ioniques et de van der Waals. Les rayons de Van der Waals doivent être considérés comme les rayons des atomes non liés ; on les trouve par les distances internucléaires dans le solide ou substances liquides, où les atomes sont très proches les uns des autres (par exemple, des atomes dans l'argon solide ou des atomes de deux molécules N 2 adjacentes dans l'azote solide), mais ne sont reliés les uns aux autres par aucune liaison chimique.

Mais évidemment meilleure description La taille effective d'un atome isolé est la position théoriquement calculée (distance du noyau) du maximum principal de la densité de charge de ses électrons externes. C'est ce qu'on appelle le rayon orbital de l'atome. La périodicité du changement des valeurs des rayons atomiques orbitaux en fonction du numéro atomique de l'élément se manifeste assez clairement (voir Fig. 4), et les points principaux ici sont la présence de maxima très prononcés correspondant aux atomes d'alcali les métaux, et les mêmes minima correspondant aux gaz rares. La diminution des valeurs des rayons atomiques orbitaux lors de la transition d'un métal alcalin au gaz noble correspondant (le plus proche) est, à l'exception de la série -, de nature non monotone, notamment lorsque des familles d'éléments de transition (métaux ) et des lanthanides ou actinides apparaissent entre le métal alcalin et le gaz rare. Sur de longues périodes dans les familles d- Et F-éléments, une diminution moins forte des rayons est observée, puisque le remplissage des orbitales avec des électrons se produit dans la couche pré-externe. Dans les sous-groupes d'éléments, les rayons des atomes et des ions du même type augmentent généralement.

Manifestations de la loi périodique en relation avec l'énergie d'atomisation

Il convient de souligner que l'état d'oxydation d'un élément, étant une caractéristique formelle, ne donne une idée ni des charges effectives des atomes de cet élément dans le composé ni de la valence des atomes, bien que l'état d'oxydation soit souvent appelée valence formelle. De nombreux éléments sont capables de présenter non pas un, mais plusieurs états d’oxydation différents. Par exemple, pour le chlore, tous les états d'oxydation sont connus de -1 à +7, bien que les états pairs soient très instables, et pour le manganèse, de +2 à +7. Les valeurs les plus élevées de l'état d'oxydation changent périodiquement en fonction du numéro atomique de l'élément, mais cette périodicité est complexe. Dans le cas le plus simple, dans la série d'éléments allant d'un métal alcalin à un gaz rare, l'état d'oxydation le plus élevé passe de +1 (F) à +8 (O4). Dans d'autres cas, le degré d'oxydation le plus élevé du gaz rare est inférieur (+4 F 4) à celui de l'halogène précédent (+7 O 4 −). Ainsi, sur la courbe de dépendance périodique du degré d'oxydation le plus élevé sur le numéro atomique d'un élément, les maxima tombent soit sur le gaz rare, soit sur l'halogène qui le précède (les minima toujours sur le métal alcalin). L'exception est la série -, dans laquelle les états d'oxydation élevés ne sont généralement inconnus ni pour l'halogène () ni pour le gaz rare (), et le membre intermédiaire de la série, l'azote, a la valeur la plus élevée de l'état d'oxydation le plus élevé ; par conséquent, dans la série - le changement de l'état d'oxydation le plus élevé s'avère passer par un maximum. En général, l'augmentation du degré d'oxydation le plus élevé dans la série d'éléments d'un métal alcalin à un halogène ou à un gaz rare ne se produit pas de manière monotone, principalement en raison de la manifestation d'états d'oxydation élevés par les métaux de transition. Par exemple, l'augmentation de l'état d'oxydation le plus élevé de la série - de +1 à +8 est « compliquée » par le fait que des états d'oxydation aussi élevés que +6 (O 3), +7 (2 O 7), + sont connu pour le molybdène, le technétium et le ruthénium 8(O4).

Manifestations de la loi périodique en relation avec le potentiel oxydatif

L'une des caractéristiques très importantes d'une substance simple est son potentiel d'oxydation, qui reflète la capacité fondamentale d'une substance simple à interagir avec solutions aqueuses, ainsi que les propriétés redox qu'il présente. Modification des potentiels oxydatifs substances simples selon le numéro de série de l'élément, il est également périodique. Mais il convient de garder à l’esprit que le potentiel oxydant d’une substance simple est influencé par divers facteurs, qui doivent parfois être pris en compte individuellement. Par conséquent, la périodicité des changements de potentiels d’oxydation doit être interprétée avec beaucoup de prudence.

/Na+(aq)	/Mg 2+ (aq)	/Al 3+ (aq)
2,71 V	2,37 V	1,66 V
/K + (aq)	/Ca2+ (aq)	/Sc 3+ (aq)
2,93 V	2,87 V	2,08 V

Il est possible de détecter certaines séquences spécifiques dans les modifications des potentiels d'oxydation de substances simples. En particulier, dans la série des métaux, lors du passage des éléments alcalins aux éléments qui les suivent, une diminution des potentiels d'oxydation se produit (+ (aq), etc. - cation hydraté) :

Cela s'explique facilement par une augmentation de l'énergie d'ionisation des atomes avec une augmentation du nombre d'électrons de valence retirés. Par conséquent, sur la courbe de dépendance des potentiels d'oxydation des substances simples sur le numéro atomique de l'élément, il existe des maxima correspondant aux métaux alcalins. Mais ce n’est pas la seule raison des changements dans les potentiels d’oxydation des substances simples.

Périodicité interne et secondaire

s- Et R.-éléments

Les tendances générales dans la nature des changements dans les valeurs de l'énergie d'ionisation des atomes, de l'énergie d'affinité électronique des atomes, de l'électronégativité, des rayons atomiques et ioniques, de l'énergie d'atomisation des substances simples, de l'état d'oxydation, des potentiels d'oxydation des substances simples en fonction de l'atome Le numéro de l’élément est discuté ci-dessus. Avec plus étude approfondie Ces tendances montrent que les modèles de changements dans les propriétés des éléments au cours des périodes et des groupes sont beaucoup plus complexes. Dans la nature des changements dans les propriétés des éléments au cours d'une période, une périodicité interne se manifeste et dans un groupe - une périodicité secondaire (découverte par E.V. Biron en 1915).

Ainsi, en passant d'un s-élément du groupe I à R.-élément V Groupe III la courbe de l'énergie d'ionisation des atomes et la courbe des changements de leurs rayons ont des maxima et des minima internes (voir Fig. 1, 2, 4).

Ceci indique le caractère périodique interne de l’évolution de ces propriétés au cours de la période. Une explication des modèles notés peut être donnée en utilisant le concept de blindage central.

L'effet de protection du noyau est dû aux électrons des couches internes qui, en protégeant le noyau, affaiblissent l'attraction de l'électron externe vers lui. Ainsi, lors du passage du béryllium 4 au bore 5, malgré l'augmentation de la charge nucléaire, l'énergie d'ionisation des atomes diminue :

Riz. 5 Schéma de la structure des derniers niveaux du béryllium, 9,32 eV (à gauche) et du bore, 8,29 eV (à droite)

Ceci s'explique par le fait que l'attraction vers le noyau 14h-l'électron de l'atome de bore est affaibli en raison de l'effet écran 2s-des électrons.

Il est clair que le blindage du noyau augmente avec le nombre de couches électroniques internes. Ainsi, en sous-groupes s- Et R.-éléments il y a une tendance à diminuer l'énergie d'ionisation des atomes (voir Fig. 1).

La diminution de l'énergie d'ionisation de l'azote 7 N à l'oxygène 8 O (voir Fig. 1) s'explique par la répulsion mutuelle de deux électrons de même orbitale :

Riz. 6 Schéma de la structure des derniers niveaux d'azote, 14,53 eV (à gauche) et d'oxygène, 13,62 eV (à droite)

L'effet d'écrantage et de répulsion mutuelle des électrons d'une orbitale explique également la nature périodique interne du changement des rayons atomiques au cours de la période (voir Fig. 4).

Riz. 7 Dépendance périodique secondaire des rayons des atomes des orbitales p externes sur le numéro atomique

Riz. 8 Dépendance périodique secondaire de la première énergie d'ionisation des atomes sur le numéro atomique

Riz. 9 Distribution radiale de la densité électronique dans l'atome de sodium

Dans la nature des changements de propriétés s- Et R.-éléments dans les sous-groupes, une périodicité secondaire est clairement observée (Fig. 7). Pour l'expliquer, on utilise l'idée de la pénétration des électrons dans le noyau. Comme le montre la figure 9, un électron de n'importe quelle orbitale est situé dans une région proche du noyau pendant un certain temps. En d’autres termes, les électrons externes pénètrent dans le noyau à travers des couches d’électrons internes. Comme le montre la figure 9, externe 3 s-l'électron de l'atome de sodium a une probabilité très importante d'être situé à proximité du noyau dans la région interne À- Et L-couches électroniques.

La concentration de densité électronique (le degré de pénétration électronique) pour le même nombre quantique principal est la plus élevée pour s-électron, moins - pour R.-électron, encore moins - pour d-électron, etc. Par exemple, avec n = 3, le degré de pénétration diminue dans la séquence 3 s>3p>3d(voir fig. 10).

Riz. 10 Distribution radiale de la probabilité de trouver un électron (densité électronique) à distance r du noyau

Il est clair que l’effet de pénétration augmente la force de la liaison entre les électrons externes et le noyau. En raison d'une pénétration plus profonde s-les électrons protègent le noyau dans une plus grande mesure que R.-électrons, et ces derniers sont plus forts que d-électrons, etc.

En utilisant l'idée de pénétration des électrons vers le noyau, considérons la nature du changement du rayon des atomes des éléments du sous-groupe du carbone. Dans la série - - - - il existe une tendance générale à l'augmentation du rayon atomique (voir Fig. 4, 7). Toutefois, cette augmentation n’est pas monotone. En passant de Si à Ge, externe R.-les électrons pénètrent à travers un écran de dix 3 d-électrons et ainsi renforcer la liaison avec le noyau et comprimer la couche électronique de l'atome. Réduction de taille 6 p-orbitales de Pb comparées à 5 R.-le Sn orbital est dû à la pénétration 6 p-électrons sous double écran dix 5 d-électrons et quatorze 4 F-des électrons. Ceci explique également la non-monotonicité du changement d'énergie d'ionisation des atomes de la série C-Pb et sa plus grande valeur pour le Pb par rapport à l'atome de Sn (voir Fig. 1).

d-Éléments

Dans la couche externe des atomes d-éléments (à l'exception de ) il y a 1-2 électrons ( ns-État). Les électrons de valence restants sont situés dans (n-1) d-état, c'est-à-dire dans la couche pré-externe.

Cette structure des couches électroniques des atomes détermine certains les propriétés générales d-éléments. Ainsi, leurs atomes sont caractérisés par des valeurs relativement faibles de la première énergie d'ionisation. Comme le montre la figure 1, la nature du changement dans l'énergie d'ionisation des atomes au cours de la période de la série d-les éléments sont plus lisses que dans une rangée s- Et p-éléments. Lors du déménagement de d-élément du groupe III à d-pour un élément du groupe II, les valeurs de l'énergie d'ionisation changent de manière non monotone. Ainsi, dans la section de la courbe (Fig. 1), deux zones sont visibles, correspondant à l'énergie d'ionisation des atomes dans laquelle le d-orbitales d'un et deux électrons. Remplissage 3 d-des orbitales avec un électron chacune se terminant en (3d 5 4s 2), ce qui est marqué par une légère augmentation de la stabilité relative de la configuration 4s 2 due à la pénétration des électrons 4s 2 sous l'écran de la configuration 3d 5. Valeur la plus élevée l'énergie d'ionisation a (3d 10 4s 2), ce qui est conforme à l'achèvement complet de 3 d-sous-couche et stabilisation de la paire électronique grâce à la pénétration sous l'écran 3 d 10 - configurations.

En sous-groupes d-éléments, les valeurs d'énergie d'ionisation des atomes augmentent généralement. Cela peut s'expliquer par l'effet de la pénétration des électrons dans le noyau. Alors, si vous d-éléments de la 4ème période externe 4 s-les électrons pénètrent sous l'écran 3 d-électrons, alors les éléments de la 6ème période ont 6 externe s-les électrons pénètrent déjà sous le double écran 5 d- et 4 F-des électrons. Par exemple:

22 Ti…3j 2 4s 2	je = 6,82 eV
40 Zr …3j 10 4s 2 4p 6 4j 2 5s 2	je = 6,84 eV
72 Hf… 4j 10 4f 14 5s 2 5p 6 5j 2 6s 2	je = 7,5 eV

Donc d-éléments de la 6ème période externe b s-Les électrons sont liés plus fermement au noyau et, par conséquent, l'énergie d'ionisation des atomes est supérieure à celle de d-éléments de la 4ème période.

Tailles atomiques d-les éléments sont intermédiaires entre les tailles atomiques s- Et p-des éléments d'une période donnée. Le changement des rayons de leurs atomes au cours de la période est plus doux que pour s- Et p-éléments.

En sous-groupes d-éléments, les rayons atomiques augmentent généralement. Il est important de noter la caractéristique suivante : une augmentation des rayons atomiques et ioniques dans les sous-groupes d-éléments correspond principalement au passage de l'élément de la 4ème à l'élément de la 5ème période. Les rayons d'atomes correspondants d-les éléments des 5ème et 6ème périodes de ce sous-groupe sont approximativement les mêmes. Ceci s'explique par le fait que l'augmentation des rayons due à une augmentation du nombre de couches électroniques lors du passage de la 5ème à la 6ème période est compensée F-compression causée par le remplissage d'électrons 4 F-sous-couche F-éléments de la 6ème période. Dans ce cas F-la compression s'appelle lanthanide. Avec des configurations électroniques similaires des couches externes et approximativement les mêmes tailles d'atomes et d'ions pour d-les éléments des 5ème et 6ème périodes de ce sous-groupe se caractérisent par une similitude particulière de propriétés.

Les éléments du sous-groupe scandium n'obéissent pas aux modèles notés. Ce sous-groupe est caractérisé par des modèles caractéristiques des sous-groupes voisins s-éléments.

La loi périodique est la base de la systématique chimique

voir également

Remarques

Littérature

1. Akhmetov N.S. Problèmes de cours actuels chimie inorganique. - M. : Éducation, 1991. - 224 pp. - ISBN 5-09-002630-0
2. Korolkov D.V. Fondamentaux de la chimie inorganique. - M. : Éducation, 1982. - 271 p.
3. Mendeleïev D. I. Fondements de la chimie, tome 2. M. : Goskhimizdat, 1947. 389 p.
4. Mendeleïev D.I.// Dictionnaire encyclopédique de Brockhaus et Efron : En 86 volumes (82 volumes et 4 supplémentaires). - Saint-Pétersbourg. , 1890-1907.

La loi périodique est une loi fondamentale formulée par D.I. Mendeleïev en 1869.

Selon Dmitri Ivanovitch Mendeleïev, périodiquementsa loi ressemblait à ceci : « Les propriétés des éléments, les formes et les propriétés des composés qu'ils forment dépendent périodiquement de la valeur de leur masse atomique..» Mendeleïev associait les changements périodiques des propriétés des éléments à la masse atomique. Comprendre la périodicité des changements dans de nombreuses propriétés a permis à Dmitri Ivanovitch de déterminer et de décrire les propriétés de substances formées par des éléments chimiques encore inconnus, de prédire les sources naturelles de minerai et même leur emplacement.

Des études ultérieures ont montré que les propriétés des atomes et de leurs composés dépendent principalement de la structure électronique de l'atome. UN structure électronique déterminé par les propriétés noyau atomique . En particulier, charge du noyau atomique .

Par conséquent, la formulation moderne de la loi périodique ressemble à ceci :

« Les propriétés des éléments, la forme et les propriétés des composés qu'ils forment dépendent périodiquement de la valeur de la charge des noyaux de leurs atomes. «.

Une conséquence de la loi périodique est un changement dans les propriétés des éléments dans certaines populations, ainsi que la répétition des propriétés au fil des périodes, c'est-à-dire à travers un certain nombre d'éléments. Mendeleïev a appelé ces agrégats des périodes.

Périodes – Ce sont des rangées horizontales d'éléments avec le même nombre de niveaux électroniques remplis. Le numéro de période indique nombre de niveaux d'énergie dans l'atome d'un élément. Toutes les périodes (sauf la première) commencent par un métal alcalin (élément s) et se terminent par un gaz rare.

Groupes – colonnes verticales d'éléments avec le même nombre d'électrons de valence, égal au numéro de groupe. Il existe des sous-groupes principaux et secondaires. Les principaux sous-groupes sont constitués d'éléments de petites et grandes périodes, dont les électrons de valence sont situés sur le n externe s- et n p— les sous-niveaux.

Tableau périodique des éléments chimiques D.I. Mendeleïev

Le tableau périodique des éléments de D. I. Mendeleïev se compose de sept périodes qui sont des séquences horizontales d'éléments disposés par ordre croissant de charge de leur noyau atomique.

Chaque période (sauf la première) commence atomes de métaux alcalins(Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) et se termine gaz nobles(Ne, Ar, Kr, Xe, Rn), qui sont précédés de non-métaux typiques.

Dans les périodes de gauche à droite, le nombre d'électrons dans le niveau externe augmente.

Par conséquent,

Dans les périodes de gauche à droite, les propriétés métalliques s'affaiblissent progressivement et les propriétés non métalliques augmentent.

DANS d'abord période, il y a deux éléments - hydrogène et hélium. Dans ce cas, l'hydrogène est classiquement placé dans le sous-groupe IA ou VIIA, car il présente des similitudes avec les métaux alcalins et les halogènes. Comme métaux alcalins, l'hydrogène est un agent réducteur. En cédant un électron, l’hydrogène forme un cation H+ chargé une seule fois. Comme les halogènes, l'hydrogène est un non-métal, forme une molécule diatomique H2 et peut présenter des propriétés oxydantes lorsqu'il interagit avec des métaux actifs :

2Na + H2 → 2NaH

DANS quatrième Dans la période qui suit Ca, il y a 10 éléments de transition (du scandium Sc au zinc Zn), derrière lesquels se trouvent les 6 éléments principaux restants de la période (du gallium Ga au krypton Kr). Construit de la même manière cinquième période. Éléments de transition fait généralement référence à tout élément avec des électrons de valence d ou f.

Sixième Et septième les points ont des insertions d’éléments doubles. Derrière l'élément Ba se trouvent dix éléments D (du lanthane La au gadolinium Hg), et après le premier élément de transition le lanthane La est suivi de 14 éléments f - lanthanides(Se - Lu). Après le mercure Hg, il y a les 6 principaux éléments p restants de la sixième période (Tl - Rn).

Dans la septième période (incomplète), Ac est suivi de 14 éléments f- actinides(Th - Lr). Récemment, La et Ac ont commencé à être classés respectivement comme lanthanides et actinides. Les lanthanides et les actinides sont placés séparément au bas du tableau.

Dans le tableau périodique, chaque élément est situé à un endroit strictement défini qui correspond à son numéro de série .

Les éléments du tableau périodique sont divisés en huit groupes (I – VIII), qui à leur tour sont divisés en sous-groupes — principal , ou sous-groupes A et côté , ou sous-groupe B. Le sous-groupe VIIIB est spécial, il contient triadeséléments qui composent les familles du fer (Fe, Co, Ni) et des métaux platine (Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt).

Au sein de chaque sous-groupe, les éléments présentent des propriétés similaires et sont similaires en termes de structure chimique. À savoir:

Dans les sous-groupes principaux, de haut en bas, les propriétés métalliques augmentent et les propriétés non métalliques s'affaiblissent.

Dans les sous-groupes principaux de haut en bas la stabilité des composés d'éléments dans l'état d'oxydation le plus bas augmente.

Dans les sous-groupes secondaires, c'est l'inverse : de haut en bas, les propriétés métalliques s'affaiblissent et la stabilité des composés ayant le degré d'oxydation le plus élevé augmente.

En fonction de l'orbitale énergétique remplie en dernier dans un atome, les éléments chimiques peuvent être divisés en éléments s, éléments p, éléments d et f.

Pour les atomes d’éléments s, les orbitales s aux niveaux d’énergie externes sont remplies. Les éléments s comprennent l'hydrogène et l'hélium, ainsi que tous les éléments des groupes I et II des sous-groupes principaux (lithium, béryllium, sodium, etc.). Dans les éléments p, les électrons remplissent les orbitales p. Ceux-ci incluent des éléments des groupes III-XIII, les principaux sous-groupes. Pour les éléments d, les orbitales d sont remplies en conséquence. Ceux-ci incluent des éléments de sous-groupes latéraux.

Quelles autres propriétés sont mentionnées dans la loi périodique ?

Des caractéristiques des atomes telles que le rayon orbital, l'énergie d'affinité électronique, l'électronégativité, l'énergie d'ionisation, l'état d'oxydation, etc. dépendent périodiquement de la charge du noyau.

Voyons comment ça change rayon atomique . En général, le rayon atomique– le concept est assez complexe et ambigu. Distinguer rayons des atomes métalliques Et rayons covalents des non-métaux.

Rayon d'un atome de métal égale à la moitié de la distance entre les centres de deux atomes voisins dans un réseau cristallin métallique. Le rayon atomique dépend du type de réseau cristallin de la substance, de l'état de phase et de nombreuses autres propriétés.

Nous parlons de rayon orbitalatome isolé.

Rayon orbital est la distance théoriquement calculée entre le noyau et l'accumulation maximale d'électrons externes.

Rayon orbital courbé principalement sur le nombre de niveaux d'énergie remplis d'électrons.

Plus le nombre de niveaux d'énergie remplis d'électrons est grand, plus le rayon de la particule est grand.

Par exemple , dans la rangée d'atomes : F – Cl – Br – I, le nombre de niveaux d'énergie remplis augmente, donc le rayon orbital augmente également.

Si le nombre de niveaux d'énergie remplis est le même, alors le rayon est déterminé par la charge du noyau de la particule.

Plus la charge nucléaire est grande, plus l’attraction des électrons de valence vers le noyau est forte.

Plus l'attraction des électrons de valence vers le noyau est grande, plus le rayon de la particule est petit. Ainsi:

Plus la charge du noyau atomique est grande (avec le même nombre de niveaux d'énergie remplis), plus le rayon atomique est petit.

Par exemple , dans la série Li – Be – B – C, le nombre de niveaux d'énergie remplis, la charge du noyau augmente, donc le rayon orbital diminue également.

DANS groupes De haut en bas, le nombre de niveaux d’énergie des atomes augmente. Plus le nombre de niveaux d'énergie dans un atome est grand, plus les électrons du niveau d'énergie externe sont éloignés du noyau et plus le rayon orbital de l'atome est grand.

Dans les sous-groupes principaux, le rayon orbital augmente de haut en bas.

DANS périodes le nombre de niveaux d'énergie ne change pas. Mais par périodes, de gauche à droite, la charge du noyau atomique augmente. Par conséquent, dans les périodes de gauche à droite, le rayon orbital des atomes diminue.

Dans les périodes de gauche à droite, le rayon orbital des atomes diminue.

Considérons les modèles de changement rayons ioniques : cations et anions.

Cations – ce sont des ions chargés positivement. Les cations se forment lorsqu'un atome abandonne des électrons.

Le rayon d'un cation est inférieur au rayon de l'atome correspondant. À mesure que la charge positive de l’ion augmente, le rayon diminue.

Par exemple, le rayon de l'ion Na + est inférieur au rayon de l'atome de sodium Na :

Anions – ce sont des ions chargés négativement. Les anions se forment lorsqu'un atome accepte des électrons.

Le rayon d'un anion est supérieur au rayon de l'atome correspondant.

Les rayons des ions dépendent également du nombre de niveaux d'énergie remplis dans l'ion et de la charge du noyau.

Par exemple , Le rayon de l’ion Cl est supérieur au rayon de l’atome de chlore Cl.

Ions isoélectroniques – ce sont des ions avec le même nombre d'électrons. Pour les particules isoélectroniques, le rayon est également déterminé charge nucléaire: Plus la charge sur le noyau de l'ion est grande, plus le rayon est petit.

Par exemple : Les particules Na + et F – contiennent 10 électrons. Mais la charge du noyau sodium est de +11, et celle du fluor n'est que de +9. Par conséquent, le rayon de l’ion Na + est inférieur au rayon de l’ion F –.

Un autre très propriété importante atomes – électronégativité (EO).

Électronégativité – Il s’agit de la capacité d’un atome à déplacer vers lui les électrons d’autres atomes lors de la formation d’une liaison. L'électronégativité ne peut être estimée qu'approximativement. Actuellement, il existe plusieurs systèmes pour estimer l'électronégativité relative des atomes. L'un des plus courants est Échelle de Pauling.

Selon Pauling, l'atome le plus électronégatif est le fluor (valeur EO≈4). L'atome le moins électronégatif est francs (EO = 0,7).

Dans les principaux sous-groupes, l'électronégativité diminue de haut en bas.

Dans les périodes de gauche à droite, l'électronégativité augmente.

Périodique loi D.I. Mendeleïev :Propriétés des corps simples, ainsi que formes et propriétés des composésles différences d'éléments dépendent périodiquement deles valeurs des poids atomiques des éléments. (Les propriétés des éléments dépendent périodiquement de la charge des atomes de leurs noyaux).

Tableau périodique des éléments. Série d'éléments au sein desquels les propriétés changent de manière séquentielle, comme la série de huit éléments allant du lithium au néon ou du sodium à l'argon, Mendeleev a appelé les périodes. Si l’on écrit ces deux périodes l’une en dessous de l’autre de manière à ce que le sodium soit sous le lithium et l’argon sous le néon, on obtient la disposition des éléments suivante :

Avec cette disposition, les colonnes verticales contiennent des éléments qui ont des propriétés similaires et ont la même valence, par exemple le lithium et le sodium, le béryllium et le magnésium, etc.

Après avoir divisé tous les éléments en périodes et placé une période sous une autre afin que les éléments similaires en termes de propriétés et de types de composés formés soient situés les uns sous les autres, Mendeleïev a dressé un tableau qu'il a appelé le système périodique des éléments par groupes et séries.

La signification du système périodiqueNous. Le tableau périodique des éléments a eu une grande influence sur le développement ultérieur de la chimie. Non seulement il s’agissait de la première classification naturelle d’éléments chimiques, démontrant qu’ils forment un système harmonieux et sont en étroite relation les uns avec les autres, mais elle constituait également un outil puissant pour des recherches ultérieures.

7. Modifications périodiques des propriétés des éléments chimiques. Rayons atomiques et ioniques. Énergie d'ionisation. Affinité électronique. Electronégativité.

La dépendance des rayons atomiques sur la charge du noyau d'un atome Z est périodique. Au cours d'une période, à mesure que Z augmente, la taille de l'atome a tendance à diminuer, ce qui est particulièrement clairement observé sur de courtes périodes.

Avec le début de la construction d'une nouvelle couche électronique, plus éloignée du noyau, c'est-à-dire lors du passage à la période suivante, les rayons atomiques augmentent (comparez, par exemple, les rayons des atomes de fluor et de sodium). En conséquence, au sein d’un sous-groupe, avec l’augmentation de la charge nucléaire, la taille des atomes augmente.

La perte d'atomes d'électrons entraîne une diminution de sa taille effective et l'ajout d'électrons en excès entraîne une augmentation. Par conséquent, le rayon d’un ion chargé positivement (cation) est toujours plus petit et le rayon d’un non (anion) chargé négativement est toujours supérieur au rayon de l’atome électriquement neutre correspondant.

Au sein d'un sous-groupe, les rayons des ions de même charge augmentent avec l'augmentation de la charge nucléaire. Cette tendance s'explique par une augmentation du nombre de couches électroniques et la distance croissante des électrons externes du noyau.

La propriété chimique la plus caractéristique des métaux est la capacité de leurs atomes à céder facilement des électrons externes et à se transformer en ions chargés positivement, tandis que les non-métaux, au contraire, se caractérisent par la capacité d'ajouter des électrons pour former des ions négatifs. Pour retirer un électron d’un atome et transformer ce dernier en ion positif, il est nécessaire de dépenser une certaine énergie, appelée énergie d’ionisation.

L'énergie d'ionisation peut être déterminée en bombardant des atomes avec des électrons accélérés dans un champ électrique. La tension de champ la plus basse à laquelle la vitesse des électrons devient suffisante pour ioniser les atomes est appelée potentiel d'ionisation des atomes d'un élément donné et est exprimée en volts. En dépensant suffisamment d’énergie, deux, trois électrons ou plus peuvent être retirés d’un atome. Par conséquent, ils parlent du premier potentiel d'ionisation (l'énergie de retrait du premier électron de l'atome) et du deuxième potentiel d'ionisation (l'énergie de retrait du deuxième électron)

Comme indiqué ci-dessus, les atomes peuvent non seulement donner, mais aussi gagner des électrons. L’énergie libérée lorsqu’un électron s’attache à un atome libre est appelée affinité électronique de l’atome. L'affinité électronique, comme l'énergie d'ionisation, est généralement exprimée en électron-volts. Ainsi, l'affinité électronique de l'atome d'hydrogène est de 0,75 eV, celle de l'oxygène de 1,47 eV et celle du fluor de 3,52 eV.

Les affinités électroniques des atomes métalliques sont généralement proches de zéro ou négatives ; Il s'ensuit que pour les atomes de la plupart des métaux, l'ajout d'électrons est énergétiquement défavorable. L'affinité électronique des atomes non métalliques est toujours positive et d'autant plus grande que le non métallique est proche du gaz rare dans le tableau périodique ; cela indique une augmentation des propriétés non métalliques à mesure que la fin de la période approche.

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