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化学元素の周期表の各周期。周期表の構造

周期表の元素は、原子番号 Z が 1 から 110 まで増加する順序で配置されています。 。元素 Z のシリアル番号は、その原子の原子核の電荷と、原子核の場を移動する電子の数に対応します。

化学元素は、非励起原子の構造に応じて自然集合体に分割され、水平および垂直の列、つまり周期とグループの形で周期系に反映されます。

周期とは、充填が行われる原子内の一連の要素のことです。同じ番号エネルギー準位（電子層）。周期数は、元素の原子内の電子層の数を示します。この周期は、主量子数 n の新しい値を持つ最初の s - 電子 (水素およびアルカリ金属) が新しいレベルで現れる原子である s 元素で始まり、貴金属原子である p - 元素で終わります。外側準位の安定した電子構造を持つ気体 ns 2 n.p. 6 (最初の期間 – s – 要素 2 He)。

電子層（外側とコアに近い層）を充填する順序の違いが、周期の長さが異なる理由を説明しています。 1、2、3 周期は小さく、4、5、6、7 は大きい周期です。小さな周期には 2 と 8 個の要素が含まれ、大きな周期 - 18 と 32 個の要素が含まれます。第 7 周期は構造的には第 6 周期と同様に構築されていますが、未完成のままです。

非励起原子の外側準位にある電子の最大数に従って、周期表の元素は 8 つのグループに分けられます。 。元素グループは、原子内の価電子の数が同じである元素の集合です。グループ番号数値に等しい価電子。

s 要素と p 要素のグループ内の位置は、外層内の電子の総数によって決まります。たとえば、外層に5つの電子を持つリン（）はV族、アルゴン（）はVIII族、カルシウム（）はII族などに属します。

d - 元素のグループ内の位置は、外部準位の s - 電子と前外部準位の d - 電子の総数によって決まります。この特徴によれば、d 元素の各族の最初の 6 つの元素は、対応するグループの 1 つに位置します。III のスカンジウム、VIII のマンガン、VIII の鉄などです。亜鉛は最外層が完全で、外側のものは電子であり、グループ II に属します。 Cr、Cu、Nb、Mo、Ru、Rh、Ag、Pt、Au を除く d 元素の原子は、原則として外側準位に 2 つの電子を含みます。後者は、外部準位から前外部準位の d サブ準位までの 1 電子のエネルギー的に有利な「失敗」を示します。これは、このサブ準位が 5 電子 (半分の容量) または 10 電子 (最大容量) まで完了したときに発生します。すべての軌道がそれぞれ 1 つの電子によって占有されている、またはすべての軌道がそれぞれ 1 対の電子によって占有されている状態。パラジウム (Pd) 原子は電子の「二重底」を経験します。

外層に電子が 1 つだけ存在することに基づいて (外層の s - 電子の 1 つが外層前 d - 副層に「失敗」したため)、銅 ()、および銀と金、グループIに分類されます。コバルトとニッケル、ロジウムとパラジウム、イリジウムとプラチナは、Fe、Ru、Os とともに、通常 VIII 族に分類されます。

4f - (ランタニド) および 5f - (アクチニド) 族の電子構造の特徴に従って、元素は III 族に分類されます。

グループは、メイン (サブグループ A) とセカンダリ (サブグループ B) のサブグループに分けられます。 サブグループには、類似の電子構造を持つ元素 (元素 - 類似体) が含まれます。s- および p – 要素は、いわゆる家サブグループ、またはサブグループ A、d– 要素 –側、またはサブグループB。

たとえば、周期表の IV 族は次のサブグループで構成されます。

メインサブグループの要素 (A)

多くの科学者が化学元素を体系化する試みを行ってきました。しかし、D.I.メンデレーエフは1869年になって初めて、関係と依存関係を確立する要素の分類を作成することができました。化学物質そして原子核の電荷。

話

周期律の現代的な定式化は次のとおりです。化学元素の特性、および元素の化合物の形態と特性は、元素の原子核の電荷に周期的に依存します。

この法則が発見されるまでに、63 の化学元素が知られていました。しかし、これらの元素の多くの原子量は誤って決定されました。

19世紀には科学はまだ原子の構造に関する情報を持っていなかったので、D.I.メンデレーエフ自身が1869年に元素の原子量の周期的依存性として法則を定式化しました。しかし、科学者の独創的な先見の明により、元素や物質の特性の周期性を決定するパターンを同時代の誰よりも深く理解することができました。彼は原子量の増加だけでなく、物質や元素の既知の特性も考慮に入れ、周期性の考え方を基礎にして、未知の元素や物質の存在と特性を正確に予測することができました。当時の科学に基づいて、多くの元素の原子質量を修正し、元素をシステム内に正しく配置して、空席そして変更を加えます。

米。 1. D.I.メンデレーエフ。

メンデレーエフが周期表の夢を見たという伝説があります。ただし、これだけは美しい物語、これは証明された事実ではありません。

周期表の構造

D.I.メンデレーエフによる化学元素の周期表は、彼自身の法則を図的に反映しています。元素は、特定の化学的および物理的意味に従って表に配置されています。元素の位置によって、その価数、電子の数、その他多くの特徴を決定できます。表は横方向に大期と小期に、縦方向にグループに分かれています。

米。 2. 周期表。

アルカリ金属で始まり、非金属の性質を持つ物質で終わる 7 つの期間があります。 8 つの列で構成されるグループは、メインとセカンダリのサブグループに分けられます。

科学のさらなる発展により、特定の間隔での元素の特性の周期的な繰り返し、特に第 2 と第 3 の小周期で明確に現れるのは、価電子が位置する外側のエネルギー準位の電子構造の繰り返しによって説明されることが示されました。、これにより、反応において化学結合や新しい物質の形成が発生します。したがって、各垂直列グループには、繰り返しのある要素が存在します。特性。これは、非常に活性なアルカリ金属族（グループ I、メインサブグループ）および非ハロゲン金属（グループ VII、メインサブグループ）を含むグループで明確に現れます。期間全体にわたって左から右に、電子の数は 1 から 8 に増加しますが、元素の金属特性は減少します。したがって、金属特性は、外側準位に存在する電子が少ないほど顕著になります。

米。 3. 周期表の小周期と大周期。

イオン化エネルギー、電子親和力エネルギー、電気陰性度などの原子の特性も周期的に発生します。これらの量は、原子が外部レベルから電子を放棄する (イオン化)、または他の人の電子を外部レベルに保持する (電子親和力) 能力に関連付けられています。受け取った合計評価数: 117。

このレッスンでは、原子質量のサイズに応じた単体の特性の変化、および元素の化合物の形状と特性を説明するメンデレーエフの周期法則について学びます。化学元素が周期表内の位置によってどのように記述されるかを考えてみましょう。

トピック: 周期法とD. I. メンデレーエフによる元素周期表

レッスン: D. I. メンデレーエフの元素周期表における位置ごとの元素の説明

1869年、D.I.メンデレーエフは、化学元素について蓄積されたデータに基づいて周期法を定式化しました。すると、次のように聞こえました。 「単体の性質、元素の化合物の形態や性質は、元素の原子量の大きさに周期的に依存します。」非常に長い間、D.I. メンデレーエフの法則の物理的な意味は不明でした。 20 世紀に原子の構造が発見されてから、すべてが整いました。

周期律の現代的な定式化:" プロパティ単体物質また、元素の化合物の形態や性質も、原子核の電荷の大きさに周期的に依存します。」

原子核の電荷は、原子核内の陽子の数に等しい。陽子の数は、原子内の電子の数によってバランスがとれています。したがって、原子は電気的に中性です。

原子核の電荷周期表ではそれは 要素のシリアル番号。

期間番号ショー エネルギーレベルの数、その上で電子が回転します。

グループ番号ショー 価電子の数。主要サブグループの元素の場合、価電子の数は外側のエネルギー準位の電子の数と等しくなります。元素の化学結合の形成に関与するのは価電子です。

8 族の化学元素 (不活性ガス) は、外側の電子殻に 8 個の電子を持っています。このような電子殻はエネルギー的に有利です。すべての原子は、その外側の電子殻を最大 8 個の電子で満たそうとします。

周期表では原子のどのような特性が周期的に変化しますか?

外部電子水準器の構造が繰り返されます。

原子の半径は周期的に変化します。 グループで半径 増加するエネルギーレベルの数が増加するにつれて、周期数も増加します。 期間中、左から右へ原子核は成長しますが、原子核への引力が大きくなり、したがって原子の半径は大きくなります。 減少する.

各原子は、グループ 1 の最後のエネルギー準位を完成しようと努めます。最後の層 1電子。したがって、彼らはそれを与えるのが簡単です。そして、グループ 7 の元素は、オクテットに欠けている 1 つの電子を引き付けることが容易になります。グループ内では、原子の半径が大きくなり、原子核への引力が減少するため、電子を放棄する能力は上から下に向かって増加します。左から右への期間では、原子の半径が減少するため、電子を放棄する能力が減少します。

元素が外部準位から電子を放出しやすいほど、その金属特性は大きくなり、その酸化物と水酸化物はより大きな基本特性を持ちます。これは、グループ内の金属特性が上から下に、周期的には右から左に増加することを意味します。非金属の特性ではその逆が当てはまります。

米。 1. 表中のマグネシウムの位置

このグループでは、マグネシウムはベリリウムとカルシウムに隣接しています。図1。このグループ内では、マグネシウムはベリリウムよりも低いものの、カルシウムよりも高いランクにあります。マグネシウムはベリリウムよりも金属特性が高く、カルシウムよりは金属特性が低くなります。その酸化物と水酸化物の基本的な特性も変化します。この期間では、マグネシウムの左側がナトリウム、右側がアルミニウムです。ナトリウムはマグネシウムよりも金属的性質を示し、マグネシウムはアルミニウムよりも金属的性質を示します。したがって、任意の要素をグループおよび期間内で隣接する要素と比較できます。

酸性および非金属の特性は、塩基性および金属の特性に反して変化します。

D.I.メンデレーエフの周期表における位置による塩素の特徴。

米。 4. 表中の塩素の位置

. 原子番号 17 は、原子内の陽子 17 と電子 17 の数を示します。図4．原子質量 35 は、中性子の数を計算するのに役立ちます (35-17 = 18)。塩素は第 3 周期にあり、原子のエネルギー準位の数が 3 であることを意味します。塩素は 7-A グループに属し、p 元素に属します。これは非金属です。塩素をグループおよび期間内の近隣の塩素と比較します。塩素の非金属特性は硫黄の非金属特性よりも優れていますが、アルゴンの非金属特性よりは低いです。塩素はフッ素よりも金属的性質が低く、臭素よりも金属的性質が高くなります。電子をエネルギー準位に分配して、電子の式を書いてみましょう。電子の全体的な分布は次のようになります。図を参照してください。 5

米。 5. エネルギー準位にわたる塩素原子の電子の分布

塩素の最高および最低の酸化状態を決定します。最高の酸化状態は +7 です。これは、最後の電子層から 7 個の電子を放出できるためです。塩素が完了するには 1 電子を必要とするため、最低の酸化状態は -1 です。高級酸化物 Cl 2 O 7 (酸酸化物)、水素化合物 HCl の式。

電子を供与または獲得する過程で、原子は電子を獲得します。 従来の料金。この条件付き料金は次のように呼ばれます .

- 単純物質の酸化状態は次のとおりです。 ゼロ。

アイテムが展示される可能性があります最大酸化状態と最小. 最大元素は次の場合に酸化状態を示します。 与える外側の電子レベルからのすべての価電子。価電子の数が基の番号と等しい場合、最大の酸化状態は基の番号と等しくなります。

米。 2. 表中のヒ素の位置

最小元素は酸化状態を示します。 受け入れます可能なすべての電子が電子層を完成させます。

元素No.33を例に酸化状態の値を考えてみましょう。

これはヒ素 As です。図 2 にあります。最終電子準位には 5 つの電子があります。これは、それらを渡すと、酸化状態が +5 になることを意味します。 As 原子には、電子層が完成する前に 3 つの電子が欠けています。それらを引き寄せることで酸化状態は-3になります。

周期表における金属および非金属の元素の位置 D.I. メンデレーエフ。

米。 3. 表中の金属と非金属の位置

で側サブグループはすべて金属。精神的に行動すると ホウ素からアスタチンまでの対角線 、それ より高い メインサブグループのこの対角線のすべてが存在します。 非金属 、A 下にこの対角線がすべてです金属。図3.

1. No. 1-4 (p. 125) Rudzitis G.E. 無機物と有機化学。 8年生：教科書教育機関: 基礎レベル / G. E. Rudzitis、F.G. フェルドマン。 M.: 啓蒙です。 2011 176 p.: 病気。

2. 周期性によって原子のどのような特性が変化しますか?

3. D.I. メンデレーエフの周期表における酸素の位置を調べて、化学元素を特徴づけます。

縦の行（グループ）と横の行（ピリオド）で構成されます。のためにより良い理解要素をグループと期間に組み合わせる原則として、いくつかの要素、たとえば、第 1 グループ、第 4 グループ、および第 7 グループを考えてみましょう。

上記の電子配置から、同じグループの原子の外側の (エネルギーが最も高い) 電子殻が電子で均等に満たされていることは明らかです。表の同じ縦列にある要素は 1 つのグループに属します。周期表の IVA 族元素は、s 軌道に 2 つの電子と、p 軌道に 2 つの電子を持っています。フッ素 F、塩素 Cl、臭素 Br 原子の外側電子殻の構成も同じです (2 つの s 電子と 5 つの p 電子)。そして、これらの元素は 1 つのグループ (VIIA) に属します。同じグループの元素の原子は、外側の電子殻の構造が同じです。そのため、これらの元素は同様の化学的性質を持っています。 各元素の化学的性質は、その元素の原子の電子構造によって決まります。 。これは現代化学の基本原理です。これが周期表の基礎となっています。

周期表の族番号は外側の電子殻の電子の数に対応します このグループの元素の原子。 期間番号（横列）周期表) は最高占有電子軌道の番号と一致します。たとえば、ナトリウムと塩素は両方とも第 3 周期の元素であり、どちらのタイプの原子も最も高い電子で満たされた準位 (第 3 周期) を持っています。

厳密に言えば、外側の電子殻内の電子の数は、文字インデックス A を持つグループに位置するいわゆる非遷移元素のグループ番号のみを決定します。

原子の電子構造は、元素の化学的および物理的特性を決定します。そして、原子の電子構造は一定周期で繰り返されるため、元素の性質も周期的に繰り返されます。

D. I. メンデレーエフの周期法則は次のような定式化になっています。 「化学元素の性質、ならびにそれらが形成する単体物質や化合物の形態や性質は、原子核の電荷の大きさに周期的に依存します。」.

原子サイズ

周期表から得られるさらに 2 種類の情報について詳しく説明する必要があります。 1 つ目は、原子の大きさ (半径) の問題です。特定のグループ内で下に移動すると、次の各元素に移動するということは、次の元素を電子でどんどん埋めていくことを意味します。上級。 IA 族では、ナトリウム原子の外側電子は 3s 軌道にあり、カリウムは 4s 軌道にあり、ルビジウムは 5s 軌道にあります。4s 軌道は 3s 軌道よりもサイズが大きいため、カリウム原子は大きなサイズナトリウム原子よりも。同じ理由で 各グループの原子のサイズは上から下に向かって大きくなります .

周期を右に移動すると、原子の質量は増加しますが、通常、原子のサイズは減少します。例えば、第 2 周期では、ネオン Ne 原子のサイズはフッ素原子より小さく、フッ素原子は酸素原子よりも小さくなります。

電気陰性度

周期表によって明らかにされるもう 1 つの傾向は、元素の電気陰性度、つまり他の原子と結合を形成する電子を原子が引き付ける相対的な能力の自然な変化です。たとえば、希ガス原子は電子を獲得したり失ったりする傾向がありませんが、金属原子は電子を容易に放棄し、非金属原子は電子を容易に受け入れます。 電気陰性度 (電子を引き寄せ、獲得する能力) は、期間内では左から右に、グループ内では下から上に増加します。最後のグループ (不活性ガス) は、これらのパターンの外にあります。

周期表の右上隅にあるフッ素 F は最も電気陰性度の高い元素であり、左下隅にあるフランシウム Fr は最も電気陰性度が低い元素です。電気陰性度の変化も図中の矢印で示されています。この規則性を利用すると、たとえば、酸素は炭素や硫黄よりも電気陰性度の高い元素であると主張できます。これは、酸素原子が炭素原子や硫黄原子よりも強く電子を引き付けることを意味します。

ポーリングの最初で広く知られている相対原子電気陰性度のスケールは、フランシウム原子の 0.7 からフッ素原子の 4.0 までの範囲に及びます。

希ガスの電子構造

周期表の最後のグループの元素は、不活性 (貴) ガスと呼ばれます。ヘリウム He を除くこれらの元素の原子では、外側の電子殻に 8 個の電子があります。不活性ガスが入らない化学反応また、他の元素と化合物を形成しません（ごく少数の例外を除きます）。これは、外側電子殻内の 8 個の電子の配置が非常に安定しているためです。