Tabelul periodic al elementelor a avut o mare influență asupra dezvoltării ulterioare a chimiei.
Dmitri Ivanovici Mendeleev (1834-1907)
Nu numai că a fost prima clasificare naturală a elementelor chimice, care a arătat că acestea formează un sistem coerent și sunt în strânsă legătură între ele, dar a fost și un instrument puternic pentru cercetări ulterioare.
Pe vremea când Mendeleev și-a întocmit tabelul pe baza legii periodice pe care a descoperit-o, multe elemente erau încă necunoscute. Deci, elementul perioadei a patra, scandiul, era necunoscut. În ceea ce privește greutatea atomică, titanul a urmat calciului, dar titanul nu a putut fi plasat imediat după calciu, deoarece s-ar încadra în a treia grupă, în timp ce titanul formează cel mai mare oxid și, în ceea ce privește alte proprietăți, ar trebui să fie atribuit celui de-al patrulea grup. . Prin urmare, Mendeleev a sărit peste o celulă, adică a lăsat un spațiu liber între calciu și titan. Pe aceeași bază, în a patra perioadă au rămas două celule libere între zinc și arsen, acum ocupate de elementele galiu și germaniu. Erau și locuri goale în alte rânduri. Mendeleev nu numai că era convins că trebuie să existe elemente încă necunoscute care să umple aceste locuri, dar a prezis și proprietățile acestor elemente în avans, pe baza poziției lor între alte elemente ale sistemului periodic. Unul dintre ei, care în viitor urma să ocupe un loc între calciu și titan, a dat numele de ekabor (deoarece proprietățile sale trebuiau să semene cu borul); celelalte două, pentru care erau locuri goale în masa între zinc și arsenic, se numeau eka-aluminiu și ekasiliciu.
În următorii 15 ani, predicțiile lui Mendeleev au fost confirmate cu brio: toate cele trei elemente așteptate au fost descoperite. Mai întâi, chimistul francez Lecoq de Boisbaudran a descoperit galiul, care are toate proprietățile ekaaluminiului; după aceea, scandiul, care avea proprietățile ecaborului, a fost descoperit în Suedia de LF Nilson și, în cele din urmă, încă câțiva ani mai târziu, în Germania, KA Winkler a descoperit un element pe care l-a numit germaniu, care s-a dovedit a fi identic cu ecasilienta.
Pentru a judeca uimitoarea acuratețe a predicției lui Mendeleev, să comparăm proprietățile ecasiliconului prezise de el în 1871 cu proprietățile germaniului descoperite în 1886:
Descoperirea galiului, scandiului și germaniului a fost cel mai mare triumf al legii periodice.
Sistemul periodic a avut, de asemenea, o mare importanță în stabilirea valenței și a maselor atomice ale anumitor elemente. Astfel, elementul beriliu a fost mult timp considerat un analog al aluminiului, iar oxidului său i s-a atribuit formula . Pe baza compoziției procentuale și a formulei propuse a oxidului de beriliu, masa sa atomică a fost considerată egală cu 13,5. Sistemul periodic a arătat că există un singur loc pentru beriliu în tabel, și anume, peste magneziu, deci oxidul său trebuie să aibă formula , de unde masa atomică a beriliului este egală cu zece. Această concluzie a fost în curând confirmată de determinarea masei atomice a beriliului din densitatea de vapori a clorurii sale.
Exact Și astăzi legea periodică rămâne firul călăuzitor și principiul călăuzitor al chimiei. Pe baza ei au fost create artificial elemente transuraniu în ultimele decenii, situate în sistemul periodic după uraniu. Unul dintre ele - elementul nr. 101, obținut pentru prima dată în 1955 - a fost numit mendelevium în onoarea marelui om de știință rus.
Descoperirea legii periodice și crearea unui sistem de elemente chimice a avut o mare importanță nu numai pentru chimie, ci și pentru filozofie, pentru întreaga noastră înțelegere a lumii. Mendeleev a arătat că elementele chimice constituie un sistem coerent, care se bazează pe legea fundamentală a naturii. Aceasta este expresia poziției dialecticii materialiste asupra interconexiunii și interdependenței fenomenelor naturale. Dezvăluind relația dintre proprietățile elementelor chimice și masa atomilor lor, legea periodică a fost o confirmare strălucitoare a uneia dintre legile universale ale dezvoltării naturii - legea trecerii cantității în calitate.
Dezvoltarea ulterioară a științei a făcut posibilă, bazându-se pe legea periodică, cunoașterea structurii materiei mult mai profund decât a fost posibil în timpul vieții lui Mendeleev.
Teoria structurii atomului dezvoltată în secolul al XX-lea, la rândul său, a dat legii periodice și sistemului periodic de elemente o iluminare nouă, mai profundă. Confirmarea strălucitoare a fost găsită de cuvintele profetice ale lui Mendeleev: „Legea periodică nu este amenințată cu distrugerea, ci doar o suprastructură și o dezvoltare sunt promise”.
Posibilitatea predicției științifice a elementelor necunoscute a devenit realitate abia după descoperirea legii periodice și a sistemului periodic de elemente. D. I. Mendeleev a prezis existența a 11 elemente noi: ekabor, ekasilicon, ekaaluminiu etc. „Coordonatele” elementului din sistemul periodic (număr de serie, grup și perioadă) au făcut posibilă prezicerea aproximativă a masei atomice, precum și a celor mai importante proprietăți ale elementului prezis. Precizia acestor predicții a crescut mai ales când elementul prezis a fost înconjurat de elemente cunoscute și suficient studiate.
Datorită acestui fapt, în 1875 în Franța, L. de Boisbaudran a descoperit galiul (ekaaluminiu); în 1879 L. Nilson (Suedia) a descoperit scandiul (ekabor); în 1886 în Germania K. Winkler a descoperit germaniul (ecasiliciul).
În ceea ce privește elementele nedescoperite ale rândurilor al nouălea și al zecelea, afirmațiile lui D. I. Mendeleev au fost mai precaute, deoarece proprietățile lor au fost studiate extrem de prost. Deci, după bismut, pe care s-a încheiat perioada a șasea, au rămas două liniuțe. Unul corespundea unui analog al telurului, celălalt aparținea unui halogen greu necunoscut. În a șaptea perioadă, au fost cunoscute doar două elemente - toriu și uraniu. D. I. Mendeleev a lăsat mai multe celule cu liniuțe, care ar fi trebuit să aparțină elementelor din primul, al doilea și al treilea grup, precedând toriu. Între toriu și uraniu a rămas și o cușcă goală. Au rămas cinci locuri goale pentru uraniu, adică. aproape 100 de ani mai târziu, au fost prevăzute elemente transuraniu.
Pentru a confirma acuratețea predicțiilor lui D. I. Mendeleev cu privire la elementele din seria a noua și a zecea, putem da un exemplu cu poloniu (numărul de serie 84). Prevăzând proprietățile elementului cu numărul atomic 84, D. I. Mendeleev l-a desemnat ca un analog al telurului și l-a numit ditelur. Pentru acest element, el a presupus o masă atomică de 212 și capacitatea de a forma un oxid de tip EO e. Acest element ar trebui să aibă o densitate de 9,3 g/cm 3 și să fie un metal cenușiu cu punct de topire scăzut, cristalin și nevolatil. Poloniul, care a fost obţinut în formă pură abia în 1946, este un metal moale, fuzibil, de culoare argintie, cu o densitate de 9,3 g/cm 3 . Proprietățile sale sunt similare cu cele ale telurului.
Legea periodică a lui D. I. Mendeleev, fiind una dintre cele mai importante legi ale naturii, are o importanță excepțională. Reflectând relația naturală care există între elemente, etapele de dezvoltare a materiei de la simplu la complex, această lege a pus bazele chimiei moderne. Odată cu descoperirea sa, chimia a încetat să mai fie o știință descriptivă.
Legea periodică și sistemul de elemente ale lui D. I. Mendeleev sunt una dintre metodele de încredere pentru înțelegerea lumii. Deoarece elementele sunt unite printr-o proprietate sau structură comună, aceasta indică tiparele de interconectare și interdependență a fenomenelor.
Toate elementele împreună constituie o linie de dezvoltare continuă de la cel mai simplu hidrogen până la al 118-lea element. Un astfel de model a fost observat pentru prima dată de D. I. Mendeleev, care a reușit să prezică existența unor noi elemente, arătând astfel continuitatea dezvoltării materiei.
Prin compararea proprietăților elementelor și compușilor acestora în cadrul grupurilor, se poate detecta cu ușurință manifestarea legii privind trecerea modificărilor cantitative în cele calitative. Deci, în orice perioadă are loc o tranziție de la un metal tipic la un nemetal tipic (halogen), dar trecerea de la un halogen la primul element al perioadei următoare (un metal alcalin) este însoțită de apariția proprietăților care sunt net opus acestui halogen. Descoperirea lui D. I. Mendeleev a pus bazele exacte și de încredere pentru teoria structurii atomului, având un impact imens asupra dezvoltării tuturor cunoștințelor moderne despre natura materiei.
Lucrările lui D. I. Mendeleev privind crearea sistemului periodic a marcat începutul unei metode bazate științific pentru căutarea intenționată a unor noi elemente chimice. Numeroase progrese în fizica nucleară modernă pot servi drept exemple. În ultima jumătate de secol, au fost sintetizate elemente cu numerele de serie 102-118. Studiul proprietăților lor, precum și obținerea lor, ar fi imposibil fără cunoașterea tiparelor relației dintre elementele chimice.
Dovezile pentru o astfel de afirmație sunt rezultate cercetări privind sinteza elementelor 114, 116, 118 .
Izotopul elementului 114 a fost obținut prin interacțiunea plutoniului cu izotopul 48Ca, iar al 116-lea izotop prin interacțiunea curiumului cu izotopul 48Ca:
Stabilitatea izotopilor rezultați este atât de mare încât nu se fisiază spontan, ci suferă dezintegrare alfa, adică. fisiunea nucleului cu emisia simultană de particule alfa.
Datele experimentale obținute confirmă pe deplin calculele teoretice: pe măsură ce se descompun succesive alfa, se formează nuclee ale elementelor 112 și 110, după care începe fisiunea spontană:
Comparând proprietățile elementelor, suntem convinși că acestea sunt interconectate printr-o caracteristică structurală comună. Astfel, comparând structura învelișurilor de electroni exterioare și pre-exterioare, este posibil să se prezică cu mare precizie toate tipurile de compuși caracteristici unui element dat. O astfel de relație clară este foarte bine ilustrată de exemplul celui de-al 104-lea element - rutherfordium. Chimiștii au prezis că, dacă acest element este un analog al hafniului (72 Hf), atunci proprietățile sale de tetraclorură ar trebui să fie aproximativ aceleași cu HfCl 4 . Studiile chimice experimentale au confirmat nu numai prognoza chimiștilor, ci și descoperirea unui nou element supergreu 1 (M Rf. Aceeași analogie poate fi urmărită în proprietățile - Os (Z = 76) și Ds (Z = 110) - ambele elementele formează oxizi volatili de tip R0 4. Toate acestea vorbesc manifestare a legii interconectarii si interdependentei fenomenelor.
Compararea proprietăților elementelor atât în cadrul grupurilor, cât și al perioadelor și compararea lor cu structura atomului indică legea trecerea de la cantitate la calitate. Trecerea modificărilor cantitative în cele calitative este posibilă numai pestenegaţia negaţiei.În anumite perioade, odată cu creșterea sarcinii nucleului, are loc o tranziție de la un metal alcalin la un gaz nobil. Următoarea perioadă începe din nou cu un metal alcalin - un element care neagă complet proprietățile gazului nobil care l-a precedat (de exemplu, He și Li; Ne și Na; Ar și Kr etc.).
În fiecare perioadă, sarcina nucleului elementului următor crește cu unul față de cel precedent. Acest proces este observat de la hidrogen la al 118-lea element și indică continuitatea dezvoltării materiei.
În fine, combinarea sarcinilor opuse (proton și electron) într-un atom, manifestarea proprietăților metalice și nemetalice, existența oxizilor și hidroxizilor amfoteri este o manifestare a legii. unitatea și lupta contrariilor.
De asemenea, trebuie remarcat faptul că descoperirea legii periodice a fost începutul cercetărilor fundamentale privind proprietățile materiei.
În cuvintele lui Niels Bohr, sistemul periodic este „o stea călăuzitoare pentru cercetarea în domeniul chimiei, fizicii, mineralogiei și tehnologiei”.
- Elementele 112, 114, 116, 118 au fost obținute la Institutul Comun pentru Cercetări Nucleare (Dubna, Rusia). Elementele 113 și 115 au fost obținute în comun de fizicienii ruși și americani. Materialul a fost oferit cu amabilitate de Yu. Ts. Oganesyan, academician al Academiei Ruse de Științe.
D. I. Mendeleev scria: „Înainte de legea periodică, elementele reprezentau doar fenomene aleatorii fragmentare ale naturii; nu exista niciun motiv să ne așteptăm la altele noi, iar cele nou găsite erau o noutate complet neașteptată. Regularitatea periodică a fost prima care a făcut posibil să se vadă elemente care nu fuseseră încă descoperite la o asemenea distanță, la care viziunea neînarmată cu această regularitate nu ajunsese până atunci.
Odată cu descoperirea Legii periodice, chimia a încetat să mai fie o știință descriptivă - a primit un instrument de previziune științifică. Această lege și reprezentarea sa grafică - tabelul Tabelului periodic al elementelor chimice de D. I. Mendeleev - au îndeplinit toate cele trei funcții importante ale cunoștințelor teoretice: generalizare, explicație și prognostic. Pe baza lor, oamenii de știință:
- a sistematizat și rezumat toate informațiile despre elementele chimice și substanțele pe care le formează;
- a dat o justificare pentru diferite tipuri de dependență periodică care există în lumea elementelor chimice, explicându-le pe baza structurii atomilor elementelor;
- a prezis, a descris proprietățile elementelor chimice încă nedescoperite și a substanțelor formate de acestea și a indicat, de asemenea, modalitățile de descoperire a acestora.
D. I. Mendeleev însuși a trebuit să sistematizeze și să generalizeze informații despre elementele chimice atunci când a descoperit Legea periodică, și-a construit și și-a îmbunătățit tabelul. Mai mult, erorile în valorile maselor atomice și prezența elementelor încă nedescoperite au creat dificultăți suplimentare. Dar marele om de știință era ferm convins de adevărul legii naturii pe care o descoperise. Pe baza asemănării proprietăților și crezând în corectitudinea determinării locului elementelor în tabelul sistemului periodic, el a schimbat semnificativ masele și valențele atomice acceptate la acel moment în compușii cu oxigen pentru zece elemente și le-a „corectat” pentru alţi zece. El a plasat opt elemente în tabel, contrar ideilor acceptate atunci despre asemănarea lor cu altele. De exemplu, el a exclus taliul din familia naturală a metalelor alcaline și l-a plasat în grupa III în funcție de cea mai mare valență pe care o prezenta; a transferat beriliul cu o masă atomică relativă incorect determinată (13) și valența III din grupul III în II, schimbând valoarea masei sale atomice relative la 9 și valența cea mai mare la II.
Majoritatea oamenilor de știință au perceput amendamentele lui D. I. Mendeleev ca o frivolitate științifică, o insolență nerezonabilă. Legea periodică și tabelul elementelor chimice au fost considerate ca o ipoteză, adică o presupunere care trebuia verificată. Omul de știință a înțeles acest lucru și tocmai pentru a verifica corectitudinea legii pe care a descoperit-o și a sistemului de elemente, a descris în detaliu proprietățile elementelor care nu au fost încă descoperite și chiar metodele de descoperire a acestora, în funcție de scopul propus. loc în sistem. Conform primei versiuni a tabelului, el a făcut patru predicții despre existența unor elemente necunoscute (galiu, germaniu, hafniu, scandiu), iar conform celei de-a doua versiune îmbunătățită, încă șapte (tehnețiu, reniu, astatin, franciu, radiu). , actiniu, protactiniu).
În perioada 1869-1886 au fost descoperite trei elemente prezise: galiu (P. E. Lecoq de Boisbaudran, Franța, 1875), scandiul (L. F. Nilsson, Suedia, 1879) și germaniul (K. Winkler, Germania, 1886). Descoperirea primului dintre aceste elemente, care a confirmat corectitudinea predicției marelui om de știință rus, a stârnit doar interes și surpriză în rândul colegilor săi. Descoperirea germaniului a fost un adevărat triumf al Legii Periodice. K. Winkler a scris în articolul „Mesaj despre germaniu”: „Nu mai există nicio îndoială că noul element nu este altceva decât ecasiliența prezisă de Mendeleev cu cincisprezece ani mai devreme. Pentru că o dovadă mai convingătoare a validității doctrinei periodicității elementelor cu greu poate fi dată decât întruchiparea ecasilienței până acum ipotetice și este cu adevărat ceva mai mult decât o simplă confirmare a unei teorii îndrăznețe prezentate - înseamnă o extindere remarcabilă a câmpului vizual chimic, un pas puternic în domeniul cunoașterii”.
Pe baza legii și a tabelului lui D. I. Mendeleev au fost prezise și descoperite gazele nobile. Și acum această lege servește ca o stea călăuzitoare pentru descoperirea sau crearea artificială de noi elemente chimice. De exemplu, s-ar putea argumenta că elementul #114 este similar cu plumbul (ekaslead) și #118 ar fi un gaz nobil (ekaradon).
Descoperirea Legii periodice și crearea unui tabel al Sistemului periodic de elemente chimice de către DI Mendeleev a stimulat căutarea motivelor relației dintre elemente, a contribuit la identificarea structurii complexe a atomului și la dezvoltarea teoria structurii atomului. Această învățătură, la rândul său, a făcut posibilă dezvăluirea semnificației fizice a Legii periodice și explicarea aranjamentului elementelor în Sistemul periodic. A dus la descoperirea energiei atomice și la utilizarea acesteia pentru nevoile omenirii.
Întrebări și sarcini la § 5
- Analizați distribuția macronutrienților biogene pe perioade și grupuri din Tabelul periodic al lui D. I. Mendeleev. Amintiți-vă că acestea includ C, H, O, N, Ca, S, P, K, Mg, Fe.
- De ce elementele principalelor subgrupe ale perioadei a 2-a și a 3-a sunt numite analogi chimici? Care este această analogie?
- De ce hidrogenul, spre deosebire de toate celelalte elemente, este înregistrat de două ori în Tabelul periodic al lui D. I. Mendeleev? Demonstrați legitimitatea poziției duale a hidrogenului în sistemul periodic prin compararea structurii și proprietăților atomului său, substanței simple și compușilor acestuia cu formele corespunzătoare de existență a altor elemente - metale alcaline și halogeni.
- De ce sunt atât de asemănătoare proprietățile lantanului și lantanidelor, actiniului și actinidelor?
- Ce forme de compuși vor fi aceleași pentru elementele subgrupurilor principale și secundare?
- De ce formulele generale ale compușilor hidrogen volatili din sistemul periodic sunt scrise numai sub elementele subgrupurilor principale, iar formulele oxizilor superiori - sub elementele ambelor subgrupe (în mijloc)?
- Care este formula generală a hidroxidului superior corespunzător elementelor grupei VII? Care este caracterul lui?
Sistemul periodic de elemente a fost una dintre cele mai valoroase generalizări din chimie. Este, parcă, un rezumat al chimiei tuturor elementelor, un grafic prin care puteți citi proprietățile elementelor și compușii acestora. Sistemul a făcut posibilă clarificarea poziției, mărimii maselor atomice, a valorii valenței unor elemente. Pe baza tabelului, a fost posibil să se prezică existența și proprietățile elementelor încă nedescoperite. Mendeleev a formulat legea periodică și a propus reprezentarea grafică a acesteia, dar în acel moment era imposibil să se determine natura periodicității. Sensul legii periodice a fost dezvăluit mai târziu, în legătură cu descoperirile asupra structurii atomului.
1. În ce an a fost descoperită Legea Periodică?
2. Ce a luat Mendeleev ca bază pentru sistematizarea elementelor?
3. Cum spune legea descoperită de Mendeleev?
4. Care este diferența cu formularea modernă?
5. Ce se numește orbital atomic?
6. Cum se schimbă proprietățile în perioade?
7. Cum sunt împărțite perioadele?
8. Ce se numește un grup?
9. Cum sunt împărțite grupurile?
10. Ce tipuri de electroni cunoașteți?
11. Cum este umplerea nivelurilor de energie?
Cursul numărul 4: Valența și starea de oxidare. Periodicitatea modificărilor de proprietate.
Originea conceptului de valență. Valența elementelor chimice este una dintre cele mai importante proprietăți ale acestora. Conceptul de valență a fost introdus în știință de E. Frankland în 1852. Inițial, conceptul era de natură exclusiv stoichiometrică și urma din legea echivalentelor. Semnificația conceptului de valență a rezultat dintr-o comparație a valorilor masei atomice și a echivalentului elementelor chimice.
Odată cu stabilirea conceptelor atomice și moleculare, conceptul de valență a căpătat un anumit sens structural și teoretic. Prin valență, ei au început să înțeleagă capacitatea unui atom al unui element dat de a se atașa la sine unul sau altul număr de atomi ai unui alt element chimic. Capacitatea corespunzătoare a atomului de hidrogen a fost luată ca unitate de valență, deoarece raportul dintre masa atomică a hidrogenului și echivalentul său este egal cu unu. Astfel, valența unui element chimic a fost definită ca fiind capacitatea atomului său de a atașa unul sau altul număr de atomi de hidrogen. Dacă un element dat nu a format compuși cu hidrogen, valența sa a fost determinată ca fiind capacitatea atomului său de a înlocui unul sau altul număr de atomi de hidrogen în compușii săi.
Această idee de valență a fost confirmată pentru cei mai simpli compuși.
Pe baza ideii de valență a elementelor, a apărut ideea de valență a unor grupuri întregi. Deci, de exemplu, grupei OH, deoarece atașa un atom de hidrogen sau înlocuia un atom de hidrogen în ceilalți compuși ai săi, i s-a atribuit o valență egală cu unul. Cu toate acestea, conceptul de valență și-a pierdut lipsa de ambiguitate atunci când a fost vorba de compuși mai complecși. Deci, de exemplu, în peroxidul de hidrogen H 2 O 2, valența oxigenului ar trebui recunoscută ca fiind egală cu unu, deoarece în acest compus există un atom de hidrogen pentru fiecare atom de oxigen. Cu toate acestea, se știe că fiecare atom de oxigen din H2O2 este conectat la un atom de hidrogen și o grupare OH monovalentă, adică oxigenul este bivalent. În mod similar, valența carbonului în etan C 2 H 6 ar trebui recunoscută ca fiind egală cu trei, deoarece în acest compus există trei atomi de hidrogen pentru fiecare atom de carbon, dar deoarece fiecare atom de carbon este conectat la trei atomi de hidrogen și un CH3 monovalent. grup, carbonul de valență în C2H6 este patru.
Trebuie remarcat faptul că atunci când se formează idei despre valența elementelor individuale, aceste circumstanțe complicate nu au fost luate în considerare și a fost luată în considerare doar compoziția celor mai simpli compuși. Dar chiar și în același timp, s-a dovedit că pentru multe elemente valența în diferiți compuși nu este aceeași. Acest lucru a fost remarcat în special pentru compușii anumitor elemente cu hidrogen și oxigen, în care s-au manifestat valențe diferite. Deci, în combinație cu hidrogenul, valența sulfului s-a dovedit a fi egală cu doi, iar cu oxigenul - șase. Prin urmare, au început să facă distincția între valența hidrogenului și valența oxigenului.
Mai târziu, în legătură cu ideea că în compuși unii atomi sunt polarizați pozitiv, în timp ce alții sunt polarizați negativ, conceptul de valență în compușii de oxigen și hidrogen a fost înlocuit cu conceptul de valență pozitivă și negativă.
Diferite valori de valență pentru aceleași elemente au apărut și în diferiții lor compuși cu oxigen. Cu alte cuvinte, aceleași elemente au putut prezenta diferite valențe pozitive. Așa a apărut ideea unei valențe pozitive variabile a unor elemente. În ceea ce privește valența negativă a elementelor nemetalice, aceasta, de regulă, s-a dovedit a fi constantă pentru aceleași elemente.
Majoritatea elementelor care prezintă o valență pozitivă variabilă s-au dovedit a fi. Cu toate acestea, fiecare dintre aceste elemente a fost caracterizat de valența sa maximă. Această valență maximă se numește caracteristică.
Mai târziu, în legătură cu apariția și dezvoltarea teoriei electronice a structurii atomului și a legăturii chimice, valența a început să fie asociată cu numărul de electroni care trec de la un atom la altul sau cu numărul de legături chimice care apar. între atomi în procesul de formare a unui compus chimic.
electrovalență și covalență. Valența pozitivă sau negativă a unui element este cel mai ușor de determinat dacă două elemente au format un compus ionic: se credea că un element al cărui atom a devenit un ion încărcat pozitiv a arătat o valență pozitivă, iar un element al cărui atom a devenit un ion încărcat negativ a arătat o valență pozitivă. unul negativ. Valoarea numerică a valenței a fost considerată egală cu sarcina ionilor. Deoarece ionii din compuși sunt formați prin donarea și obținerea de electroni de către atomi, mărimea sarcinii ionilor este determinată de numărul de electroni dați (pozitivi) și atașați (negativi) de către atomi. În conformitate cu aceasta, valența pozitivă a unui element a fost măsurată prin numărul de electroni donați de atomul său, iar valența negativă a fost măsurată prin numărul de electroni atașați acestui atom. Astfel, deoarece valența a fost măsurată prin mărimea sarcinii electrice a atomilor, a fost numită electrovalență. Se mai numește și valență ionică.
Printre compușii chimici, se numără cei în ale căror molecule atomii nu sunt polarizați. Evident, pentru ei conceptul de electrovalență pozitivă și negativă este inaplicabil. Dacă molecula este compusă din atomi ai unui element (substanțe elementare), și conceptul obișnuit de valență stoechiometrică își pierde sensul. Cu toate acestea, pentru a evalua capacitatea atomilor de a atașa unul sau altul număr de alți atomi, au început să folosească numărul de legături chimice care apar între un anumit atom și alți atomi în timpul formării unui compus chimic. Deoarece aceste legături chimice, care sunt perechi de electroni care aparțin simultan ambilor atomi legați, sunt numite covalente, capacitatea unui atom de a forma unul sau altul număr de legături chimice cu alți atomi se numește covalență. Pentru a stabili covalența, se folosesc formule structurale în care legăturile chimice sunt reprezentate prin liniuțe.
Starea de oxidare și numărul de oxidare.În reacțiile de formare a compușilor ionici, tranziția electronilor de la un atom sau ioni care reacționează la alții este însoțită de o modificare corespunzătoare a mărimii sau semnului electrovalenței lor. În formarea compușilor de natură covalentă, o astfel de modificare a stării electrovalente a atomilor nu are loc de fapt, ci are loc doar o redistribuire a legăturilor electronice, iar valența reactanților inițiali nu se modifică. În prezent, pentru a caracteriza starea unui element în compuși, a fost introdus un concept condiționat stari de oxidare. Expresia numerică a gradului de oxidare se numește numărul de oxidare.
Numerele de oxidare ale atomilor pot avea valori pozitive, zero și negative. Un număr de oxidare pozitiv este determinat de numărul de electroni extrași de la un atom dat, iar un număr de oxidare negativ este determinat de numărul de electroni atrași de un atom dat. Un număr de oxidare poate fi atribuit fiecărui atom din orice substanță, pentru care trebuie să vă ghidați după următoarele reguli simple:
1. Numărul de oxidare al atomilor din orice substanță elementară este egal cu zero.
2. Numerele de oxidare ale ionilor elementari din substanțele de natură ionică sunt egale cu valorile sarcinilor electrice ale acestor ioni.
3. Numerele oxidante ale atomilor din compușii de natură covalentă se determină prin calcul condiționat că fiecare electron extras dintr-un atom îi conferă o sarcină egală cu +1, iar fiecare electron atras dă o sarcină egală cu -1.
4. Suma algebrică a numerelor de oxidare ale tuturor atomilor oricărui compus este zero.
5. Atomul de fluor din toți compușii săi cu alte elemente are un număr de oxidare de -1.
Determinarea gradului de oxidare este asociată cu conceptul de electronegativitate a elementelor. Folosind acest concept, se formulează o altă regulă.
6. La compuși, numărul de oxidare este negativ pentru atomii elementelor cu electronegativitate mai mare și pozitiv pentru atomii elementelor cu electronegativitate mai mică.
Conceptul de stare de oxidare, astfel, a înlocuit conceptul de electrovalență. În acest sens, pare inadecvat să folosim conceptul de covalență. Pentru a caracteriza elementele, este mai bine să folosiți conceptul de valență, definindu-l prin numărul de electroni folosiți de un anumit atom pentru a forma perechi de electroni, indiferent dacă aceștia sunt atrași de un anumit atom sau, dimpotrivă, sunt îndepărtați de aceasta. Apoi valența va fi exprimată ca un număr nesemnat. Spre deosebire de valență, starea de oxidare este determinată de numărul de electroni extrași dintr-un anumit atom - pozitiv sau atras de acesta - negativ. În multe cazuri, valorile aritmetice ale valenței și ale gradului de oxidare sunt aceleași - acest lucru este destul de natural. În unele cazuri, valorile numerice ale valenței și ale stării de oxidare diferă unele de altele. Deci, de exemplu, în moleculele de halogeni liberi, valența ambilor atomi este egală cu unu, iar gradul de oxidare este zero. În moleculele de oxigen și peroxid de hidrogen, valența ambilor atomi de oxigen este de două, iar starea lor de oxidare într-o moleculă de oxigen este zero, iar într-o moleculă de peroxid de hidrogen este minus unu. În moleculele de azot și hidrazină - N 4 H 2 - valența ambilor atomi de azot este de trei, iar gradul de oxidare în molecula de azot elementar este zero, iar în molecula de hidrazină - minus doi.
Evident, valența caracterizează atomii care sunt doar o parte a oricărui compus, chiar dacă este homonuclear, adică constând din atomi ai unui element; este lipsit de sens să vorbim despre valența atomilor individuali. Gradul de oxidare caracterizează starea atomilor atât incluși în orice compus cât și existenți separat.
Întrebări pentru a rezolva subiectul:
1. Cine a introdus conceptul de „valență”?
2. Ce se numește valență?
3. Care este diferența dintre valență și starea de oxidare?
4. Care este valența?
5. Cum se determină gradul de oxidare?
6. Valența și starea de oxidare a unui element sunt întotdeauna egale?
7. Ce element determină valența unui element?
8. Ce caracterizează valența unui element și care este gradul de oxidare?
9. Valenta unui element poate fi negativa?
Cursul nr. 5: Viteza unei reacții chimice.
Reacțiile chimice pot varia semnificativ în timp. Un amestec de hidrogen și oxigen la temperatura camerei poate rămâne practic neschimbat mult timp, dar la impact sau aprindere va avea loc o explozie. Placa de fier ruginește încet, iar o bucată de fosfor alb se aprinde spontan în aer. Este important să știm cât de repede se desfășoară o anumită reacție pentru a putea controla cursul acesteia.
În 1869, D. I. Mendeleev, pe baza unei analize a proprietăților substanțelor și compușilor simpli, a formulat Legea periodică: „Proprietățile corpurilor simple și ale compușilor elementelor sunt într-o dependență periodică de mărimea maselor atomice ale elementelor.” Pe baza legii periodice a fost alcătuit sistemul periodic de elemente. În ea, elementele cu proprietăți similare au fost combinate în coloane verticale ale grupului. În unele cazuri, la plasarea elementelor în sistemul Periodic, a fost necesară întreruperea succesiunii maselor atomice în creștere pentru a observa periodicitatea repetății proprietăților. De exemplu, telurul și iodul, precum și argonul și potasiul, trebuiau „schimbate”. Motivul este că Mendeleev a propus legea periodică într-un moment în care nu se știa nimic despre structura atomului.După ce modelul planetar al atomului a fost propus în secolul al XX-lea, legea periodică este formulată după cum urmează:
„Proprietățile elementelor și compușilor chimici sunt într-o dependență periodică de sarcinile nucleelor atomice”.
Sarcina nucleului este egală cu numărul elementului din sistemul periodic și cu numărul de electroni din învelișul de electroni a atomului. Această formulare explica „încălcările” Legii periodice. În sistemul periodic, numărul perioadei este egal cu numărul de niveluri electronice din atom, numărul grupului pentru elementele subgrupurilor principale este egal cu numărul de electroni din nivelul exterior.
Semnificația științifică a legii periodice. Legea periodică a făcut posibilă sistematizarea proprietăților elementelor chimice și compușilor acestora. La compilarea sistemului periodic, Mendeleev a prezis existența multor elemente încă nedescoperite, lăsându-le celule libere și a prezis multe proprietăți ale elementelor nedescoperite, ceea ce a facilitat descoperirea lor.Prima dintre acestea a urmat patru ani mai târziu.
Dar nu numai în descoperirea unui nou mare merit al lui Mendeleev.
Mendeleev a descoperit o nouă lege a naturii. În loc de substanțe disparate, neînrudite, un singur sistem armonios a apărut înaintea științei, unind toate elementele Universului într-un singur întreg, atomii au început să fie considerați ca:
1. interconectate organic printr-un model comun,
2. detectarea trecerii modificărilor cantitative ale greutății atomice la modificări calitative ale substanței lor chimice. personalități,
3. indicând că opusul metalicului. și nemetalice Proprietățile atomilor nu sunt absolute, așa cum se credea anterior, ci doar relative.
24. Apariția teoriilor structurale în dezvoltarea chimiei organice. Teoria atomo-moleculară ca bază teoretică pentru teoriile structurale.
Chimie organica. De-a lungul secolului al XVIII-lea în problema relațiilor chimice dintre organismele și substanțele, oamenii de știință s-au ghidat după doctrina vitalismului - o doctrină care considera viața ca un fenomen special, supus nu legilor universului, ci influenței unor forțe vitale speciale. Acest punct de vedere a fost moștenit de mulți oameni de știință ai secolului al XIX-lea, deși fundamentele sale au fost zdruncinate încă din 1777, când Lavoisier a sugerat că respirația este un proces analog arderii.
În 1828, chimistul german Friedrich Wöhler (1800–1882), încălzind cianat de amoniu (acest compus era considerat necondiționat o substanță anorganică), a obținut uree, un produs rezidual al oamenilor și animalelor. În 1845, Adolf Kolbe, un student al lui Wöhler, a sintetizat acidul acetic din elementele inițiale carbon, hidrogen și oxigen. În anii 1850, chimistul francez Pierre Berthelot a început să lucreze sistematic asupra sintezei compușilor organici și a obținut alcooli metilici și etilici, metan, benzen și acetilenă. Un studiu sistematic al compușilor organici naturali a arătat că toți conțin unul sau mai mulți atomi de carbon și foarte mulți conțin atomi de hidrogen. Teoria tipurilor. Descoperirea și izolarea unui număr mare de compuși complecși care conțin carbon a ridicat brusc problema compoziției moleculelor lor și a condus la necesitatea revizuirii sistemului de clasificare existent. În anii 1840, chimiștii și-au dat seama că ideile dualiste ale lui Berzelius se aplicau doar sărurilor anorganice. În 1853 s-a încercat clasificarea tuturor compușilor organici după tip. O „teorie a tipurilor” generalizată a fost propusă de chimistul francez Charles Frederic Gerard, care credea că asocierea diferitelor grupuri de atomi este determinată nu de sarcina electrică a acestor grupuri, ci de proprietățile lor chimice specifice.
Chimie structurală. În 1857, Kekule, bazat pe teoria valenței (valența a fost înțeleasă ca numărul de atomi de hidrogen care se combină cu un atom dintr-un element dat), a sugerat că carbonul este tetravalent și, prin urmare, se poate combina cu alți patru atomi, formând lanțuri lungi - drepte sau ramificate. Prin urmare, moleculele organice au început să fie descrise nu ca combinații de radicali, ci ca formule structurale - atomi și legături între ei.
În 1874 un chimist danez Jacob van't Hoff iar chimistul francez Joseph Achille Le Bel (1847–1930) a extins această idee la aranjarea atomilor în spațiu. Ei credeau că moleculele nu sunt plane, ci structuri tridimensionale. Acest concept a făcut posibilă explicarea multor fenomene cunoscute, precum izomeria spațială, existența unor molecule de aceeași compoziție, dar cu proprietăți diferite. Datele se potrivesc foarte bine. Louis Pasteur despre izomerii acidului tartric.
