Tabela Periodike e Elementeve pati një ndikim të madh në zhvillimin e mëvonshëm të kimisë.
Dmitry Ivanovich Mendeleev (1834-1907)
Jo vetëm që ishte klasifikimi i parë natyror i elementeve kimike, i cili tregoi se ato formojnë një sistem koherent dhe janë në lidhje të ngushtë me njëri-tjetrin, por ishte gjithashtu një mjet i fuqishëm për kërkime të mëtejshme.
Në kohën kur Mendelejevi përpiloi tabelën e tij në bazë të ligjit periodik që zbuloi, shumë elementë ishin ende të panjohur. Pra, elementi i periudhës së katërt, skandali, ishte i panjohur. Për sa i përket peshës atomike, titani pasoi kalciumin, por titani nuk mund të vendosej menjëherë pas kalciumit, pasi do të hynte në grupin e tretë, ndërsa titani formon oksidin më të lartë dhe, sipas vetive të tjera, duhet t'i caktohet grupit të katërt. . Prandaj, Mendeleev kapërceu një qelizë, d.m.th., la një hapësirë të lirë midis kalciumit dhe titanit. Në të njëjtën bazë, në periudhën e katërt, dy qeliza të lira mbetën midis zinkut dhe arsenikut, të pushtuara tani nga elementët galium dhe germanium. Në radhët e tjera kishte edhe vende bosh. Mendelejevi jo vetëm që ishte i bindur se duhet të kishte elementë ende të panjohur për të mbushur këto vende, por ai parashikoi edhe vetitë e elementeve të tillë paraprakisht, bazuar në pozicionin e tyre midis elementëve të tjerë të sistemit periodik. Njërit prej tyre, i cili në të ardhmen do të zinte një vend midis kalciumit dhe titanit, ai i dha emrin ekabor (pasi vetitë e tij supozohej se i ngjanin borit); dy të tjerat, për të cilat kishte vende boshe në tabelë midis zinkut dhe arsenikut, quheshin eka-alumin dhe ekasilicium.
Gjatë 15 viteve të ardhshme, parashikimet e Mendelejevit u konfirmuan shkëlqyeshëm: të tre elementët e pritur u zbuluan. Së pari, kimisti francez Lecoq de Boisbaudran zbuloi galiumin, i cili ka të gjitha vetitë e ekaaluminit; pas kësaj, skandiumi, i cili kishte vetitë e ekaborit, u zbulua në Suedi nga L.F. Nilson dhe, më në fund, disa vite më vonë, në Gjermani, K.A. Winkler zbuloi një element që ai e quajti germanium, i cili doli të ishte identik me qetësi.
Për të gjykuar saktësinë mahnitëse të parashikimit të Mendelejevit, le të krahasojmë vetitë e ekasilikonit të parashikuara prej tij në 1871 me vetitë e germaniumit të zbuluara në 1886:
Zbulimi i galiumit, skandiumit dhe germaniumit ishte triumfi më i madh i ligjit periodik.
Sistemi periodik kishte gjithashtu një rëndësi të madhe në përcaktimin e valencës dhe masave atomike të elementeve të caktuara. Kështu, elementi berilium është konsideruar prej kohësh një analog i aluminit, dhe oksidit të tij iu caktua formula . Bazuar në përbërjen në përqindje dhe formulën e propozuar të oksidit të beriliumit, masa e tij atomike u konsiderua e barabartë me 13.5. Sistemi periodik tregoi se ka vetëm një vend për beriliumin në tabelë, domethënë, mbi magnezin, kështu që oksidi i tij duhet të ketë formulën , nga ku masa atomike e beriliumit është e barabartë me dhjetë. Ky përfundim u konfirmua shpejt nga përcaktimi i masës atomike të beriliumit nga dendësia e avullit të klorurit të tij.
Pikërisht Dhe sot ligji periodik mbetet filli drejtues dhe parimi drejtues i kimisë. Është mbi bazën e tij që elementët transuranium janë krijuar artificialisht në dekadat e fundit, të vendosura në sistemin periodik pas uraniumit. Njëri prej tyre - elementi nr. 101, i marrë për herë të parë në 1955 - u emërua Mendelevium për nder të shkencëtarit të madh rus.
Zbulimi i ligjit periodik dhe krijimi i një sistemi elementesh kimike kishte një rëndësi të madhe jo vetëm për kiminë, por edhe për filozofinë, për të gjithë kuptimin tonë të botës. Mendeleev tregoi se elementët kimikë përbëjnë një sistem koherent, i cili bazohet në ligjin themelor të natyrës. Kjo është shprehja e qëndrimit të dialektikës materialiste për ndërlidhjen dhe ndërvarësinë e dukurive natyrore. Duke zbuluar marrëdhënien midis vetive të elementeve kimike dhe masës së atomeve të tyre, ligji periodik ishte një konfirmim i shkëlqyer i një prej ligjeve universale të zhvillimit të natyrës - ligjit të kalimit të sasisë në cilësi.
Zhvillimi i mëvonshëm i shkencës bëri të mundur, duke u mbështetur në ligjin periodik, të njihej struktura e materies shumë më thellë se sa ishte e mundur gjatë jetës së Mendelejevit.
Teoria e strukturës së atomit u zhvillua në shekullin e 20-të, nga ana tjetër, i dha ligjit periodik dhe sistemit periodik të elementeve një ndriçim të ri, më të thellë. Konfirmim brilant u gjet nga fjalët profetike të Mendelejevit: "Ligji periodik nuk kërcënohet me shkatërrim, por premtohet vetëm një superstrukturë dhe zhvillim".
Mundësia e parashikimit shkencor të elementeve të panjohur u bë realitet vetëm pas zbulimit të ligjit periodik dhe sistemit periodik të elementeve. D. I. Mendeleev parashikoi ekzistencën e 11 elemente të reja: ekabor, ekasilicon, ekaalumin, etj. "Koordinatat" e elementit në sistemin periodik (numri serial, grupi dhe periudha) bënë të mundur parashikimin e përafërt të masës atomike, si dhe të vetive më të rëndësishme të elementit të parashikuar. Saktësia e këtyre parashikimeve u rrit veçanërisht kur elementi i parashikuar ishte i rrethuar nga elementë të njohur dhe mjaft të studiuar.
Falë kësaj, në 1875 në Francë, L. de Boisbaudran zbuloi galiumin (ekaalumin); në vitin 1879 L. Nilson (Suedi) zbuloi skandiumin (ekabor); në vitin 1886 në Gjermani K. Winkler zbuloi germaniumin (ekasilikon).
Në lidhje me elementët e pazbuluar të rreshtave të nëntë dhe të dhjetë, deklaratat e D. I. Mendeleev ishin më të kujdesshme, sepse vetitë e tyre u studiuan jashtëzakonisht dobët. Pra, pas bismutit, në të cilin mbaroi periudha e gjashtë, mbetën dy viza. Njëri korrespondonte me një analog të teluriumit, tjetri i përkiste një halogjeni të rëndë të panjohur. Në periudhën e shtatë njiheshin vetëm dy elementë - toriumi dhe uraniumi. D. I. Mendeleev la disa qeliza me viza, të cilat duhej t'u përkisnin elementeve të grupit të parë, të dytë dhe të tretë, para toriumit. Një kafaz bosh u la gjithashtu midis toriumit dhe uraniumit. Pesë vende bosh u lanë për uranium, d.m.th. pothuajse 100 vjet më vonë, u parashikuan elementë transuranium.
Për të konfirmuar saktësinë e parashikimeve të D. I. Mendeleev në lidhje me elementët e serisë së nëntë dhe të dhjetë, mund të japim një shembull me polonium (numri serial 84). Duke parashikuar vetitë e elementit me numrin atomik 84, D. I. Mendeleev e caktoi atë si një analog të teluriumit dhe e quajti atë ditelurium. Për këtë element, ai supozoi një masë atomike prej 212 dhe aftësinë për të formuar një oksid të tipit EO e. Ky element duhet të ketë një densitet prej 9,3 g/cm 3 dhe të jetë një metal gri me shkrirje të ulët, kristalor dhe jo të avullueshëm. Poloniumi, i cili u përftua në formën e tij të pastër vetëm në vitin 1946, është një metal i butë, i shkrirë, me ngjyrë argjendi me një densitet prej 9,3 g/cm 3 . Vetitë e tij janë të ngjashme me ato të telurit.
Ligji periodik i D. I. Mendeleev, duke qenë një nga ligjet më të rëndësishme të natyrës, ka një rëndësi të jashtëzakonshme. Duke reflektuar marrëdhënien natyrore që ekziston midis elementeve, fazat e zhvillimit të materies nga e thjeshta në komplekse, ky ligj hodhi themelet për kiminë moderne. Me zbulimin e tij, kimia pushoi së qeni një shkencë përshkruese.
Ligji periodik dhe sistemi i elementeve të D. I. Mendeleev janë një nga metodat e besueshme për të kuptuar botën. Meqenëse elementët janë të bashkuar nga një pronë ose strukturë e përbashkët, kjo tregon modelet e ndërlidhjes dhe ndërvarësisë së fenomeneve.
Të gjithë elementët së bashku përbëjnë një linjë zhvillimi të vazhdueshëm nga hidrogjeni më i thjeshtë deri në elementin e 118-të. Një model i tillë u vu re për herë të parë nga D. I. Mendeleev, i cili arriti të parashikojë ekzistencën e elementeve të rinj, duke treguar kështu vazhdimësinë e zhvillimit të materies.
Duke krahasuar vetitë e elementeve dhe përbërjeve të tyre brenda grupeve, mund të zbulohet lehtësisht manifestimi i ligjit për kalimin e ndryshimeve sasiore në ato cilësore. Pra, brenda çdo periudhe ka një kalim nga një metal tipik në një jometal tipik (halogjen), por kalimi nga një halogjen në elementin e parë të periudhës tjetër (një metal alkali) shoqërohet me shfaqjen e vetive që janë ashpër të kundërta me këtë halogjen. Zbulimi i D. I. Mendeleev hodhi një themel të saktë dhe të besueshëm për teorinë e strukturës së atomit, duke pasur një ndikim të madh në zhvillimin e të gjitha njohurive moderne për natyrën e materies.
Puna e D. I. Mendeleev për krijimin e sistemit periodik shënoi fillimin e një metode të bazuar shkencërisht për kërkimin e qëllimshëm të elementeve të rinj kimikë. Përparime të shumta në fizikën moderne bërthamore mund të shërbejnë si shembuj. Gjatë gjysmëshekullit të kaluar, janë sintetizuar elementë me numra serialë 102-118. Studimi i vetive të tyre, si dhe marrja e tyre, do të ishte e pamundur pa njohuri për modelet e marrëdhënies midis elementeve kimike.
Dëshmia për një deklaratë të tillë është rezultatet kërkime mbi sintezën e elementeve 114, 116, 118 .
Izotopi i elementit të 114-të u përftua nga ndërveprimi i plutoniumit me izotopin 48Ca, dhe izotopi i 116-të nga ndërveprimi i kurit me izotopin 48Ca:
Stabiliteti i izotopeve që rezultojnë është aq i lartë saqë ato nuk ndahen spontanisht, por i nënshtrohen kalbjes alfa, d.m.th. ndarja e bërthamës me emetimin e njëkohshëm të grimcave alfa.
Të dhënat eksperimentale të marra konfirmojnë plotësisht llogaritjet teorike: me kalbjen e njëpasnjëshme alfa, formohen bërthamat e elementeve të 112-të dhe 110-të, pas së cilës fillon ndarja spontane:
Duke krahasuar vetitë e elementeve, ne jemi të bindur se ato janë të ndërlidhura nga një veçori strukturore e përbashkët. Kështu, duke krahasuar strukturën e predhave elektronike të jashtme dhe para të jashtme, është e mundur të parashikohen me saktësi të lartë të gjitha llojet e përbërjeve karakteristike të një elementi të caktuar. Një marrëdhënie kaq e qartë ilustrohet shumë mirë nga shembulli i elementit të 104-të - rutherfordium. Kimistët parashikuan që nëse ky element është një analog i hafniumit (72 Hf), atëherë vetitë e tij tetrakloride duhet të jenë afërsisht të njëjta me HfCl 4 . Studimet eksperimentale kimike konfirmuan jo vetëm parashikimin e kimistëve, por edhe zbulimin e një elementi të ri super të rëndë 1(M Rf. E njëjta analogji mund të gjurmohet në vetitë - Os (Z = 76) dhe Ds (Z = 110) - të dyja elementet formojnë okside të avullueshme të tipit R0 4. Për të gjitha këto flasin manifestim i ligjit të ndërlidhjes dhe ndërvarësisë së dukurive.
Krahasimi i vetive të elementeve brenda grupeve dhe periudhave dhe krahasimi i tyre me strukturën e atomit tregojnë ligjin kalimi nga sasia në cilësi. Kalimi i ndryshimeve sasiore në ato cilësore është i mundur vetëm përmesmohim i mohimit. Brenda periudhave, me një rritje të ngarkesës së bërthamës, ka një kalim nga një metal alkali në një gaz fisnik. Periudha tjetër fillon përsëri me një metal alkali - një element që mohon plotësisht vetitë e gazit fisnik që i parapriu (për shembull, He dhe Li; Ne dhe Na; Ar dhe Kr, etj.).
Në çdo periudhë, ngarkesa e bërthamës së elementit pasardhës rritet me një në krahasim me atë të mëparshme. Ky proces vërehet nga hidrogjeni në elementin e 118-të dhe tregon vazhdimësia e zhvillimit të materies.
Së fundi, kombinimi i ngarkesave të kundërta (protonit dhe elektronit) në një atom, shfaqja e vetive metalike dhe jometalike, ekzistenca e oksideve amfoterike dhe hidroksideve është një manifestim i ligjit. uniteti dhe lufta e të kundërtave.
Duhet të theksohet gjithashtu se zbulimi i ligjit periodik ishte fillimi i kërkimit themelor në lidhje me vetitë e materies.
Sipas fjalëve të Niels Bohr, sistemi periodik është "një yll udhëzues për kërkime në fushën e kimisë, fizikës, mineralogjisë dhe teknologjisë".
- Elementet 112, 114, 116, 118 u morën në Institutin e Përbashkët për Kërkime Bërthamore (Dubna, Rusi). Elementet 113 dhe 115 u morën bashkërisht nga fizikanët rusë dhe amerikanë. Materiali u sigurua me dashamirësi nga Yu. Ts. Oganesyan, Akademik i Akademisë së Shkencave Ruse.
D. I. Mendeleev shkroi: “Përpara ligjit periodik, elementët përfaqësonin vetëm dukuri të rastësishme fragmentare të natyrës; nuk kishte asnjë arsye për të pritur ndonjë të re, dhe ato të sapogjetura ishin një risi krejtësisht e papritur. Rregullsia periodike ishte e para që bëri të mundur të shiheshin elementë që nuk ishin zbuluar ende në një distancë të tillë, tek të cilat nuk kishte arritur deri atëherë vizioni i paarmatosur me këtë rregullsi.
Me zbulimin e Ligjit Periodik, kimia pushoi së qeni një shkencë përshkruese - ajo mori një instrument të largpamësisë shkencore. Ky ligj dhe paraqitja e tij grafike - tabela e Tabelës Periodike të Elementeve Kimike nga D. I. Mendeleev - kryen të tre funksionet e rëndësishme të njohurive teorike: përgjithësuese, shpjeguese dhe prognostike. Në bazë të tyre, shkencëtarët:
- sistematizoi dhe përmblodhi të gjithë informacionin për elementët kimikë dhe substancat që ato formojnë;
- dha një arsyetim për llojet e ndryshme të varësisë periodike që ekzistojnë në botën e elementeve kimike, duke i shpjeguar ato në bazë të strukturës së atomeve të elementeve;
- parashikoi, përshkroi vetitë e elementeve kimike ende të pazbuluara dhe substancat e formuara prej tyre, si dhe tregoi mënyrat e zbulimit të tyre.
Vetë D. I. Mendeleev duhej të sistemonte dhe përgjithësonte informacionin rreth elementeve kimike kur zbuloi Ligjin Periodik, ndërtoi dhe përmirësoi tabelën e tij. Për më tepër, gabimet në vlerat e masave atomike dhe prania e elementeve të pazbuluara ende krijuan vështirësi shtesë. Por shkencëtari i madh ishte plotësisht i bindur për të vërtetën e ligjit të natyrës që kishte zbuluar. Bazuar në ngjashmërinë në veti dhe duke besuar në saktësinë e përcaktimit të vendit të elementeve në tabelën e sistemit periodik, ai ndryshoi ndjeshëm masat dhe valencat atomike të pranuara në atë kohë në përbërjet me oksigjen për dhjetë elementë dhe i "korrigjoi" ato. për dhjetë të tjerë. Ai vendosi tetë elementë në tabelë, në kundërshtim me idetë e pranuara atëherë për ngjashmërinë e tyre me të tjerët. Për shembull, ai përjashtoi taliumin nga familja natyrale e metaleve alkali dhe e vendosi në grupin III sipas valencës më të lartë që shfaqi; ai transferoi beriliumin me masë atomike relative të përcaktuar gabimisht (13) dhe valencën III nga grupi III në II, duke e ndryshuar vlerën e masës së tij atomike relative në 9 dhe valencën më të lartë në II.
Shumica e shkencëtarëve i perceptuan ndryshimet e D. I. Mendeleev si mendjelehtësi shkencore, pafytyrësi të paarsyeshme. Ligji periodik dhe tabela e elementeve kimike u konsideruan si hipotezë, pra një supozim që duhej verifikuar. Shkencëtari e kuptoi këtë dhe pikërisht për të verifikuar korrektësinë e ligjit që zbuloi dhe të sistemit të elementeve, ai përshkroi në detaje vetitë e elementeve që nuk janë zbuluar ende dhe madje edhe metodat e zbulimit të tyre, bazuar në synimin. vend në sistem. Sipas versionit të parë të tabelës, ai bëri katër parashikime për ekzistencën e elementeve të panjohur (galium, germanium, hafnium, skandium), dhe sipas versionit të dytë të përmirësuar, shtatë të tjerë (teknetium, renium, astatine, francium, radium. , aktinium, protaktinium).
Gjatë periudhës 1869-1886, u zbuluan tre elementë të parashikuar: galium (P. E. Lecoq de Boisbaudran, Francë, 1875), skandium (L. F. Nilsson, Suedi, 1879) dhe germanium (K. Winkler, Gjermani, 1886). Zbulimi i të parit prej këtyre elementeve, i cili konfirmoi saktësinë e parashikimit të shkencëtarit të madh rus, ngjalli vetëm interes dhe habi tek kolegët e tij. Zbulimi i germaniumit ishte një triumf i vërtetë i Ligjit Periodik. K. Winkler shkroi në artikullin “Mesazhi për germaniumin”: “Nuk ka më asnjë dyshim se elementi i ri nuk është gjë tjetër veçse lehtësia e parashikuar nga Mendelejevi pesëmbëdhjetë vjet më parë. Sepse një provë më bindëse e vlefshmërisë së doktrinës së periodicitetit të elementeve vështirë se mund të jepet sesa mishërimi i ekaziliencës së deritanishme hipotetike, dhe është me të vërtetë diçka më shumë se një konfirmim i thjeshtë i një teorie të paraqitur me guxim - do të thotë një zgjerim i jashtëzakonshëm i fushës kimike të vizionit, një hap i fuqishëm në fushën e dijes”.
Në bazë të ligjit dhe tabelës së D. I. Mendeleev, u parashikuan dhe u zbuluan gazrat fisnikë. Dhe tani ky ligj shërben si një yll udhëzues për zbulimin apo krijimin artificial të elementeve të rinj kimikë. Për shembull, mund të argumentohet se elementi #114 është i ngjashëm me plumbin (ekaslead) dhe #118 do të ishte një gaz fisnik (ekaradon).
Zbulimi i Ligjit Periodik dhe krijimi i një tabele të Sistemit Periodik të elementeve kimike nga D. I. Mendeleev stimuloi kërkimin e arsyeve të marrëdhënies së elementeve, kontribuoi në identifikimin e strukturës komplekse të atomit dhe zhvillimin e teoria e strukturës së atomit. Kjo doktrinë, nga ana tjetër, bëri të mundur zbulimin e kuptimit fizik të Ligjit Periodik dhe shpjegimin e renditjes së elementeve në Sistemin Periodik. Ajo çoi në zbulimin e energjisë atomike dhe përdorimin e saj për nevojat e njerëzimit.
Pyetje dhe detyra për § 5
- Analizoni shpërndarjen e makronutrientëve biogjenë sipas periudhave dhe grupeve të Tabelës Periodike të D. I. Mendeleev. Kujtojmë se ato përfshijnë C, H, O, N, Ca, S, P, K, Mg, Fe.
- Pse elementet e nëngrupeve kryesore të periudhave 2 dhe 3 quhen analoge kimike? Çfarë është kjo analogji?
- Pse hidrogjeni, ndryshe nga të gjithë elementët e tjerë, regjistrohet dy herë në tabelën periodike të D. I. Mendeleev? Vërtetoni legjitimitetin e pozicionit të dyfishtë të hidrogjenit në sistemin periodik duke krahasuar strukturën dhe vetitë e atomit të tij, substancës së thjeshtë dhe përbërjeve me format përkatëse të ekzistencës së elementeve të tjerë - metaleve alkali dhe halogjeneve.
- Pse janë kaq të ngjashme vetitë e lantanit dhe lantanideve, aktiniumit dhe aktinideve?
- Cilat forma të përbërjeve do të jenë të njëjta për elementët e nëngrupeve kryesore dhe dytësore?
- Pse formulat e përgjithshme të përbërjeve të paqëndrueshme të hidrogjenit në sistemin periodik shkruhen vetëm nën elementët e nëngrupeve kryesore, dhe formulat e oksideve më të larta - nën elementet e të dy nëngrupeve (në mes)?
- Cila është formula e përgjithshme e hidroksidit më të lartë që u përgjigjet elementeve të grupit VII? Cili është karakteri i tij?
Sistemi periodik i elementeve ishte një nga përgjithësimet më të vlefshme në kimi. Është, si të thuash, një përmbledhje e kimisë së të gjithë elementëve, një grafik me anë të të cilit mund të lexoni vetitë e elementeve dhe përbërjet e tyre. Sistemi bëri të mundur sqarimin e pozicionit, madhësisë së masave atomike, vlerës së valencës së disa elementeve. Bazuar në tabelë, ishte e mundur të parashikohej ekzistenca dhe vetitë e elementeve ende të pazbuluar. Mendeleev formuloi ligjin periodik dhe propozoi paraqitjen e tij grafike, por në atë kohë ishte e pamundur të përcaktohej natyra e periodicitetit. Kuptimi i ligjit periodik u zbulua më vonë, në lidhje me zbulimet mbi strukturën e atomit.
1. Në cilin vit u zbulua Ligji Periodik?
2. Çfarë mori Mendelejevi si bazë për sistemimin e elementeve?
3. Si thotë ligji i zbuluar nga Mendelejevi?
4. Cili është ndryshimi me formulimin modern?
5. Çfarë quhet orbitale atomike?
6. Si ndryshojnë vetitë në periudha?
7. Si ndahen periodat?
8. Çfarë quhet grup?
9. Si ndahen grupet?
10. Cilat lloje të elektroneve njihni?
11. Si është mbushja e niveleve të energjisë?
Leksioni numër 4: Valenca dhe gjendja e oksidimit. Periodiciteti i ndryshimeve të pronës.
Origjina e konceptit të valencës. Valenca e elementeve kimike është një nga vetitë e tyre më të rëndësishme. Koncepti i valencës u prezantua në shkencë nga E. Frankland në 1852. Fillimisht, koncepti ishte ekskluzivisht në natyrë stoikiometrike dhe ndiqej nga ligji i ekuivalentëve. Kuptimi i konceptit të valencës rrjedh nga një krahasim i vlerave të masës atomike dhe ekuivalentit të elementeve kimike.
Me vendosjen e koncepteve atomike dhe molekulare, koncepti i valencës fitoi një kuptim të caktuar strukturor dhe teorik. Me valencë, ata filluan të kuptojnë aftësinë e një atomi të një elementi të caktuar për të bashkuar me vete një ose një numër tjetër atomesh të një elementi tjetër kimik. Aftësia përkatëse e atomit të hidrogjenit u mor si njësi valence, pasi raporti i masës atomike të hidrogjenit me ekuivalentin e tij është i barabartë me një. Kështu, valenca e një elementi kimik u përcaktua si aftësia e atomit të tij për të lidhur një ose një numër tjetër atomesh hidrogjeni. Nëse një element i caktuar nuk formonte komponime me hidrogjenin, valenca e tij përcaktohej si aftësia e atomit të tij për të zëvendësuar një ose një numër tjetër atomesh hidrogjeni në përbërjet e tij.
Kjo ide e valencës u konfirmua për përbërjet më të thjeshta.
Në bazë të idesë së valencës së elementeve, lindi ideja e valencës së grupeve të tëra. Kështu, për shembull, grupit OH, meqenëse bashkoi një atom hidrogjeni ose zëvendësoi një atom hidrogjeni në përbërjet e tjera të tij, iu caktua një valencë e barabartë me një. Sidoqoftë, koncepti i valencës humbi paqartësinë e tij kur ishte fjala për komponimet më komplekse. Kështu, për shembull, në peroksid hidrogjeni H 2 O 2, valenca e oksigjenit duhet të njihet si e barabartë me një, pasi në këtë përbërje ka një atom hidrogjeni për çdo atom oksigjeni. Sidoqoftë, dihet se çdo atom oksigjeni në H 2 O 2 është i lidhur me një atom hidrogjeni dhe një grup OH monovalent, d.m.th., oksigjeni është dyvalent. Në mënyrë të ngjashme, valenca e karbonit në etanin C 2 H 6 duhet të njihet si e barabartë me tre, pasi në këtë përbërje ka tre atome hidrogjeni për çdo atom karboni, por meqenëse çdo atom karboni është i lidhur me tre atome hidrogjeni dhe një CH 3 monovalent grupi, karboni i valencës në C 2 H 6 është katër.
Duhet të theksohet se gjatë formimit të ideve për valencën e elementeve individuale, këto rrethana ndërlikuese nuk u morën parasysh dhe u mor parasysh vetëm përbërja e përbërjeve më të thjeshta. Por edhe në të njëjtën kohë, doli që për shumë elementë valenca në komponime të ndryshme nuk është e njëjtë. Kjo ishte veçanërisht e dukshme për përbërjet e elementeve të caktuara me hidrogjen dhe oksigjen, në të cilët shfaqeshin valenca të ndryshme. Pra, në kombinim me hidrogjenin, valenca e squfurit doli të jetë e barabartë me dy, dhe me oksigjen - gjashtë. Prandaj, ata filluan të bëjnë dallimin midis valencës së hidrogjenit dhe valencës së oksigjenit.
Më vonë, në lidhje me idenë se në përbërjet disa atome polarizohen pozitivisht, ndërsa të tjerët polarizohen negativisht, koncepti i valencës në përbërjet e oksigjenit dhe hidrogjenit u zëvendësua me konceptin e valencës pozitive dhe negative.
Vlerat e ndryshme të valencës për të njëjtat elementë u shfaqën gjithashtu në përbërjet e tyre të ndryshme me oksigjen. Me fjalë të tjera, të njëjtat elementë ishin në gjendje të shfaqnin vlera të ndryshme pozitive. Kështu u shfaq ideja e një valence pozitive të ndryshueshme të disa elementeve. Sa i përket valencës negative të elementeve jometalike, ajo, si rregull, doli të ishte konstante për të njëjtët elementë.
Shumica e elementeve që shfaqin një valencë pozitive të ndryshueshme rezultuan të jenë. Sidoqoftë, për secilin prej këtyre elementeve, valenca e tij maksimale doli të jetë karakteristike. Kjo valencë maksimale quhet karakteristike.
Më vonë, në lidhje me shfaqjen dhe zhvillimin e teorisë elektronike të strukturës së atomit dhe lidhjes kimike, valenca filloi të shoqërohet me numrin e elektroneve që kalonin nga një atom në tjetrin, ose me numrin e lidhjeve kimike që lindin. ndërmjet atomeve në procesin e formimit të një përbërjeje kimike.
elektrovalencë dhe kovalencë. Valenca pozitive ose negative e një elementi është më e lehtë për t'u përcaktuar nëse dy elementë formojnë një përbërje jonike: besohej se një element, atomi i të cilit u bë një jon i ngarkuar pozitivisht, tregonte një valencë pozitive dhe një element, atomi i të cilit u bë një jon i ngarkuar negativisht, tregonte një një negative. Vlera numerike e valencës u konsiderua e barabartë me ngarkesën e joneve. Meqenëse jonet në përbërje formohen duke dhuruar dhe fituar elektrone nga atomet, madhësia e ngarkesës së joneve përcaktohet nga numri i elektroneve të dhëna (pozitive) dhe të bashkangjitura (negative) nga atomet. Në përputhje me këtë, valenca pozitive e një elementi matej me numrin e elektroneve të dhuruara nga atomi i tij, dhe valenca negative matej me numrin e elektroneve të lidhura me këtë atom. Kështu, meqenëse valenca matej me madhësinë e ngarkesës elektrike të atomeve, ajo u quajt elektrovalencë. Quhet gjithashtu valencë jonike.
Ndër komponimet kimike, ka nga ato në molekulat e të cilave atomet nuk janë të polarizuara. Natyrisht, për ta koncepti i elektrovalencës pozitive dhe negative është i pazbatueshëm. Nëse molekula përbëhet nga atome të një elementi (substanca elementare), koncepti i zakonshëm i valencës stoikiometrike gjithashtu humbet kuptimin e tij. Sidoqoftë, për të vlerësuar aftësinë e atomeve për të lidhur një ose një numër tjetër atomesh të tjera, ata filluan të përdorin numrin e lidhjeve kimike që lindin midis një atomi të caktuar dhe atomeve të tjera gjatë formimit të një përbërje kimike. Meqenëse këto lidhje kimike, të cilat janë çifte elektronike që u përkasin njëkohësisht të dy atomeve të lidhur, quhen kovalente, aftësia e një atomi për të formuar një ose një numër tjetër lidhjesh kimike me atome të tjera quhet kovalencë. Për të vendosur kovalencën, përdoren formula strukturore në të cilat lidhjet kimike përfaqësohen me viza.
Gjendja e oksidimit dhe numri i oksidimit. Në reaksionet e formimit të komponimeve jonike, kalimi i elektroneve nga një atome ose jone reaguese në të tjerët shoqërohet me një ndryshim përkatës në madhësinë ose shenjën e elektrovalencës së tyre. Në formimin e komponimeve të një natyre kovalente, një ndryshim i tillë në gjendjen elektrovalente të atomeve nuk ndodh në të vërtetë, por ndodh vetëm një rishpërndarje e lidhjeve elektronike, dhe valenca e reaktantëve fillestarë nuk ndryshon. Aktualisht, për të karakterizuar gjendjen e një elementi në komponime, është prezantuar një koncept i kushtëzuar gjendjet e oksidimit. Shprehja numerike e shkallës së oksidimit quhet numri i oksidimit.
Numrat e oksidimit të atomeve mund të kenë vlera pozitive, zero dhe negative. Një numër pozitiv oksidimi përcaktohet nga numri i elektroneve të nxjerra nga një atom i caktuar, dhe një numër negativ oksidimi përcaktohet nga numri i elektroneve të tërhequr nga një atom i caktuar. Një numër oksidimi mund t'i caktohet çdo atomi në çdo substancë, për të cilën duhet të udhëhiqeni nga rregullat e mëposhtme të thjeshta:
1. Numri i oksidimit të atomeve në çdo substancë elementare është i barabartë me zero.
2. Numri i oksidimit të joneve elementare në substancat me natyrë jonike është i barabartë me vlerat e ngarkesave elektrike të këtyre joneve.
3. Numrat oksidues të atomeve në përbërjet me natyrë kovalente përcaktohen me llogaritjen e kushtëzuar që çdo elektron i nxjerrë nga një atom i jep atij një ngarkesë të barabartë me +1 dhe çdo elektron i tërhequr jep një ngarkesë të barabartë me -1.
4. Shuma algjebrike e numrave të oksidimit të të gjitha atomeve të çdo përbërjeje është zero.
5. Atomi i fluorit në të gjitha përbërjet e tij me elementë të tjerë ka një numër oksidimi prej –1.
Përcaktimi i shkallës së oksidimit shoqërohet me konceptin e elektronegativitetit të elementeve. Duke përdorur këtë koncept, formulohet një rregull tjetër.
6. Në përbërjet, numri i oksidimit është negativ për atomet e elementeve me elektronegativitet më të lartë dhe pozitiv për atomet e elementeve me elektronegativitet më të ulët.
Koncepti i gjendjes së oksidimit, pra, ka zëvendësuar konceptin e elektrovalencës. Në këtë drejtim, duket e papërshtatshme të përdoret koncepti i kovalencës. Për të karakterizuar elementët, është më mirë të përdoret koncepti i valencës, duke e përcaktuar atë me numrin e elektroneve të përdorura nga një atom i caktuar për të formuar çifte elektronike, pavarësisht nëse ato tërhiqen nga një atom i caktuar, ose, anasjelltas, tërhiqen nga atë. Atëherë valenca do të shprehet si një numër i panënshkruar. Në ndryshim nga valenca, gjendja e oksidimit përcaktohet nga numri i elektroneve të nxjerra nga një atom i caktuar - pozitiv, ose i tërhequr nga ai - negativ. Në shumë raste, vlerat aritmetike të valencës dhe shkalla e oksidimit janë të njëjta - kjo është mjaft e natyrshme. Në disa raste, vlerat numerike të valencës dhe gjendjes së oksidimit ndryshojnë nga njëra-tjetra. Kështu, për shembull, në molekulat e halogjenëve të lirë, valenca e të dy atomeve është e barabartë me një, dhe shkalla e oksidimit është zero. Në molekulat e oksigjenit dhe peroksidit të hidrogjenit, valenca e të dy atomeve të oksigjenit është dy, dhe gjendja e tyre e oksidimit në një molekulë oksigjeni është zero, dhe në një molekulë të peroksidit të hidrogjenit është minus një. Në molekulat e azotit dhe hidrazinës - N 4 H 2 - valenca e të dy atomeve të azotit është tre, dhe shkalla e oksidimit në molekulën elementare të azotit është zero, dhe në molekulën e hidrazinës - minus dy.
Natyrisht, valenca karakterizon atomet që janë vetëm pjesë e çdo përbërjeje, edhe nëse është homobërthamore, d.m.th., e përbërë nga atomet e një elementi; është e pakuptimtë të flasim për valencën e atomeve individuale. Shkalla e oksidimit karakterizon gjendjen e atomeve të përfshira në çdo përbërje dhe që ekzistojnë veçmas.
Pyetje për të rregulluar temën:
1. Kush e prezantoi konceptin "valencë"?
2. Çfarë quhet valencë?
3. Cili është ndryshimi midis gjendjes së valencës dhe oksidimit?
4. Çfarë është valenca?
5. Si përcaktohet shkalla e oksidimit?
6. A janë gjithmonë të barabarta valenca dhe gjendja e oksidimit të një elementi?
7. Cili element përcakton valencën e një elementi?
8. Çfarë e karakterizon valencën e një elementi dhe cila është shkalla e oksidimit?
9. A mund të jetë negative valenca e një elementi?
Leksioni nr. 5: Shpejtësia e një reaksioni kimik.
Reaksionet kimike mund të ndryshojnë ndjeshëm në kohë. Një përzierje e hidrogjenit dhe oksigjenit në temperaturën e dhomës mund të mbetet praktikisht e pandryshuar për një kohë të gjatë, por me goditje ose ndezje, do të ndodhë një shpërthim. Pllaka e hekurit ndryshket ngadalë dhe një pjesë e fosforit të bardhë ndizet spontanisht në ajër. Është e rëndësishme të dihet se sa shpejt zhvillohet një reagim i caktuar në mënyrë që të mund të kontrolloni përparimin e tij.
Në 1869, D. I. Mendeleev, bazuar në një analizë të vetive të substancave dhe përbërjeve të thjeshta, formuloi Ligjin Periodik: "Vetitë e trupave të thjeshtë dhe të përbërjeve të elementeve janë në një varësi periodike nga madhësia e masave atomike të elementeve." Mbi bazën e ligjit periodik u përpilua sistemi periodik i elementeve. Në të, elementët me veti të ngjashme u kombinuan në kolonat vertikale të grupit. Në disa raste, gjatë vendosjes së elementeve në sistemin periodik, ishte e nevojshme të prishej sekuenca e rritjes së masave atomike për të vëzhguar periodicitetin e përsëritjes së vetive. Për shembull, teluri dhe jodi, si dhe argoni dhe kaliumi, duhej të "këmbeshin". Arsyeja është se Mendelejevi propozoi ligjin periodik në një kohë kur asgjë nuk dihej për strukturën e atomit.Pasi modeli planetar i atomit u propozua në shekullin e 20-të, ligji periodik formulohet si më poshtë:
"Vetitë e elementeve kimike dhe komponimeve janë në një varësi periodike nga ngarkesat e bërthamave atomike."
Ngarkesa e bërthamës është e barabartë me numrin e elementit në sistemin periodik dhe numrin e elektroneve në shtresën elektronike të atomit. Ky formulim shpjegonte “shkeljet” e Ligjit Periodik. Në sistemin periodik, numri i periudhës është i barabartë me numrin e niveleve elektronike në atom, numri i grupit për elementët e nëngrupeve kryesore është i barabartë me numrin e elektroneve në nivelin e jashtëm.
Rëndësia shkencore e ligjit periodik. Ligji periodik bëri të mundur sistemimin e vetive të elementeve kimike dhe përbërjeve të tyre. Gjatë përpilimit të sistemit periodik, Mendelejevi parashikoi ekzistencën e shumë elementeve ende të pazbuluar, duke lënë qeliza të lira për ta, dhe parashikoi shumë veti të elementeve të pazbuluar, të cilat lehtësuan zbulimin e tyre.I pari prej tyre pasoi katër vjet më vonë.
Por jo vetëm në zbulimin e një merite të re të madhe të Mendelejevit.
Mendeleev zbuloi një ligj të ri të natyrës. Në vend të substancave të ndryshme, të palidhura, para shkencës u ngrit një sistem i vetëm harmonik, duke bashkuar të gjithë elementët e Universit në një tërësi të vetme, atomet filluan të konsideroheshin si:
1. të ndërlidhura organikisht nga një model i përbashkët,
2. zbulimi i kalimit të ndryshimeve sasiore të peshës atomike në ndryshime cilësore të kimikatit të tyre. personalitete,
3. që tregon se e kundërta e metalit. dhe jo metalike vetitë e atomeve nuk janë absolute, siç mendohej më parë, por vetëm relative.
24. Shfaqja e teorive strukturore në zhvillimin e kimisë organike. Teoria atomo-molekulare si bazë teorike për teoritë strukturore.
Kimi organike. Gjatë gjithë shekullit të 18-të në çështjen e marrëdhënieve kimike të organizmave dhe substancave, shkencëtarët udhëhiqeshin nga doktrina e vitalizmit - një doktrinë që e konsideronte jetën si një fenomen të veçantë, që nuk i nënshtrohet ligjeve të universit, por ndikimit të forcave të veçanta jetësore. Kjo pikëpamje u trashëgua nga shumë shkencëtarë të shekullit të 19-të, megjithëse themelet e saj u tronditën që në vitin 1777, kur Lavoisier sugjeroi se frymëmarrja është një proces analog me djegien.
Në 1828, kimisti gjerman Friedrich Wöhler (1800-1882), duke ngrohur cianatin e amonit (ky përbërës konsiderohej pa kushte si një substancë inorganike), përftoi ure, një produkt i mbeturinave të njerëzve dhe kafshëve. Në 1845, Adolf Kolbe, një student i Wöhler, sintetizoi acidin acetik nga elementët fillestarë të karbonit, hidrogjenit dhe oksigjenit. Në vitet 1850, kimisti francez Pierre Berthelot filloi punën sistematike në sintezën e përbërjeve organike dhe përftoi alkoole metil dhe etilik, metan, benzen dhe acetilen. Një studim sistematik i përbërjeve organike natyrore ka treguar se të gjitha ato përmbajnë një ose më shumë atome karboni dhe shumë prej tyre përmbajnë atome hidrogjeni. Teoria e tipit. Zbulimi dhe izolimi i një numri të madh të përbërjeve komplekse që përmbajnë karbon ngriti ashpër çështjen e përbërjes së molekulave të tyre dhe çoi në nevojën për të rishikuar sistemin ekzistues të klasifikimit. Në vitet 1840, kimistët kuptuan se idetë dualiste të Berzelius-it zbatoheshin vetëm për kripërat inorganike. Në 1853 u bë një përpjekje për të klasifikuar të gjitha përbërjet organike sipas llojit. Një "teori e llojeve" e përgjithësuar u propozua nga kimisti francez Charles Frederic Gerard, i cili besonte se lidhja e grupeve të ndryshme të atomeve nuk përcaktohet nga ngarkesa elektrike e këtyre grupeve, por nga vetitë e tyre specifike kimike.
Kimia strukturore. Në 1857, Kekule, bazuar në teorinë e valencës (valenca kuptohej si numri i atomeve të hidrogjenit që kombinohen me një atom të një elementi të caktuar), sugjeroi që karboni është katërvalent dhe për këtë arsye mund të kombinohet me katër atome të tjerë, duke formuar zinxhirë të gjatë - të drejtë ose të degëzuar. Prandaj, molekulat organike filluan të përshkruhen jo si kombinime të radikalëve, por si formula strukturore - atome dhe lidhje midis tyre.
Në 1874 një kimist danez Jacob van't Hoff dhe kimisti francez Joseph Achille Le Bel (1847-1930) e shtriu këtë ide në rregullimin e atomeve në hapësirë. Ata besonin se molekulat nuk janë struktura të sheshta, por tre-dimensionale. Ky koncept bëri të mundur shpjegimin e shumë fenomeneve të njohura, si izomerizmi hapësinor, ekzistenca e molekulave të së njëjtës përbërje, por me veti të ndryshme. Të dhënat përshtaten shumë mirë. Louis Pasteur në lidhje me izomerët e acidit tartarik.
