Atbilst periodiskās sistēmas perioda D elements 4. D-elementu vispārīgie raksturlielumi
Šajā rakstā trūkst saišu uz informācijas avotiem. Informācijai jābūt pārbaudāmai, pretējā gadījumā to var apšaubīt un noņemt. Jūs varat ... Wikipedia
Periods ir ķīmisko elementu periodiskās tabulas rinda, atomu secība atbilstoši pieaugošajam kodola lādiņam un ārējā elektronu apvalka piepildīšanai ar elektroniem. Periodiskajā tabulā ir septiņi periodi. Pirmais periods, kas satur 2 elementus ... Wikipedia
104 Lorenss ← Rutherfordium → Dubnium ... Wikipedia
DI Mendeļejevs, ķīmisko elementu dabiskā klasifikācija, kas ir Mendeļejeva periodiskā likuma tabula (vai cita grafiska) izteiksme (sk. Mendeļejeva periodisko likumu). P. s. e. izstrādāja D.I.Mendeļejevs 1869. gadā ... ... Lielā padomju enciklopēdija
Dmitrijs Mendeļejevs- (Dmitrijs Ivanovičs Mendeļejevs) Mendeļejeva biogrāfija, Mendeļejeva zinātniskā darbība Informācija par Mendeļejeva biogrāfiju, Mendeļejeva zinātniskā darbība Saturs Saturs 1. Biogrāfija 2. Krievu tautas loceklis 3. Zinātniskā darbība Periodiskā ... Investoru enciklopēdija
Ķīmisko elementu periodiskā tabula (periodiskā tabula) ķīmisko elementu klasifikācija, nosakot dažādu elementu īpašību atkarību no atoma kodola lādiņa. Sistēma ir periodiska likuma grafiska izteiksme, ... ... Wikipedia
Ķīmisko elementu periodiskā tabula (periodiskā tabula) ķīmisko elementu klasifikācija, nosakot dažādu elementu īpašību atkarību no atoma kodola lādiņa. Sistēma ir periodiska likuma grafiska izteiksme, ... ... Wikipedia
Ķīmisko elementu periodiskā tabula (periodiskā tabula) ķīmisko elementu klasifikācija, nosakot dažādu elementu īpašību atkarību no atoma kodola lādiņa. Sistēma ir periodiska likuma grafiska izteiksme, ... ... Wikipedia
Ķīmisko elementu (periodiskā tabula) ķīmisko elementu klasifikācija, nosakot dažādu elementu īpašību atkarību no atoma kodola lādiņa. Sistēma ir Krievijas ... ... Wikipedia noteiktā periodiskā likuma grafiska izteiksme
DEFINĪCIJA
Kālijs- ceturtā perioda pirmais elements. Tas atrodas periodiskās tabulas galvenās (A) apakšgrupas I grupā.
Attiecas uz s - saimes elementiem. Metāls. Šajā grupā iekļautie metāla elementi tiek saukti par sārmainiem. Apzīmējums - K. Sērijas numurs - 19. Relatīvā atommasa - 39,102 amu.
Kālija atoma elektroniskā struktūra
Kālija atoms sastāv no pozitīvi lādēta kodola (+19), kura iekšpusē atrodas 19 protoni un 20 neitroni, un apkārt, pa 4 orbītām, pārvietojas 19 elektroni.
1. att. Kālija atoma shematiskā struktūra.
Elektronu orbitālais sadalījums ir šāds:
1s 2 2s 2 2lpp 6 3s 2 3lpp 6 4s 1 .
Kālija atoma ārējā enerģijas līmenis satur 1 elektronu, kas ir valence. Kālija oksidācijas pakāpe ir +1. Pamatstāvokļa enerģijas diagramma ir šāda:
Satraukts stāvoklis, neskatoties uz vakancēm 3 lpp- un 3 d- nav orbitāļu.
Problēmu risināšanas piemēri
1. PIEMĒRS
| Exercise | Elementa atomam ir šāda elektroniskā konfigurācija 1 s 2 2s 2 2lpp 6 3s 2 3lpp 6 3d 10 4s 2 4lpp 3. Norāda: a) kodola lādiņu; b) pabeigto enerģijas līmeņu skaits šī atoma elektronu apvalkā; c) augstākais iespējamais oksidācijas līmenis; d) atoma valence saistībā ar ūdeņradi. |
| Risinājums | Lai atbildētu uz uzdotajiem jautājumiem, vispirms ir jānosaka kopējais elektronu skaits ķīmiskā elementa atomā. To var izdarīt, saskaitot visus atomā esošos elektronus, neņemot vērā to sadalījumu pa enerģijas līmeņiem: 2+2+6+2+6+10+2+3 = 33. Tas ir arsēns (As). Tagad atbildēsim uz jautājumiem: a) kodola lādiņš ir +33; b) atomam ir četri līmeņi, no kuriem trīs ir pabeigti; c) pierakstām enerģijas diagrammu arsēna atoma valences elektroniem pamatstāvoklī. Arsēns spēj nonākt satrauktā stāvoklī: elektronos s- apakšlīmeņi tiek tvaicēti un viens no tiem nonāk brīvajā d- orbitāls. Pieci nepāra elektroni norāda, ka maksimālais iespējamais arsēna oksidācijas stāvoklis ir +5; d) Arsēna valence kombinācijā ar ūdeņradi ir III (AsH 3). |
Šī darba mērķis ir izpētīt dažu pārejas metālu un to savienojumu ķīmiskās īpašības.
Sānu apakšgrupu metāli, tā sauktie pārejas elementi, pieder pie d - elementiem, jo to atomos tie ir piepildīti ar d - orbitālajiem elektroniem.
Pārejas metālos valences elektroni atrodas uz pirmsārējā līmeņa orbitāles d un ārējā elektroniskā līmeņa S orbitāles. Pārejas elementu metāliskums ir izskaidrojams ar viena vai divu elektronu klātbūtni ārējā elektronu slānī.
Pirms-ārējā elektronu slāņa nepilnīgais d-apakšlīmenis izraisa dažādus sānu apakšgrupu metālu valences stāvokļus, kas savukārt izskaidro liela skaita to savienojumu esamību.
D - orbitāļu elektroni tiek iesaistīti ķīmiskās reakcijās pēc tam, kad ārējās orbitāles S - elektroni ir izlietoti. Visi vai daļa no priekšpēdējā elektroniskā līmeņa d - orbitāļu elektroniem var piedalīties ķīmisko savienojumu veidošanā. Šajā gadījumā tiek veidoti savienojumi, kas atbilst dažādiem valences stāvokļiem. Pārejas metālu mainīgā valence ir tiem raksturīga īpašība (izņemot II un III sānu apakšgrupas metālus). Savienojumu sastāvā var iekļaut IV, V, VI, VII grupu sānu apakšgrupu metālus gan augstākā valences stāvoklī (kas atbilst grupas numuram), gan zemākos valences stāvokļos. Tā, piemēram, titānam ir raksturīgi 2-, 3-, 4-valences stāvokļi, bet mangānam 2-, 3-, 4-, 6- un 7-valences stāvokļi.
Pārejas metālu oksīdiem un hidroksīdiem, kuros pēdējie ir viszemākajā valences stāvoklī, parasti ir pamata īpašības, piemēram, Fe (OH) 2. Augstākiem oksīdiem un hidroksīdiem ir raksturīgas amfoteriskas īpašības, piemēram, TiO 2, Ti (OH) 4 vai skābi, piemēram, 
un 
.
Aplūkojamo metālu savienojumu redoksīpašības ir saistītas arī ar metāla valences stāvokli. Savienojumiem ar zemāko oksidācijas pakāpi parasti ir reducējošas īpašības, savukārt tiem, kuriem ir visaugstākais oksidācijas pakāpe, ir oksidējošas īpašības.
Piemēram, mangāna oksīdiem un hidroksīdiem redoksīpašības mainās šādi:
Kompleksie savienojumi.
Pārejas metālu savienojumu raksturīga iezīme ir spēja veidot kompleksus, kas izskaidrojama ar pietiekamu brīvo orbitāļu skaitu metāla jonu ārējos un pre-ārējos elektroniskos līmeņos.
Šādu savienojumu molekulās kompleksu veidotājs atrodas centrā. Ap to ir saskaņoti joni, atomi vai molekulas, ko sauc par ligandiem. To skaits ir atkarīgs no kompleksveidotāja īpašībām, tā oksidācijas pakāpes un tiek saukts par koordinācijas skaitli:
Kompleksu veidojošais aģents ap sevi koordinē divu veidu ligandus: anjonus un neitrālus. Kompleksi veidojas, kad vairākas dažādas molekulas apvienojas vēl vienā kompleksā:
vara (II) sulfotetraamīna kālija heksacianoferāts (III).
Ūdens šķīdumos kompleksie savienojumi sadalās, veidojot kompleksus jonus:
Arī paši kompleksie joni spēj disociēties, bet parasti ļoti nelielā mērā. Piemēram:
Šis process ir atgriezenisks, un tā līdzsvars ir strauji nobīdīts pa kreisi. Tāpēc saskaņā ar masu darbības likumu
Konstante Kn šādos gadījumos tiek saukta par komplekso jonu nestabilitātes konstanti. Jo lielāka ir konstantes vērtība, jo spēcīgāka ir jona spēja sadalīties tā sastāvdaļās. Kn vērtības ir norādītas tabulā:
Eksperiments 1. Mn 2+ jonu oksidēšana jonos 
.
Ielejiet mēģenē nedaudz svina dioksīda tā, lai nosegtu tikai mēģenes dibenu, pievienojiet dažus pilienus koncentrēta 
un vienu pilienu šķīduma 
... Sildiet šķīdumu un novērojiet jonu izskatu 
... Uzrakstiet reakcijas vienādojumu. Mangāna sāls šķīdums jāuzņem nelielā daudzumā, jo ir jonu pārpalikums 
atjauno 
pirms tam 
.
2. eksperiments. Oksidēšana ar joniem 
skābos, neitrālos un sārmainos šķīdumos.
Jonu samazināšanas produkti 
ir dažādi un ir atkarīgi no šķīduma pH. Tātad skābos šķīdumos jons 
samazināts līdz joniem 
.
Neitrālos, vāji skābos un vāji sārmainos šķīdumos, t.i. pH diapazonā no 5 līdz 9, jonu 
samazināts, veidojot permangānskābi:
Stipri sārmainos šķīdumos un, ja nav reducētāju, jonu 
samazināts līdz jonam 
.
Trīs mēģenēs ielej 5-7 pilienus kālija permanganāta šķīduma 
... Vienam no tiem pievienojiet tādu pašu daudzumu atšķaidītas sērskābes, otrai nepievienojiet neko, bet trešajam pievienojiet koncentrētu sārma šķīdumu. Visām trim mēģenēm pilienu pa pilienam, kratot mēģenes saturu, pievieno kālija vai nātrija sulfīta šķīdumu, līdz šķīdums pirmajā mēģenē maina krāsu, otrajā parādās brūnas nogulsnes un šķīdums kļūst zaļš. trešais. Uzrakstiet reakcijas vienādojumu, paturot prātā, ka jonu 
pārvēršas jonos 
... Norādiet oksidatīvās spējas novērtējumu 
dažādās vidēs atbilstoši redokspotenciālu tabulai.
Pieredze 3. Kālija permanganāta mijiedarbība ar ūdeņraža peroksīdu. Ievietojiet mēģenē 1 ml. ūdeņraža peroksīdu, pievieno dažus pilienus sērskābes šķīduma un dažus pilienus kālija permanganāta šķīduma. Kāda gāze tiek emitēta? Pārbaudiet to ar gruzdošu lāpu. Uzrakstiet reakcijas vienādojumu un izskaidrojiet to redokspotenciālu izteiksmē.
Pieredze 4. Dzelzs kompleksie savienojumi.
A) Prūsijas zilās krāsas iegūšana. 2-3 pilieniem dzelzs (III) sāls šķīduma pievieno pilienu skābes, dažus pilienus ūdens un pilienu heksācijas – (P) kālija ferāta (dzeltenā asins sāls) šķīduma. Skatieties, kā parādās Prūsijas zilie nogulumi. Uzrakstiet reakcijas vienādojumu. Šo reakciju izmanto jonu noteikšanai 
... Ja 
uzņemts pārmērīgi, tā koloidālā šķīstošā forma var veidoties Prūsijas zilo nogulumu vietā.
Izpētiet Prūsijas zilās attiecības ar sārmu. Kas tiek novērots? Kas labāk disociējas. Fe (OH) 2 vai kompleksais jons 
?
B) Dzelzs tiocianāta iegūšana III. Dažiem pilieniem dzelzs sāls šķīduma pievienojiet pilienu kālija vai amonija tiocianāta šķīduma 
... Uzrakstiet reakcijas vienādojumu.
Izpētiet attieksmi pret tiocianātu 
uz sārmiem un izskaidrot novēroto parādību. Šo reakciju, tāpat kā iepriekšējo, izmanto jonu noteikšanai 
.
Pieredze 5. Sarežģīta kobalta savienojuma iegūšana.
Ievietojiet mēģenē 2 pilienus piesātināta kobalta sāls šķīduma un pievienojiet 5-6 pilienus piesātināta amonija šķīduma: ņemiet vērā, ka tas veido kompleksā sāls šķīdumu. 
... Kompleksie joni 
zilā krāsā un hidratēti joni 
- rozā krāsā. Aprakstiet novērotās parādības:
1. Sarežģītā kobalta sāls iegūšanas vienādojums.
2. Kompleksā kobalta sāls disociācijas vienādojums.
3. Kompleksa jona disociācijas vienādojums.
4. Kompleksa jona nestabilitātes konstantes izteiksme.
Testa jautājumi un uzdevumi.
1. Kādas īpašības (oksidējošas vai reducējošas) piemīt savienojumiem ar augstāko elementa oksidācijas pakāpi? Pierakstiet elektronu jonu un molekulārās reakcijas vienādojumu:
2. Kādas īpašības uzrāda savienojumi ar elementa starpposma oksidācijas pakāpi? Izveidojiet elektronu jonu un molekulāro reakciju vienādojumus:
3. Norādiet dzelzs, kobalta, niķeļa atšķirīgās un līdzīgās īpašības. Kāpēc D.I.Mendeļejevs elementu periodiskajā tabulā ievietoja kobaltu starp dzelzi un niķeli, neskatoties uz tā atomsvara vērtību?
4. Uzrakstiet dzelzs, kobalta, niķeļa komplekso savienojumu formulas. Kas izskaidro šo elementu labo komplekso spēju?
5. Kā mainās mangāna oksīdu raksturs? Kāds tam ir iemesls? Kādi oksidācijas skaitļi var būt mangānam savienojumos?
6. Vai mangāna un hroma ķīmijā ir kādas līdzības? Kā tas izpaužas.
7. Uz kādām mangāna, dzelzs, kobalta, niķeļa, hroma īpašībām balstās to pielietojums tehnoloģijā?
8. Novērtējiet jonu oksidēšanas spēju 
un samazina jonu spēju 
.
9. Kā izskaidrot, ka Cu, Ag, Au oksidācijas skaitļi ir lielāki par +17.
10. Izskaidrojiet sudraba melnēšanu laika gaitā gaisā, vara zaļošanu gaisā.
11. Izveidojiet vienādojumu reakcijām, kas notiek saskaņā ar shēmu.
Periodiskās sistēmas 4. perioda elementi
| n eh | Elementu elektroniskā konfigurācija | KR | t pl, o C | D N pl, kJ / mol | HB, MPa | t kips vai C | D Nķīpa, kJ / mol | |
| K | s 1 | Diskrētā kopija | 63,55 | 2,3 | - | 89,4 | ||
| Ca | s 2 | HCC | 8,4 | |||||
| Sc | s 2 d 1 | Hex. | 14,1 | |||||
| Ti | s 2 d 2 | GPU | ||||||
| V | s 2 d 3 | Diskrētā kopija | 23,0 | |||||
| Kr | s 1 d 5 | Diskrētā kopija | 21,0 | |||||
| Mn | s 2 d 5 | Diskrētā kopija | 12,6 | - | ||||
| Fe | s 2 d 6 | Diskrētā kopija | 13,77 | |||||
| Co | s 2 d 7 | Hex. | 16,3 | |||||
| Ni | s 2 d 8 | HCC | 17,5 | |||||
| Cu | s 1 d 10 | HCC | 12,97 | |||||
| Zn | s 2 d 10 | GPU | 419,5 | 7,24 | - | |||
| Ga | s 2 d 10 lpp 1 | Rombs. | 29,75 | 5,59 | ||||
| Ge | s 2 d 10 lpp 2 | PC | 958,5 | - | ||||
| Kā | s 2 d 10 lpp 3 | Hex. | 21,8 | - | Subl. | |||
| Se | s 2 d 10 lpp 4 | Hex. | 6,7 | 685,3 | ||||
| Br | s 2 d 10 lpp 5 | -7,25 | 10,6 | - | 59,8 | 29,6 | ||
| Kr | s 2 d 10 lpp 6 | -157 | 1,64 | - | -153 | 9,0 |
Rīsi. 3.8. Atkarība no kušanas temperatūras ( t pl) un vārot ( t kip), kušanas entalpija (D N pl) un vārot (D N kip), 4. perioda vienkāršo vielu Brinela cietība uz elektronu skaitu ārējā enerģijas līmenī (elektronu skaits, kas pārsniedz cēlgāzes Ar pilnībā piepildīto apvalku)
Kā minēts, valences saites metodi var izmantot, lai aprakstītu ķīmisko saiti starp metāla atomiem. Apraksta pieeju var ilustrēt ar kālija kristāla piemēru. Kālija atomam ārējā enerģijas līmenī ir viens elektrons. Izolētā kālija atomā šis elektrons atrodas 4 s- orbitāls. Tajā pašā laikā kālija atoms satur maz enerģijas, kas ļoti atšķiras no 4 s-orbitāles ir brīvas, tās neaizņem elektroni, orbitāles, kas pieder pie 3 d, 4lpp-apakšlīmeņi. Var pieņemt, ka ķīmiskās saites veidošanās laikā katra atoma valences elektrons var atrasties ne tikai pie 4 s-orbitālēm, bet arī kādā no brīvajām orbitālēm. Viens atoma valences elektrons ļauj tam realizēt vienu vienotu saiti ar tuvāko kaimiņu. Brīvo orbitāļu klātbūtne atoma elektroniskajā struktūrā, kas nedaudz atšķiras pēc enerģijas, liecina, ka atoms var "saņemt" elektronu no sava kaimiņa uz kādu no brīvajām orbitālēm un tad tas varēs izveidot divas atsevišķas saites ar tuvākie kaimiņi. Attālumu līdz tuvākajiem kaimiņiem un atomu neatšķiramības dēļ ir iespējami dažādi ķīmisko saišu realizācijas varianti starp kaimiņu atomiem. Ja ņemam vērā četru blakus esošo atomu kristāliskā režģa fragmentu, tad iespējamās iespējas ir parādītas attēlā. 3.9.
Periodiskās sistēmas 4. perioda elementi - jēdziens un veidi. Kategorijas "Periodiskās tabulas 4. perioda elementi" klasifikācija un pazīmes 2015., 2017.-2018.
Koncepcija pārejas elements parasti lieto, lai apzīmētu jebkuru elementu ar d- vai f-valences elektroniem. Šie elementi periodiskajā tabulā ieņem pārejas pozīciju starp elektropozitīviem s-elementiem un elektronnegatīviem p-elementiem.
d-elementus parasti sauc par galvenajiem pārejas elementiem. To atomus raksturo iekšēja d-apakščaulas veidošanās. Lieta ir tāda, ka to ārējā apvalka s-orbitāle parasti tiek aizpildīta, pirms sākas d-orbitāļu piepildīšana iepriekšējā elektronu apvalkā. Tas nozīmē, ka katrs jaunais elektrons, kas pievienots nākamā d-elementa elektronu apvalkam, saskaņā ar aizpildīšanas principu nokrīt nevis uz ārējā apvalka, bet gan uz iekšējo apakšapvalku, kas ir pirms tā. Šo elementu ķīmiskās īpašības nosaka elektronu līdzdalība abu šo čaulu reakcijās.
d-Elementi veido trīs pārejas rindas - attiecīgi 4., 5. un 6. periodā. Pirmā pārejas sērija satur 10 elementus, no skandija līdz cinkam. To raksturo iekšēja 3D orbitāļu veidošanās. 4s orbitāle aizpildās agrāk nekā 3d orbitāle, jo tajā ir mazāk enerģijas (Kļečkovska likums).
Tomēr jāatzīmē divu anomāliju esamība. Hromam un vara 4s orbitālēm ir tikai viens elektrons. Tas ir tāpēc, ka daļēji aizpildītas vai pilnībā aizpildītas apakščaulas ir stabilākas nekā daļēji aizpildītas apakščaulas.
Hroma atomam ir viens elektrons katrā no piecām 3D orbitālēm, kas veido 3D apakšapvalku. Šis apakšapvalks ir līdz pusei pilns. Vara atomam katrā no piecām 3D orbitālēm ir elektronu pāris. Līdzīga anomālija tiek novērota arī sudrabam.
Visi d elementi ir metāli.
Ceturtā perioda elementu elektroniskās konfigurācijas no skandija līdz cinkam: 
Chromium
Hroms ir 4. periodā, VI grupā, sekundārā apakšgrupā. Tas ir vidēji aktīvs metāls. Savos savienojumos hromam ir oksidācijas pakāpes +2, +3 un +6. CrO ir tipisks bāzes oksīds, Cr 2 O 3 ir amfoterisks oksīds, CrO 3 ir tipisks skābs oksīds ar spēcīga oksidētāja īpašībām, tas ir, oksidācijas pakāpes palielināšanos pavada skābju īpašību palielināšanās.
Dzelzs
Dzelzs ir 4. periodā, VIII grupā, sānu apakšgrupā. Dzelzs ir vidējas aktivitātes metāls, tā savienojumos uzrāda raksturīgākos oksidācijas pakāpi +2 un +3. Ir zināmi arī dzelzs savienojumi, kuros tā oksidācijas pakāpe ir +6, kas ir spēcīgi oksidētāji. FeO uzrāda pamata, bet Fe 2 O 3 - amfotērisku ar pārsvaru pamata īpašībām.
Varš
Varš ir 4. periodā, 1. grupā, sekundārajā apakšgrupā. Tā stabilākie oksidācijas stāvokļi ir +2 un +1. Metāla spriegumu sērijās varš ir atrodams aiz ūdeņraža, tā ķīmiskā aktivitāte nav īpaši augsta. Vara oksīdi: Cu2O CuO. Pēdējam un vara hidroksīdam Cu (OH) 2 piemīt amfoteriskas īpašības, kurās pārsvarā ir bāzes īpašības.
Cinks
Cinks ir 4. periodā, II grupā, sekundārajā apakšgrupā. Cinks pieder pie vidējas aktivitātes metāliem, tā savienojumos uzrāda vienīgo oksidācijas pakāpi +2. Cinka oksīds un hidroksīds ir amfotēriski.
