Periodiskās tabulas ceturtais periods. D-elementu vispārīgie raksturlielumi D atbilst periodiskās sistēmas 4. elementam

DEFINĪCIJA

Kālijs- ceturtā perioda pirmais elements. Tas atrodas periodiskās tabulas galvenās (A) apakšgrupas I grupā.

Attiecas uz s - saimes elementiem. Metāls. Šajā grupā iekļautos metāla elementus kopā sauc 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 19 elektroni pārvietojas pa 4 orbītām.

1. att. Kālija atoma shematiskā struktūra.

Elektronu sadalījums starp orbitālēm ir šāds:

1s 2 2s 2 2lpp 6 3s 2 3lpp 6 4s 1 .

Kālija atoma ārējā enerģijas līmenī ir 1 elektrons, kas ir valences elektrons. Kālija oksidācijas pakāpe ir +1. Pamatstāvokļa enerģijas diagramma ir šāda:

Satraukts stāvoklis, neskatoties uz to, ka ir brīvs 3 lpp- un 3 d- orbitāļu nav.

Problēmu risināšanas piemēri

1. PIEMĒRS

Darba mērķis ir izpētīt dažu pārejas metālu un to savienojumu ķīmiskās īpašības.

Sānu apakšgrupu metāli, tā sauktie pārejas elementi, pieder pie d-elementiem, jo ​​d-orbitāles to atomos ir piepildītas ar elektroniem.

Pārejas metālos valences elektroni atrodas visattālākā līmeņa d orbitālē un visattālākā elektroniskā līmeņa S orbitālē. Pārejas elementu metāliskums ir izskaidrojams ar viena vai divu elektronu klātbūtni ārējā elektronu slānī.

Pre-ārējā elektroniskā slāņa nepilnīgais d-apakšlīmenis nosaka sānu apakšgrupu metālu valences stāvokļu dažādību, kas savukārt izskaidro liela skaita to savienojumu esamību.

Elektroni no d orbitāles piedalās ķīmiskajās reakcijās pēc tam, kad tiek izmantoti S elektroni no ārējās orbitāles. Ķīmisko savienojumu veidošanā var piedalīties visi priekšpēdējā elektroniskā līmeņa d orbitāļu elektroni vai daļa no tiem. Šajā gadījumā veidojas savienojumi, kas atbilst dažādiem valences stāvokļiem. Pārejas metālu mainīgā valence ir tiem raksturīga īpašība (izņemot II un III sekundārās apakšgrupas metālus). Grupu IV, V, VI, VII sānu apakšgrupu metālus savienojumos var iekļaut gan augstākā valences stāvoklī (kas atbilst grupas numuram), gan zemākos valences stāvokļos. Piemēram, titānam ir raksturīgi 2-, 3-, 4-valences stāvokļi, bet mangānam raksturīgi 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
.

Attiecīgo metālu savienojumu redoksīpašības ir saistītas arī ar metāla valences stāvokli. Savienojumiem ar zemāko oksidācijas pakāpi parasti ir reducējošas īpašības, bet tiem, kuriem ir visaugstākais oksidācijas pakāpe, - oksidējošas īpašības.

Piemēram, mangāna oksīdiem un hidroksīdiem redoksīpašības mainās šādi:

Sarežģīti savienojumi.

Pārejas metālu savienojumu raksturīga iezīme ir spēja veidot kompleksus, kas izskaidrojama ar pietiekamu brīvo orbitāļu skaitu metālu jonu ārējā un pre-ārējā elektroniskā līmenī.

Šādu savienojumu molekulās kompleksu veidojošais līdzeklis atrodas centrā. Ap to koordinē jonus, atomus vai molekulas, ko sauc par ligandiem. To skaits ir atkarīgs no kompleksveidotāja īpašībām, tā oksidācijas pakāpes un tiek saukts par koordinācijas numuru:

Kompleksu veidojošais aģents ap sevi koordinē divu veidu ligandus: anjonu un neitrālu. Kompleksi veidojas, ja vairākas dažādas molekulas apvienojas vienā sarežģītākā:

vara(II)sulfotetraamīns, kālija heksacianoferāts(III).

Ūdens šķīdumos kompleksie savienojumi sadalās, veidojot kompleksus jonus:

Arī paši sarežģītie 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

Kn konstanti šādos gadījumos sauc par komplekso jonu nestabilitātes konstanti. Jo lielāka konstante, jo spēcīgāka ir jona spēja sadalīties tā sastāvdaļās. Kn vērtības ir norādītas tabulā:

Eksperiments 1. Mn 2+ jonu oksidēšana jonos
.

Pievienojiet 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 jāņem nelielos daudzumos, jo 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. Tādējādi skābos šķīdumos jonu
tiek reducēts par joniem
.

Neitrālos, viegli skābos un viegli sārmainos šķīdumos, t.i. pH diapazonā no 5 līdz 9, jonu
tiek reducēts, veidojot permangānskābi:

Stipri sārmainos šķīdumos un, ja nav reducētāju, jonu
tiek reducēts 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 - koncentrētu sārma šķīdumu. Visām trim mēģenēm pa pilienam, kratot mēģenes saturu, pievieno kālija vai nātrija sulfīta šķīdumu, līdz šķīdums pirmajā mēģenē maina krāsu, otrajā veidojas brūnas nogulsnes, bet trešajā šķīdums kļūst zaļš. . Uzrakstiet reakcijas vienādojumu, paturot prātā, ka jons
pārvēršas jonos
. Norādiet oksidēšanas spēju
dažādās vidēs atbilstoši redokspotenciālu tabulai.

3. eksperiments. 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 izdalās? Pārbaudiet to ar gruzdošu lāpu. Uzrakstiet reakcijas vienādojumu un izskaidrojiet to, pamatojoties uz redokspotenciālu.

Eksperiments 4. Kompleksie dzelzs 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. Ievērojiet Prūsijas zilo nogulumu parādīšanos. Uzrakstiet reakcijas vienādojumu. Šo reakciju izmanto jonu noteikšanai
. Ja
ņemts pāri, tad Prūsijas zilās nogulsnes vietā var veidoties tā koloidālā šķīstošā forma.

Izpētiet Prūsijas zilās krāsas saistību ar sārmu iedarbību. Kas tiek novērots? Kura disociē labāk? Fe(OH)2 vai kompleksais jons
?

B) Dzelzs tiocianāta sagatavošana III. Dažiem pilieniem dzelzs sāls šķīduma pievienojiet pilienu kālija vai amonija tiocianāta šķīduma
. Uzrakstiet reakcijas vienādojumu.

Izpētīt tiocianātu attiecību
uz sārmiem un izskaidrot novēroto parādību. Šo reakciju, tāpat kā iepriekšējo, izmanto jonu noteikšanai
.

Eksperiments 5. Kobalta kompleksa savienojuma sagatavošana.

Ievietojiet mēģenē 2 pilienus piesātināta kobalta sāls šķīduma un pievienojiet 5-6 pilienus piesātināta amonija šķīduma: ņemiet vērā, ka tas veidos sarežģītu sāls šķīdumu.
. Kompleksie joni
ir 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? Uzrakstiet elektronu jonu un molekulāro vienādojumu reakcijai:

2. Kādas īpašības piemīt savienojumiem ar elementa vidēju 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. Ar ko izskaidrojama šo elementu labā kompleksa veidošanas spēja?

5. Kā mainās mangāna oksīdu raksturs? Kāds tam ir iemesls? Kādi oksidācijas skaitļi var būt mangānam savienojumos?

6. Vai mangāna un hroma ķīmijā ir līdzības? Kā tas izpaužas?

7. Uz kādām mangāna, dzelzs, kobalta, niķeļa, hroma īpašībām balstās to izmantošana tehnoloģijā?

8. Novērtējiet jonu oksidēšanas spēju
un samazina jonu spēju
.

9. Kā izskaidrot, ka Cu, Ag, Au oksidācijas skaitļi var būt lielāki par +17.

10. Izskaidrojiet sudraba melnēšanu laika gaitā gaisā, vara zaļošanu gaisā.

11. Uzrakstiet vienādojumu notiekošajām reakcijām saskaņā ar shēmu.

d-elementiem un to savienojumiem ir vairākas raksturīgas īpašības: mainīgi oksidācijas stāvokļi; spēja veidot kompleksus jonus; krāsainu savienojumu veidošanās.

Cinks nav pārejas elements. Tā fizikālās un ķīmiskās īpašības neļauj to klasificēt kā pārejas metālu. Jo īpaši tā savienojumos tam ir tikai viens oksidācijas stāvoklis un tam nav katalītiskās aktivitātes.

d-elementiem ir dažas iezīmes salīdzinājumā ar galveno apakšgrupu elementiem.

1. D-elementos tikai neliela daļa valences elektronu ir delokalizēta visā kristālā (turpretim sārmu un sārmzemju metālos valences elektroni pilnībā tiek nodoti kolektīvai lietošanai). Atlikušie d-elektroni piedalās virzītu kovalento saišu veidošanā starp blakus esošajiem atomiem. Tādējādi šiem elementiem kristāliskā stāvoklī nav tīri metāliskas, bet gan kovalenti metāliskas saites. Tāpēc tie visi ir cietie (izņemot Hg) un ugunsizturīgie (izņemot Zn, Cd) metāli.

Ugunsizturīgākie metāli ir VB un VIB apakšgrupu metāli. Tajos puse d-apakšlīmeņa ir piepildīta ar elektroniem un tiek realizēts maksimālais iespējamais nepāra elektronu skaits un līdz ar to arī lielākais kovalento saišu skaits. Turpmāka pildīšana noved pie kovalento saišu skaita samazināšanās un kušanas temperatūras pazemināšanās.

2. Sakarā ar neaizpildītajiem d-čaumalām un neaizpildīto ns- un np-līmeņu klātbūtni, kas ir tuvu enerģētikā, d-elementi ir pakļauti kompleksu veidošanās procesam; to kompleksie savienojumi parasti ir krāsaini un paramagnētiski.

3. d-elementi biežāk nekā galveno apakšgrupu elementi veido mainīga sastāva savienojumus (oksīdi, hidrīdi, karbīdi, silicīdi, nitrīdi, borīdi). Turklāt tie veido sakausējumus savā starpā un ar citiem metāliem, kā arī intermetāliskus savienojumus.

4. D-elementiem ir raksturīgs liels valences stāvokļu kopums (8.10. tabula) un līdz ar to skābju-bāzes un redoksīpašību izmaiņas plašā diapazonā.

Tā kā daži valences elektroni atrodas s-orbitālēs, zemākie oksidācijas stāvokļi, kas tiem piemīt, parasti ir vienādi ar diviem. Izņēmums ir elementi, kuru joniem E +3 un E + ir stabilas konfigurācijas d 0, d 5 un d 10: Sc 3+, Fe 3+, Cr +, Cu +, Ag +, Au +.

Savienojumi, kuros d-elementi ir viszemākajā oksidācijas pakāpē, veido jonu tipa kristālus, ķīmiskajās reakcijās uzrāda pamata īpašības un parasti ir reducētāji.

Savienojumu, kuros d-elementi ir visaugstākajā oksidācijas pakāpē (vienāds ar grupas numuru), stabilitāte palielinās katrā pāreju sērijā no kreisās uz labo, sasniedzot maksimumu 3d elementiem Mn un otrajā un trešajā pāreju sērijā. attiecīgi Ru un Os. Vienā apakšgrupā augstākā oksidācijas pakāpes savienojumu stabilitāte samazinās sērijā 5d > 4d > 3d, par ko liecina, piemēram, tāda paša veida savienojumu Gibsa enerģijas (izobāriskā-izotermiskā potenciāla) izmaiņu raksturs. :

Šī parādība ir saistīta ar to, ka, palielinoties galvenajam kvantu skaitlim vienas apakšgrupas ietvaros, starpība starp (n – 1)d- un ns-apakšlīmeņu enerģijām samazinās. Šos savienojumus raksturo kovalenti polāras saites. Tie ir skābi pēc būtības un ir oksidētāji (CrO 3 un K 2 CrO 4, Mn 2 O 7 un KMnO 4).

Savienojumiem, kuros d-elektroni atrodas vidējā oksidācijas stāvoklī, piemīt amfoteriskas īpašības un redoksdualitāte.

5. D-elementu līdzība ar galveno apakšgrupu E(0) elementiem pilnībā izpaužas trešās grupas elementos ns 2 np 1 un (n – 1)d 1 ns 2. Palielinoties grupas skaitam, tas samazinās; VIIIA apakšgrupas elementi ir gāzes, VIIIB ir metāli. Pirmajā grupā atkal parādās attāla līdzība (visi elementi ir metāli), un IB apakšgrupas elementi ir labi vadītāji; šī līdzība ir pastiprināta otrajā grupā, jo d-elementi Zn, Cd un Hg nepiedalās ķīmiskās saites veidošanā.

6. Apakšgrupu d-elementi IIIB–VIB augstākās oksidācijas pakāpēs pēc īpašībām ir līdzīgi attiecīgajiem p-elementiem. Tādējādi augstākos oksidācijas stāvokļos Mn (VII) un Cl (VII) ir elektroniski analogi. Elektronisko konfigurāciju līdzība (s 2 p 6) noved pie līdzīgām hepvalenta mangāna un hlora savienojumu īpašībām. Mn 2 O 7 un Cl 2 O 7 normālos apstākļos ir nestabili šķidrumi, kas ir stipru skābju anhidrīdi ar vispārīgo formulu NEO 4. Zemākos oksidācijas pakāpēs mangānam un hloram ir atšķirīga elektroniskā struktūra, kas izraisa krasas atšķirības to savienojumu īpašībās. Piemēram, zemāks hlora oksīds Cl 2 O (s 2 p 4) ir gāzveida viela, kas ir hipohlorskābes anhidrīds (HClO), bet zemāks mangāna oksīds MnO (d 5) ir bāziska kristāliska cieta viela.

7. Kā zināms, metāla reducēšanas spēju nosaka ne tikai tā jonizācijas enerģija (M – ne – → M n + ; +∆H jonizācija), bet arī izveidotā katjona hidratācijas entalpija (M n + + mH 2 O → M n + mH 2 O; –∆H hidr. D-elementu jonizācijas enerģijas ir augstas salīdzinājumā ar citiem metāliem, bet to kompensē to jonu lielās hidratācijas entalpijas. Tā rezultātā lielākajai daļai d-elementu elektrodu potenciāli ir negatīvi.

Palielinoties Z, samazinās metālu reducējošās īpašības, sasniedzot IB grupas elementu minimumu. VIIIB un IV grupas smagos metālus to inerces dēļ sauc par cēliem.

D-elementu savienojumu redoks tendences nosaka augstāku un zemāku oksidācijas pakāpju stabilitātes izmaiņas atkarībā no to atrašanās vietas periodiskajā tabulā. Savienojumiem ar augstāko elementa oksidācijas pakāpi piemīt tikai oksidējošas īpašības, bet tiem, kam ir viszemākās reducējošās īpašības. Mn(OH) 2 viegli oksidējas gaisā Mn(OH) 2 + 1/2O 2 = MnO 2 + H 2 O. Mn(IV) savienojumi ir viegli reducējami līdz Mn (II): MnO 2 + 4HCl = MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O, bet ar spēcīgiem oksidētājiem tiek oksidēts līdz Mn (VII). Permanganāta jons MnO 4 var būt tikai oksidētājs.

Tā kā d-elementiem apakšgrupā augstāku oksidācijas pakāpju stabilitāte palielinās no augšas uz leju, tad augstākās oksidācijas pakāpes savienojumu oksidējošās īpašības strauji samazinās. Tādējādi hroma (VI) (CrO 3, K 2 CrO 4, K 2 Cr 2 O 7) un mangāna (VII) (Mn 2 O 7, KMnO 4) savienojumi ir spēcīgi oksidētāji, un WO 3, Re 2 O. 7 un to atbilstošo skābju (H 2 WO 4, HReO 4) sāļi tiek reducēti ar grūtībām.

8. D-elementu hidroksīdu skābju-bāzes īpašības ietekmē tie paši faktori (jonu rādiuss un jonu lādiņš), kas p-elementu hidroksīdus.

D-elementu zemāku oksidācijas pakāpju hidroksīdiem parasti ir bāzes īpašības, savukārt tiem, kas atbilst augstākiem oksidācijas pakāpēm, ir skābas īpašības. Vidējos oksidācijas stāvokļos hidroksīdi ir amfotēriski. Hidroksīdu skābju-bāzes īpašību izmaiņas, mainoties oksidācijas pakāpei, ir īpaši izteiktas mangāna savienojumos. Sērijā Mn(OH) 2 – Mn(OH) 3 – Mn(OH) 4 – H 2 MnO 4 – HMnO 4 hidroksīdu īpašības atšķiras no vājās bāzes Mn(OH) 2 līdz amfoteriskajai Mn(OH) 3 un Mn(OH) 4 līdz stiprām skābēm H 2 MnO 4 un HMnO 4.

Vienā apakšgrupā vienāda oksidācijas pakāpes d-elementu hidroksīdiem ir raksturīga pamata īpašību palielināšanās, virzoties no augšas uz leju. Piemēram, IIIB grupā Sc(OH)3 ir vāja bāze, bet La(OH)3 ir stipra bāze. IVB grupas elementi Ti, Zn, Hf veido amfotērus hidroksīdus E(OH) 4, bet to skābās īpašības vājinās, pārejot no Ti uz Hf.

9. Pārejas elementu atšķirīga iezīme ir mainīga sastāva fāžu veidošanās. Tie, pirmkārt, ir intersticiāli un aizvietojoši cietie šķīdumi un, otrkārt, mainīga sastāva savienojumi. Cietos šķīdumus veido elementi ar līdzīgu elektronegativitāti, atomu rādiusiem un identiskiem kristāla režģiem. Jo vairāk elementi atšķiras pēc būtības, jo mazāk tie šķīst viens otrā un jo vairāk tie veido ķīmiskus savienojumus. Šādiem savienojumiem var būt gan nemainīgs, gan mainīgs sastāvs. Atšķirībā no cietajiem šķīdumiem, kuros saglabājas viena komponenta režģis, savienojumiem ir raksturīga jauna režģa veidošanās un jaunas ķīmiskās saites. Citiem vārdiem sakot, par ķīmiskajiem savienojumiem tiek klasificētas tikai tās mainīga sastāva fāzes, kas pēc struktūras un īpašībām krasi atšķiras no sākotnējām.

Mainīga sastāva savienojumiem ir šādas pazīmes:

a) Šo savienojumu sastāvs ir atkarīgs no pagatavošanas metodes. Tādējādi, atkarībā no sintēzes apstākļiem, titāna oksīdu sastāvs ir TiO 1,2–1,5 un TiO 1,9–2,0; titāna un vanādija karbīdi – TiC 0,6–1,0 un VС 0,58–1,09, titāna nitrīds TiN 0,45–1,00.

b) Savienojumi saglabā savu kristālisko režģi pat ar būtiskām kvantitatīvā sastāva svārstībām, tas ir, tiem ir plašs homogenitātes diapazons. Tādējādi TiC 0,6–1,0, kā izriet no formulas, saglabā titāna karbīda režģi, kurā trūkst līdz 40% oglekļa atomu.

c) Saites raksturu šādos savienojumos nosaka metāla d-orbitāļu piepildījuma pakāpe. Ieviestā nemetāla elektroni aizņem brīvās d-orbitāles, kā rezultātā palielinās saišu kovalence. Tāpēc metālisko saišu īpatsvars d sērijas sākotnējo elementu savienojumos (IV–V grupas) tiek samazināts.

Kovalento saišu klātbūtni tajās apliecina lielas pozitīvās savienojumu veidošanās entalpijas, augstāka cietība un kušanas temperatūra, zemāka elektrovadītspēja, salīdzinot ar metāliem, kas tos veido.

Varš ir D.I.Mendeļejeva ķīmisko elementu periodiskās tabulas ceturtā perioda vienpadsmitās grupas elements ar atomskaitli 29. To apzīmē ar simbolu Cu (lat. Cuprum). Vienkāršā viela varš (CAS numurs: 7440-50-8) ir plastmasas pārejas metāls zeltaini rozā krāsā (rozā, ja nav oksīda plēves). Cilvēki to plaši izmanto jau ilgu laiku.

Periodiskās tabulas 4. perioda elementi

Rīsi. 3.8. Atkarība no kušanas temperatūras ( t pl) un vārot ( t kip), saplūšanas entalpija (D N pl) un vārot (D N kip), 4. perioda vienkāršo vielu Brinela cietība no elektronu skaita ārējā enerģijas līmenī (elektronu skaits, kas pārsniedz cēlgāzes Ar pilnībā piepildīto apvalku)

Kā minēts, lai aprakstītu ķīmisko saiti, kas rodas starp metāla atomiem, var izmantot valences saites metodes attēlojumu. Apraksta pieeju var ilustrēt, izmantojot kālija kristāla piemēru. Kālija atomam ārējā enerģijas līmenī ir viens elektrons. Izolētā kālija atomā šis elektrons atrodas 4 s- orbitāles. Tajā pašā laikā kālija atoms satur enerģijas līmeņus, kas ļoti neatšķiras no 4 s-orbitāles ir brīvas, orbitāles, kuras neaizņem elektroni, kas saistītas ar 3 d, 4lpp-apakšlīmeņi. Var pieņemt, ka, veidojoties ķīmiskai saitei, katra atoma valences elektrons var atrasties ne tikai uz 4 s-orbitālēm, bet arī kādā no brīvajām orbitālēm. Viens atoma valences elektrons ļauj tam izveidot vienu saiti ar tuvāko kaimiņu. Brīvu orbitāļu, kas enerģētikā maz atšķiras, klātbūtne atoma elektroniskajā struktūrā liecina, ka atoms var “saķert” elektronu no sava kaimiņa vienā no brīvajām orbitālēm un tad tam būs iespēja ar savu orbitālu izveidot divas atsevišķas saites. tuvākie kaimiņi. Attālumu līdz tuvākajiem kaimiņiem un atomu neatšķiramības dēļ ir iespējamas dažādas ķīmisko saišu ieviešanas iespējas starp kaimiņu atomiem. Ja mēs ņemam vērā kristāla režģa fragmentu, kas sastāv no četriem blakus esošajiem atomiem, tad iespējamās iespējas ir parādītas attēlā. 3.9.

Periodiskās sistēmas 4. perioda elementi - jēdziens un veidi. Kategorijas "Periodiskās sistēmas 4. perioda elementi" klasifikācija un pazīmes 2015., 2017.-2018.

Šajā rakstā trūkst saišu uz informācijas avotiem. Informācijai jābūt pārbaudāmai, pretējā gadījumā to var apšaubīt un dzēst. Jūs varat... Wikipedia

Periods ir ķīmisko elementu periodiskās sistēmas rinda, atomu secība, lai palielinātu kodola lādiņu un aizpildītu ārējo elektronu apvalku ar elektroniem. Periodiskajā tabulā ir septiņi periodi. Pirmais periods, kas satur 2 elementus ... Wikipedia

104 Laurencium ← Rutherfordium → Dubnium ... Wikipedia

D.I. Mendeļejevs, dabiska ķīmisko elementu 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

Mendeļejevs Dmitrijs Ivanovičs- (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 Periodiski ... Investoru enciklopēdija

Periodiskā ķīmisko elementu sistēma (Mendeļejeva tabula) ir ķīmisko elementu klasifikācija, kas nosaka dažādu elementu īpašību atkarību no atoma kodola lādiņa. Sistēma ir periodiska likuma grafiska izteiksme, ... ... Wikipedia

Periodiskā ķīmisko elementu sistēma (Mendeļejeva tabula) ir ķīmisko elementu klasifikācija, kas nosaka dažādu elementu īpašību atkarību no atoma kodola lādiņa. Sistēma ir periodiska likuma grafiska izteiksme, ... ... Wikipedia

Periodiskā ķīmisko elementu sistēma (Mendeļejeva tabula) ir ķīmisko elementu klasifikācija, kas nosaka 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 krievu... ... Vikipēdijas noteiktā periodiskā likuma grafiska izpausme