Спроби класифiкації хiмічних елементів.

💸 Как сделать бизнес проще, а карман толще?

Тот, кто работает в сфере услуг, знает — без ведения записи клиентов никуда. Мало того, что нужно видеть свое раписание, но и напоминать клиентам о визитах тоже. Проблема в том, что средняя цена по рынку за такой сервис — 800 руб/мес или почти 15 000 руб за год. И это минимальный функционал. Нашли самый бюджетный и оптимальный вариант: сервис VisitTime.
⚡️ Для новых пользователей первый месяц бесплатно. А далее 290 руб/мес, это в 3 раза дешевле аналогов. За эту цену доступен весь функционал: напоминание о визитах, чаевые, предоплаты, общение с клиентами, переносы записей и так далее.
✅ Уйма гибких настроек, которые помогут вам зарабатывать больше и забыть про чувство «что-то мне нужно было сделать».
Сомневаетесь? нажмите на текст, запустите чат-бота и убедитесь во всем сами!

Спроби класифiкації хiмічних елементів. Загальна характеристика s – елементів. Гідроген.

Відомо, що розвиток будь-якої науки проходить етапи нагромадження і вивчення фактів, їх класифікації і виявлення зв'язків між фактами, встановлення певних закономірностей. Так само і в хімії. Окремі хімічні елементи були відомі за давніх-давен, коли хімії як науки ще не було. Проте наприкінці XVIII і особливо в XIX ст. число елементів почало стрімко збільшуватися. До середини XIX ст. вже було відомо 63 хімічні елементи, які утворювали сотні тисяч хімічних сполук. Нагромадження знань про хімічні елементи та їхні сполуки спричинило необхідність привести цю багатоманітність у певну систему.

Поняття «система» у перекладі з грецької означає «ціле, складене з частин». Система відрізняється від простої суми частин тим, що в ній між частинами встановлюються взаємозв'язки і залежності. В системі знань про хімічні елементи також необхідно встановити залежність, природні зв'язки між відомими на той час елементами.

Одну з перших спроб класифікації хімічних елементів здійснив у 1804 р. шведський хімік Я. Берцеліус. Він поділив усі відомі тоді 32 елементи на дві групи — метали і неметали за відмінністю властивостей простих речовин. Але ця класифікація виявилася непридатною, оскільки вона не враховувала властивості перехідних металів, які утворюють амфотерні оксиди і гідроксиди, а тому посідають проміжне місце між металами і неметалами.

Пошуки тривали. Хіміки брали за основу класифікації хімічних елементів подібність властивостей простих і складних речовин, які вони утворюють. Так були виокремлені кілька родин подібних хімічних елементів.

До родини лужних металів належать елементи: Літій Li, Натрій Na, Калій К, Рубідій Rb, Цезій Cs і Францій Fr (радіоактивний елемент).

Пригадай, що згідно з новою українською термінологією назви хімічних елементів пишуться з великої літери, а назви простих речовин, утворених цими елементами, — з малої.

Усі лужні метали в сполуках виявля ють валентність 1. Утворені ними прості речовини — метали. Вони мають одна кову кристалічну структуру, металіч ний блиск, м'які (легко ріжуться ножем), пластичні, легкоплавкі. Мають невелику густину (легші за воду). Добре проводять електричний струм і теплоту.

У хімічному відношенні порівняно з рештою металів лужним металам власти ва висока хімічна активність. Так, якщо розрізати ножем кусок натрію або калію, то на свіжому зрізі він матиме яскравий металічний блиск, який одразу ж, практично миттєво, тьмянішає через окиснен-ня киснем повітря.

Тому й зберігають літій, натрій, калій у посудинах під шаром гасу, а рубідій і цезій — у запаяних ампулах, з яких видалено повітря.

Висока хімічна активність лужних металів виявляється й під час взаємодії їх з водою. Лужні метали — найактивніші метали

Під час повільного окиснення натрію або горіння в умовах нестачі кисню утворюється оксид:

Чи знаєш ти, що калій навіть займається, коли на нього потрапляє волога? Його гасять кухонною сіллю NaCI чи содою Na2CO3

Наявність лугу NaOH можна виявити, якщо до розчину додати 1—2 краплі фенолфталеїну або на предметне скло помістити 1—2 краплі розчину і випарити з нього воду. Залишається тверда біла речовина — натрій гідроксид NaOH (їдкий натр).

Лужні метали енергійно реагують також з хлором Сl2, сіркою S та іншими неметалами.

Різна хімічна активність лужних металів відносно кисню та води пов'язана зі зміною відносної атомної маси: чим вона більша, тим більша активність лужного металу.

Отже, лужні метали — одна з природних родин подібних за властивостями елементів. Усі вони утворюють: а) прості речовини — типові метали, які мають подібні фізичні й хімічні властивості, й б) основні оксиди складу R2O та відповідні їм гідроксиди — луги складу ROH.

Зі збільшенням відносної атомної маси лужних металів температура плавлення простих речовин (лужних металів, утворених цими елементами) знижується, а густина зростає. Лужні метали за стандартних умов активно взаємодіють з водою, киснем повітря та іншими неметалами. Різна хімічна активність відносно кисню та води також зв'язана зі зміною відносної атомної маси: чим вона більша, тим більша активність лужного металу.

Відмінність між лужними металами проявляється в тім, що спільні для них властивості у різних металів виражені різною мірою: зі збільшенням відносної атомної маси закономірно змінюються їх фізичні властивості, збільшується хімічна активність відносно кисню й води.

До галогенів належать Флуор F, Хлор СІ, Бром Вr, Йод І і Астат At (радіоактивний елемент). Це ще одна природна родина подібних за властивостями хімічних елементів.

Ці елементи утворюють прості речовини, які також називаються галогенами. Вони являють собою типові неметали. За стандартних умов фтор F2 — газ, хлор Сl2 — газ, бром Вr2 — рідина, йод І2 — легкоплавка кристалічна речовина (*пл. = 113, 5 °С).

Галогенам властива леткість і надзвичайно висока хімічна активність. Вони вступають у взаємодію майже з усіма простими речовинами. Особливо швидко і з виділенням великої кількості теплоти відбувається сполучення галогенів із металами.

За здатність безпосередньо сполучатись із металами з утворенням типових солей елементи Флуор, Хлор, Бром, Йод називають галогенами, що з грецької буквально означає «солеродні» (ті, що народжують солі).

Галогени взаємодіють з багатьма неметалами, у тім числі з воднем. Так, фтор F2 у суміші з воднем вибухає навіть у темряві й на холоді, хлор Сl2 з воднем вибухає на яскравому світлі або під час нагрівання (за стандартних умов без освітлення хлор практично не взаємодіє з воднем). Бром Вr2 взаємодіє з воднем менш енергійно і лише під час нагрівання. Йод реагує з воднем лише при досить сильному нагріванні і не повністю, оскільки утворений йодоводень НІ — нестійка сполука:

Галогени — хімічно активні елементи, тому в природі вони трапляються лише у складі сполук, виявляючи валентність 1. Приклади природних сполук галогенів: Флуору — плавиковий шпат CaF2; Хлору — кам'яна (кухонна) сіль NaCI; сполуки Брому та Йоду є у воді бурових свердловин, у воді морів та деяких озер, а також у морських водоростях

Хоча активність галогенів при цьому різна, та склад продуктів реакції однаковий: утворюються газуваті сполуки — галогеноводні HF, НСl, НВг, НІ, водні розчини яких є кислотами.

Як вже було сказано вище, галогени мають високу реакційну здатність, тому зустрічаються в природі зазвичай у вигляді сполук.

Їх поширеність в земній корі зменшується при збільшенні атомного радіусу від фтору до иоду. Кількість астату в земній корі вимірюється грамами, а унунсептію в природі відсутня. Фтор, хлор, бром і йод виробляються у промислових масштабах, причому хлор проводиться в набагато більших кількостях.

У природі ці елементи зустрічаються в основному у вигляді галогенідів (за винятком йоду, який також зустрічається у вигляді иодата натрію або калію в родовищах нітратів лужних металів). Оскільки багато хлориди, броміди та іодіди розчиняються у воді, то ці аніони присутні в океані і природних розсолах. Основним джерелом фтору є фторид кальцію, який дуже малорастворим і знаходиться в осадових породах (як флюорит CaF _2).

Основним способом одержання простих речовин є окислення галогенідів. Високі позитивні стандартні електродні потенціали E _o (F ₂ / F ^-) = +2, 87 В і E _o (Cl ₂ / Cl ^-) = +1, 36 В показують, що окислити іони F ^- і Cl ^- можна тільки сильними окислювачами. У промисловості застосовується тільки електролітичне окислення. При отриманні фтору не можна використовувати водний розчин, оскільки вода окислюється при значно більш низькому потенціалі (+1, 32 В) і утворений фтор став би швидко реагувати з водою. Вперше фтор був отриманий в 1886 р. французьким хіміком Анрі муассаніт при електролізі розчину гідрофторіда калію KHF ₂ в безводній плавикової кислоті.

У промисловості хлор в основному отримують електролізом водного розчину хлориду натрію в спеціальних електролізерах. При цьому протікають наступні реакції:

напівреакцій на аноді:
напівреакцій на катоді:

Окислення води на аноді пригнічується використанням такого матеріалу електрода, який має вищу перенапруження по відношенню до O _2, ніж до Cl ₂ (таким матеріалом виявився RuO _2).

У сучасних електролізерах катодне і анодне простору розділені полімерної іонообмінної мембраною. Мембрана дозволяє катионам Na ⁺ переходити з анодного простору в катодного. Перехід катіонів підтримує електронейтральність в обох частинах електролізера, так як протягом електролізу негативні іони віддаляються від анода (перетворення 2Cl ^- в Cl ₂₎ і накопичуються у катода (освіта OH ^-). Переміщення OH ^- в протилежну сторону могло б теж підтримувати електронейтральність, але іон OH ^- реагував би з Cl ₂ і зводив нанівець весь результат.

Бром одержують хімічним окисленням бромід-іона, що знаходиться в морській воді. Подібний процес використовується і для одержання йоду з природних розсолів, багатих I ^-. В якості окислювача в обох випадках використовують хлор, що володіє більш сильними окисними властивостями, а утворюються Br ₂ і I ₂видаляються з розчину потоком повітря.

Учені поступово дізналися й про інші групи елементів, що мають подібні властивості. Так, одну групу подібних елементів склали Нітроген, Фосфор, Арсен, Стибій, Вісмут, іншу — Оксиген, Сульфур, Селен, Телур (див. періодичну систему хімічних елементів).

Виявлення природних груп подібних за властивостями елементів стало важливим етапом на шляху розвитку класифікації хімічних елементів. Якщо першою класифікацією був поділ елементів на металічні й неметалічні (на основі протилежних властивостей їх простих речовин — металів і неметалів), то далі було виявлено природні групи, всередині яких спостерігався взаємозв'язок між елементами. Проте такі групи елементів розглядалися відособлено. Загального зв'язку між елементами ще не виявили. Адже було важко припустити, що між елементами, протилежними за властивостями, наприклад між лужними металами і галогенами, існує взаємозв'язок.

Але спроби робилися. Багато вчених намагалося розібратись у величезній кількості фактів. Так, у 1864 р. німецький хімік Лотар Мейєр опублікував таблицю, в якій йому вдалося із 63 відомих на той час елементів розмістити 27 за зростанням їх відносних атомних мас. Усі відомі елементи Лотар Мейєр не зміг включити у цю таблицю, оскільки для більшості з них ще не були визначені відносні атомні маси.

Німецький хімік. Склав таблицю (1864) 27 хімічних елементів, розміщених за зростанням атомних мас і валентністю, але не зробив теоретичних узагальнень. Слідом за Менделєєвим (1870) склав повну таблицю хімічних елементів. Побудував криві атомних об'ємів елементів

Історія розвитку хімії показала, що Лотар Мейєр був на правильному шляху у своїх спробах класифікувати елементи. Адже він за основу брав єдину на той час загальну для всіх хімічних елементів фізичну величину — масу. Проте відкрити закон, який об'єднує всі елементи у струнку систему, вдалося у 1869 р. великому російському вченому, професору Петербурзького університету Д. І. Менделєєву.