Меню Рубрики

Неметаллические свойства с точки зрения строения атома

а) Закономерности, связанные с металлическими и неметаллическими свойствами элементов.

1. При перемещении вдоль периода СПРАВА НАЛЕВО металлические свойства элементов УСИЛИВАЮТСЯ. В обратном направлении возрастают неметаллические.

Слева направо в периоде также увеличивается и заряд ядра. Следовательно, увеличивается притяжение к ядру валентных электронов и затрудняется их отдача.

2. При перемещении СВЕРХУ ВНИЗ вдоль групп УСИЛИВАЮТСЯ МЕТАЛЛИЧЕСКИЕ свойства элементов. Это связано с тем, что ниже в группах расположены элементы, имеющие уже довольно много заполненных электронных оболочек. Их внешние оболочки находятся дальше от ядра.

б) Закономерности, связанные с окислительно-восстановительными свойствами. Изменения электроотрицательности элементов.

1. СЛЕВА НАПРАВО УСИЛИВАЮТСЯ ОКИСЛИТЕЛЬНЫЕ свойства, а при движении СВЕРХУ ВНИЗ — ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ свойства элементов.

2. ЭЛЕКТРООТРИЦАТЕЛЬНОСТЬ ВОЗРАСТАЕТ тоже СЛЕВА НАПРАВО, достигая максимума у галогенов.

3. При перемещении СВЕРХУ ВНИЗ по группам ЭЛЕКТРООТРИЦАТЕЛЬНОСТЬ УМЕНЬШАЕТСЯ. Это связано с возрастанием числа электронных оболочек, на последней из которых электроны притягиваются к ядру все слабее и слабее.

в) Закономерности, связанные с размерами атомов.

1. Размеры атомов (АТОМНЫЕ РАДИУСЫ) при перемещении СЛЕВА НАПРАВО вдоль периода УМЕНЬШАЮТСЯ.

2. При перемещении СВЕРХУ ВНИЗ АТОМНЫЕ РАДИУСЫ элементов РАСТУТ, потому что заполнено больше электронных оболочек.

Строение вещества. Гибридизация орбиталей. Типы химических связей. Потенциал ионизации и электроотрицательность.

Все тела состоят из отдельных частиц — молекул и атомов. Молекулы — это наименьшие частицы вещества. Молекулы состоят из атомов.

Основные сведения о составе вещества:

1) Все тела состоят из отдельных частиц (молекул и атомов), между которыми есть промежутки.

2) Молекулы непрерывно и хаотично движутся.

3) Молекулы взаимодействуют между собой (притягиваются и отталкиваются).

1) Молекулы одного и того же вещества одинаковы.

2) При нагревании промежутки между молекулами увеличиваются, а при охлаждении — уменьшаются.

3) С увеличением температуры, скорость движения молекул возрастает.

По типу строения все вещества делятся на молекулярные и немолекулярные. Среди органических веществ преобладают молекулярные вещества, среди неорганических — немолекулярные.

По типу химической связи вещества делятся на вещества с ковалентными связями, вещества с ионными связями (ионные вещества) и вещества с металлическими связями (металлы).

Вещества с ковалентными связями могут быть молекулярными и немолекулярными. Это существенно сказывается на их физических свойствах.

Молекулярные вещества состоят из молекул, связанных между собой слабыми межмолекулярными связями, к ним относятся: H2, O2, N2, Cl2, Br2, S8, P4 и другие простые вещества; CO2, SO2, N2O5, H2O, HCl, HF, NH3, CH4, C2H5OH, органические полимеры и многие другие вещества. Эти вещества не обладают высокой прочностью, имеют низкие температуры плавления и кипения, не проводят электрический ток, некоторые из них растворимы в воде или других растворителях.

Немолекулярные вещества с ковалентными связями или атомные вещества (алмаз, графит, Si, SiO2, SiC и другие) образуют очень прочные кристаллы (исключение — слоистый графит), они нерастворимы в воде и других растворителях, имеют высокие температуры плавления и кипения, большинство из них не проводит электрический ток (кроме графита, обладающего электропроводностью, и полупроводников — кремния, германия и пр.)

Все ионные вещества, естественно, являются немолекулярными. Это твердые тугоплавкие вещества, растворы и расплавы которых проводят электрический ток. Многие из них растворимы в воде.

Гибридизация орбиталей

Гибридизация орбиталей — это изменение формы некоторых орбиталей при образовании ковалентной связи для достижения более эффективного перекрывания орбиталей.

sp 3 — Гибридизация. Одна s- орбиталь и три p- орбитали превращаются в четыре одинаковые «гибридные» орбитали, угол между осями которых равен 109°28′. Молекулы, в которых осуществляется sp 3 — гибридизация, имеют тетраэдрическую геометрию (CH4, NH3).
sp 2 — Гибридизация. Одна s- орбиталь и две p- орбитали превращаются в три одинаковые «гибридные» орбитали, угол между осями которых равен 120°.
Молекулы, в которых осуществляется sp 2 — гибридизация, имеют плоскую геометрию.
sp- Гибридизация. Одна s- орбиталь и одна p- орбиталь превращаются в две одинаковые «гибридные» орбитали, угол между осями которых равен 180°. Молекулы, в которых осуществляется sp- гибридизация, имеют линейную геометрию.

Типы химических связей.

1) Ионная (металл + неметалл)

2) Ковалентная (неметалл + неметалл с помощью общих электронных пар)
Виды: * полярная (разные неметаллы)
* неполярная (одинаковые неметаллы)
Виды: * образована обменным механизмом
* образована донорно-акцепторным механизмом

Обменный механизм — в образовании связи участвуют одноэлектронные атомные орбитали, т.е. Каждый из атомов предоставляет в общее пользование по одному электрону:

Донорно-акцепторный механизм (координационная связь) — химическая связь между двумя атомами или группой атомов, осуществляемая за счет неподеленной пары электронов одного атома (донора) и свободной орбитали другого атома (акцептора) .

3) Металлическая (между атомами металлов, между ионами металлов и общими свободными электронами)

4) Водородная (между водородом одной молекулы и другим более электроотрицательным элементом (O, S, N, F) и с другой молекулой)

Потенциал ионизации атома — минимальная разность потенциалов U, которую должен пройти электрон в ускоряющем электрическом поле, чтобы приобрести кинетическую энергию, достаточную для ионизации атома.

Электроотрицательность (ЭО)– относительная способность атомов притягивать электроны при связывании с другими атомами. Электроотрицательность характеризует способность атома к поляризации химических связей.

Последнее изменение этой страницы: 2017-02-05; Нарушение авторского права страницы

источник

Периодическая таблица Дмитрия Ивановича Менделеева очень удобна и универсальна в своём использовании. По ней можно определить некоторые характеристики элементов, и что самое удивительное, предсказать некоторые свойства ещё неоткрытых, не обнаруженных учёными, химических элементов (например, мы знаем некоторые свойства предполагаемого унбигексия, хотя его ещё не открыли и не синтезировали).

Эти свойства зависят от способности элемента отдавать или притягивать к себе электроны. Важно запомнить одно правило, металлы – отдают электроны, а неметаллы – принимают. Соответственно металлические свойства – это способность определённого химического элемента отдавать свои электроны (с внешнего электронного облака) другому химическому элементу. Для неметаллов всё в точности наоборот. Чем легче неметалл принимает электроны, тем выше его неметаллические свойства.

Металлы никогда не примут электроны другого химического элемента. Такое характерно для следующих элементов;

С неметаллами дела обстоят похожим образом. Фтор больше всех остальных неметаллов проявляет свои свойства, он может только притянуть к себе частицы другого элемента, но ни при каких условиях не отдаст свои. Он обладает наибольшими неметаллическими свойствами. Кислород (по своим характеристикам) идёт сразу же после фтора. Кислород может образовывать соединение с фтором, отдавая свои электроны, но у других элементов он забирает отрицательные частицы.

Список неметаллов с наиболее выраженными характеристиками:

Неметаллические и металлические свойства объясняются тем, что все химические вещества стремятся завершить свой энергетический уровень. Для этого на последнем электронном уровне должно быть 8 электронов. У атома фтора на последней электронной оболочке 7 электронов, стремясь завершить ее, он притягивает ещё один электрон. У атома натрия на внешней оболочке один электрон, чтобы получить 8, ему проще отдать 1, и на последнем уровне окажется 8 отрицательно заряженных частиц.

Благородные газы не взаимодействуют с другими веществами именно из-за того, что у них завершён энергетический уровень, им не нужно ни притягивать, ни отдавать электроны.

Периодическая таблица Менделеева состоит из групп и периодов. Периоды располагаются по горизонтали таким образом, что первый период включает в себя: литий, бериллий, бор, углерод, азот, кислород и так далее. Химические элементы располагаются строго по увеличению порядкового номера.

Группы располагаются по вертикали таким образом, что первая группа включает в себя: литий, натрий, калий, медь, рубидий, серебро и так далее. Номер группы указывает на количество отрицательных частиц на внешнем уровне определённого химического элемента. В то время, как номер периода указывает на количество электронных облаков.

Металлические свойства усиливаются в ряду справа налево или, по-другому, ослабевают в периоде. То есть магний обладает большими металлическими свойствами, чем алюминий, но меньшими, нежели натрий. Это происходит потому, что в периоде количество электронов на внешней оболочке увеличивается, следовательно, химическому элементу сложнее отдавать свои электроны.

В группе все наоборот, металлические свойства усиливаются в ряду сверху вниз. Например, калий проявляется сильнее, чем медь, но слабее, нежели натрий. Объяснение этому очень простое, в группе увеличивается количество электронных оболочек, а чем дальше электрон находится от ядра, тем проще элементу его отдать. Сила притяжения между ядром атома и электроном в первой оболочке больше, чем между ядром и электроном в 4 оболочке.

Сравним два элемента – кальций и барий. Барий в периодической системе стоит ниже, чем кальций. А это значит, что электроны с внешней оболочки кальция расположены ближе к ядру, следовательно, они лучше притягиваются, чем у бария.

Сложнее сравнивать элементы, которые находятся в разных группах и периодах. Возьмём, к примеру, кальций и рубидий. Рубидий будет лучше отдавать отрицательные частицы, чем кальций. Так как он стоит ниже и левее. Но пользуясь только таблицей Менделеева нельзя однозначно ответить на этот вопрос сравнивая магний и скандий (так как один элемент ниже и правее, а другой выше и левее). Для сравнения этих элементов понадобятся специальные таблицы (например, электрохимический ряд напряжений металлов).

Неметаллические свойства в периодической системе Менделеева изменяются с точностью до наоборот, нежели металлические. По сути, эти два признака являются антагонистами.

Неметаллические свойства усиливаются в периоде (в ряду справа налево). Например, сера способна меньше притягивать к себе электроны, чем хлор, но больше, нежели фосфор. Объяснение этому явлению такое же. Количество отрицательно заряженных частиц на внешнем слое увеличивается, и поэтому элементу легче закончить свой энергетический уровень.

Неметаллические свойства уменьшаются в ряду сверху вниз (в группе). Например, фосфор способен отдавать отрицательно заряженные частицы больше, чем азот, но при этом способен лучше притягивать, нежели мышьяк. Частицы фосфора притягиваются к ядру лучше, чем частицы мышьяка, что даёт ему преимущество окислителя в реакциях на понижение и повышение степени окисления (окислительно-восстановительные реакции).

Сравним, к примеру, серу и мышьяк. Сера находится выше и правее, а это значит, что ей легче завершить свой энергетический уровень. Как и металлы, неметаллы сложно сравнивать, если они находятся в разных группах и периодах. Например, хлор и кислород. Один из этих элементов выше и левее, а другой ниже и правее. Для ответа придётся обратиться к таблице электроотрицательности неметаллов, из которой мы видим, что кислород легче притягивает к себе отрицательные частицы, нежели хлор.

Периодическая таблица Менделеева помогает узнать не только количество протонов в атоме, атомную массу и порядковый номер, но и помогает определить свойства элементов.

Видео поможет вам разобраться в закономерности свойств химических элементов и их соединений по периодам и группам.

источник

1.1. Составьте эмпирические формулы оксидов

Эмпирическая формула — запись простейшего выражения относительного числа каждого типа атомов в нём. Она представляет собой линейную запись из символов химических элементов, сопровождающуюся подстрочными индексами, указывающими отношение элементов в соединении.

Известно, что в оксиде молибден шестивалентный. Кислород двухвалентный. Соотношение Mo : O = 2 : 6 = 1 : 3.

Поэтому эмпирическая формула имеет вид MoO3.

2.2. Определите электронное семейство элементов, указанных в разделе 2.1, распределите валентные электроны по квантовым ячейкам в не возбужденном состоянии атома. Поясните, металлические или неметаллические свойства имеет данный элемент с точки зрения строения атома

У атома брома происходит заполнение 4p-подуровня, поэтому он принадлежит к семейству p-элементов.

Распределение электронов по квантовым ячейкам:

Бром имеет почти заполненный внешний электронный уровень (7 электронов). С этой точки зрения он является неметаллом и проявляет окислительные свойства. В то же время, поскольку валентные электроны расположены далеко от ядра, атом брома может отдавать от 1 до 7 электронов и проявлять восстановительные свойства.

2.3. Сравните свойства указанных элементов (радиусы атомов (r), их энергии ионизации (I), энергии сродства к электрону E), электроотрицательности (ЭО), а также химические свойства: металл – неметалл, восстановитель – окислитель) на основании строения атома

Для удобства составим таблицу, в которую занесём свойства атомов указанных элементов.

Читайте также:  С точки зрения кибернетического подхода информация это

Анализ представленных данных позволяет сделать вывод о близкой химической природе алюминия и галлия. Атомы этих веществ имеют близкие энергетические характеристики — энергию ионизации, энергию сродства к электрону и электроотрицательность.

Внешний электронный уровень алюминия и галлия содержит 3 электрона:

31Ga: 1s2 2s22p6 3s23p63d10 4s24p1

Поэтому алюминий и галлий являются металлами, а в химических реакциях проявляют восстановительные свойства.

2.5. Рассмотрите образование химических связей в молекулах с точки зрения метода валентных связей (МВС)

В молекуле BF3 имеет место sp2-гибридизация центрального атома, что определяет треугольную форму молекулы.

Атом бора в основном состоянии имеет электронную конфигурацию 1s22s22p1, а в возбужденном состоянии — 1s22s12p2. В основном состоянии валентность бора равна 1, в возбужденном состоянии — 3.

Атом фтора в основном и возбужденном состояниях имеет электронную конфигурацию 1s22s22p5. Валентность фтора равна 1.

В результате гибридизации орбиталей бора образуется три гибридные орбитали с осями, расположенными в одной плоскости и направленными к вершинам треугольника под углом 120 градусов.

Эти гибридные орбитали взаимодействуют с p-орбиталями атомов фтора:

В молекуле BF3 после образования трех σ-связей у атома бора остается вакантная 2р-орбиталь. Негибридная p-атомная орбиталь перпендикулярна плоскости.

Связи B—F в молекуле полярны. В целом молекула неполярна, так как центры положительного и отрицательного зарядов совпадают.

3.2. Напишите выражение константы химического равновесия обратимой реакции. В соответствии с принципом Ле-Шателье, обоснуйте, в каком направлении сместится равновесие реакции при понижении температуры

332. 2HCl(г) D H2(г) + Cl2(г); DН0 = 184,6 кДж

2HCl(г) D H2(г) + Cl2(г); DН0 = 184,6 кДж

Выражение константы равновесия:

Понижение температуры смещает равновесие в сторону экзотермической реакции.

Тепловой эффект реакции положителен, — теплота поглощается, реакция эндотермическая. Значит, при понижении температуры равновесие сместится влево (в сторону образования HCl).

1. Глинка химия. – М.: КноРус, 2013. – 752 с.

2. Коровин химия. – М.: Высшая школа, 2008. – 560 с.

3. , Смарыгин химия. – М.: Дрофа, 2005. – 592 с.

4. Угай и неорганическая химия. – М.: Высшая школа, 2004. – 528 с.

5. Лидин по общей и неорганической химии. – М.: КолосС, 2008. – 352 с.

источник

Периодическое изменение свойств химических эле­ментов и их соединений при увеличении порядкового номера объясняется тем, что периодически повторяет­ся строение внешнего электронного слоя в атомах эле­ментов.

Число электронов на внешнем слое атомов элемен­тов главных подгрупп (кроме Н и Не) равно номеру группы, в которой находятся элементы.

Главная подгруппа — это вертикальный ряд эле­ментов, атомы которых имеют одинаковое число электронов на внешнем электронном слое. Это число равно номеру группы.

Элементы, которые находятся в одной подгруппе, яв­ляются элементами-аналогами, так как они имеют не­которые общие свойства (одинаковую высшую валент­ность, одинаковые формы оксидов и гидроксидов и др.). Эти общие свойства объясняются одинаковым строени­ем внешнего электронного слоя.

При увеличении порядкового номера последовательно увеличивается общее число электронов в атомах элемен­тов, а число электронов на внешнем электронном слое изменяется периодически (в каждом периоде, кроме пер­вого, это число изменяется от 1 у первого элемента до 8 у последнего элемента периода).

Все элементы разделяются на 4 электронных семей­ства.

s-Элементы (элементы s-семейства) — это элементы, в атомах которых последним заполняется s-подуровень внешнего электронного слоя.

Первые два элемента каждого периода — это s- элемен­ты. Они составляют главные подгруппы I и II групп.

р-Элементы (элементы р-семейства) — это элементы, в атомах которых, последним заполняется р-подуровень внешнего электронного слоя.

В каждом периоде (кроме первого и седьмого) имеется шесть р-элементов; они находятся в конце периода. р-Элементы составляют главные подгруппы III—VIII групп.

d-Элементы (элементы d-семейства) — это элементы, в атомах которых последним заполняется d-подуровень предвнешнего электронного слоя.

Побочная подгруппа — это вертикальный ряд d-элементов, которые имеют одинаковое суммар­ное число электронов на d-подуровне предвнеш­него слоя и s-подуровне внешнего слоя. Это чис­ло обычно равно номеру группы.

Побочная подгруппа IV группы 22Ti ls 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 2

Побочная подгруппа VI группы 24Cr ls 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5

f-Элементы (элементы f-семейства) — это элементы в атомах которых последним заполняется f-подуровень тре­тьего снаружи электронного слоя.

f-Элементы находятся в VI и VII периодах Каждый из этих периодов содержит 14 f-элементов. f-Элементами яв­ляются лантаноиды и актиноиды, которые располагают­ся в нижней части периодической системы.

Теория строения атомов объясняет периодическое изменение свойств элементов при увеличении порядкового номера.

Важнейшими свойствами элементов являются металличность (металлические свойства) и неметалличность (неметаллические свойства).

Металличность — это способность атома элемента от­давать электроны. Количественной характеристикой металличности элемента является энергия ионизации (I).

Энергия ионизации атома — это количество энергии, которое необходимо для отрыва электрона от атома эле­мента (Э), т. е. для превращения атома в положительно заряженный ион:

Чем меньше энергия ионизации, тем легче атом отдает электрон, тем сильнее металлические свойства элемента.

Неметалличность — это способность атомов элемента присоединять электроны.

Количественной характеристикой неметалличности элемента является сродство к электрону (Еср).

Сродство к электрону — это энергия, которая выде­ляется при присоединении электрона к нейтральному ато­му, т. е. при превращении атома в отрицательно заря­женный ион:

Э°+е — =Э — + Е ср

Чем больше сродство к электрону, тем легче атом при­соединяет электрон, тем сильнее неметаллические свой­ства элемента.

Универсальной характеристикой металличности и не­металличности элементов является электроотрицатель­ность элемента (ЭО).

Электроотрицательность элемента характеризует способность атома притягивать к себе электроны, других атомов в молекуле.

Чем больше металличностъ, тем меньше ЭО.
Чем больше неметалличностъ, тем больше ЭО.
При определении значений относительной электроот­рицательности различных элементов за единицу принята ЭО лития (табл. 4)

Не нашли то, что искали? Воспользуйтесь поиском:

Лучшие изречения: Да какие ж вы математики, если запаролиться нормально не можете. 8436 — | 7334 — или читать все.

195.133.146.119 © studopedia.ru Не является автором материалов, которые размещены. Но предоставляет возможность бесплатного использования. Есть нарушение авторского права? Напишите нам | Обратная связь.

Отключите adBlock!
и обновите страницу (F5)

очень нужно

источник

В данном уроке рассматриваются основные законы периодичности таблицы Менделеева, изменения свойств элементов по группам и периодам, основные свойства различных групп.

Периодичность свойств химических элементов

Радиусы атомов, их периодические изменения в системе химических элементов

В одной и той же группе с увеличением номера периода атомные радиусы возрастают, т. к. увеличение заряда атома оказывает противоположный эффект. С точки зрения теории строения атомов принадлежность элементов к металлам или неметаллам определяется способностью их атомов отдавать или присоединять электроны. Атомы металлов сравнительно легко отдают электроны и не могут их присоединять для достраивания своего внешнего электронного слоя.

a) Закономерности, связанные с металлическими и неметаллическими свойствами элементов.

  • При перемещении СПРАВА НАЛЕВО вдоль ПЕРИОДА МЕТАЛЛИЧЕСКИЕ свойства р-элементов УСИЛИВАЮТСЯ. В обратном направлении — возрастают неметаллические. Это объясняется тем, что правее находятся элементы, электронные оболочки которых ближе к октету. Элементы в правой части периода менее склонны отдавать свои электроны для образования металлической связи и вообще в химических реакциях.
  • Например, углерод — более выраженный неметалл, чем его сосед по периоду бор, а азот обладает еще более яркими неметаллическими свойствами, чем углерод. Слева направо в периоде также увеличивается и заряд ядра. Следовательно, увеличивается притяжение к ядру валентных электронов и затрудняется их отдача. Наоборот, s-элементы в левой части таблицы имеют мало электронов на внешней оболочке и меньший заряд ядра, что способствует образованию именно металлической связи. За понятным исключением водорода и гелия (их оболочки близки к завершению или завершены!), все s-элементы являются металлами; p-элементы могут быть как металлами, так и неметаллами, в зависимости от того — в левой или правой части таблицы они находятся.
  • У d- и f-элементов, как мы знаем, есть «резервные» электроны из «предпоследних» оболочек, которые усложняют простую картину, характерную для s- и p-элементов. В целом d- и f-элементы гораздо охотнее проявляют металлические свойства.
  • Подавляющее число элементов является металлами и только 22 элемента относят к неметаллам: H, B, C, Si, N, P, As, O, S, Se, Te, а также все галогены и инертные газы. Некоторые элементы в связи с тем, что они могут проявлять лишь слабые металлические свойства, относят к полуметаллам. Что такое полуметаллы? Если выбрать из Периодической таблицы p-элементы и записать их в отдельный «блок» (это сделано в “длинной” форме таблицы), то обнаружится закономерность, показанная на Левая нижняя часть блока содержит типичные металлы, правая верхняя — типичные неметаллы. Элементы, занимающие места на границе между металлами и неметаллами, называются полуметаллами.
  • Полуметаллы расположены примерно вдоль диагонали, проходящей по p-элементам от левого верхнего к правому нижнему углу Периодической таблицы
  • Полуметаллы имеют ковалентную кристаллическую решетку при наличии металлической проводимости (электропроводности). Валентных электронов у них либо недостаточно для образования полноценной «октетной» ковалентной связи (как в боре), либо они не удерживаются достаточно прочно (как в тeллуре или полонии) из-за больших размеров атома. Поэтому связь в ковалентных кристаллах этих элементов имеет частично металлический характер. Некоторые полуметаллы (кремний, германий) являются полупроводниками. Полупроводниковые свойства этих элементов объясняются многими сложными причинами, но одна из них — существенно меньшая (хотя и не нулевая) электропроводность, объясняемая слабой металлической связью. Роль полупроводников в электронной технике чрезвычайно важна.
  • При перемещении СВЕРХУ ВНИЗ вдоль групп УСИЛИВАЮТСЯ МЕТАЛЛИЧЕСКИЕ свойства элементов. Это связано с тем, что ниже в группах расположены элементы, имеющие уже довольно много заполненных электронных оболочек. Их внешние оболочки находятся дальше от ядра. Они отделены от ядра более толстой «шубой» из нижних электронных оболочек и электроны внешних уровней удерживаются слабее.

б) Закономерности, связанные с окислительно-восстановительными свойствами. Изменения электроотрицательности элементов.

  • Перечисленные выше причины объясняют, почему СЛЕВА НАПРАВО УСИЛИВАЮТСЯ ОКИСЛИТЕЛЬНЫЕ свойства, а при движении СВЕРХУ ВНИЗ — ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ свойства элементов.
  • Последняя закономерность распространяется даже на такие необычные элементы, как инертные газы. У «тяжелых» благородных газов криптона и ксенона, которые находятся в нижней части группы, удается «отобрать» электроны и получить их соединения с сильными окислителями (фтором и кислородом), а для «легких» гелия, неона и аргона это осуществить не удается.
  • В правом верхнем углу таблицы находится самый активный неметалл-окислитель фтор (F), а в левом нижнем углу — самый активный металл-восстановитель цезий (Cs). Элемент франций (Fr) должен быть еще более активным восстановителем, но его химические свойства изучать крайне трудно из-за быстрого радиоактивного распада.
  • По той же причине, что и окислительные свойства элементов, их ЭЛЕКТРООТРИЦАТЕЛЬНОСТЬ ВОЗРАСТАЕТ тоже СЛЕВА НАПРАВО, достигая максимума у галогенов. Не последнюю роль в этом играет степень завершенности валентной оболочки, ее близость к октету.
  • При перемещении СВЕРХУ ВНИЗ по группам ЭЛЕКТРООТРИЦАТЕЛЬНОСТЬ УМЕНЬШАЕТСЯ. Это связано с возрастанием числа электронных оболочек, на последней из которых электроны притягиваются к ядру все слабее и слабее.
  • в) Закономерности, связанные с размерами атомов.
  • Размеры атомов (АТОМНЫЕ РАДИУСЫ) при перемещении СЛЕВА НАПРАВО вдоль периода УМЕНЬШАЮТСЯ. Электроны все сильнее притягиваются к ядру по мере возрастания заряда ядра. Даже увеличение числа электронов на внешней оболочке (например, у фтора по сравнению с кислородом) не приводит к увеличению размеров атома. Наоборот, размеры атома фтора меньше, чем атома кислорода.
  • При перемещении СВЕРХУ ВНИЗ АТОМНЫЕ РАДИУСЫ элементов РАСТУТ, потому что заполнено больше электронных оболочек.

г) Закономерности, связанные с валентностью элементов.

  • Элементы одной и той же ПОДГРУППЫ имеют аналогичную конфигурацию внешних электронных оболочек и, следовательно, одинаковую валентность в соединениях с другими элементами.
  • s-Элементы имеют валентности, совпадающие с номером их группы.
  • p-Элементы имеют наибольшую возможную для них валентность, равную номеру группы. Кроме того, они могут иметь валентность, равную разности между числом 8 (октет) и номером их группы (число электронов на внешней оболочке).
  • d-Элементы обнаруживают много разных валентностей, которые нельзя точно предсказать по номеру группы.
  • Не только элементы, но и многие их соединения — оксиды, гидриды, соединения с галогенами — обнаруживают периодичность. Для каждой ГРУППЫ элементов можно записать формулы соединений, которые периодически «повторяются» (то есть могут быть записаны в виде обобщенной формулы).
Читайте также:  Портит ли зрение чтение при плохом освещении

Итак, подытожим закономерности изменения свойств, проявляемые в пределах периодов:

Изменение некоторых характеристик элементов в периодах слева направо:

  • заряд ядер атомов увеличивается;
  • радиус атомов уменьшается;
  • электроотрицательность элементов увеличивается;
  • количество валентных электронов увеличивается от 1 до 8 (равно номеру группы);
  • высшая степень окисления увеличивается (равна номеру группы);
  • число электронных слоев атомов не изменяется;
  • металлические свойства уменьшается;
  • неметаллические свойства элементов увеличивается.

Изменение некоторых характеристик элементов в группе сверху вниз:

  • заряд ядер атомов увеличивается;
  • радиус атомов увеличивается;
  • число энергетических уровней (электронных слоев) атомов увеличивается (равно номеру периода);
  • число электронов на внешнем слое атомов одинаково (равно номеру группы);
  • прочность связи электронов внешнего слоя с ядром уменьшается;
  • электроотрицательность уменьшается;
  • металличность элементов увеличивается;
  • неметалличность элементов уменьшается.

Z — порядковый номер, равен числу протонов; R — радиус атома; ЭО — электроотрицательность; Вал е- —количество валентных электронов; Ок. св. — окислительные свойства; Вос. св. — востановительные свойства; Эн. ур. — энергитические уровни; Ме — металические свойства; НеМе — неметаллические свойства; ВСО — высшая степень окисления

Справочный материал для прохождения тестирования:

источник

На момент создания периодического закона :

1)было открыто не все химические элементы

2)для многих элементов значение атомных масс были определенны неправильно

3) некоторые химические елементы и их соединения были недостаточно выучены

Графическим изображением периодического закона является периодическая таблица химических елементов.В процессе написания таблицы. Д. И. Менделееву приходилось оставлять места ( незаполненные клетки ) для не открытых на тот момент элементов. Формулировка периодического закона, данная Д.И. Менделеевым, гласила: свойства химических элементов находятся в периодической зависимости от атомных масс этих элементов. Современная формулировка гласит: свойства химических элементов находятся в периодической зависимости от заряда ядра этих элементов.Такое уточнение потребовалось, поскольку к моменту установления Менделеевым периодического закона еще не было известно о строении атома. После выяснения строения атома и установления закономерностей размещения электронов по электронным уровням стало ясно, что периодическая повторяемость свойств элементов связана с повторяемостью строения электронных оболочек.

69. Периодическая система элементов и ее структура .

Периодическая система химических элементов — естественная классификация химических элементов, являющаяся табличным выражением периодического закона Д.И. Менделеева. Прообразом Периодической системы химических элементов послужила таблица, составленная Д.И. Менделеевым 1 марта 1869 г.. В 1870 г. Менделеев назвал систему естественной, а в 1871 г. — периодической.

Число элементов в современной Периодической системе почти вдвое больше, чем было известно 60-х годах XIX в. (на сегодняшний день — 113), однако ее структура со времен Менделеева почти не изменилась. Хотя за всю историю Периодической системы было опубликовано более 50 различных вариантов ее изображения, наиболее популярными являются предложенные Менделеевым короткопериодная и длиннопериодная формы.

Главный принцип построения Периодической системы — выделение в ней периодов (горизонтальных рядов) и групп (вертикальных столбцов) элементов. Современная Периодическая система состоит из 7 периодов (седьмой период должен закончиться 118-м элементом). Короткопериодный вариант Периодической системы содержит 8 групп элементов, каждая из которых условно подразделяется на группу А (главную) и группу Б (побочную). В длиннопериодном варианте Периодической системы — 18 групп, имеющих те же обозначения, что и в короткопериодном. Элементы одной группы имеют одинаковое строение внешних электронных оболочек атомов и проявляют определенное химическое сходство.

Номер группы в Периодической системе определяет число валентных электронов а атомах элементов. При этом в группах, обозначенных буквой А, содержатся элементы, в которых идет заселениеs— и р-подуровней — s-элементы (IA- и IIA-группы) и р-элементы (IIIA-VIIIA-группы), а в группах, обозначенной буквой Б, находятся элементы, в которых заселяются d-подуровни — d-элементы. Поскольку в каждом большом периоде должно находиться по 10 d-элементов (у которых заполняются пять d-орбиталей), то Периодическая система должна содержать 10 соответствующих групп. Однако традиционно используется нумерация групп лишь до восьми, поэтому число групп d-элементов расширяется за счет введения дополнительных цифр — это IБ-VIIБ, VIIIБ0, VIIIБ1 и VIIIБ2-группы. Для f-элементов номеров групп не предусмотрено. Обычно их условно помещают в ячейки Периодической системы, отвечающие лантану (лантаноиды) и актинию (актиноиды). Символы лантаноидов и актиноидов выносятся за пределы Периодической системы в виде отдельных рядов.

Номер периода в Периодической системе соответствует числу энергетических уровней атома данного элемента, заполненных электронами.

Номер периода = Число энергетических уровней, заполненных электронами = Обозначение последнего энергетического уровня

Порядок формирования периодов связан с постепенным заселением энергетических подуровней электронами. Последовательность заселения определяется принципом минимума энергии, принципом Паули и правилом Гунда.

Периодическое изменение свойств элементов в периоде объясняется последовательностью заполнения электронами уровней и подуровней в атомах при увеличении порядкового номера элемента и заряда ядра атома.

70. Периодический характер изменения свойств элементов периодической системы .

В 1869 г. Менделеев открыл периодический закон изменения химических и физических свойств элементов в зависимости от их атомных масс. Если расположить химические элементы в порядке возрастания их атомных масс, то периодически, через правильные промежутки, называемые периодами, элементы, оказавшиеся в таблице Менделеева в одном вертикальном ряду ( группе элементов), обнаруживают сходные физико-химические свойства. Однако сам Менделеев, расположив известные в его время 64 химических элемента в таблицу, отражающуюпериодическое изменение химических свойств элементов, был в ряде случаев вынужден отступить от принципа возрастания атомных масс. Менделеев ввел понятие о порядковом номере элемента, и, расположив химические элементы в порядке возрастания их номера, получил полную периодичность в изменении химических свойств элементов.

Рассмотрим элементы первого периода. Периоды ­ — это горизонтальные последовательности химических элементов. И в атоме водорода (Н) и в атоме гелия (Не) все электроны находятся на первом электронном уровне. У атома водорода заряд ядра +1 и на первом электронном слое находится 1 электрон. У атома гелия заряд ядра +2, и на первом электронном слое находится 2 отрицательно заряженных электрона. Попробуем понять в каком случае притяжение между ядром и электронами будет сильнее. Логично, что 2 больше, чем один. Значит электроны в атоме гелия притягиваются сильнее. Это означает, что они будут ближе находиться к ядру. Следовательно размер гелия будет меньше ,будет меньше и его радиус.

Такая же закономерность будет повторяться в первом, втором и во всех последующих периодах. Это означает, что в периодах слева направо уменьшаются размеры атомов, а справа налево естественно увеличиваются.

Группа элементов это вертикальная последовательность химических элементов в периодической системе. Каждая из групп имеет две подгруппы: главную и побочную. Элементы первых трех периодов относятся только к главным подгруппам. К главным подгруппам относятся также те элементы больших периодов (начиная с четвертого), которые расположены с той же стороны клеточки, как и элементы первых трех периодов. Так например, химический элемент калий (К), расположенный в четвертом периоде первой группе относится к главной подгруппе, а медь (Cu), расположенная в том же периоде и той же группе – к побочной.

Рассмотрим два атома: атом водорода и атом лития (Li). Оба атома находятся в одной группе (I) и имеют по 1 электрону во внешнем электронном слое. Разница состоит в том, что у атома водорода внешний электрон находится на первом электронном слое, а у лития – на втором. Очевидно, что размер атома лития больше, чем атома водорода

Таким образом в группах сверху вниз размеры атомов увеличиваются.

С уменьшением размера атома увеличивается его способность притягивать не только свои электроны, но и принимать электроны от других атомов. Эта способность характеризует степень выраженности неметаллических свойств. Следовательно в периоде слева направо неметаллические свойства увеличиваются, а в группе сверху вниз уменьшаются.

Металлические свойства понимаемые химиками как способность отдавать электроны изменяются с точностью наоборот. В периоде неметаллические свойства слева-направо уменьшаются, а в группе напротив увеличиваются.

источник

Неметаллы, химические элементы, которые образуют простые тела, не обладающие свойствами, характерными для металлов. К неметаллам относятся 22 элемента.

Положение неметаллов в ПС.

Неметаллы находятся в верхнем правом углу ПС над диагональю В – Аt.

Расположены в главных подгруппах 4 — 8 групп.

Особенности строения атомов неметаллов.

Ø на внешнем уровне имеют от 4 до 8 электронов

Ø небольшой радиус атомов

Ø стремятся принять электроны (своеобразной мерой неметалличности является электроотрицательность — важная характеристика атомов – неметаллов)

Ø между атомами в простых веществах неметаллах связи — ковалентные.

Физические свойства.

· Твердые вещества: бор, углерод, кремний, фосфор, сера, мышьяк, селен, теллур, йод, астат;

· Жидкости: бром – красно – бурая жидкость с тяжелым неприятным запахом;

· Газы: водород, азот, кислород, фтор, хлор и инертные газы.

Простые вещества неметаллы имеют атомные и молекулярные кристаллические решетки.

Особыми являются инертные или благородные газы. Инертные газы не имеют цвета и запаха. И являются одноатомными. Инертные газы считаются благородными. Обладают более высокой электропроводностью (по сравнению с другими) и, при прохождении через них тока, ярко светятся.

· Неон — огненно красным светом.

· Криптон – светло- желтым светом.

· Ксенон – фиолетовым светом.

Несмотря на свою инертность, эти газы находят широкое применение:

— гелием заполняют воздушные шары и дирижабли.

— неон применяется для световой рекламы.

— аргон в качестве защитной среды при сварке (дуговой, лазерной, контактной и т. п.) как металлов, так и неметаллов.

Такие неметаллы, как водород, кислород, азот, фтор и хлор, имеют двухатомные молекулы. Водород, кислород и азот — бесцветны, фтор имеет светло – зеленый цвет, хлор – желто – зеленый.

б) Не имеют металлического блеска (исключение – графит, йод)

в) Большинство не проводят электрический ток (кроме кремния и графита)

4. Аллотропия — явление, при котором один химический элемент образует несколько простых веществ.

— разный состав молекул (О2 и О3)

— разное строение (алмаз, графит)

Галогены – элементы главной подгруппы VII группы. «Галогены» — «рождающие соли».

Простые вещества, образованные атомами галогенов, состоят из двух атомов:

Физические свойства галогенов.

В подгруппе сверху вниз с ростом атомного номера закономерно изменяются физические свойства простых веществ – галогенов.

От фтора к йоду растет плотность, повышаются температуры плавления, кипения, усиливается интенсивность окраски.

Фтор – ядовитый газ светло- зеленого цвета.

Хлор – ядовитый газ желто – зеленого цвета.

Бром – токсичная тяжёлая жидкость красно – бурого цвета.

Йод — твердое кристаллическое вещество , с металлическим блеском, даже при слабом нагревании легко переходит в пар интенсивно – фиолетового цвета, который при охлаждении снова превращается в кристаллы. Переход из твёрдого состояния в газообразное называется возгонкой.

Все галогены обладают очень резким удушливым запахом .

Химические свойства

Галогены — очень сильные окислители.

Фтор проявляет только окислительные свойства, для него характерна только степень окисления -1 в соединениях.

Остальные галогены проявляют и восстановительные свойства при взаимодействии с более э.о. элементами — фтором, кислородом, азотом. Их степени окисления могут принимать значения +1, +3, +5, +7.

1. Взаимодействие с металлами (образуются соли):

2. Взаимодействие с неметаллами:

А) с водородом

Б) с другими неметаллами

3. Взаимодействие со сложными веществами:

H2O + Cl2 →HCl + HClO хлорная вода

Br2 + H2O → HBr + HBrO бромная вода

Дата добавления: 2018-06-01 ; просмотров: 948 ; ЗАКАЗАТЬ РАБОТУ

источник

Подать заявку

Для учеников 1-11 классов и дошкольников

Тема: Неметаллы. Общая характеристика галогенов по их положению в периодической таблице и строение их атомов.

изучить положение неметаллов в ПС;

изучить особенности строения атомов неметаллов;

изучить явление аллотропии на примере неметаллов;

изучить физические свойства неметаллов;

Читайте также:  Стоимость ночные линзы для восстановления зрения

рассмотреть ЭО как меру «неметалличности»;

рассмотреть относительность понятий «металл-неметалл»;

изучить водородные соединения неметаллов.

развивать когнитивную сферу учащихся;

развивать общеучебные умения и навыки: умение, работать по плану, умение работать с книгой;

развивать умение делать самостоятельные выводы.

воспитывать культуру умственного труда;

воспитывать дисциплинированность и чувство ответственности.

Оборудование и реактивы: образцы неметаллов — простых веществ H 2 , O 2 , Cl 2 (в пробирках с пробками); Br 2 (в ампуле); S, J 2 , P (красный), активированный уголь, пьезо-зажигалка, йодкрахмальная бумажка.

Тип урока: урок усвоения новых знаний.

Методы обучения: словесные (рассказ, объяснение, беседа); иллюстративные (схемы); наглядные (мультимедийное наглядное пособие); проблемно-поисковый.

ФОПД: фронтальная, индивидуально-обособленная, групповая (динамические группы).

Технологии: элементы технологии «Сотрудничества», личностно-ориентированного обучения. Информационно-коммуникационные технологии.

на какие 2 большие группы условно делятся все Х.Э.?

каково положение в ПС металлов?

1. Положение неметаллов в ПС

Неметаллы расположены в основном в правом верхнем углу ПС, условно ограниченном диагональю бор-астат. Самым активным является фтор.

2. Особенности строения атомов неметаллов .

Во внешнем электронном слое атомов неметаллов находится от трёх до восьми электронов.

Для атомов неметаллов, по сравнению с атомами металлов характерны:

четыре и более электрона на внешнем энергетическом уровне.

Отсюда и такое важнейшее свойство атомов неметаллов – тенденция к приёму недостающих до 8 электронов, т.е. окислительные свойства. Качественной характеристикой атомов неметаллов, т.е. своеобразной мерой их неметалличности, может служить электроотрицательность, т.е. свойство атомов химических элементов поляризовать химическую связь, оттягивать к себе общие электронные пары. Электроотрицательность – мера неметалличности, т.е. чем более электроотрицателен данный химический элемент, тем ярче выражены неметаллические свойства.

3. Кристаллическое строение неметаллов-простых веществ. Аллотропия.

Если металлы – простые вещества образованы за счет металлической связи, то для неметаллов – простых веществ характерна ковалентная неполярная химическая связь. В отличие от металлов неметаллы – простые вещества, характеризуются большим многообразием свойств. Неметаллы имеют различное агрегатное состояние при обычных условиях:

твердые вещества – модификации серы, фосфора, кремния, углерода и др.

Гораздо богаче у неметаллов и спектр цветов: красный – у фосфора, красно-бурый – у брома, желтый – у серы, желто-зеленый – у хлора, фиолетовый – у паров йода. Элементы – неметаллы более способны, по сравнению с металлами, к аллотропии.

Способность атомов одного химического элемента образовывать несколько простых веществ называется аллотропией, а эти простые вещества – аллотропными видоизменениями или модификациями.

5. Физические свойства неметаллов.

Теплопроводность (только графит)

Цвет разнообразный: желтый, желтовато-зеленый, красно-бурый.

Электропроводность (только графит и черный Фосфор.)

6. Химические свойства неметаллов.

Неметаллы в химических реакциях могут быть восстановителями и окислителями (фтор, кислород.)

7. Водородные соединения неметаллов.

В отличие от металлов неметаллы образуют газообразные водородные соединения. Их состав зависит от степени окисления неметаллов.

Летучие водородные соединения неметаллов можно разделить на три группы:

1) Хорошо растворимые в воде (HCl, HBr, HJ, H 2 S, H 2 Se, NH 3 ), которые диссоциируют на ионы, проявляя кислотные и основные свойства.

2) Соединения, разлагаемые водой:

3) Летучие водородные соединения

CH 4 , PH 3 , которые не взаимодействуют с водой.

По периоду в ПС химических элементов с увеличением порядкового номера элемента – неметалла усиливается кислотный характер водородного соединения.

Элементы-неметаллы расположены в главных подгруппах III–VIII групп ПС Д.И. Менделеева, занимая её верхний правый угол.

На внешнем электронном слое атомов элементов-неметаллов находятся от 3 до 8 электронов.

Неметаллические свойства элементов усиливаются в периодах и ослабевают в подгруппах с увеличением порядкового номера элемента.

Высшие кислородные соединения неметаллов имеют кислотный характер (кислотные оксиды и гидроксиды).

Атомы элементов-неметаллов способны как принимать электроны, проявляя окислительные функции, так и отдавать их, проявляя восстановительные функции.

IV. Закрепление изученного. Рефлексия.

1) Вставьте слова, пропущенные в тексте.
Атомы ____ в отличие от атомов ____ легко принимают наружные электроны, являются ____

2) Вставьте слова , пропущенные в тексте.
Неметаллические свойства элементов с увеличением порядкового номера в периодах ____
В группах неметаллические свойства элементов ____

3) Пользуясь периодической таблицей, запишите молекулярные формулы высших кислородных соединений неметаллов III периода. Как будет изменяться кислотный характер?

4) Запишите формулы водородных соединений элементов VII А группы. Как изменяются кислотные свойства с увеличением порядкового номера элемента?

5) Водород занимает в периодической таблице два места: в I А группе и в VII А группе. Запишите молекулярные формулы водородных соединений Na, K, Cl, F.

Поменяйтесь тестом с соседом и проверьте тест вместе со мной.

VI. Решаем упражнения стр.75

VII. Оценки и домашнее задание.

Условные обозначения:
ПС – периодическая система
е – электрон
Э.О. – электроотрицательность
А. – аллотропия
Х.р. – химическая реакция

источник

ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН И ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА

Основой современной химии является открытый в 1869 году Д.И.Менделеевым периодический закон, графическим изображением которого является таблица периодической системы (ПС).

Согласно теории строения атома главной характеристикой атома является положительный заряд ядра , который определяет число электронов в атоме и его электронное строение . Химические свойства атомов и их соединений определяются главным образом строением внешних энергетических уровней . Заряд ядра атома определяет все свойства элемента и его положение в ПС.

Поэтому современная формулировка ПЗ такова:

Свойства атомов химических элементов, а также состав и свойства образуемых ими простых и сложных веществ находятся в периодической зависимости от зарядов атомных ядер.

Возрастание заряда ядра атомов элементов от +1 до +118 приводит к постепенной
«застройке» электронной структуры атомов, при этом строение электронных оболочек периодически изменяется и повторяется, а так как свойства элементов зависят от строения электронной оболочки (в первую очередь — внешнего энергетического уровня), то и они периодически изменяются и повторяются. В этом заключается физический смысл ПЗ .

В ПС все химические элементы располагаются в порядке возрастания заряда ядра , которому соответствует т.н. атомный (порядковый) номер (ПН) химического элемента. В этом состоит физический смысл ПН.

Структура ПС связана с электронной структурой элементов. В зависимости от того, какой энергетический подуровень заполняется электронами последним, различают четыре семейства элементов: у элементов s- и р-семейств последними заполняются соответственно s и р-подуровни внешнего энергетического уровня: y d-элементов — d-подуровень предпоследнего энергетического уровня, у f-элементов — f-подуровень третьего снаружи энергетического уровня.

Семь горизонтальных рядов ПС называют периодами, вертикальные ряды — группами.

Период — последовательный ряд элементов, расположенных в порядке возрастания зарядов ядер их атомов), электронная конфигурация внешнего энергетического уровня которых изменяется от ns1 до ns2 np6 (для 1 периода от 1s1 до 1 s2 ). При этом номер периода совпадает с номером внешнего энергетического уровня. Т.е. у элементов одного периода электронами заполняется одинаковое число энергетических уровней, равное номеру этого периода. В этом заключается физический смысл номера периода.

Элементы, имеющие сходное электронное строение, объединены в колонках, называемых группами. У элементов А-групп (главных) последними заполняются s и р-подуровни внешнего энергетического уровня, у элементов В-групп (побочных) последними заполняются d- и f- подуровни второго и третьего снаружи энергетических уровней соответственно.

Элементы А- и В-групп с одинаковым номером (например, VIA и VIB) различаются по свойствам, однако имеют определенное сходство (например, состав и свойства высших оксидов и гидроксидов: CrO3 и SO3 — кислотные оксиды, H2 CrO4 и H2 SO4 — сильные кислоты). Это связано с тем, что число валентных электронов (электронов, способных к образованию химических связей) у элементов А и В групп с одинаковым номером — одинаково, но для элементов А групп валентными являются электроны внешнего энергетического уровня, а у элементов В групп — электроны внешнего и предпоследних энергетических уровней. В этом основное различие между элементами групп А и В. Таким образом номер группы показывает число валентных электронов. В этом заключается физический смысл № группы.

Группа — это вертикальный ряд элементов, расположенных в порядке увеличения зарядов ядер атомов, которые содержат одинаковое число валентных электронов.

ПЕРИОДИЧНОСТЬ СВОЙСТВ АТОМОВ ХИМИЧЕСКИХ ЭЛЕМЕНТОВ

С точки зрения квантовой механики атом не имеет строго определенных границ, поэтому установить его абсолютные размеры невозможно.

В химической практике наиболее широко используются так называемые эффективные радиусы — ковалентные, металлические, ионные — рассчитанные по экспериментальным данным из межъядерных расстояний в молекулах или кристаллах. Так, радиусы катионов всегда меньше радиусов соответствующих нейтральных атомов, арадиусы анионов — больше, т.к. катионы образуются при отдаче электронов, а анионы — при присоединении электронов (Rкат Rат).

В настоящее время также используют понятие «орбитальный радиус» — теоретически рассчитанное расстояние от ядра до главного максимума электронной плотности внешней орбитали. Орбитальный радиус — характеристика свободного, химически несвязанного атома.

У элементов одной группы ПС при движении сверху вниз с возрастанием заряда ядра увеличивается число энергетических уровней, значит увеличивается расстояние от внешних электронов до ядра происходит увеличение радиуса атомов и ионов.

У элементов одного периода с возрастанием положительного заряда ядра при движении слева направо (→) увеличивается сила притяжения электронов к ядру, что приводит к уменьшению атомных и ионных радиусов.

Энергия ионизации. Энергия сродства к электрону (сродство к электрону):

Способность атомов химических элементов отдавать или присоединять электроны определяет проявление атомом металлических или неметаллических свойств. Эта способность зависит от электронного строения атома, его радиуса и силы притяжения электрона к ядру.

Энергия ионизации (Еи , I) — минимальная энергия, необходимая для отрыва наибольшее слабо связанного электрона от невозбужденного атома

Выражается в кДж/моль. Определяется зарядом ядра, радиусом атома и конфигурацией внешних электронных оболочек.

По периоду слева направо с ростом заряда ядра и уменьшением атомного радиуса E и увеличивается. В А-группах сверху вниз с увеличением атомного радиуса уменьшается. Энергия ионизации (Eи ) характеризует проявлениеметалличности у атомов элементов. Чем меньше Eи, тем более выражена способность атома отдавать электроны, его восстановительные и металлические свойства.

По периоду слева направо металлические и восстановительные свойства атомов уменьшаются, по группе сверху вниз растут.

Количественной характеристикой способности атомов присоединять электроны является энергия сродства к электрону Еср, F).

Энергия сродства к электрону — это энергия, которая выделяется при присоединении электрона к нейтральному атому

Чем больше Еср, тем легче атом присоединяет электроны и тем сильнее проявляются его окислительные и неметаллические свойства элементов.

Выражается обычно в кДж/моль.

В периодах слева направо с возрастанием заряда ядра и уменьшением радиуса атома Еср увеличивается, в группе сверху вниз с увеличением радиуса атома Еср уменьшается.

Так Еср большинства металлов невелика или даже отрицательна, поэтому они не образуют устойчивых анионов.

Неметаллические и окислительные свойства элементов по периоду слева направо усиливаются, а по группе сверху вниз уменьшаются.

Атомы присоединяют или отдают электроны в процессе химического взаимодействия. Комплексной характеристикой атома, учитывающей его способность и к присоединению, и к отдаче электронов, является электроотрицательность — ЭО (χ).

ЭО элемента — условная величина, характеризующая способность его атомов в химических соединениях притягивать к себе электроны от атомов-партнеров (тех, с которыми непосредственно связан данный атом).

Величина ЭО зависит от Еи и Еср и упрощено может быть определена

Для практической оценки этой способности атомов используют условную шкалу, относительных электроотрицательностей. Согласно ей самый ЭО элемент F, а наименее ЭО — Fr.

Очевидно, что в периоде слева направо с уменьшением радиуса атома и увеличением Е и и Еср увеличивается ОЭО происходит ослабление восстановительных и усиление окислительных свойств, а в группе сверху вниз с увеличением радиус атома и уменьшением Е и и Еср ОЭО уменьшается, происходит ослабление окислительных и усиление восстановительных свойств атомов химических элементов.

По величине ОЭО можно отнести элемент к металлам или неметаллам.

Как правило, неметаллы имеют значения ОЭО больше 2 (по другим источникам больше 1,7). Они располагаются в А-группах правой верней части ПС над условной диагональю В — Аt. У металлов значение ОЭО

    источник