Понятие о радиусе атома и электроотрицательности элементов, их зависимость от размещения элементов в периодической системе

Рассмотрим взаимосвязь между положением элементов в периодической системе и такими свойствами химических элементов, как атомный радиус и электроотрицательности.

Атомный радиус является величиной, которая показывает размер электронной оболочки атома. Это очень важная величина, от которой зависят свойства атомов химических элементов. В главных подгруппах с увеличением заряда ядра атома происходит увеличение числа электронных уровней, поэтому атомный радиус со увеличением порядкового номера в главных подгруппах увеличивается. В периодах происходит увеличение заряда ядра атома химического элемента, что приводит к усиление притяжения внешних электронов к ядру. Кроме того, с увеличением заряда ядра увеличивается число электронов на внешнем уровне, однако число электронных уровней не увеличивается. Указанные закономерности приводят к сжатие электронной оболочки вокруг ядра. Поэтому атомный радиус с увеличением порядкового номера в периодах уменьшается.

Например, расположим химические элементы O, C, Li, F, N в порядке уменьшения атомных радиусов. Приведенные химические элементы находятся во втором периоде. В периоде атомные радиусы с увеличением порядкового номера уменьшаются. Следовательно, указанные химические элементы надо записать в порядке возрастания их порядковых номеров: Li, C, N, O, F.

Свойства элементов и образованных ими веществ зависят от числа валентных электронов, равна номеру группы в периодической таблице.

Завершены энергетические уровни, а также внешние уровне, содержит восемь электронов, имеют повышенную устойчивость. Именно этим объясняется химическая инертность гелия, неона и аргона: они вообще не вступают в химические реакции. Атомы всех других химических элементов стремятся отдать или присоединить электроны, чтобы их электронная оболочка оказалась стойкой, при этом они превращаются в заряженные частицы.

Электроотрицательности - это способность атома в соединении притягивать к себе валентные электроны, т.е. электроны, с помощью которых образуются химические связи между атомами. Это свойство обусловлено тем, что атомы стремятся завершить внешний электронный слой и получить энергетически выгодную конфигурацию инертного газа - 8 электронов. Электроотрицательности зависит от способности атомного ядра притягивать электроны внешнего энергетического уровня. Чем сильнее это притяжение, тем электроотрицательности больше. Сила притяжения электронов внешнего энергетического уровня тем больше, чем меньше атомный радиус. Следовательно, изменение электроотрицательности в периодах и главных подгруппах будет противоположная изменении атомных радиусов. Поэтому, в главных подгруппах электроотрицательности со увеличением порядкового номера уменьшается. В периодах с увеличением порядкового номера электроотрицательности увеличивается.

Например, расположим химические элементы Br, F, I, Cl в порядке увеличения электроотрицательностей. Приведенные химические элементы находятся в главной подгруппе седьмой группы. В главных подгруппах с увеличением электроотрицательности порядкового номера уменьшается. Следовательно, указанные химические элементы надо записать в порядке уменьшения их порядковых номеров: I, Br, Cl, F.

Билеты по химии 9 класс с ответами

Билет № 1

Периодический закон и периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева. Закономерности изменения свойств элементов малых периодов и главных подгрупп в зависимости от их порядкового (атомного) номера.

Периодическая система стала одним из важнейших источников информации о химических элементах, образуемых ими простых веществах и соединениях.

Дмитрий Иванович Менделеев создал Периодическую систему в процессе работы над своим учебником «Основы химии», добиваясь максимальной логичности в изложении материала. Закономерность изменения свойств элементов, образующих систему, получила название Периодического закона.

Согласно периодическому закону, сформулированному Менделеевым в 1869 году, свойства химических элементов находятся в периодической зависимости от их атомных масс. То есть с увеличением относительной атомной массы, свойства элементов периодически повторяются.*

Сравните: периодичность смены времен года с течением времени.

Данная закономерность иногда нарушается, например, аргон (инертный газ) превышает по массе следующий за ним калий (щелочной металл). Это противоречие было объяснено в 1914 году при изучении строения атома. Порядковый номер элемента в Периодической системе – это не просто очередность, он имеет физический смысл – равен заряду ядра атома. Поэтому

современная формулировка Периодического закона звучит так:

Свойства химических элементов, а также образованных ими веществ находятся в периодической зависимости от заряда ядра атома.

Период – это последовательность элементов, расположенных в порядке возрастания заряда ядра атома, начинающаяся щелочным металлом и заканчивающаяся инертным газом.

В периоде, с увеличением заряда ядра, растет электроотрицательность элемента, ослабевают металлические (восстановительные) свойства и растут неметаллические (окислительные) свойства простых веществ. Так, второй период начинается щелочным металлом литием, за ним следует бериллий, проявляющий амфотерные свойства, бор – неметалл, и т.д. В конце фтор – галоген и неон – инертный газ.

(Третий период снова начинается щелочным металлом – это и есть периодичность)

1-3 периоды являются малыми (содержат один ряд: 2 или 8 элементов), 4-7 – большие периоды, состоят из 18 и более элементов.

Составляя периодическую систему, Менделеев объединил известные на тот момент элементы, обладающие сходством, в вертикальные столбцы. Группы – это вертикальные столбцы элементов, имеющих, как правило, валентность в высшем оксиде равную номеру группы. Группу делят на две подгруппы:

Главные подгруппы содержат элементы малых и больших периодов, образуют семейства со сходными свойствами (щелочные металлы – I А, галогены – VII A, инертные газы – VIII A).

(химические знаки элементов главных подгрупп в периодической системе располагаются под буквой «А» или, в очень старых таблицах, где нет букв А и Б – под элементом второго периода)

Побочные подгруппы содержат элементы только больших периодов, их называют переходные металлы.

(под буквой «Б» или «B»)

В главных подгруппах с увеличением заряда ядра (атомного номера) растут металлические (восстановительные) свойства.

* точнее, веществ, образованных элементами, но это часто опускают, говоря «свойства элементов»

На этом уроке вы узнаете о закономерностях изменения электроотрицательности элементов в группе и периоде. На нём вы рассмотрите, от чего зависит электроотрицательность химических элементов. На примере элементов второго периода изучите закономерности изменения электроотрицательности элемента.

Тема: Химическая связь. Электролитическая диссоциация

Урок: Закономерности изменений электроотрицательности химических элементов в группе и периоде

1. Закономерности изменений значений электроотрицательности в периоде

Закономерности изменений значений относительной электроотрицательности в периоде

Рассмотрим на примере элементов второго периода, закономерности изменений значений их относительной электроотрицательности. Рис.1.

Рис. 1. Закономерности изменений значений электроотрицательности элементов 2 периода

Относительная электроотрицательность химического элемента зависит от заряда ядра и от радиуса атома. Во втором периоде находятся элементы: Li, Be, B, C, N, O, F, Ne. От лития до фтора увеличивается заряд ядра и количество внешних электронов. Число электронных слоев остается неизменным. Значит, сила притяжения внешних электронов к ядру будет возрастать, и атом будет как бы сжиматься. Радиус атома от лития до фтора будет уменьшаться. Чем меньше радиус атома, тем сильнее внешние электроны притягиваются к ядру, а значит больше значение относительной электроотрицательности.

В периоде с увеличением заряда ядра радиус атома уменьшается, а значение относительной электроотрицательности увеличивается.

Рис. 2. Закономерности изменений значений электроотрицательности элементов VII-A группы.

2. Закономерности изменений значений электроотрицательности в группе

Закономерности изменений значений относительной электроотрицательности в главных подгруппах

Рассмотрим закономерности изменений значений относительной электроотрицательности в главных подгруппах на примере элементов VII-A группы. Рис.2. В седьмой группе главной подгруппе расположены галогены: F, Cl, Br, I, At. На внешнем электроном слое у этих элементов одинаковое число электронов - 7. С возрастанием заряда ядра атома при переходе от периода к периоду, увеличивается число электронных слоев, а значит, увеличивается атомный радиус. Чем меньше радиус атома, тем больше значение электроотрицательности.

В главной подгруппе с увеличением заряда ядра атома радиус атома увеличивается, а значение относительной электроотрицательности уменьшается.

Так как химический элемент фтор расположен в правом верхнем углу Периодической системы Д. И.Менделеева его значение относительной электроотрицательности будет максимальным и численно равным 4.

Вывод: Относительная электроотрицательность увеличивается с уменьшением радиуса атома.

В периодах с увеличением заряда ядра атома электроотрицательность увеличивается.

В главных подгруппах с увеличением заряда ядра атома относительная электроотрицательность химического элемента уменьшается. Самый электроотрицательный химический элемент - это фтор, так как он расположен в правом верхнем углу Периодической системы Д. И.Менделеева.

Подведение итога урока

На этом уроке вы узнали о закономерностях изменения электроотрицательности элементов в группе и периоде. На нём вы рассмотрели, от чего зависит электроотрицательность химических элементов. На примере элементов второго периода изучили закономерности изменения электроотрицательности элемента.

1. Рудзитис Г. Е. Неорганическая и органическая химия. 8 класс: учебник для общеобразовательных учреждений: базовый уровень/ Г. Е. Рудзитис, Ф. Г. Фельдман. М.: Просвещение. 2011 г.176с.:ил.

2. Попель П. П.Химия:8 кл.: учебник для общеобразовательных учебных заведений/П. П. Попель, Л. С.Кривля. - К.: ИЦ «Академия»,2008.-240 с.: ил.

3. Габриелян О. С. Химия. 9 класс. Учебник. Издательство: Дрофа.:2001. 224с.

1. Chemport. ru .

1. №№ 1,2,5 (с.145) Рудзитис Г. Е. Неорганическая и органическая химия. 8 класс: учебник для общеобразовательных учреждений: базовый уровень/ Г. Е. Рудзитис, Ф. Г. Фельдман. М.: Просвещение. 2011 г.176с.:ил.

2. Приведите примеры веществ с ковалентной неполярной связью и ионной. Какое значение имеет электроотрицательность в образовании таких соединений?

3. Расположите в ряд по возрастанию электроотрицательности элементы второй группы главной подгруппы.

Cтраница 3

В главных подгруппах I-II групп периодической системы расположены s - элементы, относящиеся в свободном состоянии к типичным металлам.  

Атомы элементов главной подгруппы V группы периодической системы имеют во внешних электронных оболочках 5 электронов. Однако если предположение о высшей положительной валентности, равной 5, в полной мере обосновано для аналогов азота - фосфора, мышьяка - сурьмы и висмута, то для самого азота оно может быть принято лишь условно.  

Атомы элементов главной подгруппы VIII группы периодической системы обладают повышенной химической прочностью потому, что их внешние электронные оболочки, имеющие 2 или 8 электронов, характеризуются большой устойчивостью.  

Из элементов главной подгруппы IV группы периодической системы углерод и кремний не являются металлами, а германий, олово и свинец - типичные металлы.  

Атомы всех элементов главной подгруппы VII группы периодической системы, называемых галогенами, имеют во внешнем слое семь электронов. Соответственно строению внешней электронной оболочки все галогены стремятся присоединить еще один электрон, что обеспечивает устойчивую конфигурацию внешней оболочки из восьми электронов, так называемый электронный октет. Поэтому для всех галогенов наиболее характерна отрицательная валентность, равная единице. Следует помнить, что понятия отрицательной и положительной валентности присущи теории ионной связи, в то время как большинство реально существующих соединений является соединениями с ковалентной связью. Поэтому без большой ошибки можно считать валентность галогенов равной - 1 в таких соединениях, как NaCl или CaF2, однако в соединениях BF3 или СС14 об отрицательной валентности галогенов - 1 можно говорить лишь условно. В самом деле, электронные пары ковалентных связей В-F и С - С1 смещены в сторону атомов галогена, но не оторваны полностью от атомов бора и углерода, поэтому величина отрицательного заряда на каждом атоме галогена меньше заряда одного электрона и составляет лишь какую-то долю от него. Тем не менее и здесь, и в дальнейшем мы будем пользоваться понятиями отрицательной и положительной валентности, сознавая их большую или Меньшую условность для разных соединений.  

Основные минералы элементов главной подгруппы II группы периодической системы перечислены в табл. 1.3. Берилл - алюмосиликат бериллия ЗВеО-А12Оз-65Ю2 (или, что то же, Be3 [ Al2Si6Oi8 ]) имеет окраску, зависящую от малых примесей. Монокристалльные образцы берилла, содержащие хром, известны как драгоценные камни - изумруды; аквамарин - это модификация берилла, содержащая примесь Fe (III), цвета морской волны. Основное количество минерала - берилла, перерабатываемого промышленностью, не окрашено, и монокристаллические образцы бесцветного берилла не являются минералогической редкостью. Кроме алюмосиликатов встречаются минералы на основе силиката или алюмината Бе. Большое количество магния в форме сульфата и бикарбоната присутствует в природных водах.  

Изучение свойств элементов главной подгруппы V группы Периодической системы Д. И. Менделеева и их соединений показывает, что одни из них проявляют неметаллические свойства, другие - металлические. Азот - типичный неметалл, он образует простое вещество, состоящее из молекул N2 и являющееся газом.  

Почти все элементы главных подгрупп IV-VII групп периодической системы представляют собой неметаллы, в то время как элементы побочных подгрупп - металлы. Поэтому в правой части периодической системы различия в свойствах элементов главных и побочных подгрупп проявляются особенно резко. Однако в тех случаях, когда элементы главной и побочной подгруппы находятся в высшей степени окисленности, их аналогичные соединения проявляют существенное сходство. Точно так же оксиды марганца и хлора, соответствующие высшей степени окисленности этих элементов, - Мп2О7 и СЬОг - обладают сходными свойствами и представляют собой ангидриды сильных кислот, отвечающих общей формуле НЭО.  

Почти все элементы главных подгрупп IV-VII групп периодической системы представляют собой неметаллы, в то время как элементы побочных подгрупп - металлы. Поэтому в правой части периодической системы различия в свойствах элементов главных и побочных подгрупп проявляются особенно резко. Однако в тех случаях, когда элементы главной и побочной подгруппы находятся в высшей степени окисленности, их аналогичные соединения проявляют существенное сходство.  

Почти все элементы главных подгрупп IV-VII групп периодической системы представляют собой неметаллы, в то время как элементы побочных подгрупп - металлы.  

Фотометрические реакции элементов главной подгруппы V группы Периодической системы элементов, пригодные для дифференциальной спектрофотометрии.  

Бор входит в главную подгруппу III группы периодической системы элементов и имеет электронную конфигурацию Is22s22p; под ним расположен алюминий. Во II периоде при переходе от бора к углероду радиусы атомов уменьшаются, а в IV группе при переходе от углерода к кремнию - увеличиваются. Поэтому радиусы атомов бора и кремния близки. Бор существенно отличается от алюминия и обнаруживает большее сходство с кремнием. Бор образует три ковалентные связи с атомами других элементов. В зависимости от природы последних атом бора может образовать еще одну донорксн акцепторную связь, предоставляя р-орбиталь для электронной пары другого атома.  

Бор входит в главную подгруппу III группы периодической системы элементов и имеет электронную конфигурацию ls22s22 / 7; под ним расположен алюминий. Во втором периоде при переходе от бора к углероду радиусы атомов уменьшаются, а в IV группе при переходе от углерода к кремнию - увеличиваются. Поэтому радиусы атомов бора и кремния близки. Бор существенно отличается от алюминия и обнаруживает большое сходство с кремнием. Бор образует три ковалентные связи с атомами других элементов. В зависимости от природы последних атом бора может образовать еще одну до-норноакцепторную связь, предоставляя р-орбиталь для электронной пары другого атома. Таким образом, бор в соединениях проявляет валентность, равную трем, или ковалентность, равную четырем.