مفهوم نصف قطر الذرة وسلبية العناصر ، واعتمادها على ترتيب العناصر في الجدول الدوري

ضع في اعتبارك العلاقة بين موضع العناصر في الجدول الدوري وهذه الخصائص العناصر الكيميائية، مثل نصف القطر الذري و الكهربية.

نصف القطر الذري هي كمية تشير إلى حجم غلاف الإلكترون للذرة. هذه كمية مهمة للغاية تعتمد عليها خصائص ذرات العناصر الكيميائية. في المجموعات الفرعية الرئيسية ، مع زيادة شحنة النواة الذرية ، تحدث زيادة في عدد المستويات الإلكترونية ، وبالتالي يزداد نصف القطر الذري مع زيادة العدد الترتيبي في المجموعات الفرعية الرئيسية. في فترات ، تزداد شحنة نواة ذرة عنصر كيميائي ، مما يؤدي إلى زيادة جذب الإلكترونات الخارجية إلى النواة. بالإضافة إلى ذلك ، مع زيادة الشحنة النووية ، يزداد عدد الإلكترونات في المستوى الخارجي ، لكن عدد المستويات الإلكترونية لا يزيد. تؤدي هذه الانتظامات إلى ضغط غلاف الإلكترون حول النواة. لذلك ، يتناقص نصف القطر الذري مع زيادة الرقم التسلسلي في الفترات.

على سبيل المثال ، دعنا نرتب العناصر الكيميائية O ، C ، Li ، F ، N بترتيب تناقص نصف القطر الذري. العناصر الكيميائية المدرجة في الفترة الثانية. في هذه الفترة ، يتناقص نصف القطر الذري مع زيادة الرقم التسلسلي. لذلك ، يجب كتابة هذه العناصر الكيميائية بترتيب تصاعدي لأرقامها التسلسلية: Li، C، N، O، F.

تعتمد خصائص العناصر والمواد المكونة لها على عدد إلكترونات التكافؤ ، التي تساوي رقم المجموعة في الجدول الدوري.

مستويات الطاقة المكتملة ، وكذلك المستوى الخارجي ، يحتوي على ثمانية إلكترونات ، وقد زاد من الاستقرار. هذا ما يفسر الخمول الكيميائي للهيليوم والنيون والأرجون: فهي لا تدخل في تفاعلات كيميائية على الإطلاق. تميل ذرات جميع العناصر الكيميائية الأخرى إلى إعطاء أو ربط الإلكترونات بحيث تكون غلافها الإلكتروني مستقرًا ، بينما تتحول إلى جسيمات مشحونة.

كهرسلبية - هذه هي قدرة الذرة في المركب على جذب إلكترونات التكافؤ إلى نفسها ، أي الإلكترونات ، والتي من خلالها تتشكل الروابط الكيميائية بين الذرات. ترجع هذه الخاصية إلى حقيقة أن الذرات تميل إلى إكمال طبقة الإلكترون الخارجية والحصول على تكوين مناسب للطاقة لغاز خامل - 8 إلكترونات. تعتمد الكهربية على قدرة النواة الذرية على جذب الإلكترونات إلى مستوى الطاقة الخارجية. كلما كان هذا الجذب أقوى ، زادت الطاقة الكهربية. تزداد قوة جذب الإلكترونات لمستوى الطاقة الخارجية ، كلما كان نصف القطر الذري أصغر. وبالتالي ، فإن التغيير في الكهربية في الفترات والمجموعات الفرعية الرئيسية سيكون عكس التغيير في نصف القطر الذري. لذلك ، في المجموعات الفرعية الرئيسية ، تقل القدرة الكهربية مع زيادة الرقم التسلسلي. في الفترات ذات الرقم التسلسلي المتزايد ، تزداد الكهربية.

على سبيل المثال ، دعونا نرتب العناصر الكيميائية Br ، F ، I ، Cl بترتيب زيادة السالب الكهربية. العناصر الكيميائية المدرجة في المجموعة الفرعية الرئيسية للمجموعة السابعة. في المجموعات الفرعية الرئيسية مع زيادة الكهربية ، يتناقص العدد الترتيبي. وبالتالي ، يجب كتابة العناصر الكيميائية المشار إليها بترتيب تنازلي لأرقامها الترتيبية: I ، Br ، Cl ، F.

تذاكر فئة الكيمياء 9 مع الإجابات

رقم التذكرة 1

قانون DI Mendeleev الدوري والنظام الدوري للعناصر الكيميائية. انتظام التغييرات في خصائص عناصر الفترات الصغيرة والمجموعات الفرعية الرئيسية اعتمادًا على عددها الترتيبي (الذري).

أصبح الجدول الدوري أحد أهم مصادر المعلومات حول العناصر الكيميائية التي تشكلها. مواد بسيطةآه والاتصالات.

أنشأ ديمتري إيفانوفيتش مندليف الجدول الدوري أثناء عمله على كتابه المدرسي "أساسيات الكيمياء" ، محققًا أقصى قدر من الاتساق في عرض المادة. يسمى انتظام التغيير في خصائص العناصر التي تشكل النظام من القانون الدوري.

وفقًا للقانون الدوري الذي صاغه Mendeleev في عام 1869 ، تعتمد خصائص العناصر الكيميائية بشكل دوري على كتلتها الذرية. أي مع زيادة في النسبي الكتلة الذرية، يتم تكرار خصائص العنصر بشكل دوري. *

قارن: معدل تكرار تغير الفصول بمرور الوقت.

يتم انتهاك هذا الانتظام في بعض الأحيان ، على سبيل المثال ، يتجاوز الأرجون (غاز خامل) وزن البوتاسيوم التالي (معدن قلوي). تم تفسير هذا التناقض في عام 1914 عند دراسة بنية الذرة. الرقم الترتيبي لعنصر في الجدول الدوري ليس مجرد تسلسل ، بل له معنى فيزيائي - إنه يساوي شحنة النواة الذرية. وبالتالي

تبدو الصياغة الحديثة للقانون الدوري كما يلي:

تعتمد خواص العناصر الكيميائية ، وكذلك المواد التي تتكون منها ، بشكل دوري على شحنة النواة الذرية.

الفترة هي سلسلة من العناصر مرتبة ترتيبًا تصاعديًا لشحنة النواة الذرية ، بدءًا من فلز قلوي وتنتهي بغاز خامل.

في هذه الفترة ، مع زيادة شحنة النواة ، تزداد القدرة الكهربية للعنصر ، وتضعف الخصائص المعدنية (المختزلة) وتزداد الخواص غير المعدنية (المؤكسدة) للمواد البسيطة. لذلك ، تبدأ الفترة الثانية بالليثيوم المعدني القلوي ، يليه البريليوم ، الذي يظهر خصائص مذبذبة ، والبورون غير معدني ، إلخ. في النهاية ، الفلور هو هالوجين والنيون غاز خامل.

(الفترة الثالثة تبدأ مرة أخرى بمعدن قلوي - هذه هي الدورية)

1-3 فترات صغيرة (تحتوي على صف واحد: 2 أو 8 عناصر) ، 4-7 - فترات كبيرة ، تتكون من 18 عنصرًا أو أكثر.

قام منديليف بتكوين النظام الدوري ، بدمج العناصر المعروفة في ذلك الوقت والتي لها أوجه تشابه في أعمدة رأسية. المجموعات عبارة عن أعمدة رأسية من العناصر التي ، كقاعدة عامة ، لها تكافؤ في الأكسيد الأعلى يساوي رقم المجموعة. تنقسم المجموعة إلى مجموعتين فرعيتين:

تحتوي المجموعات الفرعية الرئيسية على عناصر من فترات صغيرة وكبيرة ، وتشكل عائلات لها خصائص متشابهة (الفلزات القلوية - I A ، الهالوجينات - VII A ، الغازات الخاملة - VIII A).

(علامات كيميائية توجد عناصر المجموعات الفرعية الرئيسية في النظام الدوري تحت الحرف "A" أو ، في جداول قديمة جدًا ، حيث لا يوجد الحرفان A و B - تحت عنصر الفترة الثانية)

تحتوي المجموعات الفرعية الجانبية على عناصر ذات فترات طويلة فقط ، وتسمى معادن انتقالية.

(تحت الحرف "B" أو "B")

في المجموعات الفرعية الرئيسية ، مع زيادة الشحنة النووية ( العدد الذري) الخصائص المعدنية (المختزلة) تنمو.

* بتعبير أدق ، المواد المكونة من العناصر ، ولكن غالبًا ما يتم حذفها ، قائلة "خصائص العناصر"

في هذا الدرس ، ستتعرف على أنماط التغيير في الكهربية للعناصر في مجموعة وفترة. سوف تفكر فيه في ما يحدد الكهربية للعناصر الكيميائية. باستخدام عناصر الفترة الثانية كمثال ، قم بدراسة أنماط التغيير في الكهربية لعنصر ما.

الموضوع: الرابطة الكيميائية. التفكك الالكتروليتي

الدرس: انتظام التغييرات في الكهربية للعناصر الكيميائية في المجموعة والفترة

1. انتظام التغيرات في قيم الكهربية في الفترة

انتظام التغييرات في قيم الكهربية النسبية في الفترة

تأمل مثال عناصر الفترة الثانية ، أنماط التغيرات في قيم سلبيتها الكهربائية النسبية. رسم بياني 1.

الشكل: 1. انتظام التغييرات في قيم الكهربية لعناصر الفترة 2

تعتمد القدرة الكهربية النسبية لعنصر كيميائي على شحنة النواة وعلى نصف قطر الذرة. في الفترة الثانية توجد عناصر: Li ، Be ، B ، C ، N ، O ، F ، Ne. من الليثيوم إلى الفلور ، تزداد الشحنة النووية وعدد الإلكترونات الخارجية. يبقى عدد الطبقات الإلكترونية دون تغيير. هذا يعني أن قوة جذب الإلكترونات الخارجية إلى النواة ستزداد ، وستنكمش الذرة ، كما كانت. سيقل نصف قطر الذرة من الليثيوم إلى الفلور. كلما كان نصف قطر الذرة أصغر ، كلما كانت الإلكترونات الخارجية أقوى تنجذب إلى النواة ، مما يعني زيادة قيمة الكهربية النسبية.

في الفترة التي تشهد زيادة في الشحنة النووية ، ينخفض \u200b\u200bنصف قطر الذرة وتزداد قيمة الكهربية النسبية.

الشكل: 2. انتظام التغييرات في قيم الكهربية لعناصر المجموعة VII-A.

2. انتظام التغيرات في قيم الكهربية في المجموعة

انتظام التغييرات في قيم الكهربية النسبية في المجموعات الفرعية الرئيسية

دعونا ننظر في أنماط التغيرات في قيم الكهربية النسبية في المجموعات الفرعية الرئيسية باستخدام مثال عناصر المجموعة VII-A. الصورة 2. في المجموعة السابعة ، تحتوي المجموعة الفرعية الرئيسية على الهالوجينات: F ، Cl ، Br ، I ، At. على طبقة الإلكترون الخارجية ، تحتوي هذه العناصر على نفس عدد الإلكترونات - 7. مع زيادة شحنة النواة الذرية أثناء الانتقال من فترة إلى أخرى ، يزداد عدد الطبقات الإلكترونية ، مما يعني زيادة نصف القطر الذري. كلما كان نصف قطر الذرة أصغر ، زادت قيمة الكهربية.

في المجموعة الفرعية الرئيسية ، مع زيادة شحنة النواة الذرية ، يزداد نصف قطر الذرة ، وتقل قيمة الكهربية النسبية.

نظرًا لأن عنصر الفلور الكيميائي يقع في الزاوية اليمنى العليا من الجدول الدوري لـ D. I. Mendeleev ، فإن قيمته للكهرباء النسبية ستكون قصوى وتساوي عددًا 4.

استنتاج:تزداد القدرة الكهربية النسبية مع تناقص نصف القطر الذري.

في الفترات التي تزداد فيها شحنة النواة الذرية ، تزداد الكهربية.

في المجموعات الفرعية الرئيسية ، مع زيادة شحنة النواة الذرية ، تقل القدرة الكهربية النسبية لعنصر كيميائي. الفلور هو العنصر الكيميائي الأكثر كهرسلبية ، لأنه يقع في الزاوية اليمنى العليا من الجدول الدوري لـ D. I. Mendeleev.

ملخص الدرس

في هذا الدرس ، تعرفت على أنماط التغيير في الكهربية للعناصر في مجموعة وفترة. على ذلك ، قمت بفحص ما تعتمد عليه الكهربية للعناصر الكيميائية. في مثال عناصر الفترة الثانية ، تمت دراسة انتظام التغيير في الكهربية للعنصر.

1. Rudzitis G. E. غير عضوي و الكيمياء العضوية... الصف الثامن: كتاب مدرسي للمؤسسات التعليمية: المستوى الأساسي / G. E. Rudzitis، F.G. Feldman. م: التعليم. 176s 2011: إلينوي.

2. Popel P. P. الكيمياء: الصف الثامن: كتاب مدرسي لمؤسسات التعليم العام / P. P. Popel، L. S. Krivlya. - К.: IC "Academy"، 2008. - 240 ص: مريض.

3. Gabrielyan OS كيمياء. الصف 9. كتاب مدرسي. الناشر: Bustard: 2001. 224 ثانية.

1. كيمبورت. ru.

1. رقم 1 ، 2 ، 5 (ص 145) Rudzitis G. Ye ، الكيمياء العضوية وغير العضوية. الصف الثامن: كتاب مدرسي للمؤسسات التعليمية: المستوى الأساسي / G. E. Rudzitis، F.G. Feldman. م: التعليم. 176s 2011: إلينوي.

2. أعط أمثلة عن المواد ذات التساهمية اتصال غير قطبي والأيونية. ما هي أهمية الكهربية في تكوين مثل هذه المركبات؟

3. رتب ترتيبًا تصاعديًا للسلبية الكهربية عناصر المجموعة الثانية من المجموعة الفرعية الرئيسية.

الصفحة 3

في المجموعات الفرعية الرئيسية للمجموعات من الأول إلى الثاني النظام الدوري تقع s - العناصر المتعلقة بالمعادن النموذجية في حالة حرة.

تحتوي ذرات عناصر المجموعة الفرعية الرئيسية للمجموعة الخامسة من النظام الدوري على 5 إلكترونات في غلاف الإلكترون الخارجي. ومع ذلك ، إذا كان افتراض أعلى تكافؤ إيجابي ، يساوي 5 ، مبررًا تمامًا لنظائر النيتروجين - الفوسفور والزرنيخ - الأنتيمون والبزموت ، فيمكن قبول النيتروجين نفسه بشروط فقط.

زادت ذرات عناصر المجموعة الفرعية الرئيسية للمجموعة الثامنة من النظام الدوري من القوة الكيميائية لأن غلافها الإلكتروني الخارجي ، الذي يحتوي على 2 أو 8 إلكترونات ، يتميز بالثبات العالي.

من بين عناصر المجموعة الفرعية الرئيسية الرابعة من الجدول الدوري ، الكربون والسيليكون ليسا معادن ، والجرمانيوم والقصدير والرصاص معادن نموذجية.

تحتوي ذرات جميع عناصر المجموعة الفرعية الرئيسية للمجموعة السابعة من النظام الدوري ، والتي تسمى الهالوجينات ، على سبعة إلكترونات في الطبقة الخارجية. وفقًا لهيكل غلاف الإلكترون الخارجي ، تميل جميع الهالوجينات إلى إرفاق إلكترون آخر ، مما يوفر تكوينًا مستقرًا للغلاف الخارجي لثمانية إلكترونات ، ما يسمى الثماني الإلكترونية. لذلك ، تتميز جميع الهالوجينات بتكافؤ سلبي يساوي واحدًا. يجب أن نتذكر أن مفاهيم التكافؤ السلبي والإيجابي متأصلة في نظرية الروابط الأيونية ، في حين أن معظم المركبات الموجودة بالفعل عبارة عن مركبات ذات رابطة تساهمية. لذلك ، بدون خطأ كبير ، يمكن اعتبار تكافؤ الهالوجينات مساوياً لـ - 1 في مركبات مثل NaCl أو CaF2 ، ومع ذلك ، في المركبات BF3 أو CC14 ، لا يمكن قول التكافؤ السلبي للهالوجينات - 1 إلا بشروط. في الواقع ، أزواج الإلكترون من التساهمية وصلات BF و С - С1 باتجاه ذرات الهالوجين ، لكن لا يتم فصلهما تمامًا عن ذرات البورون والكربون ، وبالتالي فإن قيمة الشحنة السالبة على كل ذرة هالوجين أقل من شحنة إلكترون واحد وهي جزء صغير منها فقط. ومع ذلك ، هنا وفي ما يلي سوف نستخدم مفاهيم التكافؤ السلبي والإيجابي ، مع الاعتراف بتقاليدهما الأكبر أو الأصغر للمركبات المختلفة.

يتم سرد المعادن الرئيسية لعناصر المجموعة الفرعية الرئيسية للمجموعة الثانية من النظام الدوري في الجدول. 1.3 البريل - البريليوم ألومينوسيليكات ZBeO-A12Oz-65Yu2 (أو ما هو نفسه Be3 [Al2Si6Oi8]) له لون يعتمد على شوائب صغيرة. تُعرف العينات أحادية البلورية من البريل المحتوي على الكروم بالأحجار الكريمة - الزمرد ؛ الزبرجد هو تعديل من البريل يحتوي على خليط من الحديد (III) ، الزبرجد. الكمية الرئيسية من المعدن ، البريل ، الذي تتم معالجته بواسطة الصناعة ، ليست ملونة ، والعينات أحادية البلورية من البريل عديم اللون ليست من الندرة المعدنية. بالإضافة إلى سيليكات الألومنيوم ، هناك معادن أساسها Fe سيليكات أو ألومينات. توجد كمية كبيرة من المغنيسيوم على شكل كبريتات وبيكربونات في المياه الطبيعية.

توضح دراسة خصائص عناصر المجموعة الفرعية الرئيسية للمجموعة الخامسة من الجدول الدوري لـ D.I.Mendeleev ومركباتها أن بعضها يحمل خصائص غير معدنية ، والبعض الآخر - معدني. النيتروجين هو مادة غير فلزية نموذجية ، فهو يشكل مادة بسيطة تتكون من جزيئات N2 وهو غاز.

تقريبًا جميع عناصر المجموعات الفرعية الرئيسية من الرابع إلى السابع من مجموعات النظام الدوري هي غير فلزية ، بينما العناصر مجموعات فرعية جانبية - المعادن. لذلك ، على الجانب الأيمن من الجدول الدوري ، تظهر الاختلافات في خصائص عناصر المجموعات الفرعية الرئيسية والثانوية بشكل خاص. ومع ذلك ، في الحالات التي تكون فيها عناصر المجموعات الفرعية الرئيسية والثانوية في أعلى حالة أكسدة ، تظهر مركباتها المماثلة تشابهًا كبيرًا. وبالمثل ، فإن أكاسيد المنغنيز والكلور ، المقابلة لأعلى حالة أكسدة لهذه العناصر ، Mn2O7 و CbOr ، لها خصائص مماثلة وهي أنهيدريدات من الأحماض القوية المقابلة الصيغة العامة NEO.

تقريبًا جميع عناصر المجموعات الفرعية الرئيسية من الرابع إلى السابع من مجموعات النظام الدوري هي غير فلزية ، بينما عناصر المجموعات الفرعية الثانوية هي معادن. لذلك ، على الجانب الأيمن من الجدول الدوري ، تظهر الاختلافات في خصائص عناصر المجموعات الفرعية الرئيسية والثانوية بشكل خاص. ومع ذلك ، في الحالات التي تكون فيها عناصر المجموعات الفرعية الرئيسية والثانوية في أعلى حالة أكسدة ، تظهر مركباتها المماثلة تشابهًا كبيرًا.

تقريبًا جميع عناصر المجموعات الفرعية الرئيسية من الرابع إلى السابع من مجموعات النظام الدوري هي غير فلزية ، بينما عناصر المجموعات الفرعية الثانوية هي معادن.

التفاعلات الضوئية لعناصر المجموعة الفرعية الرئيسية للمجموعة الخامسة من الجدول الدوري للعناصر ، ومناسبة للقياس الطيفي التفاضلي.

ينتمي البورون إلى المجموعة الفرعية الرئيسية الثالثة من مجموعة النظام الدوري للعناصر وله التكوين الإلكتروني Is22s22p ؛ تحتها الألومنيوم. في الفترة الثانية ، عند الانتقال من البورون إلى الكربون ، ينخفض \u200b\u200bنصف القطر الذري ، وفي المجموعة الرابعة ، عند الانتقال من الكربون إلى السيليكون ، يزداد. لذلك ، فإن أنصاف أقطار ذرات البورون والسيليكون متقاربة. يختلف البورون اختلافًا كبيرًا عن الألومنيوم ويظهر تشابهًا أكبر مع السيليكون. يشكل البورون ثلاثة روابط تساهمية مع ذرات العناصر الأخرى. اعتمادًا على طبيعة هذا الأخير ، يمكن أن تشكل ذرة البورون رابطة متقبل مانحة أخرى ، مما يوفر مداري p لـ زوج إلكتروني ذرة أخرى.

يتم تضمين البورون في المجموعة الفرعية الرئيسية للمجموعة الثالثة من النظام الدوري للعناصر وله تكوين إلكتروني ls22s22 / 7 ؛ تحتها الألومنيوم. في الفترة الثانية ، عند الانتقال من البورون إلى الكربون ، ينخفض \u200b\u200bنصف القطر الذري ، وفي المجموعة الرابعة ، عند الانتقال من الكربون إلى السيليكون ، يزدادون. لذلك ، فإن أنصاف أقطار ذرات البورون والسيليكون متقاربة. يختلف البورون اختلافًا كبيرًا عن الألومنيوم ويظهر تشابهًا كبيرًا مع السيليكون. يشكل البورون ثلاث روابط تساهمية مع ذرات عناصر أخرى. اعتمادًا على طبيعة الأخير ، يمكن لذرة البورون أن تشكل رابطة متقبلًا مانحًا آخر ، مما يوفر مدارًا p للزوج الإلكتروني لذرة أخرى. وهكذا ، يُظهر البورون في المركبات تكافؤًا قدره ثلاثة ، أو تساهمية تساوي أربعة.