Pojem polomer atómu a elektronegativita prvkov, ich závislosť od usporiadania prvkov v periodickej tabuľke

Zvážte vzťah medzi polohou prvkov v periodickej tabuľke a takýmito vlastnosťami chemické prvky, as atómový polomer a elektronegativita.

Atómový polomer je veličina, ktorá označuje veľkosť elektrónového obalu atómu. Toto je veľmi dôležitá veličina, od ktorej závisia vlastnosti atómov chemických prvkov. V hlavných podskupinách so zvýšením náboja atómového jadra dochádza k zvýšeniu počtu elektronických hladín, preto sa atómový polomer zvyšuje so zvyšovaním poradového počtu v hlavných podskupinách. V obdobiach sa náboj jadra atómu chemického prvku zvyšuje, čo vedie k zvýšeniu príťažlivosti vonkajších elektrónov k jadru. S nárastom jadrového náboja sa navyše zvyšuje počet elektrónov na vonkajšej úrovni, ale počet elektronických úrovní sa nezvyšuje. Tieto zákonitosti vedú k stlačeniu elektrónového obalu okolo jadra. Preto sa atómový polomer zmenšuje so zvyšujúcim sa sériovým číslom v periódach.

Napríklad usporiadajme chemické prvky O, C, Li, F, N v poradí podľa zmenšenia atómových polomerov. Uvedené chemické prvky sú v druhom období. V danom období sa atómové polomery zmenšujú so zvyšujúcim sa sériovým číslom. Preto musia byť tieto chemické prvky zapísané vo vzostupnom poradí podľa ich sériových čísel: Li, C, N, O, F.

Vlastnosti prvkov a látok nimi formovaných závisia od počtu valenčných elektrónov, ktorý sa rovná počtu skupín v periodickej tabuľke.

Dokončená energetická úroveň, rovnako ako vonkajšia úroveň, obsahuje osem elektrónov, majú zvýšenú stabilitu. To vysvetľuje chemickú inertnosť hélia, neónu a argónu: vôbec nevstupujú do chemických reakcií. Atómy všetkých ostatných chemických prvkov majú tendenciu dávať alebo pripájať elektróny tak, aby bol ich elektrónový obal stabilný, zatiaľ čo sa menia na nabité častice.

Elektronegativita - To je schopnosť atómu v zlúčenine prilákať k sebe valenčné elektróny, t.j. elektróny, prostredníctvom ktorých sa vytvárajú chemické väzby medzi atómami. Táto vlastnosť je spôsobená skutočnosťou, že atómy majú tendenciu dokončovať vonkajšiu elektrónovú vrstvu a získavať energeticky priaznivú konfiguráciu inertného plynu - 8 elektrónov. Elektronegativita závisí od schopnosti atómového jadra priťahovať elektróny na úroveň vonkajšej energie. Čím silnejšia je táto príťažlivosť, tým viac elektronegativity. Sila príťažlivosti elektrónov úrovne vonkajšej energie je tým väčšia, čím menší je atómový polomer. V dôsledku toho bude zmena elektronegativity v periódach a hlavných podskupinách opakom zmeny v atómových polomeroch. Preto v hlavných podskupinách klesá elektronegativita so zvyšujúcim sa sériovým číslom. V obdobiach so zvyšujúcim sa sériovým číslom rastie elektronegativita.

Napríklad usporiadajme chemické prvky Br, F, I, Cl v poradí zvyšovania elektronegativít. Uvedené chemické prvky sú v hlavnej podskupine siedmej skupiny. V hlavných podskupinách so zvyšujúcou sa elektronegativitou radové číslo klesá. Z toho vyplýva, že uvedené chemické prvky musia byť zapísané v zmenšujúcom sa poradí od ich radového počtu: I, Br, Cl, F.

Lístky na hodinu chémie 9 s odpoveďami

Číslo lístka 1

Periodický zákon DI Mendelejeva a periodický systém chemických prvkov. Pravidelnosti zmien vlastností prvkov malých periód a hlavných podskupín v závislosti od ich poradového (atómového) čísla.

Periodická tabuľka sa stala jedným z najdôležitejších zdrojov informácií o chemických prvkoch, ktoré tvoria. jednoduché látkyach a spojenia.

Dmitrij Ivanovič Mendeleev vytvoril Periodickú tabuľku v procese práce na svojej učebnici „Základy chémie“, pričom dosiahol maximálnu konzistenciu pri prezentácii materiálu. Pravidelnosť zmeny vlastností prvkov, ktoré tvoria systém, sa volá Periodického zákona.

Podľa periodického zákona, ktorý sformuloval Mendelejev v roku 1869, sú vlastnosti chemických prvkov periodicky závislé od ich atómových hmotností. Teda s prírastkom príbuzného atómová hmotnosť, vlastnosti prvkov sa pravidelne opakujú. *

Porovnanie: frekvencia, s akou sa ročné obdobia menia.

Táto pravidelnosť sa niekedy porušuje, napríklad argón (inertný plyn) presahuje hmotnosť nasledujúceho draslíka (alkalický kov). Tento rozpor bol vysvetlený v roku 1914 pri štúdiu štruktúry atómu. Poradové číslo prvku v periodickej tabuľke nie je iba sekvencia, má aj fyzikálny význam - rovná sa náboju atómového jadra. preto

moderná formulácia periodického zákona znie takto:

Vlastnosti chemických prvkov, ako aj látok, ktoré z nich vznikajú, sú periodicky závislé od náboja atómového jadra.

Bodka je postupnosť prvkov usporiadaných vzostupne podľa náboja atómového jadra, počnúc alkalickým kovom a končiac inertným plynom.

V období, keď sa zvyšuje náboj jadra, zvyšuje sa elektronegativita prvku, oslabujú sa kovové (redukčné) vlastnosti a zvyšujú sa nekovové (oxidačné) vlastnosti jednoduchých látok. Takže druhé obdobie začína lítiom alkalického kovu, po ktorom nasleduje berýlium, ktoré vykazuje amfotérne vlastnosti, bór je nekovový atď. Na konci je fluór halogén a neón inertný plyn.

(Tretie obdobie znova začína alkalickým kovom - to je periodicita)

1-3 obdobia sú malé (obsahujú jeden riadok: 2 alebo 8 prvkov), 4-7 sú veľké obdobia, pozostávajú z 18 alebo viacerých prvkov.

Skladaním periodického systému Mendelejev spojil v tom čase známe prvky, ktoré majú podobnosť, do vertikálnych stĺpcov. Skupiny sú zvislé stĺpce prvkov, ktoré majú spravidla valenciu vo vyššej oxidácii rovnú počtu skupín. Skupina je rozdelená do dvoch podskupín:

Hlavné podskupiny obsahujú prvky malého a veľkého obdobia, tvoria rodiny s podobnými vlastnosťami (alkalické kovy - I A, halogény - VII A, inertné plyny - VIII A).

(chemické znaky prvky hlavných podskupín v periodickom systéme sú umiestnené pod písmenom „A“ alebo vo veľmi starých tabuľkách, kde nie sú písmená A a B - pod prvkom druhého obdobia)

Bočné podskupiny obsahujú prvky iba veľkých období, nazývajú sa prechodné kovy.

(pod písmenom „B“ alebo „B“)

V hlavných podskupinách s nárastom jadrového náboja ( atómové číslo) kovové (redukčné) vlastnosti rastú.

* presnejšie látky tvorené prvkami, ale toto sa často vynecháva a hovorí sa „vlastnosti prvkov“.

V tejto lekcii sa dozviete o modeloch zmien elektronegativity prvkov v skupine a období. Na ňom zvážite, čo určuje elektronegativitu chemických prvkov. Na príklade prvkov druhej periódy si preštudujte vzorce zmeny elektronegativity prvku.

Téma: Chemická väzba. Elektrolytická disociácia

Lekcia: Pravidelnosti zmien v elektronegativite chemických prvkov v skupine a období

1. Pravidelnosti zmien v hodnotách elektronegativity v danom období

Pravidelnosti zmien v hodnotách relatívnej elektronegativity v danom období

Zvážte príklad prvkov druhého obdobia, vzory zmien v hodnotách ich relatívnej elektronegativity. Obr.

Obrázok: 1. Pravidelnosti zmien v hodnotách elektronegativity prvkov 2. periódy

Relatívna elektronegativita chemického prvku závisí od náboja jadra a od polomeru atómu. V druhom období sú to prvky: Li, Be, B, C, N, O, F, Ne. Od lítia po fluór sa zvyšuje jadrový náboj a počet vonkajších elektrónov. Počet elektronických vrstiev zostáva nezmenený. To znamená, že sila príťažlivosti vonkajších elektrónov k jadru sa zvýši a atóm sa akoby stiahne. Polomer atómu od lítia k fluóru sa zmenší. Čím menší je polomer atómu, tým silnejšie sú vonkajšie elektróny priťahované k jadru, čo znamená, čím väčšia je hodnota relatívnej elektronegativity.

V období so zvýšením jadrového náboja sa polomer atómu zmenšuje a zvyšuje sa hodnota relatívnej elektronegativity.

Obrázok: 2. Pravidelnosti zmien v hodnotách elektronegativity prvkov skupiny VII-A.

2. Pravidelnosti zmien v hodnotách elektronegativity v skupine

Pravidelnosti zmien v hodnotách relatívnej elektronegativity v hlavných podskupinách

Uvažujme o vzorcoch zmien v hodnotách relatívnej elektronegativity v hlavných podskupinách pomocou príkladu prvkov skupiny VII-A. Obr. V siedmej skupine obsahuje hlavná podskupina halogény: F, Cl, Br, I, At. Na vonkajšej elektrónovej vrstve majú tieto prvky rovnaký počet elektrónov - 7. S nárastom náboja atómového jadra počas prechodu z obdobia na obdobie sa zvyšuje počet elektronických vrstiev, čo znamená, že sa zvyšuje atómový polomer. Čím menší je polomer atómu, tým väčšia je hodnota elektronegativity.

V hlavnej podskupine so zvýšením náboja atómového jadra sa zväčšuje polomer atómu a klesá hodnota relatívnej elektronegativity.

Pretože sa chemický prvok fluór nachádza v pravom hornom rohu Periodickej tabuľky D. I. Mendelejeva, jeho hodnota relatívnej elektronegativity bude maximálna a číselne rovná 4.

Záver:Relatívna elektronegativita rastie so zmenšujúcim sa atómovým polomerom.

V obdobiach so zvýšením náboja atómového jadra sa zvyšuje elektronegativita.

V hlavných podskupinách so zvyšovaním náboja atómového jadra klesá relatívna elektronegativita chemického prvku. Najelektronegatívnejším chemickým prvkom je fluór, pretože sa nachádza v pravom hornom rohu Periodickej tabuľky D. I. Mendelejeva.

Zhrnutie lekcie

V tejto lekcii ste sa dozvedeli o modeloch zmien elektronegativity prvkov v skupine a období. Na ňom ste skúmali, od čoho závisí elektronegativita chemických prvkov. Na príklade prvkov druhého obdobia boli študované zákonitosti zmeny elektronegativity prvku.

1. Rudzitis G. E. Anorganic and organická chémia... 8. ročník: učebnica pre vzdelávacie inštitúcie: základný stupeň / G. E. Rudzitis, F. G. Feldman. M.: Vzdelávanie. 176s 2011: Ill.

2. Popel P. P. Chémia: 8. ročník: učebnica pre inštitúcie všeobecného vzdelávania / P. P. Popel, L. S. Krivlya. - К.: IC „Academy“, 2008.-240 s.: Chor.

3. Gabrielyan OS Chemistry. Stupeň 9. Učebnica. Vydavateľ: Bustard .: 2001. 224s.

1. Chemport. ru.

1. Č. 1,2,5 (s. 145) Rudzitis G. Ye. Anorganická a organická chémia. 8. ročník: učebnica pre vzdelávacie inštitúcie: základný stupeň / G. E. Rudzitis, F. G. Feldman. M.: Vzdelávanie. 176s 2011: Ill.

2. Uveďte príklady látok s kovalentnými látkami nepolárne pripojenie a iónové. Aký význam má elektronegativita pri tvorbe týchto zlúčenín?

3. Usporiadajte prvky druhej skupiny hlavnej podskupiny vo vzostupnom poradí podľa elektronegativity.

Strana 3

V hlavných podskupinách skupín I-II periodický systém umiestnené s - prvky súvisiace vo voľnom stave s typickými kovmi.

Atómy prvkov hlavnej podskupiny skupiny V periodickej sústavy majú vo vonkajších elektrónových obaloch 5 elektrónov. Ak je však predpoklad najvyššej pozitívnej valencie rovnej 5 plne opodstatnený pre analógy dusíka - fosfor, arzén - antimón a bizmut, potom pre samotný dusík možno prijať iba podmienečne.

Atómy prvkov hlavnej podskupiny skupiny VIII periodického systému majú zvýšenú chemickú pevnosť, pretože ich vonkajšie elektrónové obaly, ktoré majú 2 alebo 8 elektrónov, sa vyznačujú vysokou stabilitou.

Z prvkov hlavnej podskupiny IV skupiny periodickej tabuľky nie sú uhlík a kremík kovy a germánium, cín a olovo sú typické kovy.

Atómy všetkých prvkov hlavnej podskupiny skupiny VII periodického systému, nazývaných halogény, majú vo vonkajšej vrstve sedem elektrónov. Podľa štruktúry vonkajšieho elektrónového obalu majú všetky halogény sklon viazať jeden ďalší elektrón, čo poskytuje stabilnú konfiguráciu vonkajšieho obalu ôsmich elektrónov, takzvaného elektronického oktetu. Preto sú všetky halogény najviac charakterizované negatívnou valenciou rovnajúcou sa jednej. Malo by sa pamätať na to, že pojmy negatívna a pozitívna valencia sú vlastné teórii iónových väzieb, zatiaľ čo väčšina skutočne existujúcich zlúčenín sú zlúčeniny s kovalentnou väzbou. Preto bez veľkej chyby možno valenciu halogénov považovať za rovnú - 1 v zlúčeninách, ako je NaCl alebo CaF2, avšak v zlúčeninách BF3 alebo CC14 možno negatívnu valenciu halogénov - 1 povedať iba podmienečne. V skutočnosti sú to elektrónové páry kovalentné spojenia B-F a С - С1 sú vytesnené smerom k atómom halogénu, ale nie sú úplne odtrhnuté od atómov bóru a uhlíka, preto je hodnota záporného náboja na každom atóme halogénu menšia ako náboj jedného elektrónu a je iba jeho zlomkom. Napriek tomu tu a v nasledujúcom použijeme koncepty negatívnej a pozitívnej valencie, rozpoznávajúce ich väčšiu alebo menšiu konvenciu pre rôzne zlúčeniny.

Hlavné minerály prvkov hlavnej podskupiny skupiny II periodického systému sú uvedené v tabuľke. 1.3. Beryl - hlinitokremičitan berylnatý ZBeO-A12Oz-65Yu2 (alebo čo je rovnaké, Be3 [Al2Si6Oi8]) má farbu, ktorá závisí od malých nečistôt. Monokryštalické vzorky berýlu s obsahom chrómu sú známe ako drahokamy - smaragdy; akvamarín je modifikácia berylu obsahujúca prímes Fe (III), akvamarínu. Hlavné množstvo minerálu, beryl, ktorý sa spracováva priemyslom, nie je zafarbený a monokryštalické vzorky bezfarebného berylu nie sú mineralogickou vzácnosťou. Okrem hlinitokremičitanov sa nachádzajú aj minerály na báze kremičitanu alebo hlinitanu Fe. V prírodných vodách sa nachádza veľké množstvo horčíka vo forme síranu a hydrogenuhličitanu.

Štúdium vlastností prvkov hlavnej podskupiny skupiny V periodickej tabuľky D. I. Mendelejeva a ich zlúčenín ukazuje, že niektoré z nich vykazujú nekovové vlastnosti, iné - kovové. Dusík je typický nekovový materiál, ktorý tvorí jednoduchú látku pozostávajúcu z molekúl N2 a ktorou je plyn.

Takmer všetky prvky hlavných podskupín IV-VII skupín periodického systému sú nekovy, zatiaľ čo prvky bočné podskupiny - kovy. Preto sú na pravej strane periodickej tabuľky zvlášť výrazné rozdiely vo vlastnostiach prvkov hlavnej a sekundárnej podskupiny. Avšak v prípadoch, keď sú prvky hlavnej a sekundárnej podskupiny v najvyššom oxidačnom stave, vykazujú ich analogické zlúčeniny významnú podobnosť. Podobne oxidy mangánu a chlóru zodpovedajúce najvyššiemu oxidačnému stavu týchto prvkov, Mn2O7 a CbOr, majú podobné vlastnosti a sú anhydridmi silných kyselín zodpovedajúcich všeobecný vzorec NEO.

Takmer všetky prvky hlavných podskupín IV-VII skupín periodickej sústavy sú nekovy, zatiaľ čo prvky sekundárnych podskupín sú kovy. Preto sú na pravej strane periodickej tabuľky zvlášť výrazné rozdiely vo vlastnostiach prvkov hlavnej a sekundárnej podskupiny. Avšak v prípadoch, keď sú prvky hlavnej a sekundárnej podskupiny v najvyššom oxidačnom stave, vykazujú ich analogické zlúčeniny významnú podobnosť.

Takmer všetky prvky hlavných podskupín IV-VII skupín periodickej sústavy sú nekovy, zatiaľ čo prvky sekundárnych podskupín sú kovy.

Fotometrické reakcie prvkov hlavnej podskupiny skupiny V Periodickej tabuľky prvkov, vhodné pre diferenciálnu spektrofotometriu.

Bór patrí do hlavnej podskupiny skupiny III periodickej tabuľky prvkov a má elektronickú konfiguráciu Is22s22p; dole je hliník. V druhej perióde sa pri prechode z bóru na uhlík zmenšujú atómové polomery a v skupine IV pri prechode z uhlíka na kremík zväčšujú. Preto sú polomery atómov bóru a kremíka blízke. Bór sa výrazne líši od hliníka a vykazuje väčšiu podobnosť s kremíkom. Bór tvorí tri kovalentné väzby s atómami iných prvkov. V závislosti na jeho povahe môže atóm bóru vytvárať ďalšiu donorxnovú akceptorovú väzbu, ktorá poskytuje p-orbitál pre elektronický pár iný atóm.

Bór je zahrnutý v hlavnej podskupine skupiny III periodického systému prvkov a má elektronickú konfiguráciu ls22s22 / 7; dole je hliník. V druhej perióde sa pri prechode z bóru na uhlík zmenšujú atómové polomery a v skupine IV pri prechode z uhlíka na kremík pribúdajú. Preto sú polomery atómov bóru a kremíka blízke. Bór sa výrazne líši od hliníka a vykazuje veľkú podobnosť s kremíkom. Bór vytvára tri kovalentné väzby s atómami iných prvkov. V závislosti na ich povahe môže atóm bóru vytvárať ďalšiu väzbu donor-akceptor, čím poskytuje p-orbitál pre elektrónový pár iného atómu. Bór v zlúčeninách teda vykazuje valenciu tri alebo kovalenciu štyri.