У головних підгрупах періодичної системи відновна. Велика енциклопедія нафти і газу

Поняття про радіус атома і електронегативності елементів, їх залежність від розміщення елементів у періодичній системі

Розглянемо взаємозв'язок між становищем елементів в періодичній системі і такими властивостями хімічних елементів, як атомний радіус і електронегативності.

атомний радіус є величиною, яка показує розмір електронної оболонки атома. Це дуже важлива величина, від якої залежать властивості атомів хімічних елементів. У головних підгрупах зі збільшенням заряду ядра атома відбувається збільшення числа електронних рівнів, тому атомний радіус зі збільшенням порядкового номера в головних підгрупах збільшується. У періодах відбувається збільшення заряду ядра атома хімічного елемента, що призводить до посилення тяжіння зовнішніх електронів до ядра. Крім того, зі збільшенням заряду ядра збільшується число електронів на зовнішньому рівні, проте число електронних рівнів не збільшується. Зазначені закономірності призводять до стиснення електронної оболонки навколо ядра. Тому атомний радіус зі збільшенням порядкового номера в періодах зменшується.

Наприклад, розташуємо хімічні елементи O, C, Li, F, N в порядку зменшення атомних радіусів. Наведені хімічні елементи знаходяться в другому періоді. У періоді атомні радіуси зі збільшенням порядкового номера зменшуються. Отже, зазначені хімічні елементи треба записати в порядку зростання їх порядкових номерів: Li, C, N, O, F.

Властивості елементів і утворених ними речовин залежать від числа валентних електронів, дорівнює номеру групи в періодичній таблиці.

Завершено енергетичні рівні, а також зовнішні рівні, містить вісім електронів, мають підвищену стійкість. Саме цим пояснюється хімічна інертність гелію, неону і аргону: вони взагалі не вступають в хімічні реакції. Атоми всіх інших хімічних елементів прагнуть віддати або приєднати електрони, щоб їх електронна оболонка виявилася стійкою, при цьому вони перетворюються в заряджені частинки.

електронегативності - це здатність атома в з'єднанні притягувати до себе валентні електрони, тобто електрони, за допомогою яких утворюються хімічні зв'язки між атомами. Ця властивість обумовлена \u200b\u200bтим, що атоми прагнуть завершити зовнішній електронний шар і отримати енергетично вигідну конфігурацію інертного газу - 8 електронів. Електронегативності залежить від здатності атомного ядра притягувати електрони зовнішнього енергетичного рівня. Чим сильніше це тяжіння, тим електронегативності більше. Сила тяжіння електронів зовнішнього енергетичного рівня тим більше, чим менше атомний радіус. Отже, зміна електронегативності в періодах і головних підгрупах буде протилежна зміні атомних радіусів. Тому, в головних підгрупах електронегативності зі збільшенням порядкового номера зменшується. У періодах зі збільшенням порядкового номера електронегативності збільшується.

Наприклад, розташуємо хімічні елементи Br, F, I, Cl в порядку збільшення електронегативності. Наведені хімічні елементи знаходяться в головній підгрупі сьомої групи. У головних підгрупах зі збільшенням електронегативності порядкового номера зменшується. Отже, зазначені хімічні елементи треба записати в порядку зменшення їх порядкових номерів: I, Br, Cl, F.

Квитки по хімії 9 клас з відповідями

Квиток № 1

Періодичний закон і періодична система хімічних елементів Д. І. Менделєєва. Закономірності зміни властивостей елементів малих періодів і головних підгруп в залежності від їх порядкового (атомного) номера.

Періодична система стала одним з найважливіших джерел інформації про хімічні елементи, утворених ними простих речовинах і з'єднаннях.

Дмитро Іванович Менделєєв створив Періодичну систему в процесі роботи над своїм підручником «Основи хімії», домагаючись максимальної логічності у викладі матеріалу. Закономірність зміни властивостей елементів, що утворюють систему, отримала назву періодичного закону.

Згідно періодичному закону, сформульованому Менделєєвим в 1869 році, властивості хімічних елементів знаходяться в періодичній залежності від їх атомних мас. Тобто зі збільшенням відносної атомної маси, Властивості елементів періодично повторюються. *

Порівняйте: періодичність зміни пір року з плином часу.

Ця закономірність іноді порушується, наприклад, аргон (інертний газ) перевищує за масою наступний за ним калій (лужний метал). Це протиріччя було пояснено в 1914 році при вивченні будови атома. Порядковий номер елемента в Періодичній системі - це не просто черговість, він має фізичний сенс - дорівнює заряду ядра атома. Тому

сучасне формулювання періодичного закону звучить так:

Властивості хімічних елементів, а також утворених ними речовин перебувають у періодичній залежності від заряду ядра атома.

Період - це послідовність елементів, розташованих в порядку зростання заряду ядра атома, що починається лужним металом і закінчується інертним газом.

У періоді, зі збільшенням заряду ядра, зростає електронегативність елемента, слабшають металеві (відновлювальні) властивості і ростуть неметалеві (окислювальні) властивості простих речовин. Так, другий період починається лужним металом літієм, за ним слід берилій, що виявляє амфотерні властивості, бор - неметалл, і т.д. В кінці фтор - галоген і неон - інертний газ.

(Третій період знову починається лужним металом - це і є періодичність)

1-3 періоди є малими (містять один ряд: 2 або 8 елементів), 4-7 - великі періоди, складаються з 18 і більше елементів.

Складаючи періодичну систему, Менделєєв об'єднав відомі на той момент елементи, що володіють схожістю, в вертикальні стовпці. Групи - це вертикальні стовпці елементів, що мають, як правило, валентність у вищому оксиді дорівнює номеру групи. Групу ділять на дві підгрупи:

Головні підгрупи містять елементи малих і великих періодів, утворюють сімейства з подібними властивостями (лужні метали - I А, галогени - VII A, інертні гази - VIII A).

(хімічні знаки елементів головних підгруп в періодичній системі розташовуються під літерою «А» або, в дуже старих таблицях, де немає букв А і Б - під елементом другого періоду)

Побічні підгрупи містять елементи тільки великих періодів, їх називають перехідні метали.

(Під літерою «Б» або «B»)

У головних підгрупах зі збільшенням заряду ядра ( атомного номера) Ростуть металеві (відновлювальні) властивості.

* Точніше, речовин, утворених елементами, але це часто опускають, кажучи «властивості елементів»

На цьому уроці ви дізнаєтеся про закономірності зміни електронегативності елементів в групі і періоді. На ньому ви розглянете, від чого залежить електронний торгівельний хімічних елементів. На прикладі елементів другого періоду вивчіть закономірності зміни електронегативності елемента.

Тема: Хімічна зв'язок. Електролітична дисоціація

Урок: Закономірності змін електронегативності хімічних елементів в групі і періоді

1. Закономірності змін значень електронегативності в періоді

Закономірності змін значень відносної електронегативності в періоді

Розглянемо на прикладі елементів другого періоду, закономірності змін значень їх відносної електронегативності. Рис.1.

Рис. 1. Закономірності змін значень електронегативності елементів 2 періоду

Відносна електронегативність хімічного елемента залежить від заряду ядра і від радіусу атома. У другому періоді знаходяться елементи: Li, Be, B, C, N, O, F, Ne. Від літію до фтору збільшується заряд ядра і кількість зовнішніх електронів. Число електронних шарів залишається незмінним. Значить, сила тяжіння зовнішніх електронів до ядра буде зростати, і атом буде як би стискуватися. Радіус атома від літію до фтору буде зменшуватися. Чим менше радіус атома, тим сильніше зовнішні електрони притягуються до ядра, а значить більше значення відносної електронегативності.

У періоді зі збільшенням заряду ядра радіус атома зменшується, а значення відносної електронегативності збільшується.

Рис. 2. Закономірності змін значень електронегативності елементів VII-A групи.

2. Закономірності змін значень електронегативності в групі

Закономірності змін значень відносної електронегативності в головних підгрупах

Розглянемо закономірності змін значень відносної електронегативності в головних підгрупах на прикладі елементів VII-A групи. Рис.2. У сьомій групі головній підгрупі розташовані галогени: F, Cl, Br, I, At. На зовнішньому електронному шарі у цих елементів однакове число електронів - 7. Із зростанням заряду ядра атома при переході від періоду до періоду, збільшується число електронних шарів, а значить, збільшується атомний радіус. Чим менше радіус атома, тим більше значення електронегативності.

У головній підгрупі зі збільшенням заряду ядра атома радіус атома збільшується, а значення відносної електронегативності зменшується.

Так як хімічний елемент фтор розташований в правому верхньому куті періодичної системи Д. І.Менделеева його значення відносної електронегативності буде максимальним і чисельно рівним 4.

висновок:Відносна електронегативність збільшується зі зменшенням радіусу атома.

У періодах зі збільшенням заряду ядра атома електронегативність збільшується.

У головних підгрупах зі збільшенням заряду ядра атома відносна електронегативність хімічного елемента зменшується. Найбільш електронегативний хімічний елемент - це фтор, так як він розташований в правому верхньому куті періодичної системи Д. І.Менделеева.

Підбиття підсумку уроку

На цьому уроці ви дізналися про закономірності зміни електронегативності елементів в групі і періоді. На ньому ви розглянули, від чого залежить електронний торгівельний хімічних елементів. На прикладі елементів другого періоду вивчили закономірності зміни електронегативності елемента.

1. Рудзитис Г. Е. Неорганическая і органічна хімія. 8 клас: підручник для загальноосвітніх установ: базовий рівень / Г. Е. Рудзитис, Ф. Г. Фельдман. М .: Просвещение. 2011 г.176с.: Ил.

2. Попель П. П.Хімія: 8 кл .: Підручник для загальноосвітніх навчальних закладів / П. П. Попель, Л. С.Крівля. - К .: ВЦ «Академія», 2008.-240 с .: іл.

3. Габрієлян О. С. Хімія. 9 клас. Підручник. Видавництво: Дрофа.: 2001. 224с.

1. Chemport. ru.

1. №№ 1,2,5 (с.145) Рудзитис Г. Е. Неорганическая і органічна хімія. 8 клас: підручник для загальноосвітніх установ: базовий рівень / Г. Е. Рудзитис, Ф. Г. Фельдман. М .: Просвещение. 2011 г.176с.: Ил.

2. Наведіть приклади речовин з ковалентним неполярной зв'язком і іонної. Яке значення має електронний торгівельний в освіті таких з'єднань?

3. Розташуйте в ряд по зростанню електронегативності елементи другої групи головної підгрупи.

сторінка 3

У головних підгрупах I-II груп періодичної системи розташовані s - елементи, що відносяться в вільному стані до типових металів.

Атоми елементів головної підгрупи V групи періодичної системи мають у зовнішніх електронних оболонках 5 електронів. Однак якщо припущення про вищу позитивної валентності, що дорівнює 5, в повній мірі обгрунтовано для аналогів азоту - фосфору, миш'яку - сурми і вісмуту, то для самого азоту воно може бути прийнято лише умовно.

Атоми елементів головної підгрупи VIII групи періодичної системи мають підвищену хімічної міцністю тому, що їх зовнішні електронні оболонки, що мають 2 або 8 електронів, характеризуються великою стійкістю.

З елементів головної підгрупи IV групи періодичної системи вуглець і кремній не є металами, а германій, олово і свинець - типові метали.

Атоми всіх елементів головної підгрупи VII групи періодичної системи, званих галогенами, мають в зовнішньому шарі сім електронів. Відповідно будовою зовнішньої електронної оболонки все галогени прагнуть приєднати ще один електрон, що забезпечує стійку конфігурацію зовнішньої оболонки з восьми електронів, так званий електронний октет. Тому для всіх галогенів найбільш характерна негативна валентність, що дорівнює одиниці. Слід пам'ятати, що поняття негативної і позитивної валентності притаманні теорії іонної зв'язку, в той час як більшість реально існуючих з'єднань є сполуками з ковалентним зв'язком. Тому без великої помилки можна вважати валентність галогенів рівній - 1 в таких з'єднаннях, як NaCl або CaF2, проте в з'єднаннях BF3 або СС14 про негативну валентності галогенів - 1 можна говорити лише умовно. Справді, електронні пари ковалентних зв'язків В-F і С - С1 зміщені в бік атомів галогену, але не відірвані повністю від атомів бору і вуглецю, тому величина негативного заряду на кожному атомі галогену менше заряду одного електрона і становить лише якусь частку від нього. Проте і тут, і в подальшому ми будемо користуватися поняттями негативною і позитивною валентності, усвідомлюючи їх велику або Меншу умовність для різних з'єднань.

Основні мінерали елементів головної підгрупи II групи періодичної системи перераховані в табл. 1.3. Берил - алюмосилікат берилію ЗВеО-А12Оз-65Ю2 (або, що те ж, Be3 [Al2Si6Oi8]) має забарвлення, що залежить від малих домішок. Монокрісталльние зразки берилу, що містять хром, відомі як дорогоцінні камені - смарагди; аквамарин - це модифікація берилу, що містить домішка Fe (III), кольору морської хвилі. Основна кількість мінералу - берилу, що переробляється промисловістю, що не забарвлене, і монокристалічні зразки безбарвного берилу не є мінералогічної рідкістю. Крім алюмосиликатов зустрічаються мінерали на основі силікату або алюмінату Бе. Велика кількість магнію в формі сульфату і бікарбонату присутній в природних водах.

Вивчення властивостей елементів головної підгрупи V групи Періодичної системи Д. І. Менделєєва і їх з'єднань показує, що одні з них виявляють неметалічні властивості, інші - металеві. Азот - типовий неметалл, він утворює проста речовина, що складається з молекул N2 і є газом.

Майже всі елементи головних підгруп IV-VII груп періодичної системи являють собою неметали, в той час як елементи побічних підгруп - метали. Тому в правій частині періодичної системи відмінності у властивостях елементів головних і побічних підгруп проявляються особливо різко. Однак в тих випадках, коли елементи головної та побічної підгрупи знаходяться у вищій ступеня окислення, їх аналогічні сполуки виявляють значну подібність. Точно так же оксиди марганцю і хлору, відповідні вищої ступеня окислення цих елементів, - Мп2О7 і СЬОг - володіють подібними властивостями і являють собою ангідриди сильних кислот, що відповідають загальній формулі НЕО.

Майже всі елементи головних підгруп IV-VII груп періодичної системи являють собою неметали, в той час як елементи побічних підгруп - метали.

Фотометричні реакції елементів головної підгрупи V групи Періодичної системи елементів, придатні для диференціальної спектрофотометрії.

Бор входить до чільної підгрупу III групи періодичної системи елементів і має електронну конфігурацію Is22s22p; під ним розташований алюміній. У II періоді при переході від бору до вуглецю радіуси атомів зменшуються, а в IV групі при переході від вуглецю до кремнію - збільшуються. Тому радіуси атомів бору і кремнію близькі. Бор істотно відрізняється від алюмінію і виявляє більшу схожість з кремнієм. Бор утворює три ковалентні зв'язки з атомами інших елементів. Залежно від природи останніх атом бору може утворити ще одну донорксн акцепторну зв'язок, надаючи р-орбіталь для електронної пари іншого атома.

Бор входить до чільної підгрупу III групи періодичної системи елементів і має електронну конфігурацію ls22s22 / 7; під ним розташований алюміній. У другому періоді при переході від бору до вуглецю радіуси атомів зменшуються, а в IV групі при переході від вуглецю до кремнію - збільшуються. Тому радіуси атомів бору і кремнію близькі. Бор істотно відрізняється від алюмінію і виявляє велику схожість з кремнієм. Бор утворює три ковалентні зв'язки з атомами інших елементів. Залежно від природи останніх атом бору може утворити ще одну до-норноакцепторную зв'язок, надаючи р-орбіталь для електронної пари іншого атома. Таким чином, бор в з'єднаннях проявляє валентність, рівну трьом, або ковалентность, рівну чотирьом.