Зависимость некоторых свойств элементов и их соединений от Z

Зависимость некоторых свойств элементов и их соединений от Z

 

Свойства	Изменение свойств элементов с ростом Z
	В периодах (слева направо)	В главных  подгруппах (сверху вниз)
Первая энергия ионизации I1*	Увеличивается	Уменьшается
Сродство к электрону F *
Относительная ЭО
Орбитальный радиус r	Уменьшается	Увеличивается
Окислительные	Усиливаются	Ослабевают
Неметаллические
Кислотный характер соединений
Восстановительные	Ослабевают	Усиливаются
Металлические
Основной характер соединений
Плотность простых веществ	Увеличивается	Возрастает по схеме I IV ® VIII
Температуры кипения металлов	–	Уменьшается
Способность к комплексообразованию (для d-элементов)	Усиливается	Усиливается в побочных подгруппах
Растворимость гидроксидов	От типичных металлов к амфотерным элементам убывает

 

* Изменение свойства в периодах не монотонное, имеются локальные максимумы.

2. Сродство к электрону F (Дж/моль или эВ)– это энергия, которая выделяется при присоединении 1 моль электронов к

1 моль атомов. Данное свойство атома характеризует его окислительную способность: чем больше значение F, тем сильнее выражены окислительные свойства атома. В группах с увеличением порядкового номера элемента энергия сродства к электрону уменьшается, а в периодах – возрастает, но не монотонно. Локальные максимумы значений F смещены на один элемент влево по сравнению с энергией ионизации атома. Наибольшими значениями F обладают элементы VII (А) группы, а у большинства металлов и у благородных газов сродство к электрону невелико или отрицательно.

3. Электроотрицательность (ЭО) характеризует способность атомов притягивать к себе электроны. Эта величина имеет условный характер, так как способность атома притягивать электроны зависит от типа соединения и валентного состояния элемента.

По относительной шкале электроотрицательностей Л. Полинга абсолютная ЭО атома лития принята равной 1, а ЭО остальных атомов отнесены к значению абсолютной ЭО(Li). По этой шкале максимальным значением ЭО, равным четырем, обладает атом фтора. Значения относительной ЭО некоторых элементов приведены в табл. 4. Общая тенденция изменения относительной ЭО атомов в периодах и группах ПС приведена в табл. 3.

Так как движение электрона имеет волновой характер, то невозможно оценить абсолютные размеры атомов. Поэтому на практике пользуются их условными размерами: орбитальным радиусом и эффективным радиусом.

Орбитальный радиус r – это теоретически рассчитанное расстояние от ядра до главного максимума электронной плотности внешней АО. Эффективные радиусы r_эф атомов оценивают по экспериментальным данным как ½ расстояния между центрами смежных атомов в кристалле. Эффективные радиусы r_эф затруднительно сравнивать между собой, так как на их значения оказывают влияние различные факторы (структура вещества, характер связи, СО элемента и т. д. ). Периодичность изменения орбитальных радиусов атомов приведена в табл. 3.

При образовании катиона радиус r частицы уменьшается по сравнению с размером атома, причем чем больше заряд катиона, тем меньше радиус. В случае образования аниона орбитальный радиус частицы возрастает тем больше, чем выше отрицательный заряд иона.

Таблица 4

 

Относительная электроотрицательность некоторых элементов

 

Элемент	ЭО	Элемент	ЭО	Элемент	ЭО
Н	2, 10	V	1, 45	Tc	1, 36
Li	0, 97	Cr	1, 56	Ru	1, 42
Be	1, 47	Mn	1, 60	Rh	1, 45
B	2, 01	Fe	1, 64	Pd	1, 35
C	2, 50	Co	1, 70	Ag	1, 42
N	3, 07	Ni	1, 75	Cd	1, 46
O	3, 50	Cu	1, 75	In	1, 49
F	4, 00	Zn	1, 66	Sn	1, 72
Na	1, 01	Ga	1, 82	Sb	1, 82
Mg	1, 23	Ge	2, 02	Te	2, 01
Al	1, 47	As	2, 20	I	2, 21
Si	1, 74	Se	2, 48	Cs	0, 86
P	2, 10	Br	2, 74	Ba	0, 97
S	2, 60	Rb	0, 89	Hf	1, 33
Cl	2, 83	Sr	0, 99	Ta	1, 33
K	0, 91	Y	1, 11	W	1, 40
Ca	1, 04	Zr	1, 23	Pb	1, 55
Sc	1, 20	Nb	1, 23	Bi	1, 67
Ti	1, 32	Mo	1, 30	Po	1, 76

Закономерная периодическая повторяемость электронных структур валентных подуровней элементов и, как следствие, повторяемость их свойств отражаются в Периодическом законе, современная формулировка которого гласит: свойства химичес­ких элементов, а также формы и свойства образуемых ими соединений находятся в периодической зависимости от величины заряда ядер их атомов. Графическим отражением Периодического закона является ПС элементов Д. И. Менделеева, в которой элементы расположены в порядке возрастания Z их атомов и подразделяются на естественные совокупности – периоды и группы.

Период – это горизонтальный ряд элементов, в атомах которых происходит заполнение одинакового числа электронных слоев. Номер периода совпадает со значением n внешнего энергетического уровня и показывает число электронных слоев атома. Зависимость свойств химических элементов и их соединений в периоде с увеличением Z атомов приведена в табл. 3.

Первые три периода содержат только s- и p-элементы и называются малыми. Четвертый и последующие периоды кроме s- и p-элементов содержат также d- и f-элементы и называются большими. У атомов s- и p-элементов свойства соседних атомов изменяются отчетливо, а для d- и в особенности для f-элементов одного и того же периода различия в свойствах проявляются менее четко, так как у них происходит заполнение электронами внутренних энергетических уровней, тогда как конфигурация внешнего слоя практически не изменятся.

Элементы ПС подразделяют на восемь групп. Положение элемента в группе определяется общим числом его валентных электронов. Каждая группа состоит из главной (А)и побочной (В) подгрупп. В главных подгруппах находятся только s- и p-элементы, побочные подгруппы содержат d-элементы, а все f-элементы формально отнесены к III (В) подгруппе. В коротком (восьмиклеточном) варианте ПС 4 f-элементы 6-го периода и 5f-элементы 7-го периода вынесены за рамки таблицы как семейства лантаноидов и актиноидов соответственно.

Элементы-аналоги, то есть элементы, расположенные в одной подгруппе, имеют одинаковое строение валентных подуровней при разных значениях числа n и поэтому проявляют сходные химические свойства.

⇐ Предыдущая12345678910Следующая ⇒

Поделиться:

Воспользуйтесь поиском по сайту: