• Гідрологія і Гідрометрія
• Господарське право
• Економіка будівництва
• Економіка природокористування
• Економічна теорія
• Земельне право
• Історія України
• Кримінально виконавче право
• Медична радіологія
• Методи аналізу
• Міжнародне приватне право
• Міжнародний маркетинг
• Основи екології
• Предмет Політологія
• Соціальне страхування
• Технічні засоби організації дорожнього руху
• Товарознавство продовольчих товарів

Періодичній залежності від величини зарядів ядер їх атомів.

Щодо періодичної системи хімічних елементів Д. І. Менделєєва, то нині відомо понад 500 варіантів її графічного зображення. Серед них найбільш популярні так звані коротка і напівдовга форми, які доповнюють одна одну і в цілому ідентичні, оскільки в обох формах хімічні елементи за структурою незбуджених атомів поділяються на природні сукупності. Це відображено у вигляді горизонтальних і вертикальних рядів – періодів і груп.

Останнім часом напівдовга форма стала домінуючою, оскільки краще узгоджується з будовою атомів елементів. Напівдовга форма періодичної системи так само має сім періодів, але вони займають лише одну горизонталь, на два ряди не поділяються. Ліворуч розміщуються s-елементи, в атомах яких заповнюються s-орбіталі. Це лужні та лужноземельні елементи, а також Гідроген і Гелій. Праворуч – р-елементи, в атомах яких заповнюються р-орбіталі. В середній частині розміщуються так звані

перехідні елементи, в атомах яких заповнюються d-орбіталі передзовнішнього шару. Родини лантаноїдів та актиноїдів – це f-елементи. У їх атомах заповнюється третій ззовні шар. Ці родини в короткій і напівдовгій формах виносять за межі таблиці.

Напівдовга форма періодичної системи хімічних елементів включає

16 груп – 8А і 8Б. У групах А містяться s- та р-елементи, в їх атомах

електрони зовнішнього енергетичного рівня є валентними. В атомах

елементів груп Б до валентних, окрім зовнішніх електронів, належать

також електрони d-орбіталей, що заповнюються. Отже, причина поді-

бності властивостей хімічних елементів полягає в повторюваності

будови зовнішнього енергетичного рівня.

Число валентних електронів відповідає номеру групи, в якій перебуває елемент, і вищому ступеню окиснення атомів елемента. Наприклад, усі елементи VІІА групи мають по 7 валентних електронів, електронна конфігурація атомів яких ns²np⁵, де n – номер періоду, в якому розміщений елемент, і, отже, номер зовнішнього енергетичного рівня. Кількість валентних електронів 7 відповідає номеру групи і вищому ступеню окиснення елементів +7 (за винятком найелектронегативнішого Флуору, який не виявляє позитивного ступеня окиснення). Отже, місце елемента у періодичній системі прямо пов’язане з електронною конфігурацією його атома. Тобто за місцем елемента у періодичній системі можна скласти електронну конфігурацію атома. Проте справедливим є й зворотне твердження: за електронною конфігурацією можна визначити елемент. Наприклад, елемент з електронною конфігурацією атома 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s² – Цинк (2 + 2 + 6 + 2 + 6 + 10 + 2 = 30).

Якщо зазначено конфігурацію тільки валентних електронів, наприклад,4s²4p³, то можна розмірковувати так: оскільки атом має четвертий енергетичний рівень, то елемент міститься в 4-ому періоді; оскільки валентних електронів 5, то – в п’ятий групі; оскільки в атомі заповнюється p-підрівень, то 3d-орбіталі вже заповнені. Отже, елемент належить до А групи – VA, тобто це Арсен.

Металічні та неметалічні елементи.Ви вже знаєте, що для атома

найбільш енергетично вигідною є повністю заповнена електронна оболонка, – як у атомів інертних газів. Тому атоми інших елементів намагаються завершити свою електронну конфігурацію до оболонки інертного газу ns²np⁶. Для цього атоми або віддають електрони із зовнішнього енергетичного рівня (окиснення), або приєднують електрони (відновлення), яких не вистачає до повного заповнення орбіталей зовнішнього рівня.

Кількість енергії, необхідної для відриву від атома найбільш

слабкозв’язаного з ним електрона, називається енергією йонізації(в

перерахунку на 1 моль). Чим вона менша, тим легше атом віддає елек-

трон, тим більше виражені його відновні властивостію.

Схема зміни енергії йонізації хімічних елементів

Властивості неметалічних елементів характеризують за спорідне-

ністю до електрона, тобто енергетичним ефектом приєднання елек-

трона до атома (у перерахунку на 1 моль). Чим вища спорідненість до

електрона, тим міцніше атом утримує чужий електрон, тим сильніше

виражені його окисні властивості.

Радіус атома.Зрозуміло, що атоми не мають суворо визначених меж

через корпускулярно-хвильовий характер електрона. Тому абсолютне

значення радіуса атома визначити неможливо. Ось чому за радіус ато-

ма умовно приймають відстань від ядра до найбільш віддаленого від

нього електрона.

Спостерігається періодичність у зміні атомних радіусів. Так, у пері-

одах зі збільшенням числа електронів на зовнішньому енергетичному

рівні збільшується їх сумарний негативний заряд. Електрони сильніше

притягаються до позитивно зарядженого ядра, і атом ніби стискається,

тобто його радіус зменшується .

Порівняльні величини атомних радіусів деяких елементів

Зі збільшенням атомного номера елемента радіус його атома в А

групах, як правило, збільшується внаслідок збільшення числа енерге-

тичних рівнів. Проте збільшення заряду ядра при цьому викликає про-

тилежний ефект. Тому збільшення атомних радіусів зі збільшенням

головного квантового числа n (номера періоду) відносно невелике, а в

деяких випадках, наприклад, у р-елементів ІІІА групи, значення радіуса атома Al більше, ніж у Ga.

Електронегативність елемента– це здатність атома елемента в хімічній сполуці притягувати до себе електрони. Чим більше електронегативність атома, тим сильніше він притягує спільну електронну пару (через що вона зміщується в бік більш електронегативного елемента), тим яскравіше виявлені в нього неметалічні властивості.

Уперше шкалу електронегативностей елементів розробив американський учений Л. Полінг (1932). Він виявив загальну тенденцію зміни електронегативностей елементів у періодичній системі: в періодах

їх електронегативність зростає зліва направо, а в групах – знизу вгору.

У періодах у міру зростання зарядів ядер атомів число валентних

електронів збільшується, радіус атомів зменшується, а спорідненість

до електрона зростає. Отже, електронегативність збільшується. У групах А навпаки: радіус атомів збільшується, зв’язок валентних електронів з ядром послаблюється, і приєднання нових електронів ускладнюється, тобто електронегативність зменшується. Найбільшу електронегативність мають галогени, особливо Флуор; найменшу – лужні елементи. Інертні елементи електронегативності не мають.

План характеристики хімічного елемента

1. Хімічний знак і назва елемента. Хлор Cl

2. Місце хімічного елемента у періодич-

ній системі (атомний номер, відносна

атомна маса, період, група).

Атомний номер 17

Ar (Cl) = 35,5

3-й період

VІІА група

3. Будова атома хімічного елемента (за-

ряд ядра атома; число протонів, ней- ³⁵

тронів, електронів у атомі; розподіл ₁₇Cl

електронів за енергетичними рівнями).

17р⁺ , 18n⁰ , 17ē

1s²2s²2p⁶3s²3p⁵

4. Характер простої речовини, утвореної

атомами цього елемента (метал, пере-

хідний метал, неметал).

Хлор Cl₂ –

неметал

5. Склад вищого оксиду, його характер

(основний, кислотний, амфотерний).

Cl₂О₇

кислотний оксид

6. Склад вищого гідрату оксиду, його ха-

рактер (кислота, основа, амфотерний

гідроксид).

НClО₄

хлорна кислота

7. Склад леткої сполуки з Гідрогеном

(для неметалічних елементів).

НCl

гідроген хлорид, або

хлороводень; водний роз-

чин – кислота

Покажемо на прикладіМагнію, як ще можна характеризувати хі-

мічний елемент.

1. Mg – Магній.

2. Елемент Магній має атомний номер 12, відносну атомну масу 24

(заокруглене значення). Розміщений у третьому періоді, в другій групі.

3. Оскільки атомний номер Mg Z = 12, то ядро атома Mg містить 12

протонів, заряд ядра +12. Число нейтронів у ядрі дорівнює:

N = Ar – Z = 24 – 12 = 12. Оскільки атом електронейтральний, то число електронів у атомі також дорівнює 12. Електрони утворюють в атомі

три шари (три енергетичних рівні): ₊₁₂Mg 2ē; 8ē; 2ē

Електронна конфігурація атома Магнію 1s²2s²2p⁶3s².

Виходячи з будови атома, можна передбачити ступінь окиснення

Магнію в його сполуках. Оскільки під час хімічних реакцій атом Магнію віддає два зовнішніх електрони, виявляючи відновні властивості, то його ступінь окиснення дорівнює +2. Отже, Магній – типовий елемент – метал. Якщо порівняти з елементами-сусідами по групі, то відновні властивості у Магнію виявляються сильніше, ніж у Берилію Be, але слабкіше, ніж у Кальцію Са. Це пов’язано зі збільшенням радіусів атомів при переході від Ве до Mg і Са. У зв’язку з цим два зовнішніх

електрони дедалі більше віддаляються від ядра, їхній зв’язок з ядром

послаблюється, і атом легше втрачає їх, перетворюючись на позитив-

ний двозарядовий йон.

4. Елемент Магній утворює просту речовину – магній, для якої ха-

рактерні металічні кристалічні ґратки і металічний хімічний зв’язок,

тобто усі типові для металів властивості.

5. Магній оксид MgО є основним оксидом. Він виявляє всі типові

властивості основних оксидів (пригадайте, які саме).

6. Елементу Магнію відповідає гідроксид Mg(ОН)₂ – основа, що ви-

являє всі характерні властивості основ (пригадайте, які саме).

7. Леткої сполуки з Гідрогеном Магній не утворює, а утворює тверду

солеподібну сполуку –MgH₂ (магній гідрид).

Характеристику хімічного елемента можна подати в скороченій

формі, наприклад:

Читайте також:

1. Абсолютні і відносні величини
2. Абсолютні і відносні статистичні величини
3. Абсолютні, відносні та середні величини.
4. Аверсивную терапію використовують, як правило, при лікуванні алкоголізму, нікотиновій залежності і деяких інших захворювань.
5. Аналіз фінансової незалежності підприємства
6. Аспекти незалежності аудиторської професії
7. Аспекти незалежності аудиторської професії.
8. Багатовимірні випадкові величини. Система двох випадкових величин
9. В залежності від джерел сплати
10. В залежності від мети та характеру угоди, які лежать в основі випуску векселів, а також їх забезпечення розрізняють комерційні, фінансові та фіктивні векселя.
11. В залежності від обстановки та бойового завдання, наявності сил та засобів, а також від характеру місцевості, оборона може бути позиційною, маневреною .
12. В залежності від обстановки та бойового завдання, наявності сил та засобів, а також від характеру місцевості, оборона може бути позиційною, маневреною .

Переглядів: 1056