 | Эта статья поднимает множество проблем. Пожалуйста, помогите улучшить его или обсудите эти проблемы на странице обсуждения . ( Узнайте, как и когда удалить эти сообщения-шаблоны ) ( Узнайте, как и когда удалить этот шаблон сообщения )
|
Периодические тренды - это определенные закономерности в свойствах химических элементов, которые проявляются в периодической таблице элементов. Основные периодические тенденции включают электроотрицательность , энергию ионизации , сродство к электрону , атомные радиусы , ионный радиус , металлический характер и химическую реактивность .
Периодические тенденции возникают из-за изменений в атомной структуре химических элементов в пределах их соответствующих периодов (горизонтальные ряды) и групп в периодической таблице. Эти законы позволяют химическим элементам быть организованными в периодической таблице на основе их атомных структур и свойств. Из-за периодических тенденций неизвестные свойства любого элемента могут быть частично известны.
Однако существует несколько исключений, таких как энергия ионизации в группе 3, тенденция сродства к электрону группы 17, тенденция плотности щелочных металлов, или элементов группы 1, и так далее.
Периодические тенденции [ править ]
Периодические тенденции основаны на Периодическом законе, который гласит, что если химические элементы перечислены в порядке возрастания атомного номера , многие из их свойств подвергаются циклическим изменениям, причем элементы схожих свойств повторяются через определенные промежутки времени. [1] Например, после того, как элементы расположены по возрастающим атомным номерам, многие физические и химические свойства лития , такие как его высокая реакционная способность с водой, повторяются в натрии , калии и цезии .
Этот принцип был открыт русским химиком Дмитрием Менделеевым в 1871 году после ряда исследований ученых 19 века. Менделеев также предложил периодическую систему элементов, основанную не только на атомных весах, но также на химических и физических свойствах элементов и их соединений. [2] В 1913 году Генри Мозли определил, что периодичность зависит от атомного номера, а не от атомного веса. Лотар Мейерпредставил свою таблицу через несколько месяцев после Менделеева, но выступил против его Периодического закона. Первоначально не было теоретического объяснения Периодического закона, и он использовался только как эмпирический принцип, но с развитием квантовой механики стало возможным понять теоретические основы Периодического закона.
Периодическое повторение элементов с подобными физическими и химическими свойствами, когда элементы перечислены в порядке возрастания атомного номера, является прямым результатом периодического повторения подобных электронных конфигураций во внешних оболочках соответствующих атомов.
Открытие Периодического Закона - одно из важнейших событий в истории химической науки. Практически каждый химик постоянно и широко использует Периодический закон. Периодический закон также привел к разработке таблицы Менделеева , которая широко используется в наши дни.
Атомный радиус [ править ]
Атомный радиус - это расстояние от ядра атома до самой внешней стабильной электронной орбитали в атоме, который находится в равновесии . Радиус атома имеет тенденцию уменьшаться в течение периода слева направо из-за сжатия атома из-за увеличения эффективной ядерной силы, действующей на электроны. Атомный радиус обычно увеличивается при спуске по группе из-за добавления нового энергетического уровня (оболочки, которая вызывает уменьшение размеров атомов по периоду). Однако атомные радиусы имеют тенденцию увеличиваться по диагонали, поскольку количество электронов оказывает большее влияние, чем ядро большого размера. Например, литий (145 пикометров) имеет меньший атомный радиус, чем магний. (150 пикометров).
Есть 4 типа атомных радиусов:
- Ковалентный радиус: половина расстояния между двумя атомами двухатомного соединения, связанных одинарной связью.
- Радиус Ван-дер-Ваальса: половина расстояния между ядрами атомов разных молекул в решетке ковалентных молекул.
- Металлический радиус: половина расстояния между двумя соседними ядрами атомов в металлической решетке.
- Ионный радиус: половина расстояния между двумя ядрами элементов ионного соединения.
Энергия ионизации [ править ]
Потенциал ионизации - это минимальное количество энергии, необходимое для удаления одного электрона из каждого атома в моль изолированного, нейтрального и газообразного атома. Первая энергия ионизации является энергией , необходимой для удаления первого электрона, и вообще п - й энергия ионизации является энергией , необходимой для удаления атома п - й электрона, после ( п−1) электронов до его удаления. В тренде энергия ионизации имеет тенденцию к увеличению по мере того, как человек прогрессирует в течение периода, потому что большее количество протонов (более высокий заряд ядра) сильнее притягивает вращающиеся электроны, тем самым увеличивая энергию, необходимую для удаления одного из электронов. Энергия ионизации и потенциалы ионизации совершенно разные. Потенциал - это интенсивное свойство и измеряется в «вольтах»; тогда как энергия - это обширное свойство, выражаемое «эВ» или «кДж / моль».
По мере продвижения вниз по группе в периодической таблице энергия ионизации, вероятно, будет уменьшаться, поскольку валентные электронынаходятся дальше от ядра и испытывают более слабое притяжение к положительному заряду ядра. Энергия ионизации будет увеличиваться слева направо за данный период и уменьшаться сверху вниз. Как правило, для удаления электрона с внешней оболочки требуется гораздо меньше энергии, чем для электрона с внутренней оболочки. В результате энергия ионизации для данного элемента будет неуклонно увеличиваться в данной оболочке, и при запуске следующей оболочки будет наблюдаться резкий скачок энергии ионизации. Проще говоря, чем ниже главное квантовое число, тем выше энергия ионизации электронов внутри этой оболочки. Исключение составляют элементы семейства бора и кислорода, которые требуют немного меньше энергии, чем обычно.
Сродство к электрону [ править ]
Сродство атома к электрону можно описать либо как энергию, выделяемую атомом при добавлении к нему электрона, и наоборот, как энергию, необходимую для отделения электрона от однозарядного аниона . [3] Знак сродства к электрону может сбивать с толку, поскольку атомы, которые становятся более стабильными с добавлением электрона (и поэтому считаются имеющими более высокое сродство к электрону), демонстрируют уменьшение потенциальной энергии; т.е. энергия, полученная атомом, оказывается отрицательной. В таком случае сродство атома к электрону положительно. Для атомов, которые становятся менее стабильными после получения электрона, потенциальная энергия увеличивается, что означает, что атом получает энергию. В таком случае сродство атома к электрону отрицательно. [4]Однако в обратном сценарии, где сродство к электрону определяется как энергия, необходимая для отделения электрона от аниона, полученное значение энергии будет той же величины, но противоположного знака. Это потому, что атомы с высоким сродством к электрону менее склонны отдавать электрон, и поэтому им требуется больше энергии для удаления электрона из атома. В этом случае атом с более положительным значением энергии имеет более высокое сродство к электрону. По мере продвижения слева направо через период сродство к электрону будет увеличиваться.
Хотя может показаться, что фтор должен обладать наибольшим сродством к электрону, небольшой размер фтора вызывает достаточное отталкивание, чтобы хлор (Cl) имел наибольшее сродство к электрону.
Электроотрицательность [ править ]
Электроотрицательность - это мера способности атома или молекулы притягивать пары электронов в контексте химической связи. [5] Тип образующейся связи в значительной степени определяется разницей в электроотрицательности между задействованными атомами с использованием шкалы Полинга. По мере движения слева направо через период в периодической таблице, электроотрицательность увеличивается из-за более сильного притяжения, которое атомы получают по мере увеличения заряда ядра. Двигаясь вниз в группе, электроотрицательность уменьшается из-за увеличения расстояния между ядром и валентной электронной оболочкой, тем самым уменьшая притяжение, делая атом менее привлекательным для электронов или протонов.
Однако в элементах группы (iii) электроотрицательность возрастает от алюминия к таллию .
Валентные электроны [ править ]
Валентные электроны - это электроны во внешней электронной оболочке изолированного атома элемента . Иногда его также считают основой современной периодической таблицы . В определенный период количество валентных электронов увеличивается (в основном для легких металлов / элементов ) по мере того, как мы перемещаемся слева направо. Однако в группе этот периодический тренд постоянен, то есть количество валентных электронов остается неизменным.
Валентность [ править ]
Валентность в периодической таблице за период сначала увеличивается, а затем уменьшается. В группе нет изменений.
Однако эта периодическая тенденция редко прослеживается для более тяжелых элементов (элементов с атомным номером больше 20), особенно для рядов лантанидов и актинидов .
Чем больше количество остовных электронов, тем больше защита электронов от остовного заряда ядра. По этой причине энергия ионизации ниже для элементов, находящихся ниже в группе, и поляризуемость видов выше для элементов, расположенных ниже в группе. Валентность не меняется при понижении группы, поскольку на поведение связи не влияют электроны остова. Однако на несвязывающие взаимодействия, такие как только что процитированные, влияют электроны остова.
Металлические и неметаллические свойства [ править ]
Металлические свойства увеличиваются в нижних группах, поскольку уменьшение притяжения между ядрами и крайними электронами приводит к тому, что внешние электроны слабо связаны и, таким образом, могут проводить тепло и электричество. В течение периода, слева направо, возрастающее притяжение между ядрами и внешними электронами приводит к уменьшению металлического характера.
Неметаллические свойства возрастают с течением времени и уменьшаются по группе по той же причине из-за увеличения силы ядерного притяжения. Металлы пластичны, а неметаллы - нет.
См. Также [ править ]
- Список элементов по атомарным свойствам
- История периодической таблицы
Дальнейшее чтение [ править ]
- ChemWiki - Периодические тенденции
- [1] *
Ссылки [ править ]
- ^ Гарри Х. Сестра (1963). Электронная структура, свойства и периодический закон . Нью-Йорк: издательская корпорация Reinhold.
Физические и химические свойства элементов являются периодическими функциями зарядов на их атомных ядрах, то есть их атомных номеров.
- ^ Саудерс, Найджел (2015). Кто изобрел Периодическую таблицу? . Британская энциклопедия. С. 26–29. ISBN 9781625133168.
- ^ Ренни, Ричард; Закон, Джонатан (2019). Словарь по физике . Издательство Оксфордского университета. ISBN 9780198821472.
- ^ Sparknotes редакторы (27 ноября 2015). «SparkNote по атомной структуре» . SparkNotes.com . Проверено 29 ноября 2015 года .
- Перейти ↑ Allred, A. Louis (2014). Электроотрицательность . McGraw-Hill Education. ISBN 9780071422895.
