Заглавная страница Избранные статьи Случайная статья Познавательные статьи Новые добавления Обратная связь КАТЕГОРИИ: АрхеологияБиология Генетика География Информатика История Логика Маркетинг Математика Менеджмент Механика Педагогика Религия Социология Технологии Физика Философия Финансы Химия Экология ТОП 10 на сайте Приготовление дезинфицирующих растворов различной концентрацииТехника нижней прямой подачи мяча. Франко-прусская война (причины и последствия) Организация работы процедурного кабинета Смысловое и механическое запоминание, их место и роль в усвоении знаний Коммуникативные барьеры и пути их преодоления Обработка изделий медицинского назначения многократного применения Образцы текста публицистического стиля Четыре типа изменения баланса Задачи с ответами для Всероссийской олимпиады по праву Мы поможем в написании ваших работ! ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ?
Влияние общества на человека
Приготовление дезинфицирующих растворов различной концентрации Практические работы по географии для 6 класса Организация работы процедурного кабинета Изменения в неживой природе осенью Уборка процедурного кабинета Сольфеджио. Все правила по сольфеджио Балочные системы. Определение реакций опор и моментов защемления |
Структура периодической системы элементов Д.И. Менделеева
Периодическая система состоит из периодов и групп. Порядковый номер элемента в периодической системе равен заряду ядра, или количеству протонов в нем, а также количеству электронов в оболочке нейтрального атома. Основные частицы, составляющие атом:
Cl 1s22s22p6 3s23p5 или [Ne] 3s23p5 Mn 1s22s22p63s23p6 3d54s2 или [Ar] 3d54s2 Здесь подчеркнуты валентные электроны, количество которых в обоих случаях равно 7. В соответствии с этим Cl и Mn находятся в VII группе периодической системы. В каждой группе главную подгруппу образуют атомы s- и p-элементов, а побочную – атомы d- и f-элементов. В одну подгруппу включены элементы, атомы которых имеют подобную структуру валентных подуровней, т.е. они имеют одинаковое количество электронов на внешних орбиталях, отличающихся лишь значением главного квантового числа. Такие элементы называются электронными аналогами. Например, структура валентного электронного слоя элементов главной подгруппы седьмой группы (F, Cl, Br, I, At), являющихся электронными аналогами, может быть выражена формулой:
ns2np5, а побочной подгруппы (Mn, Tc, Re) – (n-1)d5ns2. Изоэлектронными называются частицы (атомы, молекулы, ионы), которые содержат одинаковое количество электронов. Например, Cr, HCOOH, Fe2+ (количество электронов в каждой частице равно 24). В настоящее время известно более 700 форм графического изображения периодической системы. Наибольшее распространение получил полудлинный вариант. В этой таблице 18 s,p,d-элементов 4-7 -го периодов расположены в одном ряду в 16 группах и, в отличие от короткоговарианта, нет деления групп на главные и побочные подгруппы. Имеется и длинный вариант таблицы, в котором 32 s,p,d,f-элемента 6-7-го периодов расположены в одном ряду.
В подгруппах сверху вниз атомные радиусы возрастают, т.к. увеличивается число электронных слоев:
Потеря атомом электронов приводит к уменьшению его эффективных размеров, а присоединение избыточных электронов – к увеличению. Поэтому радиус положительного иона (катиона) всегда меньше, а радиус отрицательного иона (аниона) всегда больше, чем радиус соответствующего электронейтрального атома. Радиус иона тем сильнее отличается от радиуса атома, чем больше заряд иона. Например:
X – e- = X+ Энергия ионизации измеряется в кДж/моль, что соответствует энергии, которую необходимо затратить для превращения одного моля атомов в ионы или в электронвольтах (эВ/атом), что соответствует энергии, необходимой для превращения одного атома в ион (1 эВ = 1,602.10-19 Дж или 96,485 кДж/моль, это означает, что для перевода энергии ионизации выраженной в эВ в кДж/моль необходимо выражение в эВ умножить на 96,485). Отрыв второго электрона происходит труднее, чем первого, т.к. второй электрон отрывается не от нейтрального атома, а от положительного иона: X+ – e - = X2+ Поэтому второй потенциал ионизации I2 больше, чем первый (I2>I1). Очевидно, что удаление каждого следующего электрона будет требовать больших энергетических затрат, чем удаление предыдущего. Для характеристики свойств элементов обычно принимают во внимание энергию отрыва первого электрона.
Это связано с большей удаленностью валентных электронов от ядра и, следовательно, с их более легким отрывом по мере увеличения количества электронных слоев. Величина потенциала ионизации может служить мерой «металличности» элемента: чем меньше потенциал ионизации, тем легче удалить электрон из атома, тем сильнее выражены металлические свойства.
Нарушение тенденции возрастания I наблюдается для атомов с целиком заполненным внешним энергетическим подуровнем (Be), либо для атомов, у которых внешний энергетический подуровень заполнен ровно наполовину (N).
Рис. 4.8. Потенциалы ионизации атомов элементов 1 – 4 периодов и рубидия Наблюдается тенденция к возрастанию энергии ионизации атомов в периоде с увеличением заряда ядра (порядкового номера) элементов с некоторыми исключениями, обусловленными устойчивостью конфигураций с полностью или наполовину заполнеными подуровнями (подоболочками): Be–B, Mg-Al, Zn-Ga (полностью заполнен s-подуровень), N-O, P-S, As-Se(наполовину заполнен р-подуровень). Самый высокий потенциал ионизации наблюдается у атомов элементов с полностью заполненной оболочкой He, Ne, Ar, Kr. У Rb самый низкий потенциал ионизации, так как он является щелочным металлом (находится в самом начале периода) и имеет большой радиус атома (Рис.4.8.). Это свидетельствует о повышенной энергетической устойчивости электронных конфигураций с полностью или ровно наполовину занятыми подуровнями.
X0 + e - = X–
измеряется в кДж/моль или эВ/атом. 1 электронвольт = 1,602.10-19 Дж или 96,485 кДж/моль. Сродство атома к электрону численно равно, но противоположно по знаку энергии ионизации соответствующего изолированного однозарядного аниона, т.е. оно противоположно процессу: X– - e - = X0. При присоединении двух и более электронов к атому отталкивание преобладает над притяжением – сродство атома к двум и более электронам всегда отрицательно. Поэтому одноатомные многозарядные отрицательные ионы (O2–, S2–, N3– и т.п.) в свободном состоянии существовать не могут.
(535 кДж/моль):
Рис.4. 10. Шкала электроотрицательности по Полингу элементов 1- 7 периодов
сила кислот убывает в ряду H2SO4 (серная кислота) < H2SeO4 (селеновая кислота) < H2TeO4 (теллуровая кислота).
ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ
|
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Последнее изменение этой страницы: 2016-12-30; просмотров: 1188; Нарушение авторского права страницы; Мы поможем в написании вашей работы! infopedia.su Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. Обратная связь - 3.144.93.73 (0.02 с.) |