Химические свойства атома
Химические свойства атомаСкачать файл - Химические свойства атома
Основой современной химии является открытый в году Д. Менделеевым периодический закон , графическим изображением которого является таблица периодической системы ПС. Согласно теории строения атома главной характеристикой атома является положительный заряд ядра , который определяет число электронов в атоме и его электронное строение. Химические свойства атомов и их соединений определяются главным образом строением внешних энергетических уровней. Заряд ядра атома определяет все свойства элемента и его положение в ПС. Свойства атомов химических элементов, а также состав и свойства образуемых ими простых и сложных веществ находятся в периодической зависимости от зарядов атомных ядер. В этом заключается физический смысл ПЗ. В ПС все химические элементы располагаются в порядке возрастания заряда ядра , которому соответствует т. В этом состоит физический смысл ПН. Структура ПС связана с электронной структурой элементов. В зависимости от того, какой энергетический подуровень заполняется электронами последним, различают четыре семейства элементов: Период — последовательный ряд элементов, расположенных в порядке возрастания зарядов ядер их атомов , электронная конфигурация внешнего энергетического уровня которых изменяется от ns1 до ns2 np6 для 1 периода от 1s1 до 1 s2. При этом номер периода совпадает с номером внешнего энергетического уровня. В этом заключается физический смысл номера периода. Элементы, имеющие сходное электронное строение, объединены в колонках, называемых группами. У элементов А-групп главных последними заполняются s и р-подуровни внешнего энергетического уровня, у элементов В-групп побочных последними заполняются d- и f- подуровни второго и третьего снаружи энергетических уровней соответственно. Элементы А- и В-групп с одинаковым номером например, VIA и VIB различаются по свойствам, однако имеют определенное сходство например, состав и свойства высших оксидов и гидроксидов: CrO3 и SO3 — кислотные оксиды, H2 CrO4 и H2 SO4 — сильные кислоты. Это связано с тем, что число валентных электронов электронов, способных к образованию химических связей у элементов А и В групп с одинаковым номером — одинаково, но для элементов А групп валентными являются электроны внешнего энергетического уровня, а у элементов В групп — электроны внешнего и предпоследних энергетических уровней. В этом основное различие между элементами групп А и В. Таким образом номер группы показывает число валентных электронов. Группа — это вертикальный ряд элементов, расположенных в порядке увеличения зарядов ядер атомов, которые содержат одинаковое число валентных электронов. С точки зрения квантовой механики атом не имеет строго определенных границ, поэтому установить его абсолютные размеры невозможно. В химической практике наиболее широко используются так называемые эффективные радиусы — ковалентные, металлические, ионные — рассчитанные по экспериментальным данным из межъядерных расстояний в молекулах или кристаллах. Орбитальный радиус — характеристика свободного, химически несвязанного атома. У элементов одной группы ПС при движении сверху вниз с возрастанием заряда ядра увеличивается число энергетических уровней, значит увеличивается расстояние от внешних электронов до ядра происходит увеличение радиуса атомов и ионов. Способность атомов химических элементов отдавать или присоединять электроны определяет проявление атомом металлических или неметаллических свойств. Эта способность зависит от электронного строения атома, его радиуса и силы притяжения электрона к ядру. Энергия ионизации Еи , I — минимальная энергия, необходимая для отрыва наибольшее слабо связанного электрона от невозбужденного атома. Определяется зарядом ядра, радиусом атома и конфигурацией внешних электронных оболочек. По периоду слева направо с ростом заряда ядра и уменьшением атомного радиуса E и увеличивается. В А-группах сверху вниз с увеличением атомного радиуса Eи уменьшается. Энергия ионизации Eи характеризует проявление металличности у атомов элементов. Чем меньше Eи, тем более выражена способность атома отдавать электроны, его восстановительные и металлические свойства. По периоду слева направо металлические и восстановительные свойства атомов уменьшаются, по группе сверху вниз растут. Количественной характеристикой способности атомов присоединять электроны является энергия сродства к электрону Еср, F. Энергия сродства к электрону — это энергия, которая выделяется при присоединении электрона к нейтральному атому. Чем больше Еср, тем легче атом присоединяет электроны и тем сильнее проявляются его окислительные и неметаллические свойства элементов. В периодах слева направо с возрастанием заряда ядра и уменьшением радиуса атома Еср увеличивается, в группе сверху вниз с увеличением радиуса атома Еср уменьшается. Так Еср большинства металлов невелика или даже отрицательна, поэтому они не образуют устойчивых анионов. Неметаллические и окислительные свойства элементов по периоду слева направо усиливаются, а по группе сверху вниз уменьшаются. Атомы присоединяют или отдают электроны в процессе химического взаимодействия. ЭО элемента — условная величина, характеризующая способность его атомов в химических соединениях притягивать к себе электроны от атомов-партнеров тех, с которыми непосредственно связан данный атом. Для практической оценки этой способности атомов используют условную шкалу, относительных электроотрицательностей. Согласно ей самый ЭО элемент F, а наименее ЭО — Fr. Очевидно, что в периоде слева направо с уменьшением радиуса атома и увеличением Е и и Еср увеличивается ОЭО происходит ослабление восстановительных и усиление окислительных свойств , а в группе сверху вниз с увеличением радиус атома и уменьшением Е и и Еср ОЭО уменьшается, происходит ослабление окислительных и усиление восстановительных свойств атомов химических элементов. Как правило, неметаллы имеют значения ОЭО больше 2 по другим источникам больше 1,7. Они располагаются в А-группах правой верней части ПС над условной диагональю В — Аt. Наиболее активные металлы находятся в нижнем левом углу ПС в А-группах. Несколько элементов В, Si, Ge, As, Te со значение ОЭО близким к 2, проявляют промежуточные свойства, их иногда называют полуметаллы. Это изменение также носит периодический характер. По периоду слева направо с уменьшением металлических свойств атомов элементов и образуемых ими простых веществ происходит уменьшение основных свойствоксидов, и гидроксидов и соответственно их кислотные свойства увеличиваются. По группе сверху вниз с уменьшением неметаллических и усилением металлических свойств атомов элементов происходит уменьшение кислотных и увеличение основных свойств оксидов и гидроксидов. Этот переход обычно осуществляется через так называемые амфотерные гидроксиды , способные диссоциировать и как кислота, и как основание. Значит, при изменении электронной конфигурации атома неметалла от ns2 np2 до ns2 np5 низшая степень окисления изменяется от — 4 до Такое изменение также периодично. Это приводит к периодическому изменению состава и свойств летучих водородных соединений неметаллов RH4, RH3, H2 R, RH. Кислотно-основный характер их водных растворов изменяется следующим образом: Металлы не образуют летучих водородных соединений, их гидриды солеобразны NaH, CaH2 или металлоподобны. Изменение свойств химических элементов и их соединений можно проиллюстрировать на примере 2 и 3 периодов: Такой характер изменения свойств в основном повторяется во всех периодах кроме первого , поэтому такое изменение свойств называют периодическим. Кислотный характер оксидов и гидроксидов, образованных атомами одного элемента, с увеличением его степени окисления увеличивается. Изменение многих характеристик атомов зачастую не монотонно. Так, для элементов 2 периода слева направо энергия ионизации Еи в целом растет, однако, возрастая от лития к бериллию, она уменьшается к бору, а далее растет к углероду и азоту, снова уменьшаясь к кислороду, а далее увеличивается ко фтору, достигая максимума у неона. При переходе к 3 периоду с ростом радиуса атома Еи резко уменьшается, а при движении по периоду слева направо от натрия до аргона растет аналогично 2 периоду — немонотонно:. ГДЗ Билеты Дипломные работы Доклады Изложения Книги Контрольные работы Курсовые работы Лабораторные работы Научные работы Отчеты по практике Рефераты Сочинения Статьи Учебные пособия Шпаргалки. Поэтому современная формулировка ПЗ такова: Семь горизонтальных рядов ПС называют периодами, вертикальные ряды — группами. Энергия сродства к электрону сродство к электрону: По величине ОЭО можно отнести элемент к металлам или неметаллам. Водородные соединения и характер свойств - - - СH4 - SiH4 - NH3 слабое основание PH3 очень слабое основание H2 O амфотер H2 S слабая кислота HF слабая кислота HCl сильная кислота - Такой характер изменения свойств в основном повторяется во всех периодах кроме первого , поэтому такое изменение свойств называют периодическим. При переходе к 3 периоду с ростом радиуса атома Еи резко уменьшается, а при движении по периоду слева направо от натрия до аргона растет аналогично 2 периоду — немонотонно: Li B Be C O N F Ne Na Al Mg Si S P Cl Ar Такое явление получило название вторичная периодичность.
Химические свойства атомов
Где взять 35 тысяч рублей срочно
Шпаргалка: Периодический закон и периодическая система химических элементов
Когда делают куни как себя вести
Pioneer deh x5600bt характеристика
Как убрать расстояние между маркером и текстом
Проектирование составов тяжелого бетона исаев
Атом и его устройство
Трудовой договор с промышленным альпинистом образец
Малина ремонтантная геракл отзывы