Содержание.

Определения описываемого элемента

Закономерности изменения свойств элементов малых периодов и главных подгрупп в зависимости от атомного (порядкового) номера

Физические свойства простых веществ в зависимости от атомного номера (положения химических элементов в периодической системе Д.И.Дмитрия Ивановича Менделеева)

- Температуры плавления и кипения

- Плотность

- Размер атома

- Первая энергия ионизации (энтальпия)

- Электроотридцательность

Определения описываемого предмета

Атомный номер – это порядковый номер химического элемента в периодической системе элементов. Он равен числу протонов в атомном ядре, определяет химические и большинство физических свойств атома.

Атомный номер (обозначение Z) – это число протонов в ядре атома элемента, равное числу электронов, движущихся вокруг этого ядра. Атомный номер ставят в виде нижнего индекса перед символом элемента; например, атомный номер углерода записывается как 6С. Атомный номер определяет химические свойства элемента и его положение в периодической таблице. У всех изотопов элемента один и тот же атомный номер, но разные атомные массы, поскольку число нейтронов у них различно.

Атомный номер – это порядковый номер химического элемента в периодической системе элементов Д. И. Менделеева Дмитрия Ивановича. Атомный номер равен числу протонов в атомном ядре, которое, в свою очередь, равно числу электронов в электронной оболочке соответствующего нейтрального атома. А. н. обозначается через Z. Заряд ядра равен Ze, где е — положительный элементарный электрический заряд, равный по абсолютному значению заряду электрона.

Атомный номер — количество протонов в атомном ядре. Зарядовое число равно заряду ядра в единицах элементарного заряда и одновременно равно порядковому номеру соответствующего ядру химического элемента в таблице Дмитрия Ивановича Менделеева. Термин «атомный» или «порядковый» номер обычно используется в атомной физике и химии, тогда как эквивалентный термин «зарядовое число» — в физике ядра. В неионизированном атоме количество электронов в электронных оболочках совпадает с зарядовым числом. Зарядовое число обычно обозначается буквой Z. Ядра с одинаковым зарядовым числом, но различным массовым числом A (которое равно сумме числа протонов Z и числа нейтронов N) являются различными изотопами одного и того же химического элемента, поскольку именно заряд ядра определяет структуру электронной оболочки атома и, следовательно, его химические свойства.

 Закономерности изменения свойств элементов малых периодов и главных подгрупп в зависимости от атомного (порядкового) номера

Свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины атомных весов элементов. 

Это позже стало известно, что у атома есть ядро, которое имеет определенный заряд и массу. Причем чем больше заряд ядра, тем больше в нем содержится протонов и нейтронов. Это, в конечном счете, определяет взаимосвязь заряда атома и его массы. Чем больше заряд, тем, как правило, больше масса атома. Необходимо было обладать большой научной интуицией, чтобы, не зная состав атомного ядра, взять за основу систематизации элементов массу их атомов. Расположив известные элементы по мере увеличения массы их атомов, ученый обнаружил повторяемость свойств элементов, образующих одну большую последовательность. 

Данные о строении атома подтвердили и объяснили периодическое изменение свойств химических элементов, и теперь периодический закон формулируют так: Свойства простых веществ, а также формы, и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от зарядов ядер атомов. 

Периодическое изменение свойств химических элементов с точки зрения строения атомов можно объяснить так. Возрастание положительного заряда атомных ядер приводит к возрастанию числа электронов в атоме. Число электронов равно заряду ядра атома. Электроны же располагаются в атоме не как угодно, а по электронным слоям. Каждый электронный слой имеет определенное число электронов. По мере заполнения одного слоя начинает заполняться следующий. А поскольку от числа электронов на внешнем слое в основном зависят свойства элементов, то и свойства периодически повторяются. 

В качестве примера можно рассмотреть накопление электронов на внешнем электронном слое атомов второго и третьего периодов. Каждый из периодов начинается с элементов, атомы которых на внешнем слое имеют один валентный электрон (Li, Na). Вследствие легкой отдачи этих электронов элементы проявляют сходные свойства и называются щелочными металлами. 

В конце этих периодов находятся галогены, имеющие семь электронов на внешнем слое атомов, и инертные газы, у которых внешний слой завершен и содержит восемь электронов. 

Таким образом, в каждом периоде с возрастанием заряда ядра металлические свойства элементов постепенно ослабевают, усиливаются неметаллические. Накопление восьми электронов на внешнем слое (инертные газы) и появление еще одного электрона у следующего атома приводит к резкому скачку в свойствах элементов и началу нового периода. 

На основе периодического закона были систематизированы элементы, или, говоря иначе, построена периодическая система химических элементов. Графическое изображение этого закона называется периодической таблицей. 

В таблице каждый химический элемент имеет атомный номер, который определяется числом протонов в ядре атома, т. е. Атомный номер численно равен заряду ядра. Таким образом, основной признак, который определяет химический элемент, — это заряд его ядра. Массу атома в основном определяют протоны и нейтроны, составляющие ядро. 

 Периодом называется ряд элементов, расположенных в порядке возрастания атомных масс, начинающийся со щелочного металла (за исключением первого периода; он начинается с водорода) и заканчивающийся инертным газом. В первый период входят только два элемента, во второй и третий — по восемь (эти периоды называются малыми). Четвертый период образован восемнадцатью элементами, а пятый и шестой — еще большим числом элементов. 

 Чтобы определить, какая подгруппа — главная, а какая — побочная, важно помнить, что в состав главных подгрупп входят элементы как малых, так и больших периодов. 

 Побочные подгруппы образованы только элементами больших периодов. Например, в состав главной подгруппы II группы входят элементы второго и третьего периодов — бериллий Be и магний Mg. Побочная подгруппа начинается с элемента четвертого (большого) периода — цинка Zn. И еще одно отличие: главная подгруппа, как правило, состоит из большего числа элементов, чем побочная (в VIII группе наоборот). 

 В малых периодах, как было отмечено выше, по мере увеличения атомного номера элемента наблюдается закономерное увеличение числа электронов, находящихся на внешнем электронном слое атомов элементов. Как следствие этого от щелочного металла к галогену уменьшаются металлические свойства элементов и увеличиваются неметаллические свойства. Эта же закономерность проявляется и в свойствах веществ, образованных этими элементами. Так, например, оксид лития проявляет основные свойства, оксид бериллия — амфотерные. Высшие оксиды остальных элементов являются кислотными (кислородное соединение фтора является не оксидом, а фторидом). 

 В главной подгруппе по мере увеличения атомного номера элемента наблюдается усиление металлических свойств элемента и уменьшение неметаллических. 

 Это можно объяснить следующим образом. У элементов V группы на внешнем электронном слое по пять электронов. Однако внешние электроны у атома висмута находятся дальше от ядра и поэтому слабее удерживаются около него. Поэтому атомы висмута могут отдавать электроны, иначе говоря, проявлять металлические свойства, что не характерно для азота. 

 Такая же закономерность в свойствах элементов и их соединений наблюдается в любой группе. Так, IV группа начинается с двух неметаллов — углерода С и кремния Si, далее следует германий Ge с промежуточными свойствами, и заканчивается группа оловом tin metal и свинцом РЬ — металлами.  

 Изменяются в группах и свойства соединений: оксид углерода (IV) — кислотный оксид, а оксид свинца обладает основными свойствами. 

 Периодический закон позволил систематизировать свойства химических элементов и их соединений. 

 При создании периодической системы Д. И. Дмитрий Иванович Менделеев предсказал существование многих еще не открытых элементов, оставив для них свободные ячейки, и описал их свойства.

 Физические свойства простых веществ в зависимости от атомного номера (положения химических элементов в периодической системе Д.И.Менделеева Дмитрия Ивановича)

Температуры плавления и кипения

Связи в веществах между атомами элементов, расположенных слева в периодической таблице Д.И.Дмитрия Ивановича Менделеева, сильнее связей в веществах между атомами элементов, расположенных в ней справа. Температуры плавления и кипения уменьшаются в I группе периодической таблицы Д.И.Менделеева Дмитрия Ивановича с увеличением атомного номера. Причина заключается в уменьшении гравитационных сил между частицами вещества с увеличением атомного номера. В VII группе таблицы температуры кипения и плавления увеличиваются с возрастанием атомного номера благодаря увеличению сил гравитации между молекулами вещества.

 Плотность

Плотность увеличивается, начиная с I группы до максимума в центре периода, а затем уменьшается по мере приближения к VII группе. В любой группе этой таблицы плотность увеличивается с возрастанием атомного номера химического элемента.

 Размер атома

Мерой размера атома является ковалентный атомный радиус, определяемый как половина расстояния между двумя ядрами связанных между собой атомов. Межъядерное расстояние может быть измерено с достаточной точностью при использовании метода рентгеноструктурного анализа.

1. В горизонтальном ряду (периоде) периодической таблицы ковалентный атомный радиус уменьшается, потому что все атомы одного периода имеют одинаковое число занятых энергетических уровней и происходит увеличение на один протон в их ядре при движении слева направо от элемента к элементу. Благодаря увеличению положительного ядерного заряда возрастает притяжение электронов к ядру, сопровождающееся уменьшением размера внешней орбитали, т.е. ковалентного атомного радиуса.

2. В любой вертикальной колонке (группе) этой таблицы атомы всех элементов имеют одинаковое количество внешних электронов, но постепенно возрастающее число энергетических уровней в каждом последующем (находящемся ниже) элементе. Хотя ядерный заряд также увеличивается, его эффект компенсируется намного большим возрастанием радиуса внешней орбитали, т.е. ковалентный атомный радиус увеличивается при движении в группе сверху вниз. Расстояние между двумя атомными ядрами в ковалентной или полярной химической связи приблизительно равно сумме двух соответствующих ковалентных атомных радиусов.

 Первая энергия ионизации (энтальпия)

В образовании ионных связей важен один фактор – энергия, необходимая для создания положительных ионов из нейтральных атомов (предполагается, что они находятся в газообразном состоянии). Эта величина, как и все энергетические величины, в химии, измеряется для 1 моль вещества и называется энергией ионизации (энтальпией).

В каждой группе (колонке) элементов первая энергия ионизации убывает к концу группы. Это объясняется тем, что электрон удаляется с внешней орбитали, которая располагается все дальше от ядра и, следовательно, требуется все меньше энергии для его удаления.

В каждом периоде таблицы Д.И.Дмитрия Ивановича Менделеева картина не так проста, но есть общая закономерность. Удаляемый электрон расположен на одном и том же энергетическом уровне в атоме любого элемента в данном периоде, например Li–Ne или Na–Ar. Как уже было сказано, ядерный заряд увеличивается в каждом периоде при движении слева направо, влияя на конечный размер (сжатие) электронных орбиталей. Следовательно, внешние электроны все сильнее удерживаются в атомах, и количество энергии для их удаления (ионизации) возрастает к концу каждого периода.

Дальнейшее осложнение возникает в связи с экранирующим эффектом электронов на внутренних орбиталях. Эти внутренние электроны уменьшают притяжение внешних электронов к ядру, тем самым, снижая энергию ионизации.

Самые очевидные результаты этого видны в периодах К–Kr и Rb–Xe. Так, в III группе энергия ионизации должна была бы так же сильно спадать при переходе от Al к Ga или от Ga к In, как она спадает при переходе от B к Al. Тем не менее, значения энергий ионизации для Al, Ga и In почти одинаковые.

Между Ca и Ga находятся десять переходных элементов. В ядрах их атомов имеются дополнительные протоны, которые должны были бы увеличить энергию ионизации галлия, но вмешивающиеся добавочные внутренние электроны экранируют внешние электроны от ядра, и его энергия ионизации оказывается почти такой же, как у алюминия.

Подобный эффект наблюдается и для индия, поскольку между Sr и In находятся десять переходных элементов с добавочными электронами во внутреннем слое, дополнительно экранирующими атомное ядро.

Следует отметить, что в пределах каждого периода благородный газ имеет наибольшее значение первой энергии ионизации. Это как-то объясняет высокую стабильность заполненных электронных оболочек и стойкость благородных газов к образованию веществ, (электроны не притягиваются друг к другу с силой, достаточной для образования жидкостей или твердых тел). Тем не менее, следует иметь в виду, что электроны могут быть удалены из атомов благородных газов. Если какое-либо взаимодействие сможет компенсировать требуемые для этого энергетические издержки, то произойдет ионное слияние с участием ионизированных атомов благородных газов.

 Электроотридцательность

В ковалентной связи, образованной электронной парой между двумя атомами, гравитационная сила этих атомов зависит от типа химических элементов. Относительная сила всемирного тяготения атомом электронов в ковалентной связи называется электроотрицательностью. Значения относительной электроотрицательности могут быть определены количественно

В целом Электроотридцательность увеличивается слева направо вдоль периода таблицы, т.к. ядерный заряд возрастает в том же направлении. Однако она уменьшается сверху вниз в группе периодической таблицы, т.к. размер атома увеличивается с возрастанием атомного номера.

Маржа в значениях электроотрицательности соединенных атомов показывает относительную степень полярности ковалентных связей.

Источники.

Словари и энциклопедии на Академике

Яндекс. Словари.

ВикиПедия – свободная энциклопедия

exsamens.ru

Опубликовано на forexAW.com: Четверг, 8 Октябрь, 2009 года — 18:48.

Последнее редактирование: Среда, 23 Февраль, 2011 года — 16:11.