Закономерности изменения электроотрицательности элементов в группе и периоде. Закономерности изменения электроотрицательности элементов в группе и периоде Уменьшение электроотрицательности происходит в группе элементов

Периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева - это классификация химических элементов в виде таблицы, в которой четко видна зависимость различных свойств элементов от заряда атомного ядра. Данная система является графическим отображением периодического закона, установленного русским химиком Д. И. Менделеевым в 1869 году. Создана была в 1869-1871 годах им же. Таблица состоит из столбцов (группы) и строк (периоды). Группы определяют основные физико-химические свойства элементов в связи с одинаковыми электронными конфигурациями на внешних электронных оболочках. В периодах химические элементы выстроены также в определенном порядке: возрастает заряда ядра, и заполняется электронами внешняя электронная оболочка. Хоть для групп и характерны более существенные тенденции и закономерности, но есть области, где горизонтальное направление более значимо и показательно, чем вертикальное. Это относится к блоку лантаноидов и актиноидов.

Понятие об электроотрицательности

Электроотрицательность является основополагающим химическим свойством атома. Этим термином обозначают относительную способность атомов в молекуле оттягивать к себе общие электронные пары. Электроотрицательность определяет тип и свойства химической связи, и таким образом влияет на характер взаимодействия между атомами в химических реакциях. Самая высокая степень электроотрицательности у галогенов и сильных окислителей (F, O, N, Cl), а низкая - у активных металлов (I группа). Современное понятие ввел американский химик Л. Полинг. Теоретическое же определение электроотрицательности предложил американский физик Р. Малликен.

Электроотрицательность химических элементов в периодической системе Д. И. Менделеева увеличивается вдоль периода слева направо, а в группах - снизу вверх. Электроотрицательность зависит от:

• атомного радиуса;
• количества электронов и электронных оболочек;
• энергии ионизации.

Так, в направлении слева направо радиус атомов обычно сокращается в связи с тем, что у каждого последующего элемента увеличивается количество заряженных частиц, поэтому электроны притягиваются сильнее и ближе к ядру. Это ведет к увеличению энергии ионизации, так как сильная связь в атоме требует большей энергии на изъятие электрона. Соответственно, увеличивается и электроотрицательность.

На этом уроке вы узнаете о закономерностях изменения электроотрицательности элементов в группе и периоде. На нём вы рассмотрите, от чего зависит электроотрицательность химических элементов. На примере элементов второго периода изучите закономерности изменения электроотрицательности элемента.

Тема: Химическая связь. Электролитическая диссоциация

Урок: Закономерности изменений электроотрицательности химических элементов в группе и периоде

1. Закономерности изменений значений электроотрицательности в периоде

Закономерности изменений значений относительной электроотрицательности в периоде

Рассмотрим на примере элементов второго периода, закономерности изменений значений их относительной электроотрицательности. Рис.1.

Рис. 1. Закономерности изменений значений электроотрицательности элементов 2 периода

Относительная электроотрицательность химического элемента зависит от заряда ядра и от радиуса атома. Во втором периоде находятся элементы: Li, Be, B, C, N, O, F, Ne. От лития до фтора увеличивается заряд ядра и количество внешних электронов. Число электронных слоев остается неизменным. Значит, сила притяжения внешних электронов к ядру будет возрастать, и атом будет как бы сжиматься. Радиус атома от лития до фтора будет уменьшаться. Чем меньше радиус атома, тем сильнее внешние электроны притягиваются к ядру, а значит больше значение относительной электроотрицательности.

В периоде с увеличением заряда ядра радиус атома уменьшается, а значение относительной электроотрицательности увеличивается.

Рис. 2. Закономерности изменений значений электроотрицательности элементов VII-A группы.

2. Закономерности изменений значений электроотрицательности в группе

Закономерности изменений значений относительной электроотрицательности в главных подгруппах

Рассмотрим закономерности изменений значений относительной электроотрицательности в главных подгруппах на примере элементов VII-A группы. Рис.2. В седьмой группе главной подгруппе расположены галогены: F, Cl, Br, I, At. На внешнем электроном слое у этих элементов одинаковое число электронов - 7. С возрастанием заряда ядра атома при переходе от периода к периоду, увеличивается число электронных слоев, а значит, увеличивается атомный радиус. Чем меньше радиус атома, тем больше значение электроотрицательности.

В главной подгруппе с увеличением заряда ядра атома радиус атома увеличивается, а значение относительной электроотрицательности уменьшается.

Так как химический элемент фтор расположен в правом верхнем углу Периодической системы Д. И.Менделеева его значение относительной электроотрицательности будет максимальным и численно равным 4.

Вывод: Относительная электроотрицательность увеличивается с уменьшением радиуса атома.

В периодах с увеличением заряда ядра атома электроотрицательность увеличивается.

В главных подгруппах с увеличением заряда ядра атома относительная электроотрицательность химического элемента уменьшается. Самый электроотрицательный химический элемент - это фтор, так как он расположен в правом верхнем углу Периодической системы Д. И.Менделеева.

Подведение итога урока

На этом уроке вы узнали о закономерностях изменения электроотрицательности элементов в группе и периоде. На нём вы рассмотрели, от чего зависит электроотрицательность химических элементов. На примере элементов второго периода изучили закономерности изменения электроотрицательности элемента.

1. Рудзитис Г. Е. Неорганическая и органическая химия. 8 класс: учебник для общеобразовательных учреждений: базовый уровень/ Г. Е. Рудзитис, Ф. Г. Фельдман. М.: Просвещение. 2011 г.176с.:ил.

2. Попель П. П.Химия:8 кл.: учебник для общеобразовательных учебных заведений/П. П. Попель, Л. С.Кривля. - К.: ИЦ «Академия»,2008.-240 с.: ил.

3. Габриелян О. С. Химия. 9 класс. Учебник. Издательство: Дрофа.:2001. 224с.

1. Chemport. ru .

1. №№ 1,2,5 (с.145) Рудзитис Г. Е. Неорганическая и органическая химия. 8 класс: учебник для общеобразовательных учреждений: базовый уровень/ Г. Е. Рудзитис, Ф. Г. Фельдман. М.: Просвещение. 2011 г.176с.:ил.

2. Приведите примеры веществ с ковалентной неполярной связью и ионной. Какое значение имеет электроотрицательность в образовании таких соединений?

3. Расположите в ряд по возрастанию электроотрицательности элементы второй группы главной подгруппы.

При взаимодействии элементов образуются электронные пары за счёт принятия или отдачи электронов. Способность атома оттягивать электроны была названа Лайнусом Полингом электроотрицательностью химических элементов. Полинг составил шкалу электроотрицательности элементов от 0,7 до 4.

Что такое электроотрицательность?

Электроотрицательность (ЭО) - количественная характеристика элемента, показывающая, с какой силой притягиваются электроны ядром атома. ЭО также характеризует способность удерживать валентные электроны на внешнем энергетическом уровне.

Рис. 1. Строение атома.

Возможность отдавать или принимать электроны определяет принадлежность элементов к металлам или неметаллам. Ярко выраженными металлическими свойствами обладают элементы, легко отдающие электроны. Элементы, принимающие электроны проявляют неметаллические свойства.

Электроотрицательность проявляется в химических соединениях и показывает смещение электронов в сторону одного из элементов.

Электроотрицательность увеличивается слева направо и уменьшается сверху вниз в периодической таблице Менделеева.

Как определить

Определить значение можно с помощью таблицы электроотрицательности химических элементов или шкалы Полинга. За единицу принята электроотрицательность лития.

Наибольшей ЭО обладают окислители и галогены. Значение их электроотрицательности больше двух. Рекордсменом является фтор с электроотрицательностью 4.

Рис. 2. Таблица электроотрицательности.

Наименьшую ЭО (меньше двух) имеют металлы первой группы периодической таблицы. Активными металлами считаются натрий, литий, калий, т.к. им легче расстаться с единственным валентным электроном, чем принять недостающие электроны.

Некоторые элементы занимают промежуточное положение. Их электроотрицательность близка к двум. Такие элементы (Si, B, As, Ge, Te) проявляют металлические и неметаллические свойства.

Для удобства сравнения ЭО используется ряд электроотрицательности элементов. Слева располагаются металлы, справа - неметаллы. Чем ближе к краям, тем активнее элемент. Самый сильным восстановителем, легко отдающим электроны и имеющим наименьшую электроотрицательность, является цезий. Активным окислителем, способным притягивать электроны, является фтор.

Рис. 3. Ряд электроотрицательности.

В неметаллических соединениях притягивают электроны элементы с большей ЭО. Кислород с электроотрицательностью 3,5 притягивает атомы углерода и серы с электроотрицательностью 2,5.

Что мы узнали?

Электроотрицательность показывает степень удержания ядром атома валентных электронов. В зависимости от значения ЭО элементы способны отдавать или принимать электроны. Элементы с большей электроотрицательностью оттягивают электроны и проявляют неметаллические свойства. Элементы, атомы которых легко отдают электроны, обладают металлическими свойствами. Некоторые элементы имеют условно нейтральную ЭО (около двух) и могут проявлять металлические и неметаллические свойства. Степень ЭО увеличивается слева направо и снизу вверх в таблице Менделеева.

Электpоoтрицательность (c) - способность атома удерживать внешние (, типа атомных орбиталей и характера их гибридизации. валентные) электроны. Она определяется степенью притяжения этих электронов к положительно заряженному ядру.

Это свойство проявляется в химических связях как смещение электронов связи в сторону более электроотрицательного атома .

Электpоотрицательность атомов, участвующих в образовании химической связи, - один из главных факторов, который определяет не только ТИП, но и СВОЙСТВА этой связи, и тем самым влияет на характер взаимодействия между атомами при протекании химической реакции.

В шкале относительных электроотрицательностей элементов Л.Полинга (рассчитанных на основании зависимости энергий связей от различий в электроотрицательностях Dc связываемых атомов) металлы и элементы-органогены располагаются в следующий ряд:

Электроотрицательность не является абсолютной константой элемента. Она зависит от эффективного заряда ядра атома, который может изменяться под влиянием соседних атомов или групп атомов

Элемент

Электроотрицательность элементов возрастает по периоду и несколько убывает в группах с возрастанием номера периода у элементов I, II, V, VI и VII главных подгрупп, III, IV и V – побочных подгрупп, имеет сложную зависимость у элементов III главной подгруппы (минимум ЭО у Al), возрастает с увеличением номера периода у элементов VII-VIII побочных подгрупп. Наименьшие значения ЭО имеют s-элементы I подгруппы, наибольшие – p-элементы VII и VI групп.

Примеры электронной формулы р-элементов

Алюминий Аl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1

Азот N 1s 2 2s 2 2p 3

3(63) Что такое гибридизация? рассмотреть типы гидридизации на примере молекул с2н6; с2н4; с2н2? Изобразите их электронное строение.

s -Орбиталь имеет сферическую форму, а р -орбиталь - форму объемной восьмерки, определенным образом ориентированной в пространстве.

При возбуждении атома углерода один из двух электронов 2s -подуровня переходит на свободную орбиталь 2p -подуровня. Это возможно в связи с небольшой разницей в энергии 2s - и 2p -подуровней. Такой атом углерода в возбужденном состоянии имеет уже четыре неспаренных электрона: один на 2s - и три на 2p -орбиталях.

Для обоснования равноценности четырех валентностей атома углерода используется описание его электронной структуры с привлечением понятия гибридизации. Такое описание базируется на представлении о том, что после смешения орбиталей происходит образование новых, гибридных орбиталей, равноценных по энергии. При этом гибридизацию следует понимать как математическую, квантово-механическую модель, а не как некий физический процесс.

Для атома углерода возможны три типа гибридизации (три валентных состояния ).

sр 3 -Гибридизация - смешение одной 2s - и трех 2р -орбиталей. Все четыре гибридные орбитали строго ориентированы в пространстве под углом 109°28" друг к другу, создавая утолщенными "лепестками" геометрическую фигуру - тетраэдр (рис. 2). Поэтому sp3 -гибридизованный атом углерода часто называют "тетраэдрическим". Состояние углеродного атома с sp3 -гибридными орбиталями (первое валентное состояние) характерно для предельных углеводородов - алканов.

sр 2 -Гибридизация - смешение одной 2s и двух 2р -орбиталей не гибридизована и перпендикулярна плоскости, в которой расположены три sp2 -гибридные орбитали. Состояние атома углерода с sp2 -гибридными орбиталями (второе валентное состояние) характерно для непредельных углеводородов ряда этилена - алкенов.

sр -Гибридизация - смешение одной 2s- и одной 2р-орбитали. Две гибридные орбитали расположены на одной прямой линии под углом 180° друг к другу Остальные две негибридизованные 2р-орбитали расположены во взаимно перпендикулярных плоскостях. Состояние атома углерода с sp-гибридными орбиталями (третье валентное состояние) характерно для непредельных углеводородов ацетиленового ряда - алкинов.

Связь между типом гибридизации орбиталей и характером углеродных атомов показана в таблице 1.

Состояние углеродного атома	Орбитали				Валентное состояние атома углерода	Тип гибридизации и строение молекулы
Возбужденное, исходное состояние		2p x	2p y	2p z
Возбужденное, в алканах	2sp 3	2sp 3	2sp 3	2sp 3		(sp 3 ) Тетраэдрическое
Возбужденное, в алкенах	2sp 2	2sp 2	2sp 2			(sp 2 ) Тетраэдрическое (плоскостное)
Возбужденное, в алкинах						(sp 2 ) Тетраэдрическое(линейное)

В молекулеэтана, например, имеется семь σ-связей

расположенных друг относительно друга под углом 109°28". Атомыуглероданаходятся в первом валентном состоянии (sр 3 -гибридизация).

В молекулеэтилена, как это установлено с помощью физических методов исследования, пять σ-связей расположены друг относительно друга под углом 120° и находятся в одной плоскости:

Однако при таком расположении связей в этиленеу каждогоатомауглеродаостается по одному неспаренномуэлектрону. Они уже не могут образовать междуатомамиуглеродавторую σ-связь, так как это сопровождалось бы нарушениемпринципа Паули. Поэтому такие неспаренныеэлектроныатомовуглеродаобразуют качественно иную связь. Перекрывание двух электронных облаков происходит так, что восьмерки этих облаков перпендикулярны плоскости, в которой расположены все шестьатомовмолекулыэтиленаТакая связь называется π-связью, аэлектроны, ее образующие, - π-электронами. Так как предполагается, что σ-связи вмолекулеэтиленаобразуются с участием гибридизованныхэлектронов, а π-связь - с участием «чистых» р-электронов (т. е. из четырехэлектроновкаждого углеродногоатомагибридизованы один s-электрон и только два из трех р-электронов), тогибридизацияэлектроновуглеродногоатомавмолекулеэтиленаобозначается как sp 2 -гибридизация. В молекуле этилена мы встречаемся с атомами углерода во втором валентном состоянии.

В молекулеацетиленауглероднаходится в третьем валентном состоянии. В этоймолекулевсе четыреатомарасположены на одной прямой и углы между σ-связями составляют 180° (sp-гибридизация). Электронные облака двух π-связей расположены вдоль пересекающихся взаимно-перпендикулярных плоскостей Таким образом, согласно изложенным выше наглядным представлениям, две углерод-углеродные связи вмолекулеэтиленаи три - вмолекулеацетиленапо своему электронному строению не одинаковы. Досихпор, однако, не известно никаких химических или физических экспериментальных фактов, которые могли бы подтвердить это различие. Тот факт, что углеродныеатомы, связанныедвойными связями, способны легко присоединять только дваатомаводорода, галоида и т. п., так что одна из углерод-углеродных связей сохраняется, легко согласуется также и с предположением, что обе углерод-углеродные связи одинаковы. В самом деле, если по одной из таких одинаковых углерод-углеродных связей присоединяются, например, дваатомаводорода, то в результате этого характер второй оставшейся углерод-углеродной связи может изменитьсяиона, отличаясь от двух имевшихсякратных связейв исходном соединении, может быть прочнее, чем каждая из них. На основе такого предположения можно объяснить, почемудвойная связьлегко присоединяет только два, а тройная - только четыре эквивалента.

Неравноценность связей могла бы быть установлена физическими методами исследования, из которых важное значение имеет, например, определение энергии связей С-С, С=С и С≡С Значения энергии этих связей составляют соответственно 79,3; 140,5; 196,7 ккал/моль

4.(93)Найдите энтропию, энтальпию и энергию Гиббса при стандартных условиях следующей реакции: СО 2(г) →СО (г) + ½ О 2(г) и определите возможность или невозможность ее протекания при тех же условиях.

В основе термохимических расчетов лежит закон Гесса (1840 г.): тепловой эффект реакции зависит только от природы и физического состояния исходных веществ и конечных продуктов, но не зависит от пути перехода.

В термохимических расчетах применяют чаще следствие из закона Гесса : тепловой эффект реакции (ΔH х.р) равен сумме энтальпий образования ΔH обр продуктов реакции за вычетом суммы энтальпий образования исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов:

СО 2(г) →СО (г) + ½ О 2(г

Исходя из табличных значениях ΔН 0 при стандартных условиях:

ΔН(СО 2(г))=-393,51 кДж/моль

ΔН(СО (г))= -110,53- (кДж/моль

ΔН(О 2(г))= 0

ΔН (х.р.) = -110,53-(-393,51)=282,98 кДж/моль

Энтропия является функцией состояния, т.е. ее изменение (ΔS ) зависит только от начального (S 1) и конечного (S 2)состояния и не зависит от пути процесса:

S((СО (г))= 197,55*10 -3 кДж/мольК

S((СО 2(г))=213,66*10 -3 кДж/мольК

S((О 2(г))=205,04*10 -3 кДж/мольК

ΔS=(197,55*10 -3 +205,04*10 -3)- 213,66*10 -3 =188,93*10 -3 кДж/мольК

Энергию Гиббса Δ G , можно найти из соотношения:

ΔG = ΔH – T ΔS .

ΔG=282,985-298*188,93*10 -3 =285,985-56,3=226,68>0

ΔG>0, следовательно при стандартных условиях реакция невозможна.

5(123) Во сколько раз следует увеличить давление, чтобы скорость реакции 2NО +О 2 → 2NО 2 возросла в 1000раз?

Зависимость скорости реакции от концентраций определяется законом действия масс : при постоянной температуре скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению молярных концентраций реагирующих веществ.

V =К 2 [О 2 ]

Увеличение давления означает уменьщение объема газовой смеси, а следовательно увеличение концентрации реагирующих веществ

Обозначим скорость реакции до изменения концентраций V 1, а после изменения концентраций V 2

обозначим концетрации веществчерез а и b:

тогда до увеличения давления –V 1 =k*а 2 b

после увеличения давления V 2 =k*(ах) 2 bх= k*а 2 bх3

Из условия задачи V 2 /V 1 =1000, находим х:

k*а 2 bх3/ k*а 2 b=1000

х 3 =1000, т.е х=10

Давление следует увеличить в 10 раз.