Закономірності зміни електронегативності елементів у групі та періоді. Закономірності зміни електронегативності елементів у групі та періоді Зменшення електронегативності відбувається у групі елементів
Періодична система хімічних елементів Д. І. Менделєєва - це класифікація хімічних елементів як таблиці, у якій чітко видно залежність різних властивостей елементів від заряду атомного ядра. Ця система є графічним відображенням періодичного закону, встановленого російським хіміком Д. І. Менделєєвим 1869 року. Створена була у 1869-1871 роках ним же. Таблиця складається зі стовпців (групи) та рядків (періоди). Групи визначають основні фізико-хімічні властивості елементів у зв'язку з електронними конфігураціями на зовнішніх електронних оболонках. У періодах хімічні елементи вибудовані також у порядку: зростає заряду ядра, і заповнюється електронами зовнішня електронна оболонка. Хоча для груп і характерні суттєвіші тенденції та закономірності, але є області, де горизонтальний напрямок більш значущий і показовий, ніж вертикальний. Це відноситься до блоку лантаноїдів та актиноїдів.
Поняття про електронегативність
Електронегативність є основною хімічною властивістю атома. Цим терміном позначають відносну здатність атомів у молекулі відтягувати себе загальні електронні пари. Електронегативність визначає тип і властивості хімічного зв'язку і таким чином впливає на характер взаємодії між атомами в хімічних реакціях. Найвищий ступінь електронегативності у галогенів та сильних окислювачів (F, O, N, Cl), а низький – у активних металів (I група). Сучасне поняття запровадив американський хімік Л. Полінг. Теоретичне визначення електронегативності запропонував американський фізик Р. Маллікен.
Електронегативність хімічних елементів у періодичній системі Д. І. Менделєєва збільшується вздовж періоду зліва направо, а в групах – знизу вгору. Електронегативність залежить від:
- атомного радіусу;
- кількості електронів та електронних оболонок;
- енергії іонізації.
Так, у напрямку зліва направо радіус атомів зазвичай скорочується у зв'язку з тим, що у кожного наступного елемента збільшується кількість заряджених частинок, тому електрони притягуються сильніше та ближче до ядра. Це веде до збільшення енергії іонізації, тому що сильний зв'язок в атомі вимагає більшої енергії вилучення електрона. Відповідно, збільшується і електронегативність.
На цьому уроці ви дізнаєтеся про закономірності зміни електронегативності елементів у групі та періоді. На ньому ви розгляньте, від чого залежить електронегативність хімічних елементів. Приклад елементів другого періоду вивчіть закономірності зміни електронегативності елемента.
Тема: Хімічний зв'язок. Електролітична дисоціація
Урок: Закономірності змін електронегативності хімічних елементів у групі та періоді
1. Закономірності змін значень електронегативності у періоді
Закономірності змін значень відносної електронегативності у періоді
Розглянемо з прикладу елементів другого періоду, закономірності змін значень їх відносної електронегативності. Рис.1.
Мал. 1. Закономірності змін значень електронегативності елементів 2 періоду
Відносна електронегативність хімічного елемента залежить від заряду ядра та від радіусу атома. У другому періоді є елементи: Li, Be, B, C, N, O, F, Ne. Від літію до фтору збільшується заряд ядра та кількість зовнішніх електронів. Число електронних шарів залишається незмінним. Отже, сила тяжіння зовнішніх електронів до ядра зростатиме, і атом стискатиметься. Радіус атома від літію до фтору зменшуватиметься. Чим менший радіус атома, тим сильніше зовнішні електрони притягуються до ядра, отже більше значення відносної електронегативності.
У період із збільшенням заряду ядра радіус атома зменшується, а значення відносної електронегативності збільшується.
Мал. 2. Закономірності змін значень електронегативності елементів VII-A групи.
2. Закономірності змін значень електронегативності у групі
Закономірності змін значень відносної електронегативності у основних підгрупах
Розглянемо закономірності змін значень відносної електронегативності в основних підгрупах з прикладу елементів VII-A групи. Рис.2. У сьомій групі головною підгрупою розташовані галогени: F, Cl, Br, I, At. На зовнішньому електронному шарі цих елементів однакове число електронів - 7. Зі зростанням заряду ядра атома під час переходу від періоду до періоду, збільшується число електронних верств, отже, збільшується атомний радіус. Чим менший радіус атома, тим більше значення електронегативності.
У головній підгрупі зі збільшенням заряду ядра атома збільшується радіус атома, а значення відносної електронегативності зменшується.
Так як хімічний елемент фтор розташований у правому верхньому куті Періодичної системи Д. І. Менделєєва його значення відносної електронегативності буде максимальним і рівним чисельно 4.
Висновок:Відносна електронегативність збільшується із зменшенням радіусу атома.
У періоди зі збільшенням заряду ядра атома електронегативність збільшується.
У основних підгрупах із збільшенням заряду ядра атома відносна електронегативність хімічного елемента зменшується. Найбільш електронегативний хімічний елемент - це фтор, оскільки він розташований у правому верхньому кутку Періодичної системи Д. І. Менделєєва.
Підбиття підсумку уроку
На цьому уроці ви дізналися про закономірності зміни електронегативності елементів у групі та періоді. На ньому ви розглянули від чого залежить електронегативність хімічних елементів. Приклад елементів другого періоду вивчили закономірності зміни електронегативності елемента.
1. Рудзітіс Г. Є. Неорганічна та органічна хімія. 8 клас: підручник для загальноосвітніх установ: базовий рівень/Г. Є. Рудзітіс, Ф. Г. Фельдман. М: Просвітництво. 2011 176с.:іл.
2. Попель П. П.Хімія: 8 кл.: Підручник для загальноосвітніх навчальних закладів/П. П. Попель, Л. С.Крівля. – К.: ІЦ «Академія», 2008.-240 с.: Іл.
3. Габрієлян О. С. Хімія. 9 клас. Підручник Видавництво: Дрофа.:2001. 224с.
1. Chemport. ru .
1. №№ 1,2,5 (с.145) Рудзітіс Г. Є. Неорганічна та органічна хімія. 8 клас: підручник для загальноосвітніх установ: базовий рівень/Г. Є. Рудзітіс, Ф. Г. Фельдман. М: Просвітництво. 2011 176с.:іл.
2. Наведіть приклади речовин із ковалентним неполярним зв'язком та іонним. Яке значення має електронегативність утворенні таких сполук?
3. Розташуйте в ряд за зростанням електронегативності елементи другої групи головної підгрупи.
При взаємодії елементів утворюються електронні пари рахунок прийняття чи віддачі електронів. Здатність атома відтягувати електрони була названа Лайнусом Полінг електронегативністю хімічних елементів. Полінг становив шкалу електронегативності елементів від 0,7 до 4.
Що таке електронегативність?
Електронегативність (ЕО) – кількісна характеристика елемента, що показує, з якою силою притягуються електрони ядром атома. ЕО також характеризує здатність утримувати валентні електрони на зовнішньому енергетичному рівні.
Мал. 1. Будова атома.
Можливість віддавати або приймати електрони визначає приналежність елементів до металів чи неметал. Яскраво вираженими металевими властивостями мають елементи, що легко віддають електрони. Елементи, що приймають електрони, виявляють неметалічні властивості.
Електронегативність проявляється в хімічних сполуках і показує усунення електронів у бік одного з елементів.
Електронегативність збільшується зліва направо та зменшується зверху вниз у періодичній таблиці Менделєєва.
Як визначити
Визначити значення можна з допомогою таблиці електронегативності хімічних елементів чи шкали Полінга. За одиницю прийнято електронегативність літію.
Найбільшою ЕО мають окислювачі та галогени. Значення їхньої електронегативності більше двох. Рекордсмен є фтор з електронегативністю 4.
Мал. 2. Таблиця електронегативності.
Найменшу ЕО (менше двох) мають метали першої групи періодичної таблиці. Активними металами є натрій, літій, калій, т.к. їм легше розлучитися з єдиним валентним електроном, ніж прийняти електрони, що відсутні.
Деякі елементи займають проміжне положення. Їхня електронегативність близька до двох. Такі елементи (Si, B, As, Ge, Te) виявляють металеві та неметалічні властивості.
Для зручності порівняння ЕО використовується ряд електронегативності елементів. Зліва розташовуються метали, праворуч – неметали. Чим ближче до країв, тим активніший елемент. Найсильнішим відновником, який легко віддає електрони і має найменшу електронегативність, є цезій. Активним окислювачем, здатним притягувати електрони, є фтор.
Мал. 3. Ряд електронегативності.
У неметалевих з'єднаннях притягують електрони елементи з більшою ЕО. Кисень з електронегативністю 3,5 притягує атоми вуглецю та сірки з електронегативністю 2,5.
Що ми дізналися?
Електронегативність показує ступінь утримання ядром атома валентних електронів. Залежно від значення ЕО, елементи здатні віддавати або приймати електрони. Елементи з більшою електронегативністю відтягують електрони та виявляють неметалеві властивості. Елементи, атоми яких легко віддають електрони, мають металеві властивості. Деякі елементи мають умовно нейтральну ЕО (близько двох) і можуть виявляти металеві та неметалеві властивості. Ступінь ЕО збільшується зліва направо і знизу нагору в таблиці Менделєєва.
Електронегативність (c) - здатність атома утримувати зовнішні (, типу атомних орбіталей і характеру їх гібридизації. валентні) електрони. Вона визначається ступенем тяжіння цих електронів до позитивно зарядженого ядра.
Ця властивість проявляється у хімічних зв'язках як зміщення електронів зв'язку у бік більш електронегативного атома.
Электроотрицательность атомів, що у освіті хімічної зв'язку, - одне із головних чинників, який визначає як ТИП, а й ВЛАСТИВОСТІ цього зв'язку, і цим впливає характер взаємодії між атомами під час протікання хімічної реакції.
У шкалі відносних електронегативностей елементів Л.Полінга (розрахованих на підставі залежності енергій зв'язків від відмінностей в електронегативності Dc атомів, що зв'язуються) метали та елементи-органогени розташовуються в наступний ряд:
Електронегативність не є абсолютною константою елемента. Вона залежить від ефективного заряду ядра атома, який може змінюватись під впливом сусідніх атомів чи груп атомів
|
Елемент | |||||||||||||
Електронегативність елементів зростає за періодом і дещо зменшується у групах із зростанням номера періоду у елементів I, II, V, VI та VII головних підгруп, III, IV та V – побічних підгруп, має складну залежність у елементів III головної підгрупи (мінімум ЕО у Al ), зростає із збільшенням номера періоду у елементів VII-VIII побічних підгруп. Найменші значення ЕО мають s-елементи I підгрупи, найбільші – p-елементи VII та VI груп.
Приклади електронної формули р-елементів
Алюміній Аl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1
Азот N 1s 2 2s 2 2p 3
3(63) Що таке гібридизація? розглянути типи гідридизації з прикладу молекул с2н6; с2н4; с2н2? Зобразіть їхню електронну будову.
s-Орбіталь має сферичну форму, а р-орбіталь - форму об'ємної вісімки, певним чином орієнтованої у просторі.
При збудженні атома вуглецю один із двох електронів 2 s-підрівня переходить на вільну орбіталь 2 p-підрівня. Це можливо у зв'язку з невеликою різницею в енергії. s- і 2 p-Підрівнів. Такий атом вуглецю в збудженому стані має вже чотири неспарені електрони: один на 2 s- і три на 2 p-орбіталях.
Для обґрунтування рівноцінності чотирьох валентностей атома вуглецю використовується опис його електронної структури із залученням поняття гібридизації. Такий опис базується на уявленні про те, що після змішування орбіталей відбувається утворення нових, гібридних орбіталей, рівноцінних енергії. При цьому гібридизацію слід розуміти як математичну, квантово-механічну модель, а не як фізичний процес.
Для атома вуглецю можливі три типи гібридизації (три валентні стани).
sр 3 -Гібридизація- змішання однієї 2 s- і трьох 2 р-орбіталей. Усі чотири гібридні орбіталі суворо орієнтовані у просторі під кутом 109°28" один до одного, створюючи потовщеними "пелюстками" геометричну фігуру - тетраедр (мал. 2). sp3-гібридизований атом вуглецю часто називають "тетраедричним". Стан вуглецевого атома з sp3-Гібридними орбіталями (перший валентний стан) характерно для граничних вуглеводнів - алканів.
sр 2 -Гібридизація- змішання однієї 2s та двох 2р-орбіталей не гібридизована і перпендикулярна до площини, в якій розташовані три sp2-гібридні орбіталі. Стан атома вуглецю з sp2-Гібридними орбіталями (другий валентний стан) характерно для ненасичених вуглеводнів ряду етилену - алкенів.
sр -Гібридизація- змішання однієї 2s-і однієї 2р-орбіталі. Дві гібридні орбіталі розташовані на одній прямій лінії під кутом 180° один до одного Інші два негібридизовані 2р-орбіталі розташовані у взаємно перпендикулярних площинах. Стан атома вуглецю з sp-гібридними орбіталями (третій валентний стан) характерний для ненасичених вуглеводнів ацетиленового ряду - алкінів.
Зв'язок між типом гібридизації орбіталей та характером вуглецевих атомів показаний у таблиці 1.
|
Стан вуглецевого атома |
Орбіталі |
Валентний стан атома вуглецю |
Тип гібридизації та будова молекули |
|||
|
Збуджений, вихідний стан |
2p x |
2p y |
2p z | |||
|
Збуджене, в алканах |
2sp 3 |
2sp 3 |
2sp 3 |
2sp 3 |
(sp 3 ) Тетраедричний |
|
|
Збуджене, в алкенах |
2sp 2 |
2sp 2 |
2sp 2 |
(sp 2 ) Тетраедричний (площинний) |
||
|
Збуджене, в алкінах |
(sp 2 ) Тетраедричне (лінійне) |
|||||
У молекулеетану, наприклад, є сім σ-зв'язків
розташованих один щодо одного під кутом 109°28". Атомивуглерод знаходяться в першому валентному стані (sр 3 -гібридизація).
В молекулеетилену, як це встановлено за допомогою фізичних методів дослідження, п'ять σ-зв'язків розташовані один щодо одного під кутом 120° і знаходяться в одній площині:
Однак при такому розташуванні зв'язків в етилену кожного атома вуглецю залишається по одному неспареному електрону. Вони вже не можуть утворити між атомами вуглецю другий σ-зв'язок, так як це супроводжувалося б порушенням принципу Паулі. Тому такі неспарені електрони атоміввуглецю утворюють якісно інший зв'язок. Перекривання двох електронних хмар відбувається так, що вісімки цих хмар перпендикулярні площині, в якій розташовані всі шість атомів молекули етилену. Оскільки передбачається, що σ-зв'язки вмолекулеэтиленаутворюються за участю гібридизованихелектронів, а π-зв'язок - за участю «чистих» р-електронів (тобто з чотирьохелектронів кожного вуглецевого атомагібридизовані один s-електрон і тільки два з трьох р-електронів) sp 2 -гібридизація. У молекулі етилену ми зустрічаємося з атомами вуглецю у другому валентному стані.
У молекулі ацетиленууглерод знаходиться в третьому валентному стані. У цій молекулі чотири атоми розташовані на одній прямій і кути між σ-зв'язками становлять 180 ° (sp-гібридизація). Електронні хмари двох π-зв'язків розташовані вздовж перетинаються взаємно-перпендикулярних площин Таким чином, згідно з викладеними вище наочними уявленнями, два вуглець-вуглецеві зв'язки вмолекулеэтиленаи три - вмолекулеацетиленаза своєю електронною будовою не однакові. Досі, однак, не відомо жодних хімічних чи фізичних експериментальних фактів, які могли б підтвердити цю відмінність. Той факт, що вуглецеві атоми, пов'язані подвійними зв'язками, здатні легко приєднувати тільки два атоми водню, галоїду і т. п., так що одна з вуглець-вуглецевих зв'язків зберігається, легко узгоджується також і з припущенням, що обидві вуглець-вуглецеві зв'язки однакові. Справді, якщо по одному з таких однакових вуглець-вуглецевих зв'язків приєднуються, наприклад, два атома водню, то в результаті цього характер другої вуглець-вуглецевого зв'язку, що залишився, може змінитися іона, відрізняючись від двох наявних кратних зв'язків у вихідному з'єднанні, може бути міцніше, ніж кожна з них . На основі такого припущення можна пояснити, чому подвійний зв'язок легко приєднує тільки два, а потрійний - лише чотири еквіваленти.
Нерівноцінність зв'язків могла б бути встановлена фізичними методами дослідження, з яких важливе значення має, наприклад, визначення енергії зв'язків С-С, С=С та С≡С Значення енергії цих зв'язків становлять відповідно 79,3; 140,5; 196,7 ккал/моль
4. (93) Знайдіть ентропію, ентальпію та енергію Гіббса за стандартних умов наступної реакції: СО 2(г) →СО (г) + ½ Про 2(г) та визначте можливість або неможливість її протікання за тих самих умов.
В основі термохімічних розрахунків лежить закон Гесса (1840 р.): тепловий ефект реакції залежить тільки від природи та фізичного стану вихідних речовин та кінцевих продуктів, але не залежить від шляху переходу.
У термохімічних розрахунках застосовують частіше слідство із закону Гесса : тепловий ефект реакції (Δ Hх.р) дорівнює сумі ентальпій освіти Δ Hобр продуктів реакції за вирахуванням суми ентальпій утворення вихідних речовин з урахуванням стехіометричних коефіцієнтів:
СО 2(г) →СО (г) + ½ Про 2(г)
Виходячи з табличних значень ΔН 0 за стандартних умов:
ΔН(СО 2(г))=-393,51 кДж/моль
ΔН(З (г))= -110,53- (кДж/моль
ΔН(Про 2(г))= 0
ΔН (х.р.) = -110,53-(-393,51) = 282,98 кДж/моль
Ентропія є функцією стану, тобто. її зміна (Δ S) залежить тільки від початкового ( S 1) і кінцевого ( S 2) стану і залежить від шляху процесу:
S((З (г))= 197,55*10 -3 кДж/мольК
S((СО 2(г))=213,66*10 -3 кДж/мольК
S((Про 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
Енергію Гіббса Δ G , можна знайти із співвідношення:
Δ G= Δ H– TΔ S.
ΔG=282,985-298*188,93*10 -3 =285,985-56,3=226,68>0
ΔG>0, отже за стандартних умов реакція неможлива.
5(123) У скільки разів слід збільшити тиск, щоб швидкість реакції 2NО +О 2 → 2NО 2 зросла в 1000 разів?
Залежність швидкості реакції від концентрацій визначається законом дії мас: при постійній температурі швидкість хімічної реакції прямо пропорційна добутку молярних концентрацій реагуючих речовин.
V = До 2 [Про 2]
Збільшення тиску означає зменшення обсягу газової суміші, а отже збільшення концентрації реагуючих речовин
Позначимо швидкість реакції до зміни концентрацій V1, а після зміни концентрацій V2
позначимо концетрації речовин через а та b:
тоді до підвищення тиску –V 1 =k*а 2 b
після збільшення тиску V 2 =k*(ах) 2 bх= k*а 2 bх3
З умови задачі V 2 / V 1 = 1000, знаходимо х:
k * а 2 bх3 / k * а 2 b = 1000
х 3 =1000, тобто х=10
Тиск слід збільшити вдесятеро.