PERIODISKAS ELEMENTU ĪPAŠĪBAS UN TO RAKSTUROJUMS - ĶĪMIJA - 2026

Par periodiski īpašības elementi ir tie, kas nosaka to fizikālo un ķīmisko uzvedību no atomu viedokļa, un kuru lielumi, papildus atomu skaitu, ļauj klasifikācija no atomiem.

Kā norāda nosaukums, no visām īpašībām tās raksturo periodiskas īpašības; tas ir, ja tiek pētīta periodiskā tabula, būs iespējams apliecināt, ka tās lielumi atbilst tendencei, kas sakrīt un tiek atkārtota ar elementu secību periodos (rindās) un grupās (kolonnās).

Periodiskās tabulas elementu daļas raksturīgais periodiskums. Avots: Gabriel Bolívar.

Piemēram, ja šķērso periodu un periodiskā īpašība samazinās ar katru elementu pēc lieluma, tas pats notiks visos periodos. No otras puses, ja, ejot pa vienu grupu vai kolonnu, palielinās tās lielums, var sagaidīt, ka tas pats notiks arī citās grupās.

Un tā, tā variācijas atkārtojas un parāda vienkāršu tendenci, kas atbilst elementu sakārtošanai pēc to atomu skaitļiem. Šīs īpašības ir tieši atbildīgas par elementu metālisko vai nemetālisko īpašību, kā arī to reaģētspēju, kas ir palīdzējis tos klasificēt dziļāk.

Ja kādu brīdi elementu identitāte nebija zināma un tos uzskatīja par dīvainām “sfērām”, periodisko tabulu varēja pārbūvēt (ar lielu darbu), izmantojot šīs īpašības.

Tādā veidā domājamās sfēras iegūtu krāsas, kas ļautu tās grupās atšķirt viena no otras (augšējais attēls). Zinot to elektroniskos parametrus, tos varētu sakārtot periodos, un grupas atklātu tos, kuriem ir vienāds valences elektronu skaits.

Periodisko īpašību apguve un argumentēšana ir tāda pati kā zināšana, kāpēc elementi vienā vai otrā veidā reaģē; ir zināt, kāpēc metāliskie elementi atrodas noteiktos tabulas reģionos, bet nemetāliskie - citos.

Kādas ir periodiskās īpašības un to īpašības

-Atomiskais radio

Novērojot attēlā esošās sfēras, pirmais, ko var pamanīt, ir tas, ka tie nav visi vienādi. Daži no tiem ir apjomīgāki nekā citi. Ja ielūkojaties rūpīgāk, jūs redzēsit, ka šie izmēri mainās atkarībā no modeļa: vienā periodā tas samazinās no kreisās uz labo pusi, un grupā tas palielinās no augšas uz leju.

Iepriekš minēto var teikt arī šādā veidā: atoma rādiuss samazinās virzienā uz grupām vai kolonnām labajā pusē, un palielinās apakšējos periodos vai rindās. Šādā gadījumā atoma rādiuss ir pirmais periodiskais īpašums, jo tā variācijas seko modelim elementos.

Kodola lādiņš pret elektroniem

Kāds ir šī modeļa cēlonis? Periodā atoma elektroni aizņem tādu pašu enerģijas līmeni, kas ir saistīts ar attālumu, kas tos atdala no kodola. Kad mēs pārvietojamies no vienas grupas uz otru (kas ir tas pats, kas iet cauri periodam pa labi), kodols vienā enerģijas līmenī pievieno gan elektronus, gan protonus.

Tāpēc elektroni nevar aizņemt lielākus attālumus no kodola, kas palielina tā pozitīvo lādiņu, jo tajā ir vairāk protonu. Līdz ar to elektroni izjūt lielāku pievilkšanās spēku pret kodolu, piesaistot tos arvien vairāk un vairāk, palielinoties protonu skaitam.

Tāpēc periodiskās tabulas labajā pusē esošajiem elementiem (dzeltenās un tirkīza krāsas kolonnas) ir vismazākais atomu rādiuss.

No otras puses, kad jūs "lecam" no viena perioda uz otru (kas ir tas pats, kas teikt, ka jūs nolaižaties caur grupu), jaunie enerģijas līmeņi ļauj elektroniem aizņemt attālākas telpas no kodola. Atrodoties tālāk, kodols (ar vairāk protonu) piesaista tos ar mazāku spēku; un tādējādi palielinās atomu rādiuss.

Jonu rādiuss

Jonu rādiuss seko līdzīgam modelim kā atomu rādiuss; Tomēr tie nav tik daudz atkarīgi no kodola, bet gan no tā, cik vai mazāk elektronu atomā ir attiecībā uz tā neitrālo stāvokli.

Katjoniem (Na ⁺ , Ca ²⁺ , Al ³⁺ , Be ²⁺ , Fe ³⁺ ) ir pozitīva uzlāde, jo tie ir zaudējuši vienu vai vairākus elektronus, un tāpēc kodols piesaista tos ar lielāku spēku, jo ir mazāk atgrūžu. starp viņiem. Rezultāts: katjoni ir mazāki par atomiem, no kuriem tie iegūti.

Un anjoniem (O ^2- , F ^- , S ^2- , I ^- ), gluži pretēji, tie uzrāda negatīvu lādiņu, jo tiem ir viens vai vairāki elektroni pārsniedz, palielinot to atgrūšanos viens pret otru virs kodola radītās pievilcības. Rezultāts: anjoni ir lielāki par atomiem, no kuriem tie ir iegūti (attēls zemāk).

Jonu rādiusa izmaiņas attiecībā pret neitrālo atomu. Avots: Gabriel Bolívar.

Var redzēt, ka 2-anjons ir lielākais no visiem, un 2+ katjons ir mazākais. Rādiuss palielinās, ja atoms ir negatīvi lādēts, un samazinās, kad tas ir pozitīvi lādēts.

-Elektronegativitāte

Ja elementiem ir mazi atomu rādiusi, ļoti spēcīgi tiek piesaistīti ne tikai viņu elektroni, bet arī elektroni no blakus esošajiem atomiem, kad tie veido ķīmisku saiti. Šī tendence piesaistīt elektronus no citiem atomiem savienojumā ir pazīstama kā elektronegativitāte.

Tas, ka atoms ir mazs, nenozīmē, ka tas būs vairāk elektronegatīvs. Ja tā, tad hēlija un ūdeņraža elementi būtu visvairāk elektronegatīvie atomi. Hēlijs, ciktāl zinātne ir pierādījusi, neveido jebkāda veida kovalento saiti; un ūdeņraža kodolā ir tikai viens protons.

Kad atomu rādiuss ir liels, kodoli nav pietiekami spēcīgi, lai piesaistītu elektronus no citiem atomiem; tāpēc visvairāk elektronegatīvie elementi ir tie, kuriem ir mazs atoma rādiuss un lielāks protonu skaits.

Atkal tie, kas lieliski atbilst šīm īpašībām, ir periodiskās tabulas p bloka nemetāliskie elementi; Tie ir tie, kas pieder pie 16. grupas vai skābekļa (O, S, Se, Te, Po) un 17. grupas vai fluora (F, Cl, Br, I, At).

Tendence

Saskaņā ar visu to, kas tika teikts, visvairāk elektronegatīvie elementi ir izvietoti periodiskās tabulas augšējā labajā stūrī; ar fluoru kā elementu, kas vada visvairāk elektronegatīvo.

Kāpēc? Neizmantojot elektronegatīvās skalas (Pauling, Mulliken uc), kaut arī fluors ir lielāks nekā neons (tā perioda cēlgāze), pirmais var veidot saites, bet otrais to nevar. Arī neliela izmēra kodolā ir daudz protonu, un tur, kur ir fluors, būs dipola moments.

-Metālisks raksturs

Ja elementam ir atoma rādiuss, salīdzinot ar tā paša perioda elementiem, un tas arī nav ļoti elektronegatīvs, tad tas ir metāls, un tam ir augsts metāliskais raksturs.

Ja atgriezīsimies pie galvenā attēla, sarkanīgās un zaļganās sfēras, tāpat kā pelēcīgās, atbilst metāliskajiem elementiem. Metāliem ir unikālas īpašības, un šeit periodiskās īpašības sāk savstarpēji saistīties ar vielas fizikālajām un makroskopiskajām īpašībām.

Elementiem ar augstu metālisko raksturu ir raksturīgi salīdzinoši lieli atomi, viegli pazaudējami elektroni, jo kodoli diez vai var tos pievilināt.

Rezultātā tie ir viegli oksidēti vai pazuduši elektroni, veidojot katjonus, M ⁺ ; tas nenozīmē, ka visi katjoni ir metāliski.

Tendence

Šajā brīdī jūs varat prognozēt, kā periodiskajā tabulā mainās metāla raksturs. Ja ir zināms, ka metāliem ir lieli metāliski rādiusi un ka tie arī ir maz elektronegatīvi, jārēķinās, ka smagākie elementi (zemākie periodi) ir visvairāk metāliski; un vieglākie elementi (augšējie periodi), vismazāk metāliskie.

Arī metāliskais raksturs samazinās, jo elements kļūst elektronegatīvāks. Tas nozīmē, ka, ejot pa periodiem un grupām pa labi no periodiskās tabulas, augšējos periodos viņi atradīs mazāk metāliskos elementus.

Tāpēc metāliskais raksturs palielinās dilstoši pa grupu un tajā pašā laika posmā samazinās no kreisās uz labo pusi. Starp metāliskajiem elementiem mums ir: Na (nātrijs), Li (litijs), Mg (magnijs), Ba (bārijs), Ag (sudrabs), Au (zelts), Po (polonijs), Pb (svins), Cd (kadmijs) , Al (alumīnijs) utt.

-Ionizācijas enerģija

Ja kādam atomam ir liels atoma rādiuss, ir sagaidāms, ka tā kodols neturēs elektronus attālākajos apvalkos, kas ieslodzīti ar ievērojamu spēku. Līdz ar to, lai tos noņemtu no atoma gāzes fāzē (individuāli), nevajadzēs daudz enerģijas; tas ir, jonizācijas enerģija EI, kas nepieciešama, lai no tām noņemtu elektronu.

EI ir arī līdzvērtīgs apgalvojumam, ka tā ir enerģija, kas jāpiegādā, lai pārvarētu atoma vai gāzveida jona kodola pievilcīgo spēku uz tā attālāko elektronu. Jo mazāks atoms un jo vairāk elektronegatīvs, jo zemāks tā EI; šī ir tava tendence.

Šis vienādojums ilustrē piemēru:

Na (g) => Na ⁺ (g) + e ^-

Lai to sasniegtu, EI nav tik liels, salīdzinot ar otro jonizāciju:

Na ⁺ (g) => Na ²⁺ (g) + e ^-

Tā kā Na ⁺ grupā dominē pozitīvi lādiņi un jons ir mazāks par neitrālo atomu. Līdz ar to Na ⁺ kodols piesaista elektronus ar daudz lielāku spēku, prasot daudz lielāku EI.

-Elektroniskā afinitāte

Visbeidzot, pastāv periodiska elektroniskās radniecības īpašība. Tā ir gāzes fāzes elementa atoma enerģētiskā tendence pieņemt elektronu. Ja atoms ir mazs un tam ir kodols ar lielu pievilcīgu spēku, tam būs viegli pieņemt elektronu, veidojot stabilu anjonu.

Jo stabilāks ir anjons attiecībā pret tā neitrālo atomu, jo lielāka ir tā elektronu afinitāte. Tomēr spēlē arī atgrūšanās starp pašiem elektroniem.

Piemēram, slāpeklim ir augstāka elektronu afinitāte nekā skābeklim. Tas ir tāpēc, ka tā trīs 2p elektroni nav sapāroti un atgrūž viens otru, un ienākošais elektrons ir mazāk; atrodoties skābeklī, ir pāris pāru elektronu, kas izdara lielāku elektronisko atgrūšanos; un fluorā ir divi pāri.

Tieši šī iemesla dēļ tiek uzskatīts, ka elektronisko afinitāšu tendence normalizējas, sākot ar periodiskās tabulas trešo periodu.

Atsauces

1. Šiveris un Atkins. (2008). Neorganiskā ķīmija. (Ceturtais izdevums). Mc Graw Hill.
2. Vaitens, Deiviss, Peks un Stenlijs. (2008). Ķīmija. (8. izd.). CENGAGE mācīšanās.
3. Prof. Ortega Graciela M. (2014. gada 1. aprīlis). Elementu periodiskās īpašības. Krāsa abc. Atgūts no: abc.com.py
4. Ķīmija LibreTexts. (2017. gada 7. jūnijs). Elementu periodiskās īpašības. Atgūts no: chem.libretexts.org
5. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (2019. gada 2. janvāris). Elementu periodiskās īpašības. Atgūts no: domaco.com
6. Toppr. (sf). Elementu periodiskās īpašības. Atgūts no: toppr.com /
7. Elementu periodiskās īpašības: Ceļojums pāri galdam ir ceļojums caur ķīmiju. . Atgūts no: cod.edu