Что является количественной характеристикой металличности

Зависимость свойств элементов от строения их атомов

Периодическое изменение свойств химических эле­ментов и их соединений при увеличении порядкового номера объясняется тем, что периодически повторяет­ся строение внешнего электронного слоя в атомах эле­ментов.

Число электронов на внешнем слое атомов элемен­тов главных подгрупп (кроме Н и Не) равно номеру группы, в которой находятся элементы.

Главная подгруппа — это вертикальный ряд эле­ментов, атомы которых имеют одинаковое число электронов на внешнем электронном слое. Это число равно номеру группы.

Элементы, которые находятся в одной подгруппе, яв­ляются элементами-аналогами, так как они имеют не­которые общие свойства (одинаковую высшую валент­ность, одинаковые формы оксидов и гидроксидов и др.). Эти общие свойства объясняются одинаковым строени­ем внешнего электронного слоя.

При увеличении порядкового номера последовательно увеличивается общее число электронов в атомах элемен­тов, а число электронов на внешнем электронном слое изменяется периодически (в каждом периоде, кроме пер­вого, это число изменяется от 1 у первого элемента до 8 у последнего элемента периода).

Все элементы разделяются на 4 электронных семей­ства.

s-Элементы (элементы s-семейства) — это элементы, в атомах которых последним заполняется s-подуровень внешнего электронного слоя.

Первые два элемента каждого периода — это s- элемен­ты. Они составляют главные подгруппы I и II групп.

р-Элементы (элементы р-семейства) — это элементы, в атомах которых, последним заполняется р-подуровень внешнего электронного слоя.

В каждом периоде (кроме первого и седьмого) имеется шесть р-элементов; они находятся в конце периода. р-Элементы составляют главные подгруппы III—VIII групп.

d-Элементы (элементы d-семейства) — это элементы, в атомах которых последним заполняется d-подуровень предвнешнего электронного слоя.

Побочная подгруппа — это вертикальный ряд d-элементов, которые имеют одинаковое суммар­ное число электронов на d-подуровне предвнеш­него слоя и s-подуровне внешнего слоя. Это чис­ло обычно равно номеру группы.

Побочная подгруппа IV группы ₂₂Ti ls 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 2

Побочная подгруппа VI группы ₂₄Cr ls 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5

f-Элементы (элементы f-семейства) — это элементы в атомах которых последним заполняется f-подуровень тре­тьего снаружи электронного слоя.

f-Элементы находятся в VI и VII периодах Каждый из этих периодов содержит 14 f-элементов. f-Элементами яв­ляются лантаноиды и актиноиды, которые располагают­ся в нижней части периодической системы.

Теория строения атомов объясняет периодическое изменение свойств элементов при увеличении порядкового номера.

Важнейшими свойствами элементов являются металличность (металлические свойства) и неметалличность (неметаллические свойства).

Металличность — это способность атома элемента от­давать электроны. Количественной характеристикой металличности элемента является энергия ионизации (I).

Энергия ионизации атома — это количество энергии, которое необходимо для отрыва электрона от атома эле­мента (Э), т. е. для превращения атома в положительно заряженный ион:

Чем меньше энергия ионизации, тем легче атом отдает электрон, тем сильнее металлические свойства элемента.

Неметалличность — это способность атомов элемента присоединять электроны.

Количественной характеристикой неметалличности элемента является сродство к электрону (Е_ср).

Сродство к электрону — это энергия, которая выде­ляется при присоединении электрона к нейтральному ато­му, т. е. при превращении атома в отрицательно заря­женный ион:

Э°+е – =Э – + Е _ср

Чем больше сродство к электрону, тем легче атом при­соединяет электрон, тем сильнее неметаллические свой­ства элемента.

Универсальной характеристикой металличности и не­металличности элементов является электроотрицатель­ность элемента (ЭО).

Электроотрицательность элемента характеризует способность атома притягивать к себе электроны, других атомов в молекуле.

Чем больше металличностъ, тем меньше ЭО.
Чем больше неметалличностъ, тем больше ЭО.
При определении значений относительной электроот­рицательности различных элементов за единицу принята ЭО лития (табл. 4)

Металличность

Металли́чность (в астрофизике) — относительная концентрация элементов тяжелее гелия (их в астрономии принято называть металлами) в звёздах и галактиках. Является показателем возраста звёздной системы [источник не указан 447 дней] .

При первичном нуклеосинтезе, в первые минуты жизни Вселенной, в ней возникли водород (75 %), гелий (25 %), а также следы лития и бериллия. Образовавшиеся позднее первые звёзды, так называемые звёзды популяции III, состояли только из этих элементов и практически не содержали металлов. Эти звёзды были чрезвычайно массивны, и в течение их жизни в них синтезировались элементы вплоть до железа. Затем звёзды погибали в результате взрыва сверхновых, и синтезированные элементы распределялись по Вселенной. Пока ещё ни одной звезды этого типа не было найдено. Второе поколение звёзд (популяция II) родилось из материала звёзд первого поколения и имело довольно малую металличность. Каждое следующее поколение звёзд более богато металлами, чем предыдущее. Самые молодые звёзды, типа Солнца, которое является звездой третьего поколения (популяции I), содержат самое высокое количество металлов.

Из наблюдений (из анализа спектров звёзд) чаще всего можно получить только величину :

которую, строго говоря, и называют металличностью [источник не указан 447 дней] .

Здесь — отношение концентрации атомов железа к атомам водорода на звезде и на Солнце соответственно. В случае, если пропорции металлов и элементов С, О, N, Ne на Солнце и на звезде одинаковы, металличность характеризует отношение содержания всех тяжёлых элементов на звезде и на Солнце. Для очень старых звёзд значение заключено между −2 и −1 (то есть содержание металлов в них меньше солнечного в 10-100 раз). Металличность звёзд галактического диска в основном меняется от −0,3 до +0,2, выше в центре и снижается к краям.

Металличность также влияет на минимальную массу звезды/коричневого карлика, при которой начинаются термоядерные реакции.

Зависимость металличности от наличия планет

Астрономами из США, Бразилии и Перу были получены экспериментальные свидетельства того, что наличие в системе газового гиганта может влиять на химический состав родительской звезды. В теории, для оценки роли газового гиганта необходима двойная звезда, так как двойные звёзды формируются из одного газового облака и как следствие должны иметь предельно схожий химический состав. Однако наличие планеты у одного из компаньонов могло бы объяснить различие в химическом составе, так как звёзды и планеты формируются практически одновременно, что обусловливает взаимосвязь их процессов формирования. На практике, в качестве объекта изучения, была выбрана система 16 Лебедя являющаяся двойной звездой, с газовым гигантом 16 Лебедя B b обращающимся вокруг компаньона B. Оба компаньона являются аналогами Солнца. [1] Была рассчитана относительная распространённость 25 разных химических элементов в фотосфере звёзд. В результате оказалось, что 16 Лебедя A превосходит 16 Лебедя B по содержанию металлов, а в качестве объяснения наличие у компаньона B газового гиганта. [2]

Пособие-репетитор по химии

ЗАНЯТИЕ 5
10-й класс (первый год обучения)

Продолжение. Начало см. в № 22/2005; 1, 2, 3/2006

Периодический закон и система химических элементов Д.И.Менделеева

План

1. История открытия периодического закона и системы химических элементов Д.И.Менделеева.

2. Периодический закон в формулировке Д.И.Менделеева.

3. Современная формулировка периодического закона.

4. Значение периодического закона и системы химических элементов Д.И.Менделеева.

5. Периодическая система химических элементов – графическое отражение периодического закона. Строение периодической системы: периоды, группы, подгруппы.

6. Зависимость свойств химических элементов от строения их атомов.

1 марта (по новому стилю) 1869 г. считается датой открытия одного из важнейших законов химии – периодического закона. В середине XIX в. было известно 63 химических элемента, и возникла потребность в их классификации. Попытки такой классификации предпринимали многие ученые (У.Одлинг и Дж.А.Р.Ньюлендс, Ж.Б.А.Дюма и А.Э.Шанкуртуа, И.В.Деберейнер и Л.Ю.Мейер), но лишь Д.И.Менделееву удалось увидеть определенную закономерность, расположив элементы в порядке возрастания их атомных масс. Эта закономерность имеет периодический характер, поэтому Менделеев сформулировал открытый им закон следующим образом: свойства элементов, а также формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от величины атомной массы элемента.

Д.И.Менделеев
(1834–1907)

В системе химических элементов, предложенной Менделеевым, был ряд противоречий, которые сам автор периодического закона устранить не смог (аргон–калий, теллур–йод, кобальт–никель). Лишь в начале XX в., после открытия строения атома, был объяснен физический смысл периодического закона и появилась его современная формулировка: свойства элементов, а также формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от величины заряда ядер их атомов.

Такую формулировку подтверждает и наличие изотопов, химические свойства которых одинаковы, хотя атомные массы различны.

Периодический закон – один из основных законов природы и важнейший закон химии. С открытия этого закона начинается современный этап развития химической науки. Хотя физический смысл периодического закона стал понятен только после создания теории строения атома, сама эта теория развивалась на основе периодического закона и системы химических элементов. Закон помогает ученым создавать новые химические элементы и новые соединения элементов, получать вещества с нужными свойствами. Сам Менделеев предсказал существование 12 элементов, которые в то время еще не были открыты, и определил их положение в периодической системе. Свойства трех из этих элементов он подробно описал, и при жизни ученого эти элементы были открыты («экабор» – галлий, «экаалюминий» – скандий, «экасилиций» – германий). Кроме того, периодический закон имеет большое философское значение, подтверждая наиболее общие законы развития природы.

Графическим отражением периодического закона является периодическая система химических элементов Менделеева. Существует несколько форм периодической системы (короткая, длинная, лестничная (предложена Н.Бором), спиралеобразная). В России наибольшее распространение получила короткая форма. Современная периодическая система содержит 110 открытых на сегодняшний день химических элементов, каждый из которых занимает определенное место, имеет свой порядковый номер и название. В таблице выделяют горизонтальные ряды – периоды (1–3 – малые, состоят из одного ряда; 4–6 – большие, состоят из двух рядов; 7-й период – незавершенный). Кроме периодов выделяют вертикальные ряды – группы, каждая из которых подразделяется на две подгруппы (главную – а и побочную – б). Побочные подгруппы содержат элементы только больших периодов, все они проявляют металлические свойства. Элементы одной подгруппы имеют одинаковое строение внешних электронных оболочек, что обусловливает их схожие химические свойства.

Лестничная форма периодической системы элементов Д.И.Менделеева

Период – это последовательность элементов (от щелочного металла до инертного газа), атомы которых имеют одинаковое число энергетических уровней, равное номеру периода.

Что является количественной характеристикой металличности

Теория строения атомов объясняет периодическое изменение свойств элементов при увеличении порядкового номера.

Важнейшими свойствами элементов является:

— металличность (металлические свойства) – это способность атома элемента отдавать электроны.

Количественной характеристикой металличности является энергия ионизации (J) . Энергия ионизации атома – это количество энергии, которое необходимо для отрыва электрона от атома элемента (Э) в положительно заряженный ион.

Чем меньше энергия ионизации, тем легче атом отдает электрон, тем сильнее металлические свойства элемента.

Неметалличность – это способность атомов элементов присоединять электроны.

Количественной характеристикой неметаличности элемента является сродство к электрону (Е ср) . Сродство к электрону – это энергия, которая выделяется при присоединении электрона к нейтральному атому, т.е. при превращении атома в отрицательно заряженный ион:

Э 0 + е = Э — + Е ср

Чем больше сродство к электрону, тем легче атом присоединяет электрон, тем сильнее неметаллические свойства элемента.

Универсальной характеристикой металличности и неметалличности элементов является электро-отрицательность элемента (ЭО).

ЭО элемента характеризует способность атома притягивать к себе электроны других атомов в молекуле.

Чем больше металличность, тем меньше ЭО.

Чем больше неметалличность, тем больше ЭО.

При определении значений относительной электроотрицательности различных элементов за единицу принята ЭО лития.

В П.С. ЭО в периодах слева направо и в группах снизу вверх увеличивается. Самый ЭО элемент фтор.

В периодах закономерно изменяется и высшая валентность элементов: во II периоде от 1 у лития до 4 у углерода; в III периоде от 1 у натрия до 7 у хлора.

В большом IV периоде высшая валентность увеличивается от 1 у калия до 7 у марганца; у следующих элементов она понижается до 2 у цинка, а затем снова увеличивается от 3 у галлия до 7 у брома.

Это объясняется периодическим изменением числа валентных электронов в атомах, то есть тех электронов, которые участвуют в образовании химических связей.

В атомах S – и P –элементов валентными являются, как правило, все электроны внешнего слоя; в атомах d- элементов – электроны внешнего слоя (2 или 1) , а также все или некоторые d- электроны предвнешнего слоя.

Вопросы для самоконтроля

1. Дайте формулировку периодического закона Менделеева.

2. Что характеризует главное квантовое число и какие значения принимает?

3. Побочное квантовое число и какие значения оно принимает.

4. Как называются и какую форму имеют орбитали с 1=0, 1=1.

5. Что характеризует магнитное квантовое число и какие значения оно принимает?

6. Из какого числа орбиталей состоит s-, p — , d — , f – орбитали?

7. Что характеризует магнитное квантовое число и какие значения оно принимает?

8. Как формируется принцип Паули?

9. Какие электроны называются спаренными и какие спины они имеют?

10. Чем объясняется периодическое изменение свойств химических элементов и их соединений при увеличении порядкового номера?

11. Какие элементы называются, p-, d-, элементами и сколько их в каждом периоде?

12. Какие элементы называются f — элементами и в каких периодах находятся и где располагаются в периодической системе?

13. Как изменяются радиус атомов, энергия ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность, металичность и неметаличность элементов в малых периодах?

14. Почему в главных подгруппах металличность элементов увеличивается, а неметаличность уменьшается? Как изменяется ЭО в главных подгруппах?

15. Какое значение имеют периодический закон и периодическая система элементов Д.И. Менделеева?

это способность атома элемента отдавать электрон. Количественной характеристикой этой величины является энергия ионизации (I) Молекула — мельчайшая частица вещества, определяющая его основные химические свойства и состоящая из атомов, связанных между собой химическими связями.

Металличность — элемент

Металличность элементов увеличивается справа налево и сверху вниз при движении по Периодической таблице. [1]

Степень металличности элемента оценивается по легкости отщепления электрона его атомом. [2]

Почему в главных подгруппах металличность элементов увеличивается, а неметалличность уменьшается. Как изменяется ЭО в главных подгруппах. [3]

С увеличением радиусов атомов и металличности элементов в группе увеличивается способность элементов образовывать кислородные соединения. Поэтому азот с трудом образует с кислородом оксид азота ( II) NO, который затем окисляется до трех — и пятизарядного азота; азот встречается в природе преимущественно в свободном состоянии. Фосфор в природе находится исключительно в окисленном состоянии, в виде солей ортофосфорнои кислоты; это объясняется тем, что фосфор энергично соединяется с кислородом, образуя высшие кислородные соединения. В отличие от фосфора, мышьяк в природе существует главным образом в виде сульфидов. [4]

Почему в главных подгруппах сверху вниз металличность элементов увеличивается, а неметалличность уменьшается. Как изменяется ЭО в главных подгруппах. [5]

При переходе от I класса к III металличность элемента уменьшается, и решетка делается все более сложной. [6]

Следовательно, способность атомов отдавать электроны и металличность элементов в периодах будет уменьшаться, а в подгруппах — увеличиваться с ростом порядкового номера элемента. [7]

Величина потенциала ионизации может служить мерой большей или меньшей металличности элемента : чем меньше потенциал ионизации, чем легче оторвать электрон от атома, тем сильнее должны быть выражены металлические свойства элемента. [9]

Величина потенциала ионизации может служить мерой большей или меньшей металличности элемента : чем меньше потенциал ионизации, чем легче оторвать электрон от атома, тем сильнее должны быть выражены металлические свойства элемента. [10]

Величина потенциала, лионизации может служить мерой большей или меньшей металличности элемента : чем меньше потенциал ионизации, чем легче оторвать электрон от атома, тем сильнее должны быть выражены металлические свойства элемента. [11]

Отсюда следует: а) восстановительные свойства элементов в подгруппе IA выше; б) ионизационный потенциал ниже; в) степень металличности элементов подгрупп IA и IB не одинакова. У элементов подгруппы IA заполнены s — и р-подуров ни предвнешнего слоя, а на d — орбиталях электронов нет. Энергетические характеристики электронов внешнего и предвнешнего уровня заметно различаются. У элементов подгруппы IB в предвнешнем уровне заполнены S -, р-и d — орбитали. Радиусы атомов Си, Ag, Аи не на много отличаются от предшествующих элементов, поэтому энергетические характеристики s — состояний внешнего уровня и d — орбиталей предвнешнего в подгруппе IB отличаются незначительно. Как следствие этого, элементы побочной подгруппы IB могут проявлять степень окисления, не только равную 1, но и более высокую. [13]

При этом большей частью упускается из виду, что подобное поведение водорода характерно для него лишь при реакциях, осуществляющихся в водных растворах. Степень металличности элемента оценивается по легкости отщепления электрона его атомом. [14]