Periodische Eigenschaften von Elementen mit Beispielen
Periodische Eigenschaften von Elementen mit Beispielen
1) Atomradius:
Der Atomradius der Elemente nimmt ab, wenn wir im Periodensystem von links nach rechts gehen. Grund ist das; Die Ordnungszahl der Elemente nimmt im gleichen Zeitraum von links nach rechts zu, Daher führt eine Erhöhung der Anzahl der Protonen zu einer Erhöhung der Anziehung von Elektronen durch Protonen. Im Gegenteil, in derselben Gruppe, wenn wir von oben nach unten gehen, nimmt der Atomradius der Elemente zu. Da die Anzahl der Schalen in derselben Gruppe von oben nach unten zunimmt, nimmt die Anziehung von Elektronen durch Protonen ab und der Atomradius nimmt zu.
Beispiel: Finden Sie die Beziehung zwischen dem Atomradius der Elemente 3X, 11Y und 5Z.
Wir finden zuerst die Positionen der Elemente im Periodensystem.
3X:1s22s1 2. periode I Einer Gruppe
11J:1s22s22p63s1 3. periode und ich Eine Gruppe
5Z:1s22s22p1 2. zeitraum und III Eine Gruppe.
Ich EIN III EIN
2. periode X Z
3. periode Y
Da der Atomradius von rechts nach links und von oben nach unten zunimmt;
Y>X>Z
2) Ionisationsenergie:
Die Energie, die benötigt wird, um ein Elektron aus Atomen oder Ionen zu entfernen, wird Ionisationsenergie genannt. Energie, die erforderlich ist, um das erste Valenzelektron zu entfernen, wird als erste Ionisationsenergie bezeichnet, Energie, die erforderlich ist, um das zweite Valenzelektron zu entfernen, wird als zweite Ionisationsenergie usw. bezeichnet. Folgende Reaktionen zeigen diesen Prozess;
X + IE1→X+ + e-
X+ + IE2→X+2 + e-
X+2 + IE3→X+3 + e-
Die Erhöhung der Anziehungskraft, die der Kern auf Elektronen ausübt, erschwert das Entfernen von Elektronen aus Schalen. Die zweite Ionisationsenergie ist größer als die erste Ionisationsenergie, die zweite Ionisationsenergie ist größer als die dritte Ionisationsenergie. Wir können das sagen;
IE1<IE2<IE3<….Wenn Elektronen aus dem Atom entfernt werden, nimmt die Anziehungskraft pro Elektron zu, wodurch das Entfernen von Elektronen aus dem Atom schwieriger wird. Atome mit Elektronenkonfiguration ns2np6 haben eine sphärische Symmetrieeigenschaft und das Entfernen von Elektronen ist schwierig und die Ionisationsenergie ist hoch. Darüber hinaus haben Atome mit ns2np6ns1 eine geringere Ionisationsenergie, da das Entfernen eines Elektrons aus diesen Atomen sie zu Edelgasen und stabiler macht. Somit ist es leicht, Elektronen von ihnen zu entfernen. Zum Beispiel;
10Ne: 1s22s22p6 und
11Na: 1s22s22p63s1
IENe>iENA
Wenn wir die Ionisationsenergien des Atoms kennen, können wir die Anzahl der Valenzelektronen von Atomen ermitteln. Untersuchen Sie folgendes Beispiel;
IE1 IE2 IE3 IE4 IE5
176 347 1850 2520 3260
Die Zunahme der zweiten bis dritten Ionisationsenergie ist größer als bei anderen, daher hat das Atom 2 Valenzelektronen.
Beispiel:
Na(Gas) + IE1→Na+ + e-
Na(Gas) + IE2→Na+2 + 2e-
Na(Feststoff) + IE3→Na+ + e-
Na+(Feststoff) + IE4→Na+2 + e-
Welche der folgenden Aussagen in Bezug auf die oben angegebenen chemischen Gleichungen sind falsch.
I. E1 ist die erste Ionisationsenergie von Na
II. E3>E1
III. E2 ist die zweite Ionisationsenergie von Na
IV. E4>E1
V. E2=E1+E4
Die erste Ionisationsenergie ist die Energie, die benötigt wird, um ein Elektron aus einem neutralen Atom im Gaszustand zu entfernen. Ich bin wahr.
E3 ist die Summe der Energien E1 und der Sublimationsenergie. Somit ist E3>E1 II wahr
Die zweite Ionisationsenergie ist die Energie, die erforderlich ist, um ein Elektron aus +1 geladenem Ion im Gaszustand zu entfernen.III ist also falsch.
E4 ist die zweite Ionisationsenergie und E1 ist die erste Ionisationsenergie. So; E4>E1 IV is true
Na(gas) + IE1→Na+ + e-
Na+(solid) + IE4→Na+2 + e-
Na(gas) + (E1+E4)→Na+2(gas)+2e-
So; E2=E1+E4 V is true
Changes of Ionization Energy in Periodic Table;
I A<III A<II A<IV A<VI A<V A<VII A<VIII A
Since II A and V A has spherical symmetry property they have greater ionization energies then III A and VI A. Die folgende Grafik zeigt die Beziehung zwischen Ionisationsenergie und Ordnungszahl.
3) Elektronenaffinität:
Wenn dem neutralen Atom im Gaszustand ein Elektron hinzugefügt wird, wird Energie abgegeben. Wir nennen diese Energie „Elektronenaffinität“.Folgende chemische Gleichung zeigt diesen Prozess.
X(Gas) + e- → X-(Gas) + E
Im Allgemeinen nimmt die Elektronenaffinität zu, wenn wir in der Periode von links nach rechts gehen. Im Gegenteil, die Elektronenaffinität nimmt in einer Gruppe von oben nach unten ab.
4) Elektronegativität:
In einer chemischen Bindung wird die Elektronenanziehungskraft von Atomen Elektronegativität genannt. Von links nach rechts in der Periode nimmt die Elektronegativität zu und von oben nach unten in einer Gruppe nimmt die Elektronegativität ab. Da Edelgase keine chemischen Bindungen bilden, können wir nicht über ihre Elektronegativität sprechen.
5) Metall-Nichtmetall-Eigenschaft:
Die Fähigkeit, Elektronen zu geben, wird als Metalleigenschaft bezeichnet, und die Fähigkeit, Elektronen zu erhalten, wird als Nichtmetalleigenschaft von Elementen bezeichnet. Wenn Sie sich von links nach rechts bewegen, nimmt die Metalleigenschaft zu und die Nichtmetalleigenschaft nimmt ab. In einer Gruppe von Metallen nimmt die Metalleigenschaft von oben nach unten zu. In einer Gruppe von Nichtmetallen nimmt die Nichtmetalleigenschaft von Atomen von oben nach unten ab.
Beispiel: Welche der folgenden Aussagen gilt für bestimmte Elemente im Periodensystem unten.
I. Metalleigenschaft von X ist größer als Y, Z und T.
II. Atomradius von Z ist größer als X, Y und T.
III. Ionisationsenergie von T ist größer als IE von X.
IV. Das elektronegativste Element ist Y.
Die Metalleigenschaft nimmt von rechts nach links und von oben nach unten zu. Somit ist Y das metallischste Element. Ich bin falsch.
Atomradien nehmen von rechts nach links und von oben nach unten zu. Somit hat Y größere Atomradien. II ist falsch.
Die Ionisationsenergie nimmt im gleichen Zeitraum von links nach rechts zu. Also IET>IEX. III ist wahr.
Die Elektronegativität nimmt von links nach rechts und von unten nach oben zu. Z ist das elektronegativste Element.
Die Zusammenfassung der periodischen Eigenschaften ist in der folgenden Abbildung dargestellt.