periodieke eigenschappen van elementen met voorbeelden
periodieke eigenschappen van elementen met voorbeelden
1) atoomstraal:
atoomstraal van elementen neemt af naarmate we van links naar rechts gaan in het periodiek systeem. Reden is dat; atomair aantal elementen toenemen van links naar rechts in dezelfde periode, dus toename van het aantal protonen veroorzaakt toename van de aantrekkingskracht van elektronen door protonen. Integendeel, in dezelfde groep, als we van boven naar beneden gaan, neemt de atoomstraal van de elementen toe. Aangezien het aantal schelpen toeneemt in dezelfde groep van boven naar beneden, neemt de aantrekkingskracht van elektronen door protonen af en neemt de atoomstraal toe.
voorbeeld: zoek relatie tussen atoomstraal van elementen 3X, 11Y en 5Z.
we vinden eerst de locaties van elementen in het periodiek systeem.
3X: 1s22s1 2. periode I een groep
11Y: 1s22s22p63s1 3. periode en I een groep
5Z: 1s22s22p1 2. periode en III A groep.
I A III a
2. periode X Z
3. periode Y
sinds atoomstraal toeneemt van rechts naar links en van boven naar beneden;
Y>X>Z
2) ionisatie-energie:
energie die nodig is om een elektron uit atomen of ionen te verwijderen, wordt ionisatie-energie genoemd. De energie die wordt vereist om eerste valentie-elektron te verwijderen wordt genoemd eerste ionisatieenergie, de energie die wordt vereist om tweede valentie-elektron te verwijderen wordt genoemd tweede ionisatieenergie enz. De volgende reacties tonen dit proces aan;
X + IE1→X+ + e –
X + + IE2→X + 2 + e –
X+2 + IE3→X+3 + e-
verhoging van de aantrekkingskracht van de kern op elektronen maakt het moeilijk om elektronen uit schillen te verwijderen. De tweede ionisatie-energie is groter dan de eerste ionisatie-energie, de tweede ionisatie-energie is groter dan de derde ionisatie-energie. We kunnen zeggen dat;
IE1<IE2<IE3<….
wanneer elektronen uit een atoom worden verwijderd, neemt de aantrekkingskracht per elektron toe, waardoor het verwijderen van elektronen uit een atoom moeilijker wordt. Atomen die elektronenconfiguratie ns2np6 hebben, hebben sferische symmetrieeigenschappen en het verwijderen van elektron is moeilijk en de ionisatieenergie is hoog. Bovendien hebben atomen die ns2np6ns1 hebben lagere ionisatie-energie, omdat het verwijderen van een elektron uit deze atomen hen edelgas en stabieler maken. Zo is het gemakkelijk om elektron uit hen te verwijderen. Bijvoorbeeld:
10Ne: 1s22s22p6 en
11Na: 1s22s22p63s1
IENe>IENa
Het kennen van sequentiële ionisatie-energieën van atomen helpt ons om het aantal valentie-elektronen van atomen te vinden. Onderzoek het volgende voorbeeld;
IE1 IE2 IE3 IE4 IE5
176 347 1850 2520 3260
toename van tweede tot derde ionisatie-energie is groter dan andere, dus atoom heeft 2 valentie-elektronen.
voorbeeld:
Na(gas) + IE1→Na+ + e-
Na(gas) + IE2→Na+2 + 2e-
Na(vast) + IE3→Na+ + e-
Na+(vast) + IE4→Na+2 + e-
welke van de volgende uitspraken met betrekking tot chemşcal vergelijkingen hierboven zijn onwaar.
I. E1 is de eerste ionisatie-energie van Na
II. E3>E1
III. E2 is tweede ionisatie-energie van Na
IV. E4>E1
V. E2=E1+E4
eerste ionisatie-energie is de energie die nodig is voor het verwijderen van een elektron uit een neutraal atoom in gastoestand. Ik ben waar.
E3 is de som van de energieën E1 en sublimatie-energie. E3>E1 II is waar
tweede ionisatie-energie is de energie die nodig is voor het verwijderen van één elektron uit +1 geladen ion in gastoestand.Dus, III is vals.
E4 is de tweede ionisatie-energie en E1 is de eerste ionisatie-energie. Dus; 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. Onderstaande grafiek toont het verband tussen ionisatie-energie en atoomnummer.
3) elektronenaffiniteit:
als een elektron wordt toegevoegd aan een neutraal atoom in gastoestand, wordt er energie afgegeven. We noemen dit energie “elektronenaffiniteit”.De volgende chemische vergelijking toont dit proces.
X (gas) + e- → X-(gas) + E
in het algemeen neemt de elektronenaffiniteit toe naarmate we van links naar rechts gaan in de periode. In tegendeel, elektronenaffiniteit neemt af in een groep van boven naar beneden.
4) elektronegativiteit:
in een chemische binding wordt elektronaantrekkingsvermogen van atomen elektronegativiteit genoemd. Van links naar rechts neemt in de periode de elektronegativiteit toe en van boven naar beneden neemt in een groep de elektronegativiteit af. Aangezien edelgassen geen chemische bindingen vormen, kunnen we niet praten over hun elektronegativiteit.
5) Metaal-Niet-metalen eigenschap:
het vermogen om elektronen te geven wordt metaaleigenschap genoemd en het vermogen om elektronen te verkrijgen wordt niet-metaaleigenschap van elementen genoemd. Verplaatsen in de periode van links naar rechts, metalen eigendom toeneemt en niet-metalen eigendom afneemt. In een groep van metalen, van boven naar beneden metalen eigendom toeneemt. In de groeperingen van niet metalen, van boven naar beneden neemt niet metaal eigendom van de atomen af.
voorbeeld: welke van de volgende statement is waar gerelateerd aan gegeven elementen in het periodiek systeem hieronder.
I. Metaaleigenschap van X is groter dan Y, Z en T.
II. atoomstraal van Z is groter dan X, Y en T.
III. ionisatie-energie van T is groter dan IE van X.
IV. het meest elektronegatieve element is Y.
Metaaleigenschap neemt toe van rechts naar links en van boven naar beneden. Y is dus het meest metalen element. Ik ben vals.
Atoomstralen nemen toe van rechts naar links en van boven naar beneden. Dus Y heeft grotere atoomstralen. II is vals.
ionisatie-energie stijgt van links naar rechts in dezelfde periode. Dus IET>IEX. III is waar.
elektronegativiteit neemt toe van links naar rechts en van onder naar boven. Z is het meest elektronegatieve element.
samenvatting van periodieke eigenschappen wordt gegeven in de afbeelding hieronder.