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 Atomzahl der Elemente nimmt im gleichen Zeitraum von links nach rechts zu, wodurch eine Zunahme der Anzahl der Protonen eine Zunahme der Anziehungskraft der Elektronen durch die Protonen verursacht. Im Gegenteil, in derselben Gruppe nimmt der atomare Radius der Elemente zu, wenn wir von oben nach unten gehen. Da die Anzahl der Schalen in derselben Gruppe von oben nach unten zunimmt, nimmt die Anziehungskraft der Elektronen durch die Protonen ab und der Atomradius nimmt zu.

Beispiel: Bestimmen 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 A Gruppe

₁₁Y:1s²2s²2p⁶3s¹ 3. Periode und I A Gruppe

₅Z:1s²2s²2p¹ 2. Periode und III A Gruppe. I A  III A

2. periode  X, Z

3. periode Y

Da der Atomradius von rechts nach links und von oben nach unten zunimmt;

Y>X>Z

2) Ionisierungsenergie:

Die Energie, die zur Entfernung eines Elektrons aus Atomen oder Ionen benötigt wird, wird als Ionisierungsenergie bezeichnet. Die zur Entfernung des ersten Valenzelektronens erforderliche Energie wird als erste Ionisierungsenergie bezeichnet. Die zur Entfernung des zweiten Valenzelektronens erforderliche Energie wird als zweite Ionisierungsenergie bezeichnet. Die folgenden Reaktionen zeigen diesen Prozess.

X + IE₁→X⁺ + e-

X⁺ + IE₂→X⁺² + e-

X⁺² + IE₃→X⁺³ + e-

Eine Erhöhung der Anziehungskraft, die der Kern auf Elektronen ausübt, erschwert die Entfernung von Elektronen aus Schalen. Die zweite Ionisierungsenergie ist größer als die erste Ionisierungsenergie, die zweite Ionisierungsenergie ist größer als die dritte Ionisierungsenergie. Wir können das sagen;

IE₁<IE₂<IE₃<….

Wenn Elektronen vom Atom entfernt werden, erhöht sich die Anziehungskraft pro Elektron, wodurch das Entfernen von Elektronen vom Atom schwieriger wird. Atome mit der Elektronenkonfiguration ns²np⁶ haben sphärische Symmetrieeigenschaften und die Entfernung von Elektronen ist schwierig und die Ionisierungsenergie hoch. Darüber hinaus haben Atome mit ns²np⁶ns¹ eine geringere Ionisierungsenergie, da die Entfernung eines Elektrons von diesen Atomen sie zu Edelgasen macht und sie stabiler macht. Somit ist es leicht, Elektronen von ihnen zu entfernen. Zum Beispiel;

₁₀Ne: 1s²2s²2p⁶ und

₁₁Na: 1s²2s²2p⁶3s¹

IE_Ne>IE_Na

Wenn wir die sequentiellen Ionisierungsenergien von Atomen kennen, können wir die Anzahl der Valenzelektronen von Atomen bestimmen. Untersuche das folgende Beispiel.

IE₁ IE₂ IE₃ IE₄ IE₅

176    347     1850     2520     3260

Die Zunahme der zweiten bis dritten Ionisierungsenergie ist größer als bei anderen, daher hat das Atom 2 Valenzelektronen.

Beispiel: Na(gas) + IE₁ →Na⁺+ e-

Na(gas) + IE₂ →Na⁺² + 2e-

Na(solide) + IE₃ →Na⁺ + e-

Na+(solide) + IE₄ →Na⁺²+ e-

Welche der folgenden Aussagen, die sich auf die oben angegebenen chemischen Gleichungen beziehen, sind falsch?

I. E₁ ist die erste Ionisierungsenergie von Na

II. E₃>E₁

III. E₂ ist die zweite Ionisierungsenergie von Na

IV. E₄>E₁

V. E₂=E₁+E₄

Die erste Ionisierungsenergie ist die Energie, die erforderlich ist, um ein Elektron aus dem neutralen Atom im Gaszustand zu entfernen. I ist wahr

E₃ ist die Summe der Energien E₁ und der Sublimationsenergie. Somit ist E₃> E₁ II wahr

Die zweite Ionisierungsenergie ist die Energie, die zum Entfernen eines Elektrons von +1 geladenem Ion im Gaszustand erforderlich ist. Daher ist III falsch.

E₄ ist die zweite Ionisierungsenergie und E₁ ist die erste Ionisierungsenergie. Somit; E₄> E₁ IV ist wahr

Na(gas) + IE₁ → Na⁺+ e-

Na⁺(solide) + IE₄ → Na⁺² + e-

——————————————

Na(gas) + (E₁+E₄) → Na⁺²(gas)+2e-

Damit; E₂=E₁+E₄ V ist wahr

Änderungen der Ionisierungsenergie im Periodensystem;

I A<III A<II A<IV A<VI A<V A<VII A<VIII A

Da II A und VA sphärische Symmetrieeigenschaften haben, haben sie größere Ionisierungsenergien als III A und VI A. Die nachstehende Grafik zeigt die Beziehung zwischen Ionisierungsenergie und Ordnungszahl.

3) Elektronenaffinität:

Wenn ein Elektron im Gaszustand zu einem neutralen Atom hinzugefügt wird, wird Energie abgegeben. Wir nennen diese Energie “Elektronenaffinität”. Die folgende chemische Gleichung zeigt diesen Vorgang. 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 Elektronenanziehungsfähigkeit von Atomen als Elektronegativität bezeichnet. Von links nach rechts nimmt in der Periode die Elektronegativität zu und von oben nach unten in einer Gruppe die Elektronegativität ab. Da Edelgase keine chemischen Bindungen eingehen, können wir nicht über ihre Elektronegativität sprechen.

5) Metall-Nichtmetall-Eigenschaft:

Die Fähigkeit, Elektronen abzugeben, wird als Metalleigenschaft bezeichnet, und die Fähigkeit, Elektronen abzugeben, wird als Nichtmetalleigenschaft von Elementen bezeichnet. Wenn Sie sich von links nach rechts bewegen, nehmen die Metalleigenschaften zu und die Nichtmetalleigenschaften ab. In einer Gruppe von Metallen nimmt die Eigenschaft des Metalls von oben nach unten zu. In einer Gruppe von Nichtmetallen nimmt die Nichtmetalleigenschaft der Atome von oben nach unten ab.

Beispiel: Welche der folgenden Aussagen trifft auf bestimmte Elemente im nachfolgenden Periodensystem zu?

I. Metalleigenschaft von X ist größer als Y, Z und T.

II. Atomradius von Z ist größer als X, Y und T.

III. Die Ionisierungsenergie von T ist größer als die von 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. I ist falsch

Atomradien vergrößern sich von rechts nach links und von oben nach unten. Somit hat Y größere Atomradien. II ist falsch.

Die Ionisierungsenergie steigt im gleichen Zeitraum von links nach rechts an. Somit ist 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.

Periodensystem Prüfungen und Problemlösungen