Periodieke Eigenschappen Van Elementen Met Voorbeelden
Periodieke Eigenschappen Van Elementen Met Voorbeelden
1) Atoomstraal:
Atomaire straal van elementen neemt af naarmate we in het periodiek systeem van links naar rechts gaan. Reden is dat; atoomaantal elementen neemt van links naar rechts toe in dezelfde periode, dus toename van het aantal protonen veroorzaakt toenames in aantrekking van elektronen door protonen. Integendeel, in dezelfde groep, als we van boven naar beneden gaan, neemt de atomaire straal van elementen toe. Aangezien het aantal schalen in dezelfde groep van boven naar beneden toeneemt, neemt de aantrekking van elektronen door protonen af en neemt de atoomstraal toe.
Voorbeeld: zoek relatie tussen atomaire straal van elementen 3X, 11Y en 5Z.
We vinden eerst de locaties van elementen in het periodiek systeem.
3X:1s22s1 2. periode I A groep
11Y:1s22s22p63s1 3. periode en I A groep
5Z:1s22s22p1 2. periode en III A-groep.
I A III A
periode X Z
periode Y
Omdat de atoomstraal van rechts naar links en van boven naar beneden toeneemt;
Y>X>Z
2) Ionisatie-Energie:
Energie die nodig is om een elektron uit atomen of ionen te verwijderen, wordt ionisatie-energie genoemd. Energie die nodig is om het eerste valentie-elektron te verwijderen, wordt de eerste ionisatie-energie genoemd, energie die nodig is om het tweede valentie-elektron te verwijderen, wordt de tweede ionisatie-energie genoemd enz. Na reacties laat dit proces zien;
X + IE1 → X+ + e-
X+ + IE2 → X+2 + e-
X+2 + IE3 → X+3 + e-
Toename van de aantrekkingskracht uitgeoefend door kern op elektronen maakt het moeilijk om elektronen uit schalen te verwijderen. Tweede ionisatie-energie is groter dan eerste ionisatie-energie, tweede ionisatie-energie is groter dan derde ionisatie-energie. We kunnen stellen dat;
IE1<IE2<IE3<….
Wanneer elektronen uit het atoom worden verwijderd, neemt de aantrekkingskracht per elektron toe, waardoor het verwijderen van elektron uit het atoom moeilijker wordt. Atomen met elektronenconfiguratie ns2np6 hebben sferische symmetrie-eigenschappen en het verwijderen van elektron is moeilijk en ionisatie-energie is hoog. Bovendien hebben atomen met ns2np6ns1 een lagere ionisatie-energie, omdat het verwijderen van één elektron uit deze atomen hen edelgas en stabieler maakt. Het is dus gemakkelijk om elektron van hen te verwijderen. Bijvoorbeeld;
10Ne: 1s22s22p6 en
11Na: 1s22s22p63s1
IENe>IENa
Het kennen van opeenvolgende ionisatie-energieën van atomen helpt ons om het aantal valentie-elektronen van atomen te vinden. Bekijk 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(solide) + IE3 → Na+ + e-
Na+(solide) + IE4 → Na+2+ e-
Welke van de volgende uitspraken met betrekking tot de hierboven gegeven chemische vergelijkingen is onjuist.
I. E1 is de eerste ionisatie-energie van Na
II. E3>E1
III. E2is 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 één elektron uit een neutraal atoom in gasvorm. I is waar.
E3 is de som van energieën E1 en sublimatie-energie. Dus is E3> E1 II waar
Tweede ionisatie-energie is de energie die nodig is voor het verwijderen van één elektron uit +1 geladen ionen in gastoestand. III is dus vals.
E4 is de tweede ionisatie-energie en E1 is de eerste ionisatie-energie. Dus; E4> E1 IV is waar
Na(gas) + IE1 → Na++ e-
Na+(solide) + IE4 → Na+2 + e-
——————————————
Na(gas) + (E1+E4)→Na+2(gas)+2e-
Zo; E2=E1+E4 V is waar
Veranderingen Van Ionisatie-Energie In Het Periodiek Systeem;
I A<III A<II A<IV A<VI A<V A<VII A<VIII A
Aangezien II A en VA sferische symmetrie-eigenschappen hebben, hebben ze grotere ionisatie-energieën dan III A en VI A. De onderstaande grafiek toont het verband tussen ionisatie-energie en het atoom nummer.
3) Elektronenaffiniteit:
Als een elektron wordt toegevoegd aan een neutraal atoom in gastoestand, wordt energie afgegeven. We noemen deze energie “elektronenaffiniteit”. De volgende chemische vergelijking toont dit proces.
X(gas) + e- → X-(gas) + E
Over het algemeen neemt de elektronaffiniteit toe naarmate we in de periode van links naar rechts gaan. Integendeel, de elektronaffiniteit neemt in een groep van boven naar beneden af.
4) Elektronegativiteit:
In een chemische binding wordt elektronen aantrekkelijkheid van atomen elektronegativiteit genoemd. Van links naar rechts in periode neemt de elektronegativiteit toe en van boven naar beneden in een groep neemt de elektronegativiteit af. Aangezien edelgassen geen chemische bindingen vormen, kunnen we niet over hun elektronegativiteit praten.
5) Metaal-Niet-Metalen Eigenschap:
Het vermogen om elektron te geven wordt metaal eigenschap genoemd en het vermogen om elektron te krijgen wordt niet-metaal eigenschap van elementen genoemd. In de periode van links naar rechts neemt de metaal eigenschap toe en neemt de niet-metaal eigenschap af. In een groep metalen neemt de eigenschap van metaal van boven naar beneden toe. In een groep niet-metalen neemt de eigenschap van atomen van boven naar beneden af.
Voorbeeld: Welke van de volgende beweringen is waar gerelateerd aan bepaalde elementen in het onderstaande periodieke systeem. 
I. De metaal eigenschap van X is groter dan Y, Z en T.
II. Atoom straal 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.
De metaaleigenschap neemt toe van rechts naar links en van boven naar beneden. Dus is Y het meest metaalachtige element. Ik ben vals.
Atoomstralen nemen toe van rechts naar links en van boven naar beneden. Aldus heeft Y grotere atoomstralen. II is fout.
Ionisatie-energie neemt in dezelfde periode van links naar rechts toe. 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 onderstaande afbeelding. 