Trendy okresowe - Periodic trends

Okresowe trendy we właściwościach pierwiastków

Tendencje okresowe to specyficzne wzorce właściwości pierwiastków chemicznych, które ujawniają się w układzie okresowym pierwiastków. Główne trendy okresowe obejmują elektroujemność , energię jonizacji , powinowactwo elektronowe , promienie atomowe , promień jonowy , charakter metaliczny i reaktywność chemiczną .

Tendencje okresowe wynikają ze zmian budowy atomowej pierwiastków chemicznych w ich odpowiednich okresach (rzędy poziome) i grupach w układzie okresowym. Prawa te umożliwiają uporządkowanie pierwiastków chemicznych w układzie okresowym w oparciu o ich struktury atomowe i właściwości. Ze względu na cykliczne trendy, nieznane właściwości dowolnego pierwiastka mogą być częściowo poznane.

Istnieje jednak kilka wyjątków, takich jak energia jonizacji w grupie 3, trend powinowactwa elektronowego grupy 17, trend gęstości metali alkalicznych, czyli pierwiastków grupy 1 i tak dalej.

Trendy okresowe

Tendencje okresowe opierają się na Prawie Okresowym , które stanowi, że jeśli pierwiastki chemiczne są wymienione w kolejności rosnącej liczby atomowej , wiele ich właściwości podlega cyklicznym zmianom, przy czym pierwiastki o podobnych właściwościach powtarzają się w pewnych odstępach czasu. Na przykład, po umieszczeniu w nich elementów zwiększających liczbach atomowych, wiele właściwości fizycznych i chemicznych litu , na przykład z energicznym reaktywności z wodą, powtarza się w sodu , potasu i cezu .

Zasada ta została odkryta przez rosyjskiego chemika Dymitra Mendelejewa w 1871 roku po szeregu badań prowadzonych przez naukowców w XIX wieku. Mendelejew zaproponował również układ okresowy pierwiastków, który opierał się nie tylko na masach atomowych, ale także na właściwościach chemicznych i fizycznych pierwiastków i ich związków. W 1913 Henry Moseley ustalił, że okresowość zależy od liczby atomowej, a nie od masy atomowej. Lothar Meyer przedstawił swój stół kilka miesięcy po Mendelejewie, ale sprzeciwił się jego ustawie okresowej. Początkowo nie było dostępne żadne teoretyczne wyjaśnienie prawa okresowego i było ono używane jedynie jako zasada empiryczna, ale wraz z rozwojem mechaniki kwantowej stało się możliwe zrozumienie teoretycznych podstaw prawa okresowego.

Okresowe powtarzanie się pierwiastków o podobnych właściwościach fizykochemicznych, gdy pierwiastki są wymienione w kolejności rosnącej liczby atomowej, wynika bezpośrednio z okresowego powtarzania się podobnych konfiguracji elektronowych w zewnętrznych powłokach odpowiednich atomów.

Odkrycie prawa okresowego stanowi jedno z najważniejszych wydarzeń w historii nauk chemicznych. Prawie każdy chemik szeroko i stale korzysta z prawa okresowego. Prawo okresowe doprowadziło również do rozwoju układu okresowego pierwiastków , który jest szeroko stosowany w wielu dziedzinach.

Promień atomowy

Promień atomowy to odległość od jądra atomowego do najbardziej zewnętrznego stabilnego orbitalu elektronowego w atomie, który jest w równowadze . Promień atomu ma tendencję do zmniejszania się w okresie od lewej do prawej ze względu na kurczenie się atomu z powodu rosnącej efektywnej siły jądrowej działającej na elektrony. Promień atomowy zwykle zwiększa się podczas schodzenia w dół grupy z powodu dodania nowego poziomu energii (powłoki, która powoduje kurczenie się wielkości atomów w całym okresie). Jednak promienie atomowe mają tendencję do zwiększania się po przekątnej, ponieważ liczba elektronów ma większy wpływ niż duże jądro. Na przykład lit (145 pikometrów) ma mniejszy promień atomowy niż magnez (150 pikometrów).

Istnieją 4 rodzaje promieni atomowych:

  • Promień kowalencyjny: połowa odległości między dwoma atomami związku dwuatomowego związanego pojedynczo.
  • Promień Van der Waalsa: połowa odległości między jądrami atomów różnych cząsteczek w sieci cząsteczek kowalencyjnych.
  • Promień metaliczny: połowa odległości między dwoma sąsiednimi jądrami atomów w sieci metalicznej.
  • Promień jonowy: połowa odległości między dwoma jądrami pierwiastków związku jonowego.

Energia jonizacji

Potencjał jonizacji to minimalna ilość energii wymagana do usunięcia jednego elektronu z każdego atomu w molu izolowanego, obojętnego i gazowego atomu. Pierwszy energia jonizacji jest energia potrzebna do usunięcia elektronu z pierwszej i ogólnie n-ta energia jonizacji jest wymagana w celu usunięcia atomu energii n th elektronów, po ( n -1) elektronów, zanim zostanie usunięty. Zgodnie z trendem energia jonizacji ma tendencję do zwiększania się, gdy jeden postępuje przez okres, ponieważ większa liczba protonów (wyższy ładunek jądrowy) silniej przyciąga orbitujące elektrony, zwiększając w ten sposób energię wymaganą do usunięcia jednego z elektronów. Energia jonizacji i potencjały jonizacji są zupełnie inne. Potencjał jest właściwością intensywną i jest mierzony „woltami”; podczas gdy energia jest rozległą właściwością wyrażoną przez „eV” lub „kJ/mol”.

W miarę przesuwania się w dół grupy w układzie okresowym, energia jonizacji prawdopodobnie zmniejszy się, ponieważ elektrony walencyjne znajdują się dalej od jądra i doświadczają słabszego przyciągania do dodatniego ładunku jądra. Nastąpi wzrost energii jonizacji od lewej do prawej w danym okresie i spadek od góry do dołu. Z reguły wymaga znacznie mniej energii, aby usunąć elektron z powłoki zewnętrznej niż elektron z powłoki wewnętrznej. W rezultacie energie jonizacji danego pierwiastka będą stale rosły w danej powłoce, a przy rozpoczęciu na następnej powłoce w dół pokażą drastyczny skok energii jonizacji. Mówiąc najprościej, im niższa główna liczba kwantowa, tym wyższa energia jonizacji elektronów w tej powłoce. Wyjątkiem są pierwiastki z rodziny boru i tlenu, które wymagają nieco mniej energii niż ogólny trend.

Powinowactwo elektronowe

Powinowactwo elektronowe atomu można opisać albo jako energię uwalnianą przez atom, gdy elektron jest do niego dodany, albo odwrotnie jako energię wymaganą do oderwania elektronu od pojedynczo naładowanego anionu . Znak powinowactwa elektronowego może być dość mylący, ponieważ atomy, które stają się bardziej stabilne po dodaniu elektronu (a więc uważa się, że mają wyższe powinowactwo elektronowe) wykazują spadek energii potencjalnej; tzn. energia pozyskiwana przez atom wydaje się być ujemna. W takim przypadku powinowactwo elektronowe atomu jest dodatnie. W przypadku atomów, które stają się mniej stabilne po uzyskaniu elektronu, energia potencjalna wzrasta, co oznacza, że ​​atom zyskuje energię. W takim przypadku powinowactwo elektronowe atomu jest ujemne. Jednak w odwrotnym scenariuszu, w którym powinowactwo elektronów jest definiowane jako energia wymagana do odłączenia elektronu od anionu, uzyskana wartość energii będzie tej samej wielkości, ale będzie miała przeciwny znak. Dzieje się tak, ponieważ atomy o wysokim powinowactwie do elektronów są mniej skłonne do oddania elektronu, a więc potrzebują więcej energii, aby usunąć elektron z atomu. W tym przypadku atom o bardziej dodatniej wartości energetycznej ma większe powinowactwo elektronowe. W miarę postępu od lewej do prawej przez pewien okres powinowactwo elektronowe będzie wzrastać.

Chociaż może się wydawać, że fluor powinien mieć największe powinowactwo elektronowe, mały rozmiar fluoru generuje wystarczające odpychanie, aby chlor (Cl) miał największe powinowactwo elektronowe.

Elektroujemność

Elektroujemność jest miarą zdolności atomu lub cząsteczki do przyciągania par elektronów w kontekście wiązania chemicznego. Rodzaj utworzonego wiązania w dużej mierze zależy od różnicy elektroujemności między zaangażowanymi atomami, przy użyciu skali Paulinga. Zgodnie z trendem, gdy porusza się od lewej do prawej przez okres w układzie okresowym, elektroujemność wzrasta ze względu na silniejsze przyciąganie, jakie uzyskują atomy wraz ze wzrostem ładunku jądrowego. Przesuwając się w dół w grupie, elektroujemność zmniejsza się ze względu na wzrost odległości między jądrem a powłoką elektronów walencyjnych, zmniejszając w ten sposób przyciąganie, przez co atom ma mniejsze przyciąganie elektronów lub protonów.

Natomiast w grupie (iii) pierwiastków elektroujemność wzrasta od glinu do talu .

elektrony walencyjne

Elektrony walencyjne to elektrony w najbardziej zewnętrznej powłoce elektronowej izolowanego atomu pierwiastka . Czasami jest również uważany za podstawę współczesnego układu okresowego . W pewnym okresie liczba elektronów walencyjnych wzrasta (głównie dla metali lekkich / pierwiastków ) w miarę przesuwania się od lewej do prawej strony. Jednak w grupie ten okresowy trend jest stały, to znaczy liczba elektronów walencyjnych pozostaje taka sama.

Wartościowość

Wartościowość w układzie okresowym w okresie najpierw wzrasta, a następnie maleje. Nie ma zmiany w dół grupy.

Jednak ten okresowy trend jest rzadko obserwowany w przypadku cięższych pierwiastków (pierwiastków o liczbie atomowej powyżej 20), zwłaszcza w przypadku szeregów lantanowców i aktynowców .

Im większa liczba elektronów w rdzeniu, tym większe ekranowanie elektronów przed ładunkiem jądra jądra. Z tego powodu energia jonizacji jest niższa dla pierwiastków niżej w grupie, a polaryzowalność gatunków jest wyższa dla pierwiastków niżej w grupie. Wartościowość nie zmienia się w dół grupy, ponieważ elektrony rdzenia nie wpływają na zachowanie wiązania. Jednak elektrony w rdzeniu mają wpływ na interakcje niewiążące, takie jak te, o których już wspomniano.

Właściwości metaliczne i niemetaliczne

Właściwości metaliczne zwiększają grupy dolne, ponieważ zmniejszające się przyciąganie między jądrami a najbardziej oddalonymi elektronami powoduje, że najbardziej zewnętrzne elektrony są luźno związane, a tym samym są w stanie przewodzić ciepło i elektryczność. W całym okresie, od lewej do prawej, rosnące przyciąganie między jądrami a najbardziej oddalonymi elektronami powoduje, że charakter metaliczny maleje.

Własności niemetaliczne zwiększają się w okresie i zmniejszają się w grupie z tego samego powodu ze względu na wzrost siły przyciągania jądrowego. Metale są plastyczne, a niemetale nie.

Zobacz też

Bibliografia

Dalsza lektura