Vzorce zmeny elektronegativity prvkov v skupine a perióde. Vzorce zmeny elektronegativity prvkov v skupine a perióda, ktorým smerom sa zvyšuje elektronegativita

Elektronegativita - schopnosť atómov posunúť elektróny v ich smere, keď sa vytvorí chemická väzba. Tento koncept zaviedol americký chemik L. Pauling (1932). Elektronegativita charakterizuje schopnosť atómu daného prvku priťahovať spoločný elektrónový pár v molekule. Hodnoty elektronegativity stanovené rôznymi spôsobmi sa navzájom líšia. Vo vzdelávacej praxi najčastejšie nepoužívajú absolútne, ale relatívne hodnoty elektronegativity. Najbežnejšia je stupnica, v ktorej sa porovnáva elektronegativita všetkých prvkov s elektronegativitou lítia, branou ako jedna.

Medzi prvkami skupín IA - VIIA:

elektronegativita so zvyšujúcim sa sériovým číslom sa spravidla zvyšuje v periódach („zľava doprava“) a klesá v skupinách („zhora nadol“).

Vzorce zmeny elektronegativity medzi prvkami d-bloku sú oveľa zložitejšie.

Prvky s vysokou elektronegativitou, ktorých atómy majú vysokú afinitu k elektrónu a vysokú ionizačnú energiu, t.j. náchylné na prichytenie elektrónu alebo posunutie páru väzbových elektrónov v ich smere, sa nazývajú nekovy.

Patria sem: vodík, uhlík, dusík, fosfor, kyslík, síra, selén, fluór, chlór, bróm a jód. Medzi nekovy sa podľa viacerých znakov zaraďuje aj stojaca skupina vzácnych plynov (hélium-radón).

Väčšina prvkov v periodickej tabuľke sú kovy.

Kovy sa vyznačujú nízkou elektronegativitou, t.j. nízkymi hodnotami ionizačnej energie a elektrónovej afinity. Atómy kovu buď darujú elektróny nekovovým atómom, alebo zmiešajú páry väzbových elektrónov od seba. Kovy sa vyznačujú charakteristickým leskom, vysokou elektrickou vodivosťou a dobrou tepelnou vodivosťou. Väčšinou sú odolné a tvárne.

Takýto súbor fyzikálnych vlastností, ktoré odlišujú kovy od nekovov, sa vysvetľuje špeciálnym typom väzby, ktorá existuje v kovoch. Všetky kovy majú dobre definovanú kryštálovú mriežku. V jeho uzloch sa spolu s atómami nachádzajú katióny kovov, t.j. atómy, ktoré stratili svoje elektróny. Tieto elektróny tvoria socializovaný elektrónový oblak, takzvaný elektrónový plyn. Tieto elektróny sú v silovom poli mnohých jadier. Takáto väzba sa nazýva kovová väzba. Voľná ​​migrácia elektrónov po objeme kryštálu určuje špeciálne fyzikálne vlastnosti kovov.

Kovy zahŕňajú všetky prvky d a f. Ak mentálne vyberieme iba bloky s- a p-prvkov z periodického systému, t.j. prvky skupiny A a nakreslíme uhlopriečku z ľavého horného rohu do pravého dolného rohu, potom sa ukáže, že nekovové prvky sa nachádzajú na pravá strana tejto uhlopriečky a kovová - vľavo. K diagonále priliehajú prvky, ktoré nemožno jednoznačne pripísať ani kovom, ani nekovom. Medzi tieto prechodné prvky patria: bór, kremík, germánium, arzén, antimón, selén, polónium a astatín.

Koncepty kovalentných a iónových väzieb zohrali dôležitú úlohu vo vývoji predstáv o štruktúre hmoty, avšak vytvorenie nových fyzikálno-chemických metód na štúdium jemnej štruktúry hmoty a ich využitie ukázali, že fenomén chemickej väzby je oveľa viac komplikované. V súčasnosti sa verí, že akákoľvek heteroatómová väzba je kovalentná aj iónová, ale v rôznych pomeroch. Zavádza sa teda pojem kovalentnej a iónovej zložky heteroatómovej väzby. Čím väčší je rozdiel v elektronegativite väzbových atómov, tým väčšia je polarita väzby. Pri rozdiele viac ako dvoch jednotiek takmer vždy prevláda iónová zložka. Porovnajme dva oxidy: oxid sodný Na 2 O a oxid chlóru (VII) Cl 2 O 7 . V oxide sodnom je čiastočný náboj na atóme kyslíka -0,81 a v oxide chlóru -0,02. To v skutočnosti znamená, že väzba Na-O je z 81 % iónová a z 19 % kovalentná. Iónová zložka Cl-O väzby je len 2 %.

Zoznam použitej literatúry

1. Popkov V. A., Puzakov S. A. Všeobecná chémia: učebnica. - M.: GEOTAR-Media, 2010. - 976 s.: ISBN 978-5-9704-1570-2. [S. 35-37]
2. Volkov, A.I., Zharsky, I.M. Veľká chemická referenčná kniha / A.I. Volkov, I.M. Zharsky. - Minsk: Moderná škola, 2005. - 608 s ISBN 985-6751-04-7.

Aktivitu jednoduchých látok zistíte pomocou tabuľky elektronegativity chemických prvkov. Označuje sa ako χ. Prečítajte si viac o koncepte činnosti v našom článku.

Čo je elektronegativita

Vlastnosť atómu chemického prvku priťahovať k sebe elektróny iných atómov sa nazýva elektronegativita. Prvýkrát tento koncept predstavil Linus Pauling v prvej polovici dvadsiateho storočia.

Všetky účinné jednoduché látky možno rozdeliť do dvoch skupín podľa fyzikálnych a chemických vlastností:

• kovy;
• nekovy.

Všetky kovy sú redukčné činidlá. Pri reakciách darujú elektróny a majú kladný oxidačný stav. Nekovy môžu vykazovať vlastnosti redukčných a oxidačných činidiel v závislosti od hodnoty elektronegativity. Čím vyššia je elektronegativita, tým silnejšie sú vlastnosti oxidačného činidla.

Ryža. 1. Pôsobenie oxidačného činidla a redukčného činidla v reakciách.

Pauling vytvoril stupnicu elektronegativity. V súlade s Paulingovou stupnicou má najvyššiu elektronegativitu fluór (4) a najnižšiu francium (0,7). To znamená, že fluór je najsilnejším oxidačným činidlom a je schopný priťahovať elektróny z väčšiny prvkov. Naopak, francium, podobne ako iné kovy, je redukčné činidlo. Snaží sa elektróny dávať, nie prijímať.

Elektronegativita je jedným z hlavných faktorov, ktoré určujú typ a vlastnosti chemickej väzby vytvorenej medzi atómami.

Ako určiť

Vlastnosti prvkov priťahovať alebo darovať elektróny možno určiť zo série elektronegativity chemických prvkov. Prvky s hodnotou vyššou ako dva sú podľa stupnice okysličovadlami a vykazujú vlastnosti typického nekovu.

Číslo položky	Element	Symbol	Elektronegativita
	stroncium
	Ytterbium
	Prazeodym
	Prometheus
	Americium
	Gadolínium
	Dysprosium
	Plutónium
	Kaliforniu
	Einsteinium
	Mendelevium
	Zirkónium
	Neptúnium
	Protaktínium
	mangán
	Berýlium
	hliník
	technécium
	molybdén
	paládium
	Volfrám
	Kyslík

Látky s elektronegativitou dva alebo menej sú redukčné činidlá a vykazujú kovové vlastnosti. Prechodné kovy, ktoré majú premenlivý stupeň oxidácie a patria do vedľajších podskupín periodickej tabuľky, majú hodnoty elektronegativity v rozmedzí 1,5-2. Prvky s elektronegativitou rovnou alebo menšou ako jedna majú výrazné vlastnosti redukčného činidla. Sú to typické kovy.

V sérii elektronegativity sa kovové a redukčné vlastnosti zvyšujú sprava doľava, zatiaľ čo oxidačné a nekovové vlastnosti sa zvyšujú zľava doprava.

Ryža. 2. Séria elektronegativity.

Okrem Paulingovej stupnice môžete zistiť, aké výrazné sú oxidačné alebo redukčné vlastnosti prvku pomocou periodickej tabuľky Mendelejeva. Elektronegativita sa zvyšuje v periódach zľava doprava so zvyšujúcim sa atómovým číslom. V skupinách hodnota elektronegativity klesá zhora nadol.

Ryža. 3. Periodická tabuľka.

Čo sme sa naučili?

Elektronegativita sa týka schopnosti prvkov darovať alebo prijímať elektróny. Táto charakteristika pomáha pochopiť, aké výrazné sú vlastnosti oxidačného činidla (nekovového) alebo redukčného činidla (kovu) pre konkrétny prvok. Pre pohodlie Pauling vyvinul stupnicu elektronegativity. Podľa stupnice má fluór maximálne oxidačné vlastnosti a minimum francium. V periodickej tabuľke sa vlastnosti kovov zvyšujú sprava doľava a zhora nadol.

Tématický kvíz

Hodnotenie správy

Priemerné hodnotenie: 4.6. Celkový počet získaných hodnotení: 75.

V tejto lekcii sa dozviete o vzorcoch zmien v elektronegativite prvkov v skupine a období. Na ňom budete uvažovať o tom, čo určuje elektronegativitu chemických prvkov. Pomocou prvkov druhej periódy ako príkladu študujte vzorce zmien v elektronegativite prvku.

Téma: Chemická väzba. Elektrolytická disociácia

Lekcia: Vzorce zmien elektronegativity chemických prvkov v skupine a období

1. Vzorce zmien hodnôt elektronegativity v určitom období

Vzorce zmien hodnôt relatívnej elektronegativity v období

Zvážte príklad prvkov druhého obdobia, vzory zmien hodnôt ich relatívnej elektronegativity. Obr.1.

Ryža. 1. Vzorce zmien hodnôt elektronegativity prvkov 2. periódy

Relatívna elektronegativita chemického prvku závisí od náboja jadra a od polomeru atómu. V druhej perióde sú prvky: Li, Be, B, C, N, O, F, Ne. Od lítia po fluór sa zvyšuje náboj jadra a počet vonkajších elektrónov. Počet elektrónových vrstiev zostáva nezmenený. To znamená, že sila priťahovania vonkajších elektrónov k jadru sa zvýši a atóm sa akoby zmenší. Polomer atómu od lítia po fluór sa zníži. Čím menší je polomer atómu, tým silnejšie sú vonkajšie elektróny priťahované k jadru, a teda tým väčšia je hodnota relatívnej elektronegativity.

V období s nárastom náboja jadra sa polomer atómu zmenšuje a hodnota relatívnej elektronegativity sa zvyšuje.

Ryža. 2. Vzorce zmien hodnôt elektronegativity prvkov skupiny VII-A.

2. Vzorce zmien hodnôt elektronegativity v skupine

Vzorce zmien hodnôt relatívnej elektronegativity v hlavných podskupinách

Uvažujme o vzorcoch zmien hodnôt relatívnej elektronegativity v hlavných podskupinách pomocou prvkov skupiny VII-A ako príkladu. Obr.2. V siedmej skupine obsahuje hlavná podskupina halogény: F, Cl, Br, I, At. Na vonkajšej elektrónovej vrstve majú tieto prvky rovnaký počet elektrónov - 7. S nárastom náboja atómového jadra pri prechode z periódy do periódy sa zvyšuje počet elektrónových vrstiev, čo znamená, že sa zväčšuje polomer atómu. Čím menší je polomer atómu, tým väčšia je hodnota elektronegativity.

V hlavnej podskupine sa s nárastom náboja atómového jadra zväčšuje polomer atómu a klesá hodnota relatívnej elektronegativity.

Keďže chemický prvok fluór sa nachádza v pravom hornom rohu periodickej tabuľky D. I. Mendelejeva, jeho hodnota relatívnej elektronegativity bude maximálna a číselne rovná 4.

Záver: Relatívna elektronegativita sa zvyšuje so zmenšujúcim sa polomerom atómu.

V obdobiach s nárastom náboja jadra atómu sa zvyšuje elektronegativita.

V hlavných podskupinách so zvýšením náboja atómového jadra klesá relatívna elektronegativita chemického prvku. Najviac elektronegatívnym chemickým prvkom je fluór, pretože sa nachádza v pravom hornom rohu periodickej tabuľky D. I. Mendelejeva.

Zhrnutie lekcie

V tejto lekcii ste sa dozvedeli o vzorcoch zmien v elektronegativite prvkov v skupine a období. Na ňom ste skúmali, od čoho závisí elektronegativita chemických prvkov. Na príklade prvkov druhej periódy sme študovali zákonitosti zmeny elektronegativity prvku.

1. Rudzitis G. E. Anorganická a organická chémia. 8. ročník: učebnica pre vzdelávacie inštitúcie: základná úroveň / G. E. Rudzitis, F. G. Feldman. M.: Osveta. 2011 176 s.: ill.

2. Popel P. P. Chémia: 8. trieda: učebnica pre všeobecné vzdelávacie inštitúcie / P. P. Popel, L. S. Krivlya. - K .: Informačné centrum "Akadémia", 2008.-240 s.: chor.

3. Gabrielyan O. S. Chémia. 9. ročník Učebnica. Vydavateľstvo: Drofa.: 2001. 224s.

1. Chemport. ru.

1. č. 1,2,5 (s. 145) Rudzitis G. E. Anorganická a organická chémia. 8. ročník: učebnica pre vzdelávacie inštitúcie: základná úroveň / G. E. Rudzitis, F. G. Feldman. M.: Osveta. 2011 176 s.: ill.

2. Uveďte príklady látok s kovalentnou nepolárnou väzbou a iónovou. Aký význam má elektronegativita pri tvorbe takýchto zlúčenín?

3. Usporiadajte za sebou v rastúcej elektronegativite prvky druhej skupiny hlavnej podskupiny.

V komplexných zlúčeninách pozostávajúcich z atómov rôznych prvkov bude hustota elektrónov vždy posunutá k jednému, „najsilnejšiemu“ susedovi. Napríklad v molekule vody (H 2 O) bude víťazom kyslík a v kyseline chlorovodíkovej (HCl) vyhrá súboj atóm chlóru. Ako sa naučiť určiť túto silu? Na to stačí rozobrať, čo je elektronegativita. Začnime.

Atómy a prvky

Prvá vec, ktorú si treba osvojiť, je rozdiel medzi atómom a prvkom. Predpokladajme, že v molekule HNO 3 je až päť atómov a iba tri prvky, ktorými sú vodík (H), dusík (N) a kyslík (O). Ak bol názov nejakej ikony alebo symbolu vymazaný z pamäte, potom príde na záchranu Mendelejevov periodický systém.

Uvádza len zoznam všetkých prvkov, ktoré dnes existujú. Prvý problém je teda prekonaný. Priblížme si otázku, čo je elektronegativita.

Paulingova stupnica

Na školách a univerzitách na identifikáciu úplne najsilnejšieho atómu, ktorý na seba stiahne elektrónovú hustotu slabších „susedov“, bude stačiť Paulingova stupnica. Nemali by ste sa báť. Všetko je tu mimoriadne jednoduché. Relatívna elektronegativita chemických prvkov je usporiadaná vzostupne a pohybuje sa v rozmedzí 0,7-4,0. Logika je tu jasná: kto má túto hodnotu, je väčší, ten je silnejší.

Hodnota „0,7“ patrí najaktívnejšiemu kovu – Francúzsku. Tu prehráva úplne s každým, teda je najmenej elektronegatívny (najelektropozitívny). Fluór sa môže pochváliť maximálnou hodnotou štyri. Preto sa mu v sile nevyrovná.

Dokonca aj bez toho, aby ste skutočne pochopili, čo je elektronegativita, v akejkoľvek komplexnej zlúčenine obsahujúcej fluór môžete okamžite určiť víťaza. Kto prevezme elektrónovú hustotu vo fluoride lítnom (LiF)? Samozrejme, fluór. Ktorý prvok je elektronegatívny vo fluoride kremičitom (SiF 4)? Samozrejme opäť fluór.

Upevňujeme minulosť

Po analýze toho, čo je elektronegativita, podporme teóriu príkladmi. Poďme sa naučiť, ako identifikovať najsilnejší prvok prítomný v zlúčenine. Zoberme si molekulu kyseliny sírovej (H 2 SO 4). Pomocou Paulingovej stupnice určíme relatívnu elektronegativitu všetkých troch požadovaných prvkov. Pre vodík to bude 2,1. Hodnota pre síru je o niečo vyššia - 2,6. Jasným lídrom ale bude kyslík, ktorý má maximálnu hodnotu 3,5. To znamená, že kyslík bude najviac elektronegatívnym prvkom v molekule H 2 SO 4 . Takto je možné určiť hodnotu elektronegativity akéhokoľvek prvku.

V tejto lekcii sa dozviete o vzorcoch zmien v elektronegativite prvkov v skupine a období. Na ňom budete uvažovať o tom, čo určuje elektronegativitu chemických prvkov. Pomocou prvkov druhej periódy ako príkladu študujte vzorce zmien v elektronegativite prvku.

Téma: Chemická väzba. Elektrolytická disociácia

Lekcia: Vzorce zmien elektronegativity chemických prvkov v skupine a období

Vzorce zmien hodnôt relatívnej elektronegativity v období

Zvážte príklad prvkov druhého obdobia, vzory zmien hodnôt ich relatívnej elektronegativity. Obr.1.

Ryža. 1. Vzorce zmien hodnôt elektronegativity prvkov 2. periódy

Relatívna elektronegativita chemického prvku závisí od náboja jadra a od polomeru atómu. V druhom obdobie prvky sú: Li, Be, B, C, N, O, F, Ne. Od lítia po fluór sa zvyšuje náboj jadra a počet vonkajších elektrónov. Číslo elektronickej vrstvy zostávajú nezmenené. To znamená, že sila priťahovania vonkajších elektrónov k jadru sa zvýši a atóm sa akoby zmenší. Polomer atómu od lítia po fluór sa zníži. Čím menší je polomer atómu, tým silnejšie sú vonkajšie elektróny priťahované k jadru, a teda tým väčšia je hodnota relatívnej elektronegativity.

V období s nárastom náboja jadra sa polomer atómu zmenšuje a hodnota relatívnej elektronegativity sa zvyšuje.

Ryža. 2. Vzorce zmien hodnôt elektronegativity prvkov skupiny VII-A.

Vzorce zmien hodnôt relatívnej elektronegativity v hlavných podskupinách

Uvažujme o vzorcoch zmien hodnôt relatívnej elektronegativity v hlavných podskupinách pomocou prvkov skupiny VII-A ako príkladu. Obr.2. V siedmej skupine obsahuje hlavná podskupina halogény: F, Cl, Br, I, At. Na vonkajšej elektrónovej vrstve majú tieto prvky rovnaký počet elektrónov - 7. S nárastom náboja atómového jadra pri prechode z periódy do periódy sa zvyšuje počet elektrónových vrstiev, čo znamená, že sa zväčšuje polomer atómu. Čím menší je polomer atómu, tým väčšia je hodnota elektronegativity.

V hlavnej podskupine sa so zvyšujúcim sa nábojom atómového jadra zväčšuje polomer atómu a znižuje sa hodnota relatívnej elektronegativity.

Keďže chemický prvok fluór sa nachádza v pravom hornom rohu periodickej tabuľky D.I. Mendelejeva, jeho hodnota relatívnej elektronegativity bude maximálna a číselne rovná 4.

Záver:Relatívna elektronegativita sa zvyšuje so zmenšujúcim sa polomerom atómu.

V obdobiach s nárastom náboja jadra atómu sa zvyšuje elektronegativita.

V hlavných podskupinách so zvýšením náboja atómového jadra klesá relatívna elektronegativita chemického prvku. Najviac elektronegatívnym chemickým prvkom je fluór, pretože sa nachádza v pravom hornom rohu periodickej tabuľky D.I. Mendeleeva.

Zhrnutie lekcie

V tejto lekcii ste sa dozvedeli o vzorcoch zmien v elektronegativite prvkov v skupine a období. Na ňom ste skúmali, od čoho závisí elektronegativita chemických prvkov. Na príklade prvkov druhej periódy sme študovali zákonitosti zmeny elektronegativity prvku.

1. Rudzitis G.E. Anorganická a organická chémia. 8. ročník: učebnica pre vzdelávacie inštitúcie: základná úroveň / G. E. Rudzitis, F.G. Feldman. M.: Osveta. 2011 176 s.: ill.

2. Popel P.P. Chémia: 8. trieda: učebnica pre všeobecné vzdelávacie inštitúcie / P.P. Popel, L.S. Krivlya. -K.: IC "Akadémia", 2008.-240 s.: chor.

3. Gabrielyan O.S. Chémia. 9. ročník Učebnica. Vydavateľstvo: Drofa.: 2001. 224s.

1. č. 1,2,5 (s. 145) Rudzitis G.E. Anorganická a organická chémia. 8. ročník: učebnica pre vzdelávacie inštitúcie: základná úroveň / G. E. Rudzitis, F.G. Feldman. M.: Osveta. 2011 176 s.: ill.

2. Uveďte príklady látok s kovalentnou nepolárnou väzbou a iónovou. Aký význam má elektronegativita pri tvorbe takýchto zlúčenín?

3. Usporiadajte za sebou v rastúcej elektronegativite prvky druhej skupiny hlavnej podskupiny.