Металлические свойства это способность отдавать электроны

Обновлено: 19.05.2024

С увеличением числа элементарных элементов электроны имеют тенденцию к увеличению, а в подгруппах — к уменьшению. Самые низкие значения электроотрицательности характерны для первого элемента в первой группе, а самые высокие — для элемента P в седьмой группе.

Периодичность свойств элементов

Все характеристики элементов, определяемые электронной оболочкой индивидуума, закономерно изменяются в циклах и группах циклических систем. Однако, поскольку многие элементы сходных электронных структур не идентичны и сходны только при переходе от одного элемента к другому элементу подгруппы, то не происходит простого повторения свойств, а происходят более или менее интенсивные периодические изменения свойств элемента.

Химические свойства элемента определяются его способностью отдавать или добавлять электроны. Количественно это определяется энергией ионизации, сродством к электрону и электронами и зависит от радиуса индивидуума.

Атомные и ионные радиусы

Вследствие волнообразного характера движения электронов невозможно измерить абсолютный размер индивида, так как не существует его определенного предела.

Концепция орбитальных лучей недавно была расширена. Радиус орбиты — это самое удаленное от ядра расстояние наибольшего распределения электронной плотности. Таким образом, человек в базовом состоянии может иметь только лоток торговца и лоток стимулированного состояния — многие значения r_Пули.. На практике мы имеем дело с лучами людей, связанных определенной химической связью. Этот радиус рассматривается как фактический радиус индивида, т.е. как выявленный в результате действия. Фактический луч определяется при изучении молекулярных и кристаллических структур.

По этой причине значения атомных лучей, приведенные в различных справочниках, иногда могут значительно отличаться. Однако, несмотря на различия в значениях отдельных лучей одного и того же элемента, общая закономерность сохраняется. Это отражает зависимость атомных лучей от ядерной загрузки Z с периодическими свойствами.

Зависимость орбитальных лучей элемента r (1 Å = 10-10 м) от числа Z:.

В этот же период наблюдается тенденция к уменьшению размеров особей по мере увеличения Z. Это объясняется притяжением электронов внешнего слоя к увеличению в ядре при увеличении нагрузки.

За последний период атомное излучение увеличилось, поскольку строительство новых энергетических уровней начинается дальше ядра. В результате, в пределах первичных подгрупп размер особей увеличивается с ростом ядерной нагрузки. Во вторичных подгруппах, особенно в четверговой и шестой переходных подгруппах d-металлов, размер особей изменяется в меньшей степени. Отдельные лучи почти не отличаются друг от друга. Это можно объяснить тем, что увеличение количества лучей относительно увеличения количества квантовых уровней при переходе от четвергового к шестому периоду компенсируется сокращением количества лантанидов (₅₇ла до₇₁Lu), вызванное заполнением уровня 4F. По этой причине элементы D пятого и шестого периодов имеют особенно схожие характеристики. Так, в подгруппе IIIB (TI-ZR-HF) последние два элемента имеют одинаковые лучи (0,145 нм) и поэтому похожи друг на друга по природным и химическим свойствам, существенно отличаясь от Титана, радиус которого составляет 0,132 нм.

Потеря атомом электронов приводит к уменьшению его фактического размера, а добавление избыточного количества электронов — к увеличению. Таким образом, радиус положительно заряженных ионов (катионов) всегда меньше, а радиус отрицательно заряженных ионов (анионов) всегда больше, чем радиус соответствующих электрически нейтральных атомов. Так, радиус атома калия составляет 0,236 нм, радиус иона калия K+ — 0,133 нм, радиус атома хлора и иона хлора SD — 0,099 нм и 0,181 нм соответственно.

Таким образом, радиус иона отличается от радиуса электрически нейтрального атома в той степени, в которой ион имеет больший заряд. Например, атомные радиусы хрома и ионов Cr2+ и Cr3+ составляют 0,127, 0,083 и 0,064 нм соответственно.

Внутри подгрупп лучи ионов с одинаковым зарядом увеличиваются с ростом заряда ядра. Эта закономерность объясняется увеличением числа электронных слоев и расстояния внешних электронов от ядра.

Энергия ионизации

Поскольку удаление электронов из невозбужденного атома и преобразование их в положительно заряженные ионы всегда является внутренним процессом (т.е. путем поглощения энергии), то для того, чтобы это произошло, необходимо выполнить какое-то действие.

Минимальная энергия, необходимая для отрыва электрона от невозбужденного атома, называется энергией ионизации I

где E и E + обозначают соответственно нейтральный атом и положительно заряженный ион (катион) элемента, I — энергия ионизации, ē — электрон.

Энергия ионизации измеряется в кДж/моль или эВ/атом. 1 эВ (электронвольт) — это энергия, получаемая электроном в ускоряющем электрическом поле с разностью потенциалов 1 В (1 эВ = 1,6-10-19 Дж) при пересчете на 1 моль, что составляет 96,5 кДж/моль. Энергия ионизации может быть определена путем столкновения электронов, ускоренных в электрическом поле, с атомом.

Один, два или более электронов могут быть отсоединены от человека с большим количеством электронов. Отсоединение каждого электрона соответствует определенному значению энергии ионизации i₁, i₂, …, I_n так что это всегда я.₁ 2

Пример № 2. титан.

Периодическое изменение свойств элементов и их соединений (наглядно)

Деление элементов на металлы и неметаллы.

Нет четких ограничений. Некоторые элементы обладают свойствами перехода.

(c) Используются отрывки из учебников: «Химия» / Н.Е.-Москва, Эксмор (ЕГЭ. Экспресс-подготовка)» и «Химия: новый полный справочник для подготовки к ЕГЭ/Е.В.». Савинкина. -Москва, Издательство АСТ.

Рассматривали ли вы «Законы изменения свойств элементов и их соотношение по периодам и группам»? Выберите дальнейшие действия.

Преподавая химию, Менделеев обнаружил, что его ученикам трудно запомнить индивидуальные свойства каждого элемента. Он начал искать способы создания систематического способа облегчения запоминания свойств данных. В результате появились физические таблицы, которые позже были переименованы в периодические таблицы.

Фактчек

Таблица Менделеева состоит из «столбцов», т.е. групп и «строк», т.е. периодов;
Металлические свойства связаны со способностью отдавать электроны;
Радиус атома увеличивается при увеличении числа электронных оболочек;
Высшая валентность для большинства элементов равна номеру группы.

Задача 1.Какова максимальная прочность алюминия?

(Задание 2: Какое соединение водорода обладает наивысшими основными свойствами какого элемента?

(Задание 3: Из перечисленных элементов металлами являются

Задание 4: Какие элементы обладают наивысшими основными свойствами гидроксидов?

Усиление металлических и неметаллических свойств в таблице

Периодическая таблица Дмитрия Ивановича Менделеева очень удобна и универсальна в своём использовании. По ней можно определить некоторые характеристики элементов, и что самое удивительное, предсказать некоторые свойства ещё неоткрытых, не обнаруженных учёными, химических элементов (например, мы знаем некоторые свойства предполагаемого унбигексия, хотя его ещё не открыли и не синтезировали).

Что такое металлические и неметаллические свойства

Эти свойства зависят от способности элемента отдавать или притягивать к себе электроны. Важно запомнить одно правило, металлы – отдают электроны, а неметаллы – принимают. Соответственно металлические свойства – это способность определённого химического элемента отдавать свои электроны (с внешнего электронного облака) другому химическому элементу. Для неметаллов всё в точности наоборот. Чем легче неметалл принимает электроны, тем выше его неметаллические свойства.

Металлы никогда не примут электроны другого химического элемента. Такое характерно для следующих элементов;

натрия;
калия;
лития;
франция и так далее.

С неметаллами дела обстоят похожим образом. Фтор больше всех остальных неметаллов проявляет свои свойства, он может только притянуть к себе частицы другого элемента, но ни при каких условиях не отдаст свои. Он обладает наибольшими неметаллическими свойствами. Кислород (по своим характеристикам) идёт сразу же после фтора. Кислород может образовывать соединение с фтором, отдавая свои электроны, но у других элементов он забирает отрицательные частицы.

Список неметаллов с наиболее выраженными характеристиками:

Неметаллические и металлические свойства объясняются тем, что все химические вещества стремятся завершить свой энергетический уровень. Для этого на последнем электронном уровне должно быть 8 электронов. У атома фтора на последней электронной оболочке 7 электронов, стремясь завершить ее, он притягивает ещё один электрон. У атома натрия на внешней оболочке один электрон, чтобы получить 8, ему проще отдать 1, и на последнем уровне окажется 8 отрицательно заряженных частиц.

Благородные газы не взаимодействуют с другими веществами именно из-за того, что у них завершён энергетический уровень, им не нужно ни притягивать, ни отдавать электроны.

Как изменяются металлические свойства в периодической системе

Периодическая таблица Менделеева состоит из групп и периодов. Периоды располагаются по горизонтали таким образом, что первый период включает в себя: литий, бериллий, бор, углерод, азот, кислород и так далее. Химические элементы располагаются строго по увеличению порядкового номера.

Группы располагаются по вертикали таким образом, что первая группа включает в себя: литий, натрий, калий, медь, рубидий, серебро и так далее. Номер группы указывает на количество отрицательных частиц на внешнем уровне определённого химического элемента. В то время, как номер периода указывает на количество электронных облаков.

Металлические свойства усиливаются в ряду справа налево или, по-другому, ослабевают в периоде. То есть магний обладает большими металлическими свойствами, чем алюминий, но меньшими, нежели натрий. Это происходит потому, что в периоде количество электронов на внешней оболочке увеличивается, следовательно, химическому элементу сложнее отдавать свои электроны.

В группе все наоборот, металлические свойства усиливаются в ряду сверху вниз. Например, калий проявляется сильнее, чем медь, но слабее, нежели натрий. Объяснение этому очень простое, в группе увеличивается количество электронных оболочек, а чем дальше электрон находится от ядра, тем проще элементу его отдать. Сила притяжения между ядром атома и электроном в первой оболочке больше, чем между ядром и электроном в 4 оболочке.

Сравним два элемента – кальций и барий. Барий в периодической системе стоит ниже, чем кальций. А это значит, что электроны с внешней оболочки кальция расположены ближе к ядру, следовательно, они лучше притягиваются, чем у бария.

Сложнее сравнивать элементы, которые находятся в разных группах и периодах. Возьмём, к примеру, кальций и рубидий. Рубидий будет лучше отдавать отрицательные частицы, чем кальций. Так как он стоит ниже и левее. Но пользуясь только таблицей Менделеева нельзя однозначно ответить на этот вопрос сравнивая магний и скандий (так как один элемент ниже и правее, а другой выше и левее). Для сравнения этих элементов понадобятся специальные таблицы (например, электрохимический ряд напряжений металлов).

Как изменяются неметаллические свойства в периодической системе

Неметаллические свойства в периодической системе Менделеева изменяются с точностью до наоборот, нежели металлические. По сути, эти два признака являются антагонистами.

Неметаллические свойства усиливаются в периоде (в ряду справа налево). Например, сера способна меньше притягивать к себе электроны, чем хлор, но больше, нежели фосфор. Объяснение этому явлению такое же. Количество отрицательно заряженных частиц на внешнем слое увеличивается, и поэтому элементу легче закончить свой энергетический уровень.

Неметаллические свойства уменьшаются в ряду сверху вниз (в группе). Например, фосфор способен отдавать отрицательно заряженные частицы больше, чем азот, но при этом способен лучше притягивать, нежели мышьяк. Частицы фосфора притягиваются к ядру лучше, чем частицы мышьяка, что даёт ему преимущество окислителя в реакциях на понижение и повышение степени окисления (окислительно-восстановительные реакции).

Сравним, к примеру, серу и мышьяк. Сера находится выше и правее, а это значит, что ей легче завершить свой энергетический уровень. Как и металлы, неметаллы сложно сравнивать, если они находятся в разных группах и периодах. Например, хлор и кислород. Один из этих элементов выше и левее, а другой ниже и правее. Для ответа придётся обратиться к таблице электроотрицательности неметаллов, из которой мы видим, что кислород легче притягивает к себе отрицательные частицы, нежели хлор.

Периодическая таблица Менделеева помогает узнать не только количество протонов в атоме, атомную массу и порядковый номер, но и помогает определить свойства элементов.

Видео

Видео поможет вам разобраться в закономерности свойств химических элементов и их соединений по периодам и группам.

Поставь лайк, это важно для наших авторов, подпишись на наш канал в Яндекс.Дзен и вступай в группу Вконтакте

Периодичность изменения свойств атомов

Заряд ядра атома химического элемента равен порядковому номеру. Он последовательно возрастает от одного элемента к другому.

Число электронных слоёв равно номеру периода, к которому относится химический элемент.

Другие свойства изменяются периодически.

Число внешних электронов одинаково у элементов одной A группы и совпадает с её номером. В периоде увеличивается от 1 до 8.

Высшие валентности химических элементов в соединениях с кислородом, как правило, совпадают с номером группы и в каждом периоде увеличиваются.

Валентности в соединениях с водородом (для неметаллов), наоборот, уменьшаются и равны разности 8 – № группы.

Радиусы атомов в каждом периоде уменьшаются, а в группе увеличиваются.

Химические свойства атомов обусловлены их способностью отдавать электроны или их принимать.

Способность атомов отдавать валентные электроны

Чем больше радиус атома, тем слабее удерживаются его внешние электроны. Поэтому способность отдавать электроны усиливается в группах сверху вниз.

В малых периодах с увеличением зарядов ядер радиус атомов уменьшается, а число электронов на внешнем уровне увеличивается. Они всё сильнее притягиваются к ядру и труднее отрываются от атома.

Легче всего отрываются электроны от атомов щелочного металла франция.

Схематически усиление способности отдавать электроны можно изобразить так:

Способность атомов притягивать электроны

У элементов одной группы эта способность снижается с увеличением числа электронных слоёв.

В периоде с увеличением заряда ядра радиус атома уменьшается, число валентных электронов и их притяжение к ядру растёт, и атомам всё легче присоединять дополнительные электроны на внешний уровень.

Наиболее активно принимают электроны атомы галогена фтора.

Изменение способности принимать электроны показывает схема:

Отличаются от других элементов по свойствам инертные газы (элементы VIIIA группы). Их атомы имеют заполненные внешние энергетические уровни и поэтому не отдают и не принимают электроны.

Закономерности изменения свойств атомов

Свойство	В периоде	В группе
Заряд ядра	увеличивается	увеличивается
Радиус атома	уменьшается	увеличивается
Способность отдавать электроны	уменьшается	увеличивается
Число валентных электронов	увеличивается	не изменяется
Способность принимать электроны	увеличивается	уменьшается
Высшая валентность в оксидах и гидроксидах	увеличивается	не изменяется
Валентность в летучих водородных соединениях	уменьшается	не изменяется

Периодичность свойств простых веществ и соединений

Металлические свойства простых веществ

Металлические свойства — способность атомов отдавать электроны.

Именно наличием свободных электронов объясняются общие физические свойства металлов: высокая электропроводность и теплопроводность, характерный металлический блеск, ковкость.

Металлические свойства усиливаются в группах сверху вниз.

В каждой главной подгруппе наиболее выраженыметаллические свойства у элементов седьмого периода.

В периодах происходит ослабление металлических свойств.

В каждом периоде самые сильные металлические свойства у элементов IA группы, то есть у щелочных металлов.

В периодах металлические свойства ослабевают, а в группах — усиливаются.

Самый сильный металл — франций.

Неметаллические свойства простых веществ

Неметаллические свойства противоположны металлическим.

Неметаллические свойства — способность атомов принимать электроны.

В группе сверху вниз неметаллические свойства ослабевают.

Самый сильный неметалл каждой группы располагается вверху (во втором периоде).

Неметаллические свойства в периодах усиливаются слева направо.

В каждом периоде наиболее выражены неметаллические свойства у элементов VIIA группы (у галогенов).

В периодах неметаллические свойства усиливаются, а в группах — ослабевают.

Самый сильный неметалл — фтор.

Состав и свойства высших оксидов и гидроксидов. Водородные соединения

Общие формулы высших оксидов и водородных соединений

№ группы	IA	IIA	IIIA	IVA	VA	VIA	VIIA
Формула высшего оксида	R2O	RO	R2O3	RO2	R2O5	RO3	R2O7
Формула летучего водородного соединения	RH4	RH3	H2R	HR

Основные свойства соединений определяются металлическими свойствами химических

элементов. Их изменение происходит так же.

Основные свойства соединений с ростом порядкового номера усиливаются в группах и ослабевают в периодах.

Кислотные свойства оксидов и гидроксидов определяются неметаллическими свойствами элементов.

Кислотные свойства соединений с ростом порядкового номера ослабевают в группах и усиливаются в периодах.

Закономерности изменения свойств атомов

Одной из важнейших характеристик атома является его радиус.

Изменение радиусов атомов в группах

Радиус атома определяется числом энергетических уровней в нём. Чем больше уровней заполнено электронами, тем больше радиус атома.

Вспомним строение электронных оболочек элементов IA и IIA групп:

Li3 )2)1; Na11 )2)8)1; K19 )2)8)8)1;

Be4 )2)2; Mg12 )2)8)2; Ca20 )2)8)8)2.

С увеличением порядкового номера в группе радиусы атомов увеличиваются. В каждой группе самые большие радиусы у элементов седьмого периода.

Изменение радиусов атомов в периодах

У элементов одногопериода число энергетических уровней в атомах одинаково. Увеличиваются заряд ядра и число внешних электронов.

Na11 )2)8)1; Si14 )2)8)4; Cl17 )2)8)7.

Внешние электроны всё сильнее притягиваются к положительно заряженному ядру, атомы сжимаются, и за счёт этого их радиусы уменьшаются. Самые большие радиусы в каждом периоде — у элементов IA группы (у щелочных металлов).

Основные характеристики атомов химических элементов:

заряд ядра;
число электронных слоёв;
число электронов на внешнем уровне;
радиус атома;
высшая валентность в соединениях с кислородом;
валентность в летучих водородных соединениях;
способность отдавать электроны;
способность принимать электроны.

Теоретические сведения

Исследуя изменение химических свойств элементов в зависимости от величины их относительной атомной массы (атомного веса),
Д.И. Менделеев в 1869 г. открыл закон периодичности этих свойств: «Свойства элементов, а потому и свойства образуемых ими простых и сложных тел стоят в периодической зависимости от атомных весов элементов». Поскольку химические свойства обусловлены строением электронных оболочек атома, периодическая система Д.И. Менделеева – это естественная классификация элементов по электронным структурам их атомов (см. прил. 4).

Современная формулировка периодического закона гласит: «Свойства элементов и соединений находятся в периодической зависимости от зарядов атомных ядер».

Это обстоятельство отражено в периодической системе в виде горизонтальных и вертикальных рядов – периодов и групп.

Период – горизонтальный ряд, имеющий одинаковое число электронных уровней, номер периода совпадает со значением главного квантового числа n внешнего уровня (слоя); таких периодов в периодической системе семь. Второй и последующие периоды начинаются щелочным элементом (ns 1 ) и заканчивается благородным газом (ns 2 np 6 ).

По вертикали периодическая система подразделяется на восемь групп, которые делятся на главные – А-подгруппы, состоящие из s- и p-элементов, и побочные – B-подгруппы, содержащие d-элементы. Подгруппа III B, кроме d-элементов, содержит по 14 4f- и 5f-элементов (семейства 4f-лантаноидов и 5f-актиноидов).

Главные подгруппы содержат на внешнем электронном слое одинаковое число электронов, которое равно номеру группы. В главных подгруппах валентные электроны (электроны, способные образовывать химические связи) расположены на s- и p-орбиталях внешнего энергетического уровня, в побочных – на s-орбиталях внешнего и d-орбиталях предвнешнего слоя. Для f-элементов валентными являются (n – 2)f-,
(n – 1)d- и ns-электроны.

Сходство элементов внутри каждой группы – наиболее важная закономерность в периодической системе. Следует, кроме того, отметить такую закономерность, как диагональное сходство у пар элементов Li и Mg, Be и Al, B и Si и др. Эта закономерность обусловлена тенденцией смены свойств по вертикали (в группах) и их изменением по горизонтали (в периодах).

Структура электронной оболочки атомов элемента изменяется периодически с ростом порядкового номера элемента, с одной стороны, и, с другой стороны, свойства определяются строением электронной оболочки и, следовательно, находятся в периодической зависимости от заряда ядра атома.

● Периодичность атомных характеристик

Периодический характер изменения химических свойств атомов элементов зависит от изменения радиуса атома и иона.

За радиус свободного атома принимают положение главного максимума плотности внешних электронных оболочек. Это так называемый орбитальный радиус.

В периодах орбитальные атомные радиусы по мере увеличения заряда ядра Z в общем монотонно уменьшаются из-за роста степени взаимодействия внешних электронов с ядром. В подгруппах радиусы в основном увеличиваются из-за возрастания числа электронных оболочек.

У s- и p-элементов изменение радиусов, как в периодах, так и в подгруппах более выражены, чем у d- и f-элементов, так как d- и f-электроны внутренние. Уменьшение радиусов у d- и f-элементов в периодах называется d-иf-сжатием. Следствием f-сжатия является то, что атомные радиусы электронных аналогов d-элементов пятого и шестого периодов практически одинаковы.

Элементы	Zr – Hf	Nb – Ta
r_атома, нм	0,160 – 0,159	0,145 – 0,146

Эти элементы из-за близости их свойств называются элементами-близнецами.

Образование ионов приводит к изменению ионных радиусов по сравнению с атомными радиусами. При этом радиусы катионов всегда меньше, а радиусы анионов всегда больше соответствующих атомных радиусов.

Свойства атомов рассматриваются, как способность отдавать, или принимать электроны из-за стремления атомов приобрести устойчивую электронную конфигурацию, аналогичную инертным газам. Металлические свойства рассматриваются, как способность атомов элементов отдавать электроны и проявлять восстановительные свойства, а неметаллические свойства – присоединять электроны и проявлять окислительные свойства.

Энергией ионизации I атома называется энергия, необходимая для перевода нейтрального атома в положительно заряженный ион. Ее величина зависит от величины заряда ядра, от радиуса атома и от взаимодействия между электронами. Энергия ионизации выражается в кДж∙моль –1 или эВ. Для химических исследований наибольшее значение имеет потенциал ионизации первого порядка – энергия, затрачиваемая на полное удаление слабосвязанного электрона из атома в невозбужденном, состоянии.

, I₁ – первый потенциал ионизации;

Энергия ионизации определяет характер и прочность химической связи, и восстановительные свойства элементов (табл. 27).

Потенциалы (энергии) ионизации I₁, эВ

Группы элементов
I	II	III	IV	V	VI	VII	VIII
H 13,6	He 24,6
Li 5,4	Be 9,3	B 8,3	C 11,3	N 14,3	O 13,6	F 17,4	Ne 21,6
Na 5,1	Mg 7,6	Al 6,0	Si 8,1	P 10,5	S 10,4	Cl 13,0	Ar 15,8
K 4,3	Ca 6,1

У элементов с полностью заполненными валентными оболочками (у благородных газов) I₁ максимален, при переходе к следующему периоду I₁ резко понижается – он минимален у щелочных металлов.

Энергия связи электрона с ядром пропорциональна Z и обратно пропорциональна среднему (орбитальному) радиусу оболочки.

В главных подгруппах потенциалы ионизации с ростом Z уменьшаются вследствие увеличения числа электронных подоболочек и экранирования заряда ядра электронами внутренних подоболочек.

В побочных подгруппах d-электроны экранируются не только электронами заполненных оболочек, но и внешними s-электронами. Поэтому потенциал ионизации d-элементов с ростом Z в подгруппе увеличивается, хотя и незначительно.

Чем меньше потенциал ионизации, тем легче атом отдает электрон. Поэтому восстановительная способность нейтральных атомов с ростом Z в периоде уменьшается, в главных подгруппах растет, а в побочных – падает.

Другой важной в химии характеристикой атома является энергия сродства к электрону Е_ср– энергия, выделяющаяся при присоединении электрона к нейтральному атому: .

Чем больше электронное сродство, тем более сильным окислителем является данный элемент. Экспериментальное определение энергии сродства к электрону значительно сложнее, чем определение энергии ионизации. Величины E_ср, эВ, для некоторых атомов приведены в табл. 28.

Значение энергии E_ср сродства к электрону для некоторых атомов

Элемент	H	He	Li	Be	B	C	N	O	F	Ne
E_ср, эВ	0,75	–0,22	0,8	–0,19	0,30	1,27	–0,21	1,47	3,45	–0,57

Немонотонность изменения сродства к электрону в периоде также обусловлена сравнительной устойчивостью полностью и наполовину заполненных подоболочек. Самый сильный из всех элементарных окислителей – фтор (он обладает и самым малым атомным радиусом из всех элементов VII группы).

Окислительной способностью не обладают нейтральные атомы с устойчивыми конфигурациями s 2 и s 2 p 6 и переходные элементы.
У остальных элементов в таблице Д.И. Менделеева окислительная способность нейтральных атомов повышается в периоде и снизу вверх в группах.

Для характеристики способности атома в составе молекулы притягивать электроны введено понятие электроотрицательность (ЭО).

Электроотрицательность оценивает металлические и неметаллические свойства элементов. ЭО – полусумма энергии ионизации и сродства к электрону.

Определение абсолютного значения электроотрицательности затруднительно, поэтому пользуются ее относительными значениями.
При этом электроотрицательность лития принята за 1. По отношению к электроотрицательности лития определены электроотрицательности всех других элементов. В табл. 29 даны значения относительной электроотрицательности (ОЭО) элементов.

Читайте также: