Таблица электроотрицательности химических элементов металлов

Обновлено: 16.05.2024

Таблица Менделеева (периодическая система химических элементов) - это такая таблица, в которой классифицируются химические элементы по различным свойствам в зависимости от заряда их атомного ядра. Таблица является графическим изображением периодического закона, который открыл Дмитрий Иванович Менделеев в 1869 году. Изначальный вариант этой таблицы 1869 - 1871 гг. и устанавливал зависимость свойств элементов от их атомной массы. На данный момент элементы сводятся в двумерную таблицу, в которой каждый столбец - это группа, определяющая основные физико-химические свойства, а строки - это периоды, схожие друг с другом. Наиболее распространены 2 формы таблицы: короткая и длинная.

ТАБЛИЦА МЕНДЕЛЕЕВА

Периодическая таблица Менделеева в классическом варианте (или короткая форма), основана на параллелизме степеней окисления химических элементов главных и побочных подгрупп. В каждой ячейке таблицы указан символ элемента, порядковый номер, относительная атомная масса, и название элемента.

Порядковый номер элемента - это число равное числу протонов в ядре атома и числу электронов, которые вращаются вокруг него.

Чтобы посмотреть все свойства конкретного химического элемента нужно перейти по ссылке нажав на символ элемента в таблице.

Периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева

Расшифровка периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева:

Номер группы (для большинства элементов) – общее число валентных электронов (электронов внешнего энергетического уровня, а также предпоследнего d-подуровня, если он застроен не полностью).

Число элементов в периоде – максимальная емкость соответствующего энергетического уровня:

2 элемента (1s 2 )

18 элементов (5s 2 4d 10 5p 6 )

8 элементов (2s 2 2p 6 )

32 элемента (6s 2 4f 14 5d 10 6p 6 )

8 элементов (3s 2 3p 6 )

18 элементов (4s 2 3d 10 4p 6 )

Построение периодов – в начале: два s-элемента, в конце: шесть р- элементов. В четвертом и пятом периодах между ними помещается по десять d-элементов, а в шестом и седьмом к ним добавляются четырнадцать f-элементов (формы электронных орбиталей).

В периоде – свойства химических элементов различаются между собой, т.к. электронные конфигурации валентных электронов их атомов различны.

В подгруппе – свойства элементов сходны между собой, т.к. электронные конфигурации валентных электронов их атомов сходны.

Причина периодичности свойств химических элементов заключается в периодической повторяемости сходных электронных конфигураций внешних энергетических уровней.

Формы электронных орбиталей (электронные семейства)

Классификация химических элементов по электронным конфигурациям их атомов (электронные орбитали)

внешний (n) s-подуровень

внешний (n) р-подуровень

предвнешний (n–1 ) d-подуровень

(n-2)f 1–14 (n-1)d 1–10 ns 1–2

третий снаружи (n–2) f-подуровень

Графическое изображение орбиталей

Свойства элементов таблицы Менделеева

Металлы – элементы главных подгрупп с числом валентных электронов от 1 до 3 (подгруппы IA, IIA, IIIА, кроме элемента бора), а также германий, олово, свинец, сурьма, висмут и полоний.

Неметаллы – бор и элементы главных подгрупп с числом валентных электронов от 4 до 7 (подгруппы IVA, VA, VIA, VIIA) кроме германия, олова, свинца, сурьмы, висмута и полония.

Переходные элементы – элементы побочных подгрупп (IB-VIIB); в виде простых веществ ведут себя как металлы.

Благородные газы – элементы подгруппы VIIIA, полностью застроенные энергетические подуровни s 2 p 6 , для гелия s 2 .

Галогены – элементы подгруппы VII(a) таблицы Менделеева, реагируют со всеми простыми веществами, кроме некот. неметаллов, являются энергичными окислителями, к ним относят F, Cl, Br, I, At, Ts.

Лантанойды – 15 элементов III группы 6-го периода, металлы с атомными номерами 57–71. Все они имеют стабильные изотопы, кроме прометия.

Актинойды – 15 радиоактивных элементов III группы 7-го периода с атомными номерами 89–103.

Свойства элементов в подгруппах закономерно изменяются сверху вниз:

В периодах с увеличением порядкового номера элемента прослеживается следующая закономерность:

Все элементы таблицы Менделеева, исключая гелий, неон и аргон, образуют кислородные соединения, которые изображены общими формулами под каждой группой в порядке возрастания степени окисления элементов: R₂O, RO, R₂O₃, RO₂, R₂O₅, RO₃, R₂O₇, RO₄, где R - обозначает элемент группы.

Элементы главных подгрупп, начиная с IV группы, образуют газообразные водородные соединения: RH₄, RH₃, RH₂, RH. Соединения RH₄ имеют нейтральный характер; RH₃ – слабоосновной; RH₂ – слабокислый; RH – сильнокислый характер.

История открытия периодического закона Менделеевым Д.И.

Самый важный вклад в систематизацию химических элементов внёс русский выдающийся химик Дмитрий Иванович Менделеев, автор труда "Основы химии", который в марте 1869 года представил Русскому химическому обществу (РХО) периодический закон химических элементов, изложенный в нескольких основных положениях.

В 1871 году Менделеев в итоговой статье «Периодическая законность химических элементов» дал формулировку Периодического закона: "Свойства элементов, а потому и свойства образуемых ими простых и сложных тел стоят в периодической зависимости от атомного веса". Тогда же Менделеев придал своей периодической таблице классический вид (короткая таблица, смотрите ниже).

В современном изложении периодический закон химических элементов звучит так: "Свойства простых веществ, а также свойства и формы соединений элементов находятся в периодической зависимости от заряда ядра атомов элементов (порядкового номера)."

Периодическая таблица элементов Менделеева длинная форма

Длинная форма таблицы Менделеева (или длиннопериодная форма) состоит из 18 групп с лева на право от щелочных металов до благородных газов. считается официальной версией с 1989 года.

Таблица Менделеева для печати в хорошем качестве скачать

Вы можете скачать таблицу Менделеева на выбор короткую или длинную форму в цветном и черно-белом цвете, для этого откройте по ссылке ниже изображение и сохраните его себе на компьютер.

____________

Источник информации:

1. Большой химический справочник / А.И.Волков, — М.: 2005.

2. Большая энциклопедия химических элементов. Периодическая таблица Менделеева / И.А.Леенсон. — Москва : 2014.

Электроотрицательность химических элементов

При взаимодействии элементов образуются электронные пары за счёт принятия или отдачи электронов. Способность атома оттягивать электроны была названа Лайнусом Полингом электроотрицательностью химических элементов. Полинг составил шкалу электроотрицательности элементов от 0,7 до 4.

Что такое электроотрицательность?

Электроотрицательность (ЭО) – количественная характеристика элемента, показывающая, с какой силой притягиваются электроны ядром атома. ЭО также характеризует способность удерживать валентные электроны на внешнем энергетическом уровне.

Рис. 1. Строение атома.

Возможность отдавать или принимать электроны определяет принадлежность элементов к металлам или неметаллам. Ярко выраженными металлическими свойствами обладают элементы, легко отдающие электроны. Элементы, принимающие электроны проявляют неметаллические свойства.

Электроотрицательность проявляется в химических соединениях и показывает смещение электронов в сторону одного из элементов.

Электроотрицательность увеличивается слева направо и уменьшается сверху вниз в периодической таблице Менделеева.

Как определить

Определить значение можно с помощью таблицы электроотрицательности химических элементов или шкалы Полинга. За единицу принята электроотрицательность лития.

Наибольшей ЭО обладают окислители и галогены. Значение их электроотрицательности больше двух. Рекордсменом является фтор с электроотрицательностью 4.

Рис. 2. Таблица электроотрицательности.

Наименьшую ЭО (меньше двух) имеют металлы первой группы периодической таблицы. Активными металлами считаются натрий, литий, калий, т.к. им легче расстаться с единственным валентным электроном, чем принять недостающие электроны.

Некоторые элементы занимают промежуточное положение. Их электроотрицательность близка к двум. Такие элементы (Si, B, As, Ge, Te) проявляют металлические и неметаллические свойства.

Для удобства сравнения ЭО используется ряд электроотрицательности элементов. Слева располагаются металлы, справа – неметаллы. Чем ближе к краям, тем активнее элемент. Самый сильным восстановителем, легко отдающим электроны и имеющим наименьшую электроотрицательность, является цезий. Активным окислителем, способным притягивать электроны, является фтор.

Рис. 3. Ряд электроотрицательности.

В неметаллических соединениях притягивают электроны элементы с большей ЭО. Кислород с электроотрицательностью 3,5 притягивает атомы углерода и серы с электроотрицательностью 2,5.

Что мы узнали?

Электроотрицательность показывает степень удержания ядром атома валентных электронов. В зависимости от значения ЭО элементы способны отдавать или принимать электроны. Элементы с большей электроотрицательностью оттягивают электроны и проявляют неметаллические свойства. Элементы, атомы которых легко отдают электроны, обладают металлическими свойствами. Некоторые элементы имеют условно нейтральную ЭО (около двух) и могут проявлять металлические и неметаллические свойства. Степень ЭО увеличивается слева направо и снизу вверх в таблице Менделеева.

Таблица электроотрицательности химических элементов

Выяснить активность простых веществ можно с помощью таблицы электроотрицательности химических элементов. Обозначается как χ. Подробнее о понятии активности читайте в нашей статье.

Что такое электроотрицательность

Свойство атома химического элемента притягивать к себе электроны других атомов называется электроотрицательностью. Впервые понятие ввёл Лайнус Полинг в первой половине ХХ века.

Все активные простые вещества можно разделить на две группы в соответствии с физическими и химическими свойствами:

Все металлы являются восстановителями. В реакциях они отдают электроны и обладают положительной степенью окисления. Неметаллы могут проявлять свойства восстановителей и окислителей в зависимости от значения электроотрицательности. Чем выше электроотрицательность, тем сильнее свойства окислителя.

Рис. 1. Действия окислителя и восстановителя в реакциях.

Полинг составил шкалу электроотрицательности. В соответствии со шкалой Полинга наибольшей электроотрицательностью обладает фтор (4), наименьшей – франций (0,7). Это значит, что фтор является самым сильным окислителем и способен притягивать электроны большинства элементов. Напротив, франций, как и другие металлы, является восстановителем. Он стремится отдать, а не принять электроны.

Электроотрицательность является одним из главных факторов, определяющих тип и свойства образованной между атомами химической связи.

Свойства элементов притягивать или отдавать электроны можно определить по ряду электроотрицательности химических элементов. В соответствии со шкалой элементы со значением более двух являются окислителями и проявляют свойства типичного неметалла.

Номер элемента

Элемент

Символ

Электроотрицательность

Вещества с электроотрицательностью два и меньше являются восстановителями и проявляют металлические свойства. Переходные металлы, обладающие переменной степенью окисления и относящиеся к побочным подгруппам таблицы Менделеева, имеют значения электроотрицательности в пределах 1,5-2. Ярко выраженными свойствами восстановителя обладают элементы с электроотрицательностью равной или меньше одного. Это типичные металлы.

В ряде электроотрицательности металлические и восстановительные свойства увеличиваются справа налево, а окислительные и неметаллические свойства – слева направо.

Рис. 2. Ряд электроотрицательности.

Помимо шкалы Полинга узнать, насколько выражены окислительные или восстановительные свойства элемента можно с помощью периодической таблицы Менделеева. Электроотрицательность увеличивается в периодах слева направо с увеличением порядкового номера. В группах значение электроотрицательности уменьшается сверху вниз.

Рис. 3. Таблица Менделеева.

Электроотрицательность показывает способность элементов отдавать или принимать электроны. Эта характеристика помогает понять, насколько выражены свойства окислителя (неметалла) или восстановителя (металла) у конкретного элемента. Для удобства Полингом была разработана шкала электроотрицательности. Согласно шкале максимальными окислительными свойствами обладает фтор, минимальными – франций. В периодической таблице свойства металлов увеличиваются справа налево и сверху вниз.

Таблица окисления химических элементов

Чтобы определить условный заряд атомов в окислительно-восстановительных реакциях, используют таблицу окисления химических элементов. В зависимости от свойств атома элемент может проявлять положительную или отрицательную степень окисления.

Что такое степень окисления

Условный заряд атомов элементов в сложных веществах называется степенью окисления. Значение заряда атомов записывается в окислительно-восстановительных реакциях, чтобы понять, какой элемент является восстановителем, а какой – окислителем.

Степень окисления взаимосвязана с электроотрицательностью, которая показывает возможность атомов принимать или отдавать электроны. Чем выше значение электроотрицательности, тем больше способность атома отнимать электроны в реакциях.

Рис. 1. Ряд электроотрицательности.

Степень окисления может иметь три значения:

нулевое – атом находится в состоянии покоя (все простые вещества имеют степень окисления 0);
положительное – атом отдаёт электроны и является восстановителем (все металлы, некоторые неметаллы);
отрицательное – атом принимает электроны и является окислителем (большинство неметаллов).

Например, степени окисления в реакции натрия с хлором выглядят следующим образом:

В реакции металлов с неметаллами металл всегда является восстановителем, а неметалл – окислителем.

Существует таблица, в которой указаны все возможные степени окисления элементов.

Название

Степень окисления

-3, -2, -1, 0, +1, +2, +3, +4, +5

+2, +3, редко +4 и +6

-1, +1, +5, редко +3, +4

+3, +6, редко +2, +3, +5

+6, редко +2, +3, +4, +5

+3, +4, +6, +8, редко +2

+3, +4, +6, редко +1, +2

+2, +4, +6, редко +1, +3

+3, редко +3, +2, +4, +5

Или использовать на уроках этот вариант таблицы.

Рис. 2. Таблица степеней окисления.

Кроме того, степени окисления химических элементов можно определить по периодической таблице Менделеева:

высшая степень (максимально положительная) совпадает с номером группы;
для определения минимального значения степени окисления из номера группы вычитается восемь.

Большинство неметаллов имеют положительную и отрицательную степени окисления. Например, кремний находится в IV группе, значит, его максимальная степень окисления +4, а минимальная -4. В соединениях неметаллов (SO₃, CO₂, SiC) окислителем является неметалл с отрицательной степенью окисления или с большим значением электроотрицательности. Например, в соединении PCl₃ фосфор имеет степень окисления +3, хлор -1. Электроотрицательность фосфора – 2,19, хлора – 3,16.

Второе правило не работает для щелочных и щелочноземельных металлов, которые всегда имеют одну положительную степень окисления, равную номеру группы. Исключения составляют магний и бериллий (+1, +2). Также постоянную степень окисления имеют:

алюминий (+3);
цинк (+2);
кадмий (+2).

Остальные металлы имеют непостоянную степень окисления. В большинстве реакций выступают в качестве восстановителя. В редких случаях могут быть окислителями с отрицательной степенью окисления.

Фтор – самый мощный окислитель. Его степень окисления всегда -1.

Из урока 8 класса узнали о степени окисления. Это условная величина, показывающая, сколько электронов может отдать или принять атом в ходе химической реакции. Значение связано с электроотрицательностью. Окислители принимают электроны и имеют отрицательную степень окисления, восстановители отдают электроны и проявляют положительную степень окисления. Большинство металлов – восстановители с постоянной или переменной степенью окисления. Неметаллы могут проявлять свойства окислителя и восстановителя в зависимости от вещества, с которым реагируют.

Таблица электроотрицательности химических элементов металлов

Электроотрицательность химических элементов. Химическая связь

I. Электроотрицательность

Электроотрицательность — химическое свойство атома, количественная характеристика способности атома в молекуле притягивать к себе электроны от атомов других элементов.

Современное понятие об электроотрицательности атомов было введено американским химиком Л. Полингом.

Значения относительной электроотрицательности элементов представлены в таблице:

С точки зрения теории строения атомов принадлежность элементов к металлам и неметаллам определяется способностью их атомов отдавать или присоединять электроны при химических реакциях.

Наиболее сильными металлическими свойствами обладают те элементы, атомы которых легко отдают электроны. Значения их электроотрицательностей малы (χ ≤ 1).

Неметаллические свойства особенно выражены у тех элементов, атомы которых энергично присоединяют электроны.

В каждом периоде Периодической системы электроотрицательность элементов увеличивается при возрастании порядкового номера (слева направо), в каждой группе Периодической системы электроотрицательность уменьшается при возрастании порядкового номера (сверху вниз).

Элемент фтор F обладает наивысшей, а элемент цезий Cs - наименьшей электроотрицательностью среди элементов 1-6 периодов.

II. Химическая связь

В природе не существуют одиночные атомы. Все они находятся в составе простых и сложных соединений, где их объединение в молекулы обеспечивается образованием химических связей друг с другом.

Образование химических связей между атомами – естественный, самопроизвольный процесс, так как при этом происходит понижение энергии молекулярной системы, т.е. энергия молекулярной системы меньше суммарной энергии изолированных атомов. Это движущая сила образования химической связи.

Природа химических связей – электростатическая, т.к. атомы есть совокупность заряженных частиц, между которыми действуют силы притяжения и отталкивания, которые приходят в равновесие.

В образовании связей участвуют неспаренные электроны, находящиеся на внешних атомных орбиталях (или готовые электронные пары) – валентные электроны. Говорят, что при образовании связей происходит перекрывание электронных облаков, в результате чего между ядрами атомов возникает область, где вероятность нахождения электронов обоих атомов максимальна.

s, p - элементы

d – элементы

Валентыми являются электроны внешнего уровня

Н +1)₁_e 1s 1

- внешний уровень не завершён

- 1 валентный электрон

O +8 )₂_e)₆_e 1s 2 2s 2 2p 4

- 6 валентных электронов

Валентыми являются электроны внешнего уровня и d – электроны предвнешнего уровня

- 6 валентных электронов (5е+1е)

Химическая связь - это взаимодействие атомов, осуществляемое путем обмена электронами.

При образовании химической связи атомы стремятся приобрести устойчивую восьмиэлектронную (или двухэлектронную – Н, Не) внешнюю оболочку, соответствующую строению атома ближайшего инертного газа, т.е. завершить свой внешний уровень.

III. Классификация химических связей

1. По механизму образования химической связи

а) обменный, когда оба атома, образующие связь, предоставляют для неё неспаренные электроны.

Например, образование молекул водорода Н2 и хлора Cl2:

б) донорно – акцепторный, когда один из атомов предоставляет для образования связи готовую пару электронов (донор), а второй атом – пустую свободную орбиталь.

Например, образование иона аммония (NH4)+ (заряженная частица):

2. По способу перекрывания электронных орбиталей

а) σ - связь (сигма), когда максимум перекрывания лежит на линии, соединяющей центры атомов.

б) π - связи (пи), если максимум перекрывания не лежит на линии, соединяющей центры атомов.

3. По способу достижения завершенной электронной оболочки

Каждый атом стремится завершить свою внешнюю электронную оболочку, при этом способов достижения такого состояния может быть несколько.

Признак сравнения

Ковалентная

Ионная

Металлическая

Как достигается завершенная электронная оболочка ?

Полная передача электронов, образование ионов (заряженных частиц).

Обобществление электронов всеми атомами в крист. решетке

Какие атомы участвуют?

В узлах находятся катионы и атомы металла. Связь осуществляют свободно перемещающиеся в межузловом пространстве электроны.

простые вещества – неметаллы.

соли, щелочи, оксиды щелочных металлов.

простые вещества – металлы.

Связь в металлах и сплавах, которую выполняют относительно свободные электроны между ионами металлов в металлической кристаллической решетке.

IV. Задания для закрепления

Задание №1. Определите виды химических связей в молекулах следующих веществ:

H2S, KCl, O2, Na2S, Na2O, N2, NH3, CH4, BaF2, LiCl, O3, CO2, SO3, CCl4, F2.

Задание №2. Напишите механизм образования молекул H2S, KCl, O2, Na2S, Na2O, N2, NH3, CH4, BaF2, LiCl, CCl4, F2. В случае ковалентной связи определите тип перекрывания электронных облаков (π или σ), а так же механизм образования (обменный или донорно-акцепторный)

Читайте также: