Tính chất oxi hóa được nâng cao như thế nào trong bảng tuần hoàn. Tính chất của các nguyên tố hóa học thay đổi như thế nào trong các phân nhóm của hệ thống tuần hoàn Mendeleev

(Z) là định kỳ. Trong cùng khoảng thời gian với sự gia tăng Z có xu hướng giảm kích thước của nguyên tử. Ví dụ, trong chu kỳ thứ hai, bán kính nguyên tử có các giá trị sau:

r , nm	0,155	0,113	0,091	0,077	0,071	0,066	0,064

Điều này được giải thích là do sự gia tăng lực hút các electron của lớp ngoài cùng đối với hạt nhân khi điện tích của hạt nhân tăng lên. Trong các phân nhóm, từ trên xuống dưới, bán kính nguyên tử tăng lên, vì số lớp electron tăng lên:

	r , nm		r , nm
	0,155		0,071
	0,189		0,130
	0,236		0,148
	0,248		0,161
	0,268		0,182

Nguyên tử bị mất electron dẫn đến giảm kích thước hiệu dụng của nó, và thêm electron dư thừa dẫn đến tăng. Do đó, bán kính của ion dương (cation) luôn nhỏ hơn, và bán kính của ion âm (anion) luôn lớn hơn bán kính của điện trung tính nguyên tử. Ví dụ:

	r , nm		r , nm
	0,236	Cl 0	0,099
	0,133	Cl -	0,181

Bán kính của ion càng khác bán kính của nguyên tử thì điện tích của ion càng lớn:

	cr 0	Cr2 +	Cr3 +
r , nm	0,127	0,083	0,064

Trong một phân nhóm, bán kính của các ion cùng điện tích tăng khi điện tích hạt nhân tăng:

	r , nm		r , nm
Li +	0,068		0,133
Na +	0,098	Cl -	0,181
	0,133	Br -	0,196
Rb +	0,149		0,220

Sự đều đặn này được giải thích là do sự gia tăng số lớp electron và khoảng cách của các electron bên ngoài từ hạt nhân ngày càng tăng.

b) Năng lượng ion hóa và ái lực của electron. Trong các phản ứng hóa học, hạt nhân của các nguyên tử không bị thay đổi, trong khi lớp vỏ electron được xây dựng lại, và các nguyên tử có thể biến thành các ion mang điện tích dương và âm. Khả năng này có thể được định lượng bằng năng lượng ion hóa của nguyên tử và ái lực điện tử của nó.

Năng lượng ion hóa (thế năng ion hóa) Tôi là mức năng lượng cần thiết để tách một electron khỏi một nguyên tử chưa được kích thích để tạo thành một cation:

X- e→ X +

Năng lượng sự ion hóa được đo bằng kJ / mol hoặc bằng điện tử 1 eV = 1,602. 10 -19 J hoặc 96,485 kJ / mol.(eV). Sự tách ra của electron thứ hai khó khăn hơn electron thứ nhất, bởi vì electron thứ hai tách ra không phải từ nguyên tử trung hòa mà từ ion dương:

X + - e→ X 2+

Do đó, tiềm năng ion hóa thứ hai Tôi Nhiều hơn 2 so với cái đầu tiên ( Tôi 2 >Tôi một). Rõ ràng, việc loại bỏ từng electron tiếp theo sẽ cần nhiều năng lượng hơn so với việc loại bỏ electron trước đó. Để đặc trưng cho tính chất của các nguyên tố, người ta thường tính đến năng lượng tách ra của electron đầu tiên.

Theo nhóm, thế ion hóa giảm khi số nguyên tử của nguyên tố tăng dần:

Tôi, eV	6,39	5,14	4,34	4,18	3,89

Điều này là do khoảng cách của các electron hóa trị từ hạt nhân lớn hơn và do đó, chúng dễ dàng tách ra hơn khi số lượng các lớp electron tăng lên. Giá trị của thế ion hóa có thể dùng để đo “tính kim loại” của một nguyên tố: thế ion hóa càng thấp, electron càng dễ tách khỏi nguyên tử, thì tính chất kim loại càng rõ rệt.

Trong khoảng thời gian từ trái sang phải, điện tích của hạt nhân tăng lên, và bán kính của nguyên tử giảm dần. Do đó, thế ion hóa tăng dần và tính kim loại yếu dần:

Tôi, eV	5,39	9,32	8,30	11,26	14,53	13,61	17,42	21,56

Phá vỡ xu hướng tăng Tôiđược quan sát đối với các nguyên tử có mức bán lại năng lượng bên ngoài được lấp đầy hoàn toàn hoặc đối với các nguyên tử trong đó mức bán lại năng lượng bên ngoài được lấp đầy chính xác một nửa:

Điều này cho thấy sự ổn định năng lượng tăng lên của các cấu hình điện tử với các cấp độ bán lại hoàn toàn hoặc chính xác bị chiếm dụng một nửa.

Mức độ hút của một electron đối với hạt nhân và do đó, thế ion hóa phụ thuộc vào một số yếu tố, và trên hết là vào điện tích hạt nhân Điện tích của hạt nhân bằng số thứ tự của nguyên tố trong bảng tuần hoàn., về khoảng cách giữa êlectron và hạt nhân, về tác dụng sàng lọc của các êlectron khác. Vì vậy, đối với tất cả các nguyên tử, ngoại trừ các nguyên tố của thời kỳ đầu, ảnh hưởng của hạt nhân lên các electron của lớp ngoài cùng bị che bởi các electron của các lớp trong.

Trường hạt nhân của nguyên tử, nơi chứa các điện tử, cũng thu hút một điện tử tự do nếu nó ở gần nguyên tử. Đúng, điện tử này chịu lực đẩy từ các điện tử của nguyên tử. Đối với nhiều nguyên tử, năng lượng của lực hút của một electron bổ sung vào hạt nhân vượt quá năng lượng của lực đẩy nó khỏi các vỏ electron. Các nguyên tử này có thể thêm một điện tử, tạo thành một anion mang điện đơn bền. Năng lượng tách ra của một êlectron khỏi một ion mang điện tích âm trong quá trình X - - e → X 0 được gọi là ái lực của nguyên tử đối với electron ( Một), được đo bằng kJ / mol hoặc eV. Khi hai hoặc nhiều điện tử được gắn vào một nguyên tử, lực đẩy sẽ chiếm ưu thế hơn lực hút - ái lực của một nguyên tử đối với hai hoặc nhiều điện tử luôn là âm. Do đó, các ion âm mang điện tích (O 2-, S 2-, N 3-, v.v.) không thể tồn tại ở trạng thái tự do.

Ái lực của electron không được biết cho tất cả các nguyên tử. Nguyên tử halogen có ái lực điện tử cao nhất.

B) độ âm điện. Giá trị này đặc trưng cho khả năng của một nguyên tử trong phân tử để thu hút các electron liên kết với chính nó. Độ âm điện không nên nhầm lẫn với ái lực điện tử: khái niệm đầu tiên dùng để chỉ nguyên tử trong phân tử, và khái niệm thứ hai chỉ nguyên tử cô lập. Tuyệt đối độ âm điện(kJ / mol hoặc eV 1 electronvolt = 1,602. 10 -19 J hoặc 96,485 kJ / mol.) bằng tổng của năng lượng ion hóa và ái lực của electron: AEO = Tôi+Một. Trong thực tế, giá trị tương đối thường được sử dụng độ âm điện, bằng tỷ lệ giữa AEO của nguyên tố này với AEO của Liti (535 kJ / mol):

A.I. Khlebnikov, I.N. Arzhanova, O.A. Napilkova

Bán kính nguyên tử của các nguyên tố và ion được tính trên cơ sở khoảng cách giữa các hạt nhân, không chỉ phụ thuộc vào bản chất của nguyên tử mà còn phụ thuộc vào bản chất của liên kết hóa học giữa chúng và vào trạng thái tập hợp của chất.

Bán kính của nguyên tử và các ion tích điện bằng nhau trong một chu kỳ có điện tích tăng, hạt nhân chủ yếu (với một số ngoại lệ) giảm do lực hút Coulomb tăng do số lượng tăng lên, và do đó, tổng điện tích của các electron trong vỏ electron và hạt nhân.

Trong các phân nhóm, với sự tăng dần điện tích hạt nhân (chuyển động từ trên xuống dưới), theo quy luật, bán kính nguyên tử và ion sẽ tăng, có liên quan đến sự tăng số mức điện tử.

Năng lượng ion hóa (I) (thế năng ion hóa) trong chu kỳ tăng khi điện tích hạt nhân tăng, ở phân nhóm chính và phụ thứ ba giảm dần từ trên xuống dưới do xuất hiện mức năng lượng mới. Trong các phân nhóm bên còn lại, năng lượng ion hóa tăng khi điện tích hạt nhân tăng.

Ái lực điện tử (E) ( năng lượng giải phóng khi có thêm một electron vào nguyên tử, ion hoặc phân tử). Cực đại ở nguyên tử halogen. Ái lực electron không chỉ phụ thuộc vào điện tích của hạt nhân nguyên tử mà còn phụ thuộc vào mức độ lấp đầy của các mức điện tử bên ngoài.

Độ âm điện (EO)- một đặc tính tổng quát của một nguyên tố, được định nghĩa bằng tổng của năng lượng ion hóa và ái lực của electron.

EC tương đối theo Paulingđược định nghĩa là tỷ số giữa EO của một nguyên tố so với EO của nguyên tử liti. Độ âm điện tương đối theo chu kỳ tăng, và trong phân nhóm giảm khi điện tích hạt nhân tăng.

Khả năng oxi hóa của nguyên tố thay đổi cùng chiều với độ âm điện và công suất giảm theo thứ tự ngược lại.

Mật độ của các chất đơn giản trong một chu kỳ thường đi qua một cực đại nằm xấp xỉ giữa chu kỳ, tăng phân nhóm với điện tích hạt nhân tăng dần.

Tính chất cơ bản của oxit và hiđroxit bậc cao của nguyên tố trong khoảng thời gian chúng yếu đi một cách tự nhiên, liên quan đến sự gia tăng lực hút các ion hydroxit đối với nguyên tử trung tâm với sự gia tăng điện tích của hạt nhân của nó và giảm bán kính nguyên tử, và trong một phân nhóm, như một quy luật , chúng tăng lên, vì bán kính nguyên tử của các nguyên tố tăng lên.

Tính chất axit các hợp chất này thay đổi theo chiều ngược lại.

Tính chất phi kim loại trong khoảng thời gian, theo quy luật, chúng tăng từ trái sang phải và trong nhóm con, chúng suy yếu dần từ trên xuống dưới, kim loại - ngược lại. Ranh giới giữa kim loại và phi kim loại trong bảng chạy dọc theo đường chéo B-At sao cho tất cả các phi kim loại nằm ở phần trên bên phải của bảng (ngoại lệ là nguyên tố d).

Cơ chế hình thành liên kết hóa học có thể được mô hình hóa theo nhiều cách khác nhau.

Sự tăng lên trong trạng thái oxi hóa của một nguyên tố và giảm bán kính của ion của nó (trong trường hợp này, sự giảm điện tích âm hiệu dụng trên oxi này) làm cho oxit có tính axit mạnh hơn. Điều này giải thích sự thay đổi thường xuyên các tính chất của oxit từ bazơ đến lưỡng tính và xa hơn nữa là có tính axit.

1) Trong một chu kì, với số thứ tự tăng dần, tính axit của oxit tăng và độ mạnh của axit tương ứng tăng.

2) Trong các phân nhóm chính của hệ thống tuần hoàn, khi chuyển từ nguyên tố này sang nguyên tố khác theo chiều từ trên xuống dưới thì tính chất mới của oxit tăng dần:

3) Với mức độ oxi hóa của nguyên tố tăng lên, tính axit của oxit tăng lên và tính bazơ yếu đi.

Tính chất hóa học của oxit

Oxit bazơ

Các oxit chính là:

Oxit của tất cả các kim loại thuộc phân nhóm chính nhóm thứ nhất (kim loại kiềm Li - Fr)

Phân nhóm chính của nhóm thứ hai, bắt đầu bằng magiê (Mg - Ra)

Các oxit kim loại chuyển tiếp ở trạng thái oxi hóa thấp hơn, ví dụ MnO, FeO.

Hầu hết các oxit bazơ đều là chất rắn kết tinh có bản chất ion, ở các nút của mạng tinh thể có các ion kim loại liên kết khá mạnh với ion oxit O2-, do đó oxit của các kim loại điển hình có nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi cao.

Chúng ta lưu ý một tính năng đặc trưng của oxit. Sự gần nhau về bán kính ion của nhiều ion kim loại dẫn đến thực tế là trong mạng tinh thể của oxit, một phần ion của kim loại này có thể bị thay thế bằng ion của kim loại khác. Điều này dẫn đến thực tế là quy luật hằng số thành phần thường không áp dụng cho các oxit, và các oxit hỗn hợp có thành phần thay đổi có thể tồn tại.

Hầu hết các oxit bazơ không bị phân hủy khi đun nóng, ngoại trừ các oxit của thủy ngân và kim loại quý:

2HgO \ u003d 2Hg + O 2

2Ag2O = 4Ag + O2

Khi đun nóng, oxit bazơ có thể phản ứng với axit và oxit lưỡng tính, với axit:

BaO + SiO 2 \ u003d BaSiO 3,

MgO + Al 2 O 3 \ u003d Mg (AlO 2) 2,

ZnO + H 2 SO 4 \ u003d ZnSO 4 + H 2 O.

Oxit của kim loại kiềm và kim loại kiềm thổ phản ứng trực tiếp với nước:

Giống như các loại oxit khác, oxit bazơ có thể tham gia phản ứng oxi hóa khử:

Fe 2 O 3 + 2Al \ u003d Al 2 O 3 + 2Fe

3CuO + 2NH 3 \ u003d 3Cu + N 2 + 3H 2 O

4FeO + O 2 \ u003d 2Fe 2 + O 3

Các oxit chính của các kim loại hoạt động mạnh nhất (kiềm và kiềm thổ, bắt đầu bằng canxi oxit) khi tương tác với nước (phản ứng hydrat hóa) tạo thành các hiđroxit (bazơ) tương ứng của chúng. Ví dụ, khi canxi oxit (vôi sống) hòa tan trong nước, canxi hiđroxit được tạo thành - một bazơ mạnh:

CaO + H 2 O → Ca (OH) 2

Oxit bazơ phản ứng với axit tạo thành các muối tương ứng:

CaO + 2HCl → CaCl 2 + H 2 O

Phản ứng của oxit bazơ với oxit axit cũng dẫn đến sự tạo thành các muối:

Na 2 O + CO 2 → Na 2 CO 3

Và với các oxit lưỡng tính:

Li 2 O + Al 2 O 3 → 2LiAlO 2

Oxit axit

Hầu hết các oxit của phi kim loại là oxit axit (CO2, SO3, P4O10). Các oxit kim loại chuyển tiếp ở trạng thái oxi hóa cao hơn cũng chủ yếu thể hiện tính chất của oxit axit, ví dụ: CrO3, Mn2O7, V2O5.

Oxit axit là phi kim loại hoặc oxit kim loại chuyển tiếp của nó ở trạng thái oxi hóa cao và có thể thu được bằng các phương pháp tương tự như đối với oxit bazơ, ví dụ:

4P + 5O 2 \ u003d 2P 2 + O 5

2ZnS + 3O 2 \ u003d 2ZnO + 2SO 2

K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 \ u003d 2CrO 3 ↓ + K 2 SO 4 + H 2 O

Na 2 SiO 3 + 2HCl = 2NaCl + SiO 2 ↓ + H 2 O

Hầu hết các oxit có tính axit đều phản ứng trực tiếp với nước để tạo thành axit:

Tiêu biểu nhất cho oxit axit là phản ứng của chúng với oxit bazơ và lưỡng tính, với kiềm:

P 2 O 5 + Al 2 O 3 \ u003d 2AlPO 4

Ca (OH) 2 + CO 2 \ u003d CaCO 3 ↓ + H 2 O.

Người ta đã đề cập ở trên rằng các oxit axit có thể tham gia vào nhiều phản ứng oxi hóa khử, ví dụ:

2SO 2 + O 2 2SO 3

SO 2 + 2H 2 S \ u003d 3S + 2H 2 O,

4CrO 3 + C 2 H 5 OH \ u003d 2Cr 2 O 3 + 2CO 2 + ZN 2 O

Hầu hết tất cả các oxit axit khi tương tác với nước (hiđrat hóa) sẽ tạo thành hiđroxit axit tương ứng (axit chứa oxi). Ví dụ, khi ôxít lưu huỳnh (VI) được hòa tan trong nước, axit sunfuric được tạo thành:

SO 3 + H 2 O → H 2 SO 4

Oxit axit có thể thu được từ axit tương ứng:

H 2 SiO 3 → SiO 2 + H 2 O

Oxit lưỡng tính

Tính lưỡng tính (từ tiếng Hy Lạp Amphoteros - cả hai) - khả năng của các hợp chất hóa học (oxit, hydroxit, axit amin) thể hiện cả tính chất axit và tính chất bazơ, tùy thuộc vào tính chất của thuốc thử thứ hai tham gia phản ứng.

Các oxit lưỡng tính phản ứng với axit mạnh tạo thành muối của các axit này. Các phản ứng như vậy là biểu hiện của các tính chất chính của oxit lưỡng tính, ví dụ:

ZnO + H 2 SO 4 → ZnSO 4 + H 2 O

Chúng cũng phản ứng với kiềm mạnh, do đó thể hiện tính axit của chúng, ví dụ:

ZnO + 2NaOH → Na 2 ZnO 2 + H 2 O

Oxit lưỡng tính có thể phản ứng với kiềm theo hai cách: trong dung dịch và nóng chảy.

Khi phản ứng với một chất kiềm trong nóng chảy, một muối trung bình thông thường được tạo thành (như thể hiện trong ví dụ trên).

Khi phản ứng với kiềm trong dung dịch, một muối phức được tạo thành.

Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na (Trong trường hợp này, natri tetrahydroxoalluminat được tạo thành)

Mỗi kim loại lưỡng tính có số phối trí riêng.

Đối với Be và Zn, đây là 4; cho và Al là 4 hoặc 6; cho và Cr là 6 hoặc (rất hiếm) 4;

Các oxit lưỡng tính thường không tan trong nước và không phản ứng với nó.

Các oxit lưỡng tính có một bản chất kép: chúng có khả năng đồng thời cho các phản ứng liên quan đến cả oxit bazơ và oxit axit, tức là phản ứng với cả axit và kiềm:

Al 2 O 3 + 6HCl \ u003d 2AlCl 3 + ZN 2 O,

Al 2 O 3 + 2NaOH + ZH 2 O \ u003d 2Na [Al (OH) 4].

Các oxit lưỡng tính bao gồm nhôm oxit Al2O3, crom (III) oxit Cr2O3, oxit beri BeO, oxit kẽm ZnO, oxit sắt (III) Fe2O3 và một số loại khác.

Oxit lưỡng tính lý tưởng nhất là nước H2O phân ly để tạo thành một lượng bằng nhau của ion hydro (tính chất axit) và ion hydroxit (tính chất cơ bản). Tính chất lưỡng tính của nước được biểu hiện rõ ràng trong quá trình thủy phân các muối hòa tan trong nước:

Cu 2+ + H 2 O Cu (OH) + + H +,

CO 3 2- + H 2 O HCO 3- + OH -.

Dmitry Ivanovich Mendeleev đã khám phá ra quy luật tuần hoàn, theo đó các thuộc tính của các nguyên tố và các nguyên tố mà chúng tạo thành thay đổi theo chu kỳ. Khám phá này được hiển thị bằng đồ thị trong bảng tuần hoàn. Bảng này thể hiện rất đầy đủ và rõ ràng tính chất của các nguyên tố thay đổi như thế nào qua các kỳ, sau đó chúng được lặp lại ở kỳ sau.

Để giải bài tập số 2 của Đề thi Thống nhất Hóa học, chúng ta chỉ cần hiểu và nhớ các tính chất của các nguyên tố biến đổi theo chiều hướng nào và như thế nào.

Tất cả điều này được hiển thị trong hình bên dưới.

Theo chiều từ trái sang phải, độ âm điện, tính phi kim, trạng thái oxi hóa cao hơn,… tăng dần. Và tính chất kim loại và bán kính giảm dần.

Theo chiều từ trên xuống, ngược lại: tính kim loại và bán kính của nguyên tử tăng, còn độ âm điện giảm dần. Trạng thái oxi hóa cao nhất, tương ứng với số electron ở mức năng lượng ngoài cùng, không thay đổi theo hướng này.

Hãy xem các ví dụ.

ví dụ 1 Trong dãy nguyên tố Na → Mg → Al → Si
A) bán kính của các nguyên tử giảm dần;
B) số proton trong hạt nhân các nguyên tử giảm dần;
C) số lớp electron trong nguyên tử tăng lên;
D) số oxi hóa cao nhất của nguyên tử giảm dần;

Nếu chúng ta nhìn vào bảng tuần hoàn, chúng ta sẽ thấy rằng tất cả các nguyên tố của chuỗi này đều ở cùng một chu kỳ và được liệt kê theo thứ tự xuất hiện trong bảng từ trái sang phải. Để trả lời loại câu hỏi này, bạn chỉ cần biết một vài dạng thay đổi tính chất trong bảng tuần hoàn. Vậy từ trái sang phải theo chu kì, tính kim loại giảm dần, tính phi kim tăng, độ âm điện tăng, năng lượng ion hóa tăng, bán kính nguyên tử giảm. Từ trên xuống dưới, tính kim loại và tính khử tăng dần trong một nhóm, độ âm điện giảm, năng lượng ion hóa giảm, bán kính nguyên tử tăng.

Nếu bạn chú ý, bạn đã hiểu rằng trong trường hợp này bán kính nguyên tử giảm. Đáp án A.

Ví dụ 2 Theo thứ tự tăng dần tính oxi hoá, các nguyên tố được sắp xếp theo thứ tự sau:
A. F → O → N
B. I → Br → Cl
B. Cl → S → P
D. F → Cl → Br

Như bạn đã biết, trong bảng tuần hoàn của Mendeleev, tính chất oxi hóa tăng từ trái sang phải trong một chu kỳ và từ dưới lên trên trong một nhóm. Phương án B chỉ hiển thị các phần tử của một nhóm theo thứ tự từ dưới lên trên. Vì vậy, B phù hợp.

Ví dụ 3 Hóa trị của các nguyên tố trong oxit cao dần theo dãy:
A. Cl → Br → I
B. Cs → K → Li
B. Cl → S → P
D. Al → C → N

Trong các oxit cao hơn, các nguyên tố thể hiện trạng thái oxi hóa cao nhất sẽ trùng với hóa trị. Và mức độ oxy hóa cao nhất tăng dần từ trái sang phải trong bảng. Chúng ta xem xét: trong phiên bản thứ nhất và thứ hai, chúng ta được cung cấp các nguyên tố ở cùng nhóm, ở đó mức độ oxi hóa cao nhất và do đó, hóa trị trong oxit không thay đổi. Cl → S → P - có vị trí từ phải sang trái, nghĩa là ngược lại, hóa trị của chúng trong oxit cao hơn sẽ giảm. Nhưng theo hàng Al → C → N, các nguyên tố có vị trí từ trái sang phải, hóa trị trong oxit cao hơn ở chúng tăng dần. Trả lời: G

Ví dụ 4 Trong dãy nguyên tố S → Se → Te
A) tính axit của hợp chất với hiđro tăng lên;
B) mức độ oxi hóa của các nguyên tố tăng cao nhất;
C) hóa trị của các nguyên tố trong hợp chất với hiđro tăng lên;
D) số electron ở lớp ngoài cùng giảm dần;

Xem ngay vị trí của các nguyên tố này trong bảng tuần hoàn. Lưu huỳnh, selen và tellurium ở cùng một nhóm, một phân nhóm. Liệt kê theo thứ tự từ trên xuống dưới. Nhìn lại sơ đồ trên. Từ trên xuống trong bảng tuần hoàn, tính kim loại tăng dần, bán kính tăng, độ âm điện, năng lượng ion hóa và tính phi kim giảm dần, số electron ở phân lớp ngoài cùng không thay đổi. Lựa chọn D bị loại ngay lập tức. Nếu số electron ngoài cùng không thay đổi thì các khả năng hoá trị và trạng thái oxi hoá cao nhất cũng không thay đổi, B và C bị loại.

Lựa chọn A vẫn còn. Chúng tôi kiểm tra thứ tự. Theo sơ đồ Kossel, độ mạnh của axit không chứa oxi tăng khi giảm trạng thái oxi hóa của một nguyên tố và tăng bán kính ion của nguyên tố đó. Trạng thái oxi hóa của cả ba nguyên tố đều giống nhau trong các hợp chất với hiđro, nhưng bán kính tăng dần từ trên xuống, có nghĩa là độ mạnh của axit cũng lớn dần.
Câu trả lời là A.

Ví dụ 5 Theo thứ tự tính chất chính yếu dần, các oxit được sắp xếp theo thứ tự sau:
A. Na 2 O → K 2 O → Rb 2 O
B. Na 2 O → MgO → Al 2 O 3
B. BeO → BaO → CaO
G. SO 3 → P 2 O 5 → SiO 2

Tính chất chính của oxit yếu đi đồng bộ với tính chất kim loại yếu dần của các nguyên tố tạo thành chúng. Và thuộc tính Me yếu dần từ trái sang phải hoặc từ dưới lên trên. Na, Mg và Al lần lượt sắp xếp từ trái qua phải. Đáp án B.

Một trong những định luật quan trọng nhất của tự nhiên là định luật tuần hoàn do Mendeleev phát hiện năm 1869, ông đã đưa ra công thức như sau: "Tính chất của các chất đơn giản, cũng như dạng và tính chất của hợp chất, phụ thuộc tuần hoàn vào nguyên tử. trọng số của các phần tử. "

Với sự phát triển của hóa học lượng tử, định luật tuần hoàn đã nhận được một sự biện minh lý thuyết chặt chẽ, và cùng với nó là một công thức mới: "Tính chất của các chất đơn giản, cũng như các dạng và tính chất của hợp chất của các nguyên tố, phụ thuộc tuần hoàn vào độ lớn điện tích của các hạt nhân trong nguyên tử của chúng. "

Trước Mendeleev, nhiều người đã cố gắng hệ thống hóa các yếu tố, Mayer (Đức) đến gần nhất. Năm 1864, trong cuốn sách của mình, ông đưa ra một bảng trong đó các nguyên tố cũng được sắp xếp theo thứ tự tăng dần về khối lượng nguyên tử của chúng, nhưng Mayer chỉ đặt 27 nguyên tố vào bảng này, chưa đến một nửa số nguyên tố được biết vào thời điểm đó. Công lao của Mendeleev là trong bảng của ông có một vị trí không chỉ dành cho tất cả các nguyên tố đã biết, mà còn có các khoảng trống cho các nguyên tố chưa được khám phá (ecabor - Sc, ekaalumin - Ga, ekasilicon - Ge).

Theo quan điểm của cấu trúc điện tử của nguyên tử:

Giai đoạn = Stage gọi tên dãy nguyên tố theo hàng ngang bắt đầu bằng kim loại kiềm và kết thúc bằng khí quý có cùng giá trị lớn nhất của số lượng tử chính, bằng số của chu kỳ.

Số lượng phần tử trong một khoảng thời gian được xác định bởi dung lượng của các cấp lại.

tập đoàn nguyên tố là tập hợp theo chiều dọc của các nguyên tố có cùng cấu hình điện tử và sự giống nhau về mặt hóa học nhất định. Số thứ tự của nhóm (trừ các phân nhóm phụ I, II, VIII) bằng tổng các electron hóa trị.

Ngoài sự phân chia theo thời kỳ (được xác định bởi số lượng tử chính), còn có sự phân chia thành các gia đình, được xác định bởi số lượng tử quỹ đạo. Nếu một s-sublevel được điền vào một phần tử, thì s-family hoặc s-element; p-sublevel - p ‑ phần tử; d-sublevel - phần tử d; f-sublevel - phần tử f.

Ở dạng chu kỳ ngắn của hệ thống tuần hoàn, có 8 nhóm, mỗi nhóm được chia thành các phân nhóm chính và phụ. Phân nhóm chính I và II chứa đầy các phần tử s; Phân nhóm chính III-VIII - nguyên tố p. phần tử d nằm trong nhóm con bên. f-phần tử được đặt trong các nhóm riêng biệt.

Như vậy, mỗi nguyên tố trong hệ thống tuần hoàn các nguyên tố đều chiếm một vị trí xác định chặt chẽ, được đánh dấu bằng số thứ tự và gắn liền với cấu trúc của các lớp vỏ electron của nguyên tử.

1.2.1. Mô hình thay đổi tính chất của các nguyên tố và hợp chất của chúng theo thời kỳ và nhóm

Các nghiên cứu thực nghiệm đã xác định sự phụ thuộc của các tính chất hóa học và vật lý của các nguyên tố vào vị trí của chúng trong hệ thống tuần hoàn.

Năng lượng ion hóađược gọi là năng lượng phải sử dụng để tách và loại bỏ một điện tử khỏi nguyên tử, ion hoặc phân tử . Nó được biểu thị bằng J hoặc eV (1eV = 1,6.10 -19 J).

Năng lượng ion hóa là thước đo khả năng phục hồi nguyên tử. Năng lượng ion hóa có giá trị càng thấp thì khả năng khử của nguyên tử càng cao. Nguyên tử mất một electron và trở thành ion mang điện dương.

ái lực điện tử là năng lượng được giải phóng khi một electron được gắn vào một nguyên tử, phân tử hoặc gốc.

Năng lượng ái lực điện tử của nguyên tử thay đổi một cách tự nhiên phù hợp với bản chất của cấu trúc điện tử của nguyên tử các nguyên tố. Khoảng thời gian từ trái sang phải ái lực electron và tính oxi hóa của các nguyên tố tăng lên. Trong các nhóm từ trên xuống dưới, ái lực của điện tử có xu hướng giảm dần.

Các halogen có ái lực điện tử cao nhất, bởi vì bằng cách gắn một electron vào một nguyên tử trung hòa, nó thu được cấu hình electron hoàn chỉnh của một khí quý.

Đặc điểm của nguyên tử nào trong số các nguyên tử dễ nhường hoặc thêm electron được gọi là độ âm điện là một nửa tổng của năng lượng ion hóa và ái lực của điện tử.

Độ âm điện tăng dần từ trái sang phải đối với các nguyên tố của từng chu kì và giảm dần từ trên xuống đối với các nguyên tố cùng nhóm PS.

Bán kính nguyên tử và ion

Nguyên tử và ion không có ranh giới xác định chặt chẽ do bản chất sóng của electron. Do đó, bán kính có điều kiện của các nguyên tử và ion, được kết nối với nhau bằng các liên kết hóa học trong tinh thể, được xác định.

Bán kính của nguyên tử kim loại trong các chu kì tăng thì số thứ tự của các nguyên tố giảm đi, tại vì với cùng một số lớp electron, điện tích của hạt nhân tăng lên, và do đó, lực hút electron bởi nó.

Trong mỗi nhóm nguyên tố, theo quy luật, bán kính của nguyên tử tăng từ trên xuống dưới., tại vì số lượng mức năng lượng tăng lên. Bán kính của các ion cũng phụ thuộc tuần hoàn vào số hiệu nguyên tử của nguyên tố.

Thí dụ. Kích thước của các nguyên tử thay đổi như thế nào trong một chu kỳ, khi chuyển từ chu kỳ này sang chu kỳ khác và trong cùng một nhóm? Những nguyên tố nào có kích thước tối thiểu và tối đa bằng nguyên tử?

Trong khoảng thời gian (từ trái sang phải), kích thước của các nguyên tử giảm xuống, bởi vì điện tích của hạt nhân tăng và các êlectron bị hút mạnh hơn về phía hạt nhân. Trong các phân nhóm chính, kích thước của các nguyên tử tăng lên, bởi vì. số lớp electron tăng lên. Trong các phân nhóm phụ, những thay đổi như vậy ít được chú ý hơn do quá trình nén d, và khi chuyển từ chu kỳ V sang chu kỳ VI, thậm chí còn có sự giảm kích thước của các nguyên tử do quá trình nén f.

Theo các quy tắc này, kích thước tối thiểu của một nguyên tử là helium, và mức tối đa xêzi. Francium không có đồng vị tồn tại lâu (đồng vị tự nhiên là chất phóng xạ, với chu kỳ bán rã 21 phút).

Kim loại và phi kim loại. Việc phân chia các nguyên tố và chất đơn giản thành kim loại và phi kim loại ở một mức độ nhất định là có điều kiện.

Về tính chất vật lý, kim loại được đặc trưng bởi tính dẫn nhiệt và điện cao, hệ số dẫn nhiệt độ âm, ánh kim loại đặc trưng, ​​tính dễ uốn, tính dẻo, v.v.

Theo tính chất hóa học, kim loại được đặc trưng bởi tính chất chính của oxit và hiđroxit và tính khử.

Sự khác nhau tương tự về tính chất của các chất đơn giản liên quan đến bản chất của liên kết hóa học trong quá trình hình thành chúng. Liên kết kim loại trong kim loại được hình thành khi thiếu các điện tử hóa trị và liên kết cộng hóa trị trong phi kim loại với đủ số lượng của chúng. Từ đó, có thể vẽ ranh giới dọc giữa các phần tử của nhóm IIIA và IV. Ở bên trái - các nguyên tố thiếu electron hóa trị, bên phải - thừa. Đây là đường viền Zintl.

Thí dụ. Kim loại điển hình khác với phi kim như thế nào? Tại sao và làm thế nào các tính chất của kim loại thay đổi khi số thứ tự của các nguyên tố tăng lên?

Trong bảng tuần hoàn các nguyên tố, chủ yếu là kim loại, có ít phi kim (tổng số 22 nguyên tố). Kim loại bao gồm tất cả các nguyên tố s. Điều này là do sự hiện diện của một số lượng nhỏ các điện tử hóa trị (1 hoặc 2) trong chúng, do sự thiếu hụt các điện tử này, một liên kết kim loại được hình thành.

Tất cả các nguyên tố d - và f cũng là kim loại. Khi liên kết hóa học được hình thành, các electron s ở mức năng lượng ngoài cùng và một phần hoặc toàn bộ electron d của mức áp chót đóng vai trò là electron hóa trị trong nguyên tử của nguyên tố d, và electron d chỉ tham gia hình thành liên kết hóa học. sau tất cả các electron bên ngoài s-. Ngoài ra, hiệu ứng sàng lọc của điện tích hạt nhân góp phần vào việc dễ dàng loại bỏ các điện tử s. Nó bao gồm việc giảm tác động lên điện tử mang điện tích dương của hạt nhân do sự hiện diện của các điện tử khác giữa điện tử được đề cập và hạt nhân (đây là d - hoặc f -electron).

Trong các nguyên tố p, có sự cạnh tranh giữa sự tăng số electron hóa trị (tính phi kim) và sự sàng lọc điện tích hạt nhân (tính kim loại được nâng cao). Về vấn đề này, trong các nguyên tố p, độ ổn định của các trạng thái oxy hóa thấp hơn tăng từ trên xuống dưới trong phân nhóm.

Từ phải sang trái, tính phi kim của nguyên tử tăng dần theo chu kì, do điện tích hạt nhân nguyên tử tăng và khó nhường electron. Từ trên xuống dưới, tính kim loại tăng dần trong phân nhóm, do liên kết giữa các electron ngoài cùng và hạt nhân yếu đi.

Tính chất của các hợp chất được chia thành axit-bazơ và oxi hóa khử. Bảng tuần hoàn của các nguyên tố giải thích tốt các mô hình này. Hãy xem xét điều này trên ví dụ về hydroxit.

Nếu nguyên tố có trạng thái oxi hóa thấp (+1 hoặc +2), ví dụ, Na-O-H, thì liên kết Na-O kém bền hơn O-H và liên kết bị phá vỡ theo một liên kết yếu hơn.

Na-O-H  Na + + Ồ - . Hợp chất có tính bazơ.

Nếu trạng thái oxi hóa của nguyên tố lớn (từ +5 đến +7) thì liên kết nguyên tố-oxi mạnh hơn liên kết O-H và hợp chất có tính axit. Trong axit nitric, trạng thái oxi hóa của nitơ lớn (+5).

 H + + KHÔNG 3 -

Các hợp chất ở trạng thái oxi hóa +3 và +4 thể hiện tính chất lưỡng tính, tức là Tùy thuộc vào đối tác phản ứng, chúng có thể thể hiện cả tính chất axit và tính bazơ. Nhưng cũng có ngoại lệ Zn +2, Be +2, Sn +2, Pb +2, Ge +2 có trạng thái oxi hóa +2, nhưng là hợp chất lưỡng tính.

Theo kỳ từ phải sang trái, trạng thái oxi hóa cao nhất, bằng số thứ tự của nhóm tăng lên, do đó tính phi kim và tính axit tăng.

Theo nhóm con từ trên xuống tăng tính kim loại và tính bazơ, tại vì kích thước của nguyên tử tăng lên và liên kết với nguyên tử lân cận bị yếu đi .

Như vậy, hệ thống tuần hoàn cho phép chúng ta phân tích vị trí của các chất đơn giản liên quan đến đặc điểm tính chất của chúng (kim loại, phi kim loại).

Định luật tuần hoàn Mendeleev giúp xác định được tính chất của các chất đơn giản trong các hợp chất hóa học. Lần đầu tiên, việc dự đoán các tính chất được thực hiện bởi chính Mendeleev. Ông đã tính toán các thuộc tính của những nguyên tố vẫn chưa được khám phá.