Gruppe des Periodensystems. Periodensystem D

1. Die Periodenzahl im Periodensystem von D.I. Mendeleev entspricht

1) die Anzahl der Energieniveaus in einem Atom
2) die Anzahl der Valenzelektronen in einem Atom
3) die Anzahl der ungepaarten Elektronen in einem Atom
4) die Gesamtzahl der Elektronen in einem Atom

2. Die Anzahl der Elektronen in der Elektronenhülle eines Atoms wird bestimmt

1) Anzahl der Protonen
2) Anzahl der Neutronen
3) die Anzahl der Energieniveaus
4) der Wert der relativen Atommasse

3. In der Reihe der chemischen Elemente nimmt Silizium → Phosphor → Schwefel ab

1) die Fähigkeit eines Atoms, Elektronen aufzunehmen
2) höchste Oxidationsstufe
3) niedrigste Oxidationsstufe
4) Atomradius

4. Bei Elementen der Gruppe A nimmt die Ordnungszahl mit zunehmender Zahl ab

1) Atomradius
2) Ladung des Atomkerns
3) die Anzahl der Valenzelektronen in Atomen
4) Elektronegativität

5. In den Hauptuntergruppen des Periodensystems von D.I. Mendeleev, von unten nach oben, die Haupteigenschaften von Metallhydroxiden

1) erhöhen
2) abnehmen
3) nicht ändern
4) regelmäßig ändern

6. Unter den Elementen der Gruppe IVA beträgt der maximale Atomradius

1) Germanium
2) Kohlenstoff
3) Zinn
4) Silizium

7. Die metallischen Eigenschaften des Elements sind am ausgeprägtesten

1) Nein
2) Mg
3) K
4) Sa

8. Das Element hat weniger ausgeprägte nichtmetallische Eigenschaften als Silizium

1) Kohlenstoff
2) Germanium
3) Phosphor
4) Stickstoff

9. Die stärkste Base entspricht dem Element

Eine Gruppe des Periodensystems chemischer Elemente ist eine Folge von Atomen mit zunehmender Kernladung, die die gleiche elektronische Struktur haben. Die Gruppennummer wird durch die Anzahl der Elektronen auf der äußeren Hülle des Atoms (Valenzelektronen) bestimmt ... Wikipedia

Die vierte Periode des Periodensystems umfasst Elemente der vierten Reihe (oder vierten Periode) des Periodensystems der chemischen Elemente. Die Struktur des Periodensystems basiert auf Zeilen zur Veranschaulichung sich wiederholender (periodischer) ... ... Wikipedia

Die erste Periode des Periodensystems umfasst Elemente der ersten Reihe (oder ersten Periode) des Periodensystems der chemischen Elemente. Die Struktur des Periodensystems basiert auf Zeilen, um sich wiederholende (periodische) Trends in... ... Wikipedia zu veranschaulichen

Die zweite Periode des Periodensystems umfasst Elemente der zweiten Reihe (oder zweiten Periode) des Periodensystems der chemischen Elemente. Die Struktur des Periodensystems basiert auf Zeilen, um sich wiederholende (periodische) Trends in ... Wikipedia zu veranschaulichen

Die fünfte Periode des Periodensystems umfasst Elemente der fünften Reihe (oder fünften Periode) des Periodensystems der chemischen Elemente. Die Struktur des Periodensystems basiert auf Zeilen, um sich wiederholende (periodische) Trends in... ... Wikipedia zu veranschaulichen

Die dritte Periode des Periodensystems umfasst Elemente der dritten Reihe (oder dritten Periode) des Periodensystems der chemischen Elemente. Die Struktur des Periodensystems basiert auf Zeilen, um sich wiederholende (periodische) Trends zu veranschaulichen... Wikipedia

Die siebte Periode des Periodensystems umfasst Elemente der siebten Reihe (oder siebten Periode) des Periodensystems der chemischen Elemente. Die Struktur des Periodensystems basiert auf Zeilen, um sich wiederholende (periodische) Trends zu veranschaulichen... Wikipedia

Die sechste Periode des Periodensystems umfasst Elemente der sechsten Reihe (oder sechsten Periode) des Periodensystems der chemischen Elemente. Die Struktur des Periodensystems basiert auf Zeilen, um sich wiederholende (periodische) Trends in... ... Wikipedia zu veranschaulichen

Die Kurzform des Periodensystems basiert auf der Parallelität der Oxidationsstufen von Elementen der Haupt- und Nebennebengruppen: Beispielsweise beträgt die maximale Oxidationsstufe von Vanadium +5, wie bei Phosphor und Arsen beträgt die maximale Oxidationsstufe von Chrom + 6 ... Wikipedia

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Besteht aus vertikalen Reihen (Gruppen) und horizontalen Reihen (Punkten). Um die Prinzipien der Kombination von Elementen zu Gruppen und Perioden besser zu verstehen, betrachten wir mehrere Elemente, beispielsweise die erste, vierte und siebte Gruppe.

Aus den obigen elektronischen Konfigurationen geht hervor, dass die äußeren (energetisch höchsten) Elektronenhüllen von Atomen derselben Gruppe gleichmäßig mit Elektronen gefüllt sind. Elemente, die sich in derselben vertikalen Spalte der Tabelle befinden, gehören zu einer Gruppe. Elemente der Gruppe IVA des Periodensystems haben zwei Elektronen im s-Orbital und zwei Elektronen im p-Orbital. Auch die Konfiguration der äußeren Elektronenhülle der Fluor-F-, Chlor-Cl- und Brom-Br-Atome ist gleich (zwei s- und fünf p-Elektronen). Und diese Elemente gehören zu einer Gruppe (VIIA). Atome von Elementen derselben Gruppe haben die gleiche Struktur der äußeren Elektronenhülle. Deshalb haben solche Elemente ähnliche chemische Eigenschaften. Die chemischen Eigenschaften jedes Elements werden durch die elektronische Struktur der Atome dieses Elements bestimmt . Dies ist ein Grundprinzip der modernen Chemie. Dies liegt dem Periodensystem zugrunde.

Die Gruppennummer des Periodensystems entspricht der Anzahl der Elektronen in der äußeren Elektronenhülle Atome von Elementen dieser Gruppe. Die Nummer der Periode (horizontale Zeile des Periodensystems) stimmt mit der Nummer des höchsten besetzten Elektronenorbitals überein. Beispielsweise sind Natrium und Chlor beide Elemente der 3. Periode und beide Atomarten haben das höchste, elektronengefüllte Niveau – das dritte.

Streng genommen bestimmt die Anzahl der Elektronen in der äußeren Elektronenhülle die Gruppenzahl nur für die sogenannten Nichtübergangselemente, die sich in Gruppen mit dem Buchstabenindex A befinden.

Die elektronische Struktur der Atome bestimmt die chemischen und physikalischen Eigenschaften der Elemente. Und da sich die elektronische Struktur von Atomen nach einer gewissen Zeit wiederholt, wiederholen sich auch die Eigenschaften der Elemente periodisch.

Das periodische Gesetz von D. I. Mendeleev hat die folgende Formulierung: „Die Eigenschaften chemischer Elemente sowie die Formen und Eigenschaften der einfachen Stoffe und Verbindungen, die sie bilden, hängen periodisch von der Größe der Ladungen der Kerne ihrer Atome ab.“.

Atomgrößen

Wir sollten uns mit zwei weiteren Arten von Informationen befassen, die wir aus dem Periodensystem erhalten. Die erste davon ist die Frage nach der Größe (dem Radius) von Atomen. Wenn man sich innerhalb einer bestimmten Gruppe nach unten bewegt, bedeutet der Übergang zum nächsten Element, dass die nächsthöhere und höhere Ebene mit Elektronen gefüllt wird. In der Gruppe IA befindet sich das äußere Elektron des Natriumatoms im 3s-Orbital, Kalium im 4s-Orbital, Rubidium im 5s-Orbital usw. Da das 4s-Orbital größer ist als das 3s-Orbital, ist es das Kaliumatom größer als das Natriumatom. Aus dem gleichen Grunde In jeder Gruppe nimmt die Größe der Atome von oben nach unten zu .

Wenn man sich durch einen Zeitraum nach rechts bewegt, nimmt die Atommasse zu, aber die Größe der Atome nimmt in der Regel ab. In der 2. Periode ist beispielsweise das Neon-Ne-Atom kleiner als das Fluoratom, das wiederum kleiner als das Sauerstoffatom ist.

Elektronegativität

Ein weiterer Trend, den das Periodensystem aufzeigt, ist die natürliche Veränderung der Elektronegativität von Elementen, also der relativen Fähigkeit von Atomen, Elektronen anzuziehen, die Bindungen mit anderen Atomen eingehen. Beispielsweise neigen Edelgasatome nicht dazu, Elektronen aufzunehmen oder zu verlieren, während Metallatome leicht Elektronen abgeben und Nichtmetallatome diese leicht aufnehmen. Die Elektronegativität (die Fähigkeit, Elektronen anzuziehen und aufzunehmen) nimmt innerhalb einer Periode von links nach rechts und innerhalb einer Gruppe von unten nach oben zu. Die letzte Gruppe (Inertgase) fällt außerhalb dieser Muster.

Fluor F, das sich in der oberen rechten Ecke des Periodensystems befindet, ist das elektronegativste Element, und Francium Fr, das sich in der unteren linken Ecke befindet, ist das am wenigsten elektronegative Element. Die Änderung der Elektronegativität ist in der Abbildung auch durch Pfeile dargestellt. Mit dieser Regelmäßigkeit kann man beispielsweise behaupten, dass Sauerstoff ein elektronegativeres Element ist als Kohlenstoff oder Schwefel. Das bedeutet, dass Sauerstoffatome Elektronen stärker anziehen als Kohlenstoff- und Schwefelatome.

Paulings erste und weithin bekannte Skala relativer atomarer Elektronegativitäten reicht von 0,7 für Franciumatome bis 4,0 für Fluoratome.

Elektronische Struktur von Edelgasen

Die Elemente der letzten Gruppe des Periodensystems werden Edelgase genannt. In den Atomen dieser Elemente, mit Ausnahme von Helium He, befinden sich acht Elektronen in der äußeren Elektronenhülle. Edelgase gehen keine chemischen Reaktionen ein und gehen (bis auf ganz wenige Ausnahmen) keine Verbindungen mit anderen Elementen ein. Dies liegt daran, dass die Konfiguration von acht Elektronen in der äußeren Elektronenhülle äußerst stabil ist.

Atome anderer Elemente gehen chemische Bindungen so ein, dass sie in ihrer Außenhülle acht Elektronen haben. Diese Position wird oft aufgerufen Oktettregel .