PERIODISCHE EIGENSCHAFTEN VON ELEMENTEN UND IHRE EIGENSCHAFTEN - CHEMIE - 2026

Die periodischen Eigenschaften der Elemente sind diejenigen, die ihr physikalisches und chemisches Verhalten aus atomarer Sicht definieren und deren Größen zusätzlich zur Ordnungszahl eine Klassifizierung von Atomen ermöglichen.

Von allen Eigenschaften sind diese, wie der Name schon sagt, periodisch; Das heißt, wenn das Periodensystem untersucht wird, kann bestätigt werden, dass seine Größen einem Trend entsprechen, der mit der Reihenfolge der Elemente in Perioden (Zeilen) und Gruppen (Spalten) übereinstimmt und sich wiederholt.

Intrinsische Periodizität eines Teils der Elemente des Periodensystems. Quelle: Gabriel Bolívar.

Wenn beispielsweise eine Periode durchlaufen wird und die Größe einer periodischen Eigenschaft mit jedem Element abnimmt, geschieht dies in allen Perioden. Wenn andererseits das Verringern einer Gruppe oder Spalte ihre Größe erhöht, kann erwartet werden, dass dies auch für die anderen Gruppen geschieht.

Und so wiederholen sich seine Variationen und zeigen eine einfache Tendenz, die mit der Reihenfolge der Elemente nach ihren Ordnungszahlen übereinstimmt. Diese Eigenschaften sind direkt für den metallischen oder nichtmetallischen Charakter der Elemente sowie für ihre Reaktivitäten verantwortlich, was dazu beigetragen hat, sie genauer zu klassifizieren.

Wenn für einen Moment die Identität der Elemente unbekannt war und sie als seltsame "Kugeln" angesehen wurden, konnte das Periodensystem (mit viel Arbeit) unter Verwendung dieser Eigenschaften wiederhergestellt werden.

Auf diese Weise würden die vermeintlichen Kugeln Farben erhalten, die es ihnen ermöglichen würden, sie in Gruppen voneinander zu unterscheiden (oberes Bild). Wenn sie ihre elektronischen Eigenschaften kennen, könnten sie in Perioden organisiert werden, und die Gruppen würden diejenigen aufdecken, die die gleiche Anzahl von Valenzelektronen haben.

Das Lernen und Denken über periodische Eigenschaften ist dasselbe wie zu wissen, warum Elemente auf die eine oder andere Weise reagieren. ist zu wissen, warum sich die metallischen Elemente in bestimmten Bereichen der Tabelle befinden und die nichtmetallischen Elemente in einem anderen.

Was sind die periodischen Eigenschaften und ihre Eigenschaften

-Atomradio

Bei der Betrachtung der Kugeln im Bild fällt zunächst auf, dass sie nicht alle gleich groß sind. Einige sind voluminöser als andere. Wenn Sie genauer hinschauen, werden Sie feststellen, dass diese Größen je nach Muster variieren: In einem Zeitraum nimmt sie von links nach rechts ab und in einer Gruppe von oben nach unten zu.

Das Obige kann auch so gesagt werden: Der Atomradius nimmt zu den Gruppen oder Spalten auf der rechten Seite hin ab und in den unteren Perioden oder Zeilen zu. In diesem Fall ist der Atomradius die erste periodische Eigenschaft, da seine Variationen einem Muster innerhalb der Elemente folgen.

Kernladung gegen Elektronen

Was ist die Ursache für dieses Muster? In einer Periode nehmen die Elektronen des Atoms das gleiche Energieniveau ein, das mit der Entfernung zusammenhängt, die sie vom Kern trennt. Wenn wir uns von einer Gruppe zur anderen bewegen (was dem Durchlaufen der Periode rechts entspricht), fügt der Kern sowohl Elektronen als auch Protonen innerhalb desselben Energieniveaus hinzu.

Daher können die Elektronen keine weiteren Abstände vom Kern einnehmen, was die positive Ladung erhöht, da sie mehr Protonen haben. Folglich erfahren die Elektronen eine größere Anziehungskraft auf den Kern und ziehen sie mit zunehmender Anzahl von Protonen immer mehr an.

Deshalb haben die Elemente ganz rechts im Periodensystem (gelbe und türkisfarbene Säulen) die kleinsten Atomradien.

Wenn Sie dagegen von einer Periode zur nächsten "springen" (was bedeutet, dass Sie durch eine Gruppe absteigen), ermöglichen die neuen aktivierten Energieniveaus den Elektronen, weiter entfernte Räume vom Kern zu besetzen. Weiter entfernt zieht der Kern (mit mehr Protonen) sie mit weniger Kraft an; und die Atomradien nehmen daher zu.

Ionenradien

Ionenradien folgen einem ähnlichen Muster wie Atomradien; Diese hängen jedoch nicht so sehr vom Kern ab, sondern davon, wie viele oder weniger Elektronen das Atom in Bezug auf seinen neutralen Zustand hat.

Die Kationen (Na ⁺ , Ca ²⁺ , Al ³⁺ , Be ²⁺ , Fe ³⁺ ) weisen eine positive Ladung auf, weil sie ein oder mehrere Elektronen verloren haben, und daher zieht der Kern sie mit größerer Kraft an, da es weniger Abstoßungen gibt. zwischen ihnen. Das Ergebnis: Kationen sind kleiner als die Atome, von denen sie abgeleitet sind.

Und für Anionen (O ^{2 -} , F ^- , S ^{2 -} , I ^- ) hingegen weisen sie eine negative Ladung auf, weil sie ein oder mehrere Elektronen im Überschuss haben, wodurch ihre Abstoßung zueinander über der vom Kern ausgeübten Anziehungskraft erhöht wird. Das Ergebnis: Die Anionen sind größer als die Atome, von denen sie abgeleitet sind (Bild unten).

Variation der Ionenradien in Bezug auf das neutrale Atom. Quelle: Gabriel Bolívar.

Es ist ersichtlich, dass das 2-Anion das größte von allen und das 2+ -Kation das kleinste ist. Die Radien nehmen zu, wenn das Atom negativ geladen ist, und ziehen sich zusammen, wenn es positiv geladen ist.

-Elektronegativität

Wenn Elemente kleine Atomradien haben, werden nicht nur ihre Elektronen sehr stark angezogen, sondern auch Elektronen von benachbarten Atomen, wenn sie eine chemische Bindung eingehen. Diese Tendenz, Elektronen von anderen Atomen innerhalb einer Verbindung anzuziehen, ist als Elektronegativität bekannt.

Nur weil ein Atom klein ist, heißt das nicht, dass es elektronegativer ist. In diesem Fall wären die Elemente Helium und Wasserstoff die elektronegativsten Atome. Helium bildet, soweit die Wissenschaft gezeigt hat, keinerlei kovalente Bindung; und Wasserstoff hat nur ein einziges Proton im Kern.

Wenn die Atomradien groß sind, sind die Kerne nicht stark genug, um Elektronen von anderen Atomen anzuziehen; Daher sind die elektronegativsten Elemente diejenigen mit einem kleinen Atomradius und einer größeren Anzahl von Protonen.

Wiederum sind diejenigen, die diese Eigenschaften perfekt erfüllen, die nichtmetallischen Elemente des p-Blocks des Periodensystems; Dies sind diejenigen, die zu Gruppe 16 oder Sauerstoff (O, S, Se, Te, Po) und Gruppe 17 oder Fluor (F, Cl, Br, I, At) gehören.

Trend

Nach allem, was gesagt wurde, befinden sich die elektronegativsten Elemente insbesondere in der oberen rechten Ecke des Periodensystems; mit Fluor als Element, das die Liste der elektronegativsten anführt.

Warum? Ohne auf Elektronegativitätsskalen (Pauling, Mulliken usw.) zurückzugreifen, kann Fluor zwar größer als Neon (das Edelgas seiner Zeit) sein, aber erstere können Bindungen bilden, während letztere dies nicht können. Aufgrund seiner geringen Größe hat sein Kern viele Protonen, und wo sich das Fluor befindet, tritt ein Dipolmoment auf.

-Metallischer Charakter

Wenn ein Element einen Atomradius im Vergleich zu dem seiner gleichen Periode hat und auch nicht sehr elektronegativ ist, dann ist es ein Metall und hat einen hohen metallischen Charakter.

Wenn wir zum Hauptbild zurückkehren, entsprechen die rötlichen und grünlichen Kugeln wie die grauen metallischen Elementen. Metalle haben einzigartige Eigenschaften, und von hier aus beginnen sich die periodischen Eigenschaften mit den physikalischen und makroskopischen Eigenschaften der Materie zu verflechten.

Die Elemente mit hohem metallischen Charakter zeichnen sich durch ihre relativ großen Atome aus, die leicht Elektronen verlieren, da die Kerne sie kaum anziehen können.

Infolgedessen werden sie leicht oxidiert oder verlieren Elektronen, um Kationen zu bilden, M ⁺ ; Dies bedeutet nicht, dass alle Kationen metallisch sind.

Trend

An diesem Punkt können Sie vorhersagen, wie sich der metallische Charakter im Periodensystem ändert. Wenn bekannt ist, dass Metalle große Metallradien haben und dass sie auch nur wenige elektronegativ sind, ist zu erwarten, dass die schwersten Elemente (die unteren Perioden) die metallischsten sind. und die leichtesten Elemente (die oberen Perioden), die am wenigsten metallischen.

Außerdem nimmt der metallische Charakter ab, je elektronegativer das Element wird. Dies bedeutet, dass sie beim Durchlaufen der Perioden und Gruppen rechts vom Periodensystem in ihren oberen Perioden die weniger metallischen Elemente finden.

Daher nimmt der metallische Charakter in einer Gruppe absteigend zu und im gleichen Zeitraum von links nach rechts ab. Unter den metallischen Elementen haben wir: Na (Natrium), Li (Lithium), Mg (Magnesium), Ba (Barium), Ag (Silber), Au (Gold), Po (Polonium), Pb (Blei), Cd (Cadmium) , Al (Aluminium) usw.

-Ionisationsenergie

Wenn ein Atom einen großen Atomradius hat, ist zu erwarten, dass sein Kern keine Elektronen in den äußersten Schalen hält, die mit beträchtlicher Kraft eingeschlossen sind. Folglich erfordert das Entfernen von ihnen aus dem Atom in der Gasphase (individualisiert) nicht viel Energie; das heißt, die Ionisierungsenergie EI, die notwendig ist, um ein Elektron von ihnen zu entfernen.

EI ist auch gleichbedeutend mit der Aussage, dass es die Energie ist, die zugeführt werden muss, um die Anziehungskraft des Kerns eines Atoms oder eines gasförmigen Ions auf sein äußerstes Elektron zu überwinden. Je kleiner das Atom und je elektronegativer, desto niedriger sein EI; Das ist dein Trend.

Die folgende Gleichung veranschaulicht ein Beispiel:

Na (g) => Na ⁺ (g) + e ^-

Der dafür erforderliche EI ist im Vergleich zur zweiten Ionisation nicht so groß:

Na ⁺ (g) => Na ²⁺ (g) + e ^-

Da in Na ⁺ positive Ladungen überwiegen und das Ion kleiner als das neutrale Atom ist. Folglich zieht der Kern von Na ⁺ Elektronen mit einer viel größeren Kraft an, was einen viel größeren EI erfordert.

-Elektronische Affinität

Und schließlich gibt es die periodische Eigenschaft der elektronischen Affinität. Dies ist die energetische Tendenz des Atoms eines Elements in der Gasphase, ein Elektron aufzunehmen. Wenn das Atom klein ist und einen Kern mit einer großen Anziehungskraft hat, kann es das Elektron leicht aufnehmen und ein stabiles Anion bilden.

Je stabiler das Anion in Bezug auf sein neutrales Atom ist, desto größer ist seine Elektronenaffinität. Es kommen aber auch Abstoßungen zwischen den Elektronen selbst ins Spiel.

Beispielsweise hat Stickstoff eine höhere Elektronenaffinität als Sauerstoff. Dies liegt daran, dass seine drei 2p-Elektronen ungepaart sind und sich gegenseitig abstoßen und das einfallende Elektron weniger; In Sauerstoff gibt es ein Paar gepaarter Elektronen, die eine größere elektronische Abstoßung ausüben. und in Fluor gibt es zwei Paare.

Aus diesem Grund soll sich der Trend der elektronischen Affinitäten ab der dritten Periode des Periodensystems normalisieren.

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