Металличность элементов

Металличность элементов увеличивается справа налево и сверху вниз при движении по Периодической таблице. Проиллюстрируйте это положение на примерах периода от натрия до хлора и группы 1УБ. [c.547]

Степень металличности элемента оценивается по легкости отщепления электрона его атомом. Сопоставим с этой точки зрения натрий, водород и хлор [c.237]

Почему в главных подгруппах металличность элементов увеличивается, а неметалличность уменьшается Как изменяется ЭО в главных подгруппах [c.92]

Металличность элементов уменьшается. [c.89]

Металличность —это способность атомов элемента отдавать электроны. Количественной характеристикой металличности элемента является энергия ионизации (I). [c.87]

В подгруппах металлов с полностью заселенными электронами d-орбиталями в соответствии с уменьшением металличности элементов сверху вниз уменьшается энергия Гиббса образования их фто- [c.355]

Естественно, что такая сокращенная форма таблицы не имеет каких-либо преимуществ перед обычной развернутой таблицей, однако она четко-выявляет дифференциацию строения двух электронных оболочек, находящихся под самыми внешними электронами, а следовательно, и причину отличия свойств водорода, лития, натрия от свойств тяжелых щелочных металлов в первой группе. Она указывает также на особую роль гелия,, являющегося не только первым наиболее легким инертным газом, но и элементом, которым начинаются почти совершенно не похожие на него во всех отношениях, кроме строения внешней электронной оболочки, щелочноземельные металлы. В этой таблице очень ясно видна значительная разница между электронным строением бериллия и магния и заметное отличие магния от щелочноземельных металлов. Чем левее расположен элемент в I и II группах этой таблицы, тем слабее связь его внешних электронов с ядром, экранированным в той или иной степени внутренними оболочками. Мерой прочности этой связи и металличности элемента может служить потенциал ионизации, т. е. энергия, которую необходимо затратить на отрыв внешних электронов. Ионизационные потенциалы, соответствующие отделению последнего валентного электрона или всех внешних электронов (см. рис. 2), подтверждают правильность смещения элементов в I и II группах на основании анализа их внешних электронных конфигураций. Эти смещения отражают различное экранирование заряда ядра внутренними электронными оболочками и дают объяснение различий свойств элементов с одинаковым строением внешних оболочек. Наиболее разительной оказывается разница между водородом и литием с одним электроном на внешней s-оболочке и между гелием и бериллием с двумя электронами на внешней s-оболочке. У более тяжелых элементов эта разница не столь велика, но также может быть весьма существенной. [c.30]

Следовательно, способность атомов отдавать электроны и металличность элементов в периодах будет уменьшаться, а в подгруппах —увеличиваться с ростом порядкового номера элемента. [c.190]

Сродство к электрону уменьшается. Электроотрицательность уменьшается. Металличность элементов увеличивается. Неметалличность элементов уменьшается. [c.113]

Величина потенциала ионизации может служить мерой большей или меньшей металличности элемента чем меньше потенциал ионизации, чем легче оторвать электрон от атома, тем сильнее должны быть выражены металлические свойства элемента. [c.101]

От хрома к вольфраму растут заряды ядер (порядковые номера), атомные массы и плотность, твердость, тугоплавкость и металличность элементов. Атомные радиусы молибдена (1,39 А) и вольфрама (1,41 А) практически одинаковы. Атомный радиус хрома (1,25 А) заметно отличается от первых двух. Ионные радиусы Мо + и 0,70 А и 0,66 А соответственно, а у МоОа - и ШО -равны. Это обусловливает близость ряда свойств вольфрама и молибдена и отличает их от хрома. Расположение валентных электронов на разных энергетических уровнях объясняет поливалентность этих элементов. Как для молибдена, так и для вольфрама наиболее устойчивы соединения шестивалентных элементов. [c.271]

Энергия ионизации обусловливает химические свойства элементов. Ее величина характеризует прочность связи электрона с ядром и служит мерой металличности элемента. Так, щелочные металлы, имеющие небольшие энергии ионизации, обладают ярко выраженными металлическими свойствами. Химическая инертность благородных газов связана с их высокими значениями энергии ионизации. [c.35]

Чем обусловлена восстановительная активность (металличность) элементов окислительная активность (неметалличность) элементов [c.66]

Что такое металличность элементов Что является количественной характеристикой металличности . [c.114]

Металличность элементов увеличивается. [c.113]

Карбиды —это соединения между углеродом н более электроположительными (более металличными) элементами. Существуют карбиды, которые при гидролизе чистой или подкисленной водой образуют углеводороды. Так, кар< [c.318]

Металличность элементов. А еталлические и неметаллические (металлоидные) свойства элементов п образуем ) ими простых веществ в основном зависят от числа электронов на внешних энергетических уровнях в оболочке атолюв, т. е. от степени застроенности их и от энергии связи электронов с атомным ядром. [c.59]

Структура внешнего электронного слоя—содержание в нем значительного количества электронов—характеризует элементы подгруппы углерода как металлоиды. Однако металлоидный характер ясно выражен лишь у первых двух членов группы—у углерода и кремния. По мере возрастания массы и радиуса атома, с увеличением количества промежуточных электронных слоев в атоме, металличность элемента закономерно возрастает, а металлоидность надает. Эта закономерность, отмеченная у ранее изученных групп, имеет место и у элементов подгруппы углерода. Элемент германий амфотерен, а у олова и свинца металлические свойства преобладают над металлоидными (металлические элементы подгруппы углерода рассматриваются в дальнейшем, в соответствующих главах о металлах). [c.298]

Теория молекулярных орбиталей рассматривает электроотрицательности отдельных атомных орбиталей, образующих общую молекулярную. Из 5- и р-состояний одного и того же слоя более электроотрицательным считается 5, так как -электрон прочнее связан с ядром. Если при образовании связей в разных соединениях одним и тем же атомом используются различные электронные орбитали, то. в принципе, величина % элемента в этих соединениях разная (так называемая орбитальная электроотрицательность). Поэтому результаты расчета не всегда совпадают с опытными данными, следовательно, электроотрицательностью нужно пользоваться осмотрительно и лучше всего для сравнения элементоз при одинаковых условиях (одинаковый тип соединений). Для этих целей служат таблицы, содержащие относительные величины % Обычно в них для лития значение х принято условно за единицу. Электроотрина-тельность помогает составить хотя бы приблизительное представление о взаимодействии атомов с электронами в химических соединениях и на этом основании определить степень металличности элемента. [c.170]

И ионов элементов группы 1А больше, чем у членов подгруппы 10 в тех же периодах. Отсюда следует а) восстановительные свойства элементов в подгруппе 1А выше б) ионизационный потенциал ниже в) степень металличности элементов подгрупп 1А и 1В не одинакова. У элементов подгруппы 1А заполнены 5- и р-подуров,ни предвнешнего слоя, а на -орбиталях электронов нет. Энергетические характеристики электронов внешнего и предвнешнего уровня заметно разотичаются. Единственная степень окисления равна -Ь1. У элементов подгруппы 1В в предвнешнем уровне заполнены 5-, р-и -орбитали. Радиусы атомов Си, Ag, Аи не на много отличаются от предшествующих элементов, поэтому энергетические характеристики -состояний внешнего уровня и -орбиталей иредвнешнего в подгруппе 1В отличаются незначительно. Как следствие этого, элементы побочной подгруппы 1В могут проявлять степень окисления, не только равную +1, но и более высокую. [c.280]

Чем меньше энергия ионизации, тем атом элемента легче теряет электрон и тем металличнее элемент чем больше энергия ионизации, тем слабее металличность, тем сильнее у элемента проявляются неметаллические свойства. [c.45]

В главных подгруппах чем больше заряд ядра, тем больше радиус атома в ангстремах, тем металличнее элемент. [c.116]

С увеличением радиусов атомов и металличности элементов в группе увеличивается способность элементов образовывать кислородные соединения. Поэтому азот с трудом образует с кислородом оксид азота (II) N0, который затем окисляется до трех- и пятизарядного азота азот встречается в природе преимущественно в свободном состоянии. Фосфор в природе находится исключительно в окисленном состоянии, в виде солей ортофосфорной кислоты это объясняется тем, что фосфор энергично соединяется с кислородом, образуя высшие кислородные соединения. В отличие от фосфора, мышьяк в природе существует главным образом в виде сульфидов. [c.359]

Если сравнивать между собой металличность элементов вторых побочных подгрупп (лантанидов и актинидов) по величинам их среднеподгрупповых энергий ионизации, то будет наблюдаться еще более замедленное падение их при рассмотрении по таблице слева направо от подгруппы церия (Се ТЬ) к подгруппе лютеция (Ьи № 103). [c.151]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология