Ответы. Ответы к лекции Периодическая система ДИ Менделеева. Контрольные вопросы по Периодическому закону и Периодической системе

• Название: Контрольные вопросы по Периодическому закону и Периодической системе
• Анкор: Ответы
• Дата: 02.11.2021
• Размер: 22.76 Kb.
• Имя файла: Ответы к лекции Периодическая система ДИ Менделеева.docx
• Тип: Контрольные вопросы; #261893

Контрольные вопросы по Периодическому закону и Периодической системе

1. 
   
   В чем суть принципа Паули, и как он позволяет строить электронные конфигурации различных атомов?
   
2. 
   
   Какую роль в построении электронных оболочек играет правило Хунда? Каков физический смысл правила Хунда?
   
3. 
   
   Что представляет собой экранирование электронов в атоме?
   
4. 
   
   Почему первый потенциал ионизации у кислорода меньше, чем у азота?
   
5. 
   
   Почему химические свойства переходных элементов изменяются в меньшей степени, чем свойства непереходных элементов?
   
6. 
   
   Какие ионы называют изоэлектронными?
   
7. 
   Как можно объяснить уменьшение радиусов ионов в ряду As^3-, Se^2-, Br , Rb⁺, Sr²⁺, Y³⁺?
   
8. 
   
   Каким образом электроотрицательность связана с первой энергией ионизации и энергией сродства к электрону?
   
9. 
   Почему второй потенциал ионизации атома бериллия больше, чем первый, но тем не менее значительно меньше второго потенциала ионизации атома лития?
   
10. 
    
    Объясните, почему сродство к электрону у атомов кремния и серы больше, чем у фосфора?
    
11. 
    Какой физический смысл имеет атомный номер элемента, и почему химические свойства атомов, в конечном счете, определяются зарядом ядра элемента?
    
12. 
    
    Для каких d-элементов число валентных электронов и максимальная степень окисления совпадает с номером группы?
    
13. 
    На основании положения элементов в периодической системе сделайте вывод, какой ион имеет максимальный радиус: Se^2-, Br , Rb⁺, Se²⁺?
    
14. 
    
    Как зависит величина потенциала ионизации элемента от главного квантового числа?
    
15. 
    
    Можно ли с уверенностью заявить о положении в периодической системе элемента с порядковым числом более 30?
    
16. 
    
    Каковы перспективы расширения границ периодической системы?
    
17. 
    
    Чем можно объяснить аномалии в электронных структурах атомов хрома, меди?
    
18. 
    
    Чем характеризуется распределение электронной плотности кайносимметричных электронных орбиталей?
    
19. 
    
    Почему атомный радиус галлия меньше атомного радиуса алюминия?
    
20. 
    
    Каким образом по значению разности электроотрицательностей элементов в составе молекулы можно оценить тип химической связи?
    

Ответы на контрольные вопросы
1. В атоме не может быть двух электронов с одинаковыми значениями всех четырех квантовых чисел. Поэтому на одной орбитали может размещаться не более двух электронов с антипараллельными спинами.

2. Суть правила Худа состоит в том, что для каждой орбитали подслоя сперва заполняется один электрон, и только после того, как все пустые орбиты исчерпаны, добавляется второй электрон. В таком случае на одной и той же орбитали оказываются два электрона с полуцелыми спинами противоположного знака, эти электроны соединяются, образуя двухэлектронное облако, и, как следствие, полный спин орбитали становится равен 0.

С помощью правила Хунда можно определить порядок заполнения орбиталей конкретного подслоя. Основываясь на правиле Хунда существуют электронные формулы атомов химических веществ. Если максимально возможное число электронов на каждом подуровне равняется 2n2, то понимая, что n обозначает порядковый номер уровня, можно установить, что на первом уровне максимальное количество электронов — 2, на втором — 8, на третьем — 18 и так далее.

3. Эффект экранирования, который иногда называют экранированием атома или экранированием электронов, описывает притяжение между электроном и ядром в любом атоме с более чем одним электроном. Эффект экранирования можно определить как уменьшение эффективного заряда ядра на электронном облаке из-за разницы в силах притяжения электронов в атоме. Это частный случай экранирования электрического поля.

4. Энергия ионизации - та энергия, которую надо затратить, чтобы "оторвать" электрон от атома, превратив его в ион. В группе энергия ионизации уменьшается слева-направо, т. к. увеличивается число электронов на внешнем уровне. Чем дальше электрон от атома, тем меньше надо затратить энергии, чтоб его оторвать.

5. С ростом заряда ядра происходит периодическое изменение строения электронных оболочек атомов, что вызывает периодическое изменение свойств химических элементов и их соединений. Уменьшение потенциалов ионизации в подгруппах s- и p-элементов объясняется увеличивающимся (по мере увеличения числа электронных слоев) экранированием заряда ядра электронами, предшествующими внешним электронам. Повышение же потенциала ионизации у d-элементов в подгруппах можно объяснить эффектом проникновения электронов к ядру. Этот эффект обусловлен тем, что, согласно квантовой механике, все электроны (даже внешние) определенную долю времени находятся в области, близкой к ядру. Поэтому можно сказать, что внешние электроны проникают к ядру через слои внутренних электронов. При этом концентрация электронной плотности в непосредственной близости от ядра при одном и том же n – наибольшая для s-электронов, менее для p-электронов, еще меньше для d-электронов. Эффект проникновения увеличивает прочность связи внешних электронов с ядром. Поэтому, если у d-элементов 4 периода 4s-электроны попадают под экран 3d-электронов, то у d-элементов 6 периода 6s-электроны попадают под двойной экран 5d- и 4f-электронов. Отсюда при переходе от 4 к 6 периоду прочность связи внешних s-электронов с ядром повышается, а потому и потенциал ионизации возрастает.

6. Изоэлектронными называют частицы (атомы и ионы), имеющие одинаковое число электронов. В ряду изоэлектронных ионов радиус снижается с уменьшением отрицательного и возрастанием положительного радиуса иона.

7. Если кристалл состоит из ионов, то межъядерное расстояние рассматривается как сумма ионных радиусов. Для ионных радиусов характерны следующие закономерности:

1. Для одинаковозарядных ионов со сходным электронным строением радиус растет с увеличением числа электронных слоев.

2. Для ионов с одинаковым числом электронов r_ион уменьшается с ростом заряда. Положительный ион сильнее притягивает электроны, а в отрицательных ионах они отталкиваются.

3. Ионы с s2p6 оболочкой имеют радиусы больше, чем с d – оболочкой (d-сжатие).

8. Электроотрицательность - способность атома, связанного с другими, приобретать отрицательный заряд (притягивать к себе электроны). Это важное свойство, ведь более Электроотрицательный атом притягивает к себе электроны и уходит в отрицательную степень окисления со знаком минус "-". Энергия связи (а также ее прочность) возрастают с увеличением электроотрицательности атомов, образующих данную связь. Чем сильнее атом тянет на себя электроны (чем больше он Электроотрицательный), тем прочнее получается связь, которую он образует. Понятию Электроотрицательности "синонимичны" также понятия сродства к электрону - энергии, выделяющейся при присоединении электрона к атому, и энергии ионизации - количеству энергии, которое необходимо для отщепления электрона от атома. И то, и другое возрастают с увеличением электроотрицательности.

9. В периодах с ростом порядкового номера увеличивается заряд ядра, проявляется тенденция к уменьшению размеров атомов. Поэтому электростатическое притяжение электронов у бериллия будет выше, чем у лития, что и будет требовать значительно большего количества энергии для отрыва 1-го электрона у бериллия. У атома лития на внешнем электронном слое размещается один электрон, а у атома бериллия – два. Внешние электроны обладают более высокой энергией, чем электроны предпоследнего слоя, поэтому их отрыв от атома требует сравнительно небольших энергетических затрат. Отрыв второго электрона требует дополнительного увеличения энергии; поэтому энергия ионизации второго электрона (I2) будет значительно выше, чем энергия ионизации первого электрона (I1). У атома бериллия I2 будет иметь меньшее значение, чем у атома лития, потому что у бериллия отрывается второй электрон от внешнего слоя, а у лития – отрывается второй электрон от предшествующего (предпоследнего) слоя, что, естественно, требует затрат большего количества энергии для отрыва электрона от атома.

10. Количество энергии Е, которое выделяется или поглощается при присоединении электронов к нейтральному атому с превращением его в отрицательный ион, называется сродством к электрону. Энергия сродства к электрону меньше у атомов кремния и серы. Кремний 1 КДж/моль, Сера 2 КДж/моль, Фосфор 7 КДж/моль.

11. Порядковый номер элемента равен заряду атомного ядра химического элемента, поскольку атом электронейтрален, то число электронов в атоме равно числу протонов в ядре атома и, следовательно, также совпадает с атомным номером элемента. Заряд ядра определяет количество электронов, а количество электронов определяет всю конфигурацию электронного облака. А за счёт электронов обеспечиваются химические связи.

12. Для первых пяти d-элементов из 4-го периода высшая степень окисления равна номеру их группы, то есть, суммарному количеству электронов на 4s и 3d подуровнях. Скандий, Титан, Ванадий, Хром, Марганец.

13. Радиус атомов элементов уменьшается в группах снизу вверх, а в периодах слева направо. Поэтому Рубидий имеет больший радиус.

14. Главное квантовое число n характеризует энергию электрона в атоме и размер электронной орбитали. Оно соответствует также номеру электронного слоя, на котором находится электрон. По мере последовательного отрыва электронов от атомов положительный заряд образующихся ионов возрастает. Поэтому для удаления каждого последующего электрона требуется большая затрата энергии, так что последовательные энергии ионизации атома возрастают. Особенно резко возрастает энергия ионизации при отрыве электрона с главным квантовым числом меньше, чем у предыдущего электрона. У атомов легче всего отщепляется первый электрон. При отрыве каждого следующего электрона ионизационный потенциал растёт, так как свободный заряд иона, притягивающий электроны при этом, увеличивается. Труднее всего первый электрон отщепляется от атомов инертных газов, имеющих исключительную стабильность замкнутых электронных оболочек. Второй электрон труднее оторвать от атомов первой группы, третий — у элементов второй группы, так как в обоих случаях отщепляемый электрон принадлежит к замкнутой оболочке. Первый электрон очень легко отрывается у атомов щелочных металлов, у которых он является единственным валентным электроном, дающим начало новому электронному слою. В пределах одной и той же подгруппы, как правило, электрон связан тем слабее, чем больше порядковый номер элемента. Объясняется это тем, что при аналогичной электронной структуре атом теряет электрон тем легче, чем дальше он расположен от положительно заряженного ядра.

15. Каждый элемент в периодической системе занимает строго определенное положение, которое отмечается порядковым, или атомным, номером.

16. Можно предположить предел периодической системы, исходя из теоретических соображений закономерностей возрастания радиоактивности атомов по мере их усложнения. Но, как нам всем известно, видов радиоактивности целое множество. Предел существованию атомов, вызываемый каким-либо одним видом неустойчивости, может не совпадать с переделом, вызываемым другим видом. Так, например, можно сделать вывод, что, исходя из всех закономерностей, полученных при исследовании спонтанного деления ядер, следует, что предел располагается приблизительно между элементами №108-116; исходя из закономерностей электронного захвата, предел стоит ожидать на элементе №137; исходя из закономерностей α- излучения, предел расположен в районе элементов под номерами 104- 106. Изучив всё вышесказанное, можно сделать вывод, возможно существование элемента, например, №130. На сегодняшний день ученые смеют предположить, что на каком- то из элементов система практически оборвется, но спустя некоторое количество номеров после последнего элемента может быть синтезирован атом элемента со значительно большим номером. И так далее всё по тому же алгоритму. На самом деле, получение элементов искусственным путем, которые давно исчезли с лица Земли, является огромным достижением науки.

17. У атомов хрома и меди наблюдается «проскок» или «провал» электрона, когда один электрон переходит с более энергетически выгодного 4s-подуровня на менее выгодный 3d-подуровень. Этот переход обусловлен тем, что в результате образуются более устойчивые электронные конфигурации (3d5 у атома хрома и 3d10 у атома меди).

18. Атомные орбитальные радиусы для элементов, следующих за бором, отвечают главному максимуму не 2p-, а 2s-электронов. Это связано с тем, что главный максимум электронной плотности кайносимметриков может быть ближе к ядру, чем у орбиталей с тем же значением n и l, меньшим на единицу. Поэтому главные максимумы 3d-орбиталей, от Mn и до Kr, также оказываются меньше главных максимумов 3p-орбиталей тех же атомов. Аналогично и у 4f-электронов. Для остальных атомов величина атомного орбитального радиуса совпадает с орбитальным радиусом орбитали.

19. По данным Слейтера и Клементи радиус атома галлия больше чем радиус атома алюминия. Но некоторую роль играет d-сжатие. Плохая экранирующая способность 3d-электронов влияет на атомные радиусы и химические свойства элементов, следующих непосредственно за первым рядом переходных элементов, от галлия до брома.

20. Если электроотрицательность элементов-неметаллов, между которыми существует хим. связь, одинакова, то эта связь является ковалентной неполярной.

Если разность электроотрицательностей связанных элементов (обязательно неметаллов) не превышает 1,7 - 1,8 (приблизительно), то связь - ковалентная полярная.

Если разность электроотрицательностей больше 1,7 - 1,8, связь - ионная (обязательно осуществляется между атомами металлов и неметаллов).

Связь между атомами любых металлов (независимо от их электроотрицательностей) является металлической.