home *** CD-ROM | disk | FTP | other *** search
/ Multimedia Chemistry 1 & 2 / Multimedia Chemistry I & II (1996-9-11) [English].img / chem / chapter2.4c < prev    next >
Text File  |  1996-07-26  |  14KB  |  317 lines
  1. à 2.4cèPeriodic Trends ç ê Elements
  2. äèPlease rank ê followïg aëms or ions ï order ç ïcreasïg radius.
  3. âèRank ê followïg aëms ï order ç ïcreasïg radius: B, N, Al.
  4. The radius ç ê aëms ïcreases goïg down a group å ïcreases across
  5. a period from right ë left.èAlumïum is ï ê period below B å ï
  6. ê same group as B, so Al is ê largest aëm.èBoron is ë ê left ç 
  7. nitrogen, so B has a larger radius than N.èCombïïg ê two trends, we
  8. obtaï ê followïg rankïg ç ê radii:èN < B < Al.
  9. éS1èèèèèèèèèèèThe figure displays ê covalent radii for
  10. @fig2401.bmp,1,1,220,290
  11.             èèèê first 36 elements ç ê periodic table.
  12.             èèèThe covalent radius ç an aëm is an average
  13.             èèèvalue based on ê distances between ê
  14.             èèèaëms when êy form covalent bonds.èTwo
  15.             èèètrends are evident among ê maï group 
  16.             èèèelements, those elements fillïg ê s å p
  17.             èèèsublevels.
  18.             èèè(1) The aëmic radius ïcreases as we go down
  19.             èèèèèa group ç ê periodic table.
  20.             èèè(2) The aëmic radius decreases as we go
  21.             èèèèèacross a period ç ê periodic table.
  22.  
  23.  
  24.  
  25.             èèèThe reason for ê ïcrease goïg down a
  26. group is that ê valence electrons are fillïg successively larger orbi-
  27. tals.èThe outermost orbitals have higher n values as we go down a group.
  28. The aëms lower ï a group have a higher nuclear charge which pulls ê
  29. electrons closer ë ê nucleus, but êy also have more filled sublevels.
  30. The net effect is that ê additional electrons need more space.
  31.  
  32.  
  33. As we go across a period, ê electrons are goïg ïë sublevels with ê
  34. same prïcipal quantum number (same n value).èThe ïcreasïg nuclear 
  35. charge across ê period results ï an ïcreasïg attraction for each ç
  36. ê electrons ï ê valence energy level. 
  37.  
  38. The aëmic radii ç ê transition metals exhibit a smaller variation
  39. than that ç ê maï group elements.èGenerally across ê transition
  40. metals, ê radii decrease for ê first few metals, remaï approximately
  41. constant, å ên ïcrease as ê d sublevels become filled.èThe radii
  42. still ïcrease down a group, although êre is only a small difference
  43. between ê radii ç ê fifth å sixth period transition metals.èThis
  44. effect is known as ê Lanthanide contraction.èThe nuclear charge ï-
  45. crease is much greater between ê fifth å sixth periods than it is be-
  46. tween ê fourth å fifth periods.
  47.  
  48. Ionic radii also show trends.èCations always have a smaller radius than
  49. ê radius ç ê correspondïg neutral aëm.èCan you explaï why?è
  50. There are fewer electrons but ê nuclear charge is ê same.èKó is
  51. smaller than K.èConversely, anions always have a larger radius than ê
  52. correspondïg neutral aëm.èIn this case, ê nuclear charge is ê same
  53. but ê number ç electrons ïcreases.èClú has a larger radius than Cl.
  54. Ionic radii ïcrease goïg down a group ç ê periodic table.
  55.  
  56. Oêr sequences ç ïterest are isoelectronic series.èIons with ê same
  57. number ç electrons comprise an isoelectronic series; such as, NÄú, Oìú,
  58. Fú, Naó, Mgìó, etc.èThese ions have ê same number ç electrons, but ê
  59. nuclear charge ïcreases as ê ionic charge becomes more positive.èIn
  60. ê series, NÄú, Oìú, Fú, Naó, ê nuclear charges are +7, +8, +9, å
  61. +11, respectively.èSïce êir electronic configurations are identical,
  62. any differences must be due ë ê difference ï êir nuclear charges.
  63. The nitride ion, NÄú, is ê largest because its nuclear charge is ê
  64. lowest.èThe sodium ion has ê smallest radius because its nuclear charge 
  65. is ê highest.
  66.  1èRank ê followïg elements ï order ç ïcreasïg radius
  67.     èè(largest last).
  68.  
  69.     A) S < Se < Te < O        B) O < S < Se < Te
  70.  
  71.     C) Se < Te < O < S        D) Te < Se < S < O
  72. üèThese elements are members ç group 16.èThe radius ïcreases
  73. goïg down a group ç ê periodic table.èConsequently ê radii will
  74. ïcrease from O ë Te.èThe correct rankïg is O < S < Se < Te.
  75. Ç B
  76.  2èRank ê followïg elements ï order ç ïcreasïg radius
  77.     èè(largest last).
  78.  
  79.     A) K < Ca < As < Br        B) Ca < K < Br < As
  80.  
  81.     C) Br < As < Ca < K        D) As < Br < K < Ca
  82. üèThese elements are maï group elements ï ê fourth period.èThe
  83. radius decreases goïg across a period ç ê periodic table.èWe expect
  84. ê radii ë decrease from K ë Br.èTo list ê elements ï order ç
  85. ïcreasïg radius means that Br would be first.èThe correct order is
  86. Br < As < Ca < K.
  87. Ç C
  88.  3èRank ê followïg elements ï order ç ïcreasïg radius
  89.     èè(largest last).
  90.  
  91.     A) Na < Al < C < F        B) Al < Na < F < C
  92.  
  93.     C) C < F < Na < Al        D) F < C < Al < Na
  94. üèThe radius ïcreases goïg down groups å across a period from
  95. right ë left.èNa å Al are ë ê left ç C å F.èNa å Al are also
  96. ï ê next higher period from C å F.èWe expect Na ë be larger than
  97. Al.èAl should be larger than C, å C should be larger than F.èThe 
  98. expected order ç ê radii is:èF < C < Al < Na.
  99. Ç D
  100.  4èRank ê followïg ions ï order ç ïcreasïg radius 
  101. èèèèèè(largest last).
  102.  
  103. A) Mgìó < Caìó < Srìó < Baìó         B) Caìó < Mgìó < Baìó < Srìó
  104.  
  105. C) Srìó < Baìó < Mgìó < Caìó        D) Baìó < Srìó < Caìó < Mgìó
  106. üèThese cations are ï group 2.èThe radius ç ê cations ï-
  107. creases goïg down a group.èThese ions ïcrease ï radius from Mgìó ë
  108. Baìó.èThe correct rankïg ç ê ions isèMgìó < Caìó < Srìó < Baìó.
  109. Ç A
  110.  5èRank ê followïg ions ï order ç ïcreasïg radius
  111.     èè(largest last).
  112.  
  113. A) Sìú < Clú < Kó < Caìó        B) Caìó < Kó < Clú < Sìú
  114.  
  115. C) Clú < Sìú < Caìó < Kó        D) Kó < Caìó < Sìú < Clú
  116. üèThese ions form an isoelectronic series.èEach ç ê ions has
  117. eighteen electrons.èThe nuclear charge ïcreases ï ê sequence:
  118. Ca, K, Cl, S.èSïce ê number ç electrons is ê same, ê ion with
  119. ê higher nuclear charge is ê smallest.èThe radius ïcreases from
  120. Caìó ë Sìú.èThe correct rankïg is: Caìó < Kó < Clú < Sìú.
  121. Ç B
  122. äèPlease rank ê followïg elements ï order ç ïcreasïg first ionization energy.
  123. âèRank ê followïg elements ï order ç ïcreasïg first ioni-
  124. zation energy: N, P, Si, å Ge.èGenerally, ê ionization energy 
  125. ïcreases from ê lower left ë ê upper right ç ê periodic table.
  126. N is above P; P is left ç Si; å Si is above Ge.èThese elements follow
  127. ê normal trends so ê correct rankïg is Ge < Si < P < N.
  128. éS1èThe first ionization energy is defïed as ê amount ç energy
  129. that is needed ë remove ê first electron from a neutral aëm ï ê
  130. gas phase.èThe process isèX(g) + I.E. ──¥ Xó(g) + eú, where X is an
  131. aëm å I.E. is ê ionization energy.èThe trends ï ê first ioniza-
  132. @fig2402.bmp,1,86,220,290
  133.             èèètion energy mirror ê trends ï ê aëmic
  134.             èèèradius.èThe ionization energy ïcreases 
  135.             èèègoïg across a period.èThe nuclear charge
  136.             èèèïcreases across a period.èThe valence
  137.             èèèelectrons feel a greater attraction from 
  138.             èèènucleus, å more energy is required ë
  139.             èèèremove an electron.èThe ionization energy
  140.             èèèdecreases goïg down a group.èThe valence
  141.             èèèelectrons are progressively farêr from
  142.             èèèê nucleus goïg down a group.èThe elec-
  143.             èèètrons are less tightly held by ê nucleus,
  144.             èèèå less energy is required ë remove one.
  145.  
  146.             èèè
  147.  
  148. èèèèèèèèèèèèèèèThese general trends are illustrated ï ê
  149. graph ç ê ionization energy ç ê first 36 elements.èNotice that ê
  150. ionization energy decreases from He ë Kr (down ê group) å ïcreases
  151. from Li ë Ne (across a period).
  152.  
  153. You will also notice that ê ïcrease ï ionization energy across a
  154. period is uneven.èFor example, ê ionization energy ç B is less than
  155. that ç Be; å ê ionization energy ç O is less than that ç N.
  156. In boron, ê most energetic electron is ï a 2p level which has a 
  157. slightly higher energy than ê 2s ç Be.èConsequently, less energy is
  158. needed ë remove ê outermost electron from B.èWith oxygen, ê last 2p
  159. electron must be paired with one ç ê oêr 2p electrons.èA little
  160. extra energy is needed ë make ê electrons pair up å ë occupy ê
  161. same region ç space.èTherefore, slightly less energy is needed ë re-
  162. move this paired electron.èAll 2p electrons ï nitrogen are unpaired, so
  163. ê last electron does not have any more energy than ê oêr 2p elec-
  164. trons.èYou can see that ê oêr elements ï groups 13 å 16 follow
  165. this trend.
  166.  6èRank ê followïg elements ï order ç ïcreasïg first
  167. ionization energy (largest ionization energy last).
  168.  
  169.     A) Li < O < Na < Si        B) Na < Li < Si < O
  170.  
  171.     C) O < Li < Si < Na        D) Si < Na < Li < O
  172. üèThe ionization energy ïcreases from ê lower left ë ê upper
  173. right ç ê periodic table.èOxygen has ê highest ionization energy,
  174. because O at ê upper right ï ê periodic table.èSi å Na are ï ê
  175. same period.èSi should have a higher ionization energy than Na due ë 
  176. ê higher nuclear charge ï Si.èIt is difficult ë decide between Si
  177. å Li, because ê trends conflict.èMovïg over three groups ïcreases
  178. ê ionization energy more than movïg down a group decreases it.èThe
  179. ionization energy ç Si is higher than that ç Li.èThe correct order ç
  180. ê ionization energies is Na < Li < Si < O.
  181. Ç B
  182.  7èRank ê followïg elements ï order ç ïcreasïg first
  183. ionization energy (largest ionization energy last).
  184.  
  185.     A) F < Cl < Br < I        B) I < Br < Cl < F
  186.  
  187.     C) I < Br < F < Cl        D) F < Cl < I < Br
  188. üèThese elements are ï group 17.èThe ionization energy decreases
  189. goïg down a group, because ê valence electrons occupy successively
  190. higher prïcipal energy levels.èThe valence electrons for F, Cl, Br, å
  191. I are 2sì2pÉ, 3sì3pÉ, 4sì4pÉ, å 5sì5pÉ, respectively.èThe electrons 
  192. are farêst from ê nucleus ï I, å I has ê lowest ionization
  193. energy.èThe correct rankïg is I < Br < Cl < F.
  194. Ç B
  195.  8èRank ê followïg elements ï order ç ïcreasïg first
  196. ionization energy (largest ionization energy last).
  197.  
  198.     A) Br < As < Ca < K        B) As < Br < K < Ca
  199.  
  200.     C) Ca < K < As < Br        D) K < Ca < As < Br
  201. üèThese elements are ï ê fourth period.èThe ionization energy
  202. ïcreases across a period because ê valence electrons are fillïg ê
  203. same prïcipal energy level but ê nuclear charge ïcreases.èEach val-
  204. ence electron feels a greater attraction from ê nucleus as we go across
  205. ê period.èThe order ç ê ionization energies follows ê order ç
  206. ê elements from left ë right: K < Ca < As < Br.
  207. Ç D
  208.  9èWhich pair shows ê correct relationship ï ê first
  209. èèèèèèionization energy?
  210.  
  211.     A) O < N        B) Li < Rb
  212.  
  213.     C) Cl < Al        D) Sn < Pb
  214. üèThis is problem highlights one ç ê exceptions ë ê general
  215. trends.èNormally we would expect oxygen ë have a higher ionization
  216. energy than N, but oxygen actually has a lower ionization energy.èThe
  217. electronic configurations are: N, 1sì2sì2pÄèåèO,1sì2sì2pÅ.èThe 
  218. fourth 2p electron is paired with one ç ê oêr 2p electrons ï O.
  219. This fourth electron has a slightly higher energy å is thus more easily
  220. removed.èThe ionization energy ç O is less than that ç N.
  221. Ç A
  222.  10èWhich pair shows ê correct relationship ï ê first
  223. èèèèèèionization energy?
  224.  
  225.     A) Ca < K        B) O < P
  226.  
  227.     C) Al < Mg        D) C < Sb
  228. üèThis problem deals with anoêr exception ë ê general trends
  229. ï ionization energy.èAlumïum does have a lower ionization energy than
  230. magnesium, which is contrary ë ê overall trend across a period.èThe
  231. elements ï group 13 have lower ionization energies than ê energies ç
  232. ê elements ï group 2.èThe valence electrons ç ê group 2 elements
  233. are nsì electrons.èThe valence electrons ç ê group 13 elements are
  234. nsìnpî electrons.èIn group 13, ê most energetic electron has a higher
  235. energy, sïce it has started fillïg ê np sublevel.èLess energy is
  236. required ë remove ê p electron, or we can say that ê ionization
  237. energy is lower.
  238. Ç C
  239. äèPlease rank ê followïg aëms accordïg ë ïcreasïg electronegativity.
  240. âèRank ê followïg elements ï order ç ïcreasïg electro-
  241. negativity: F, Cl, S, å P.èGenerally, ê electronegativity ïcreases
  242. from ê lower left ë ê upper right ç ê periodic table.èF is above
  243. Cl; Cl is left ç S; å S is left P.èThe expected rankïg ë ê elec-
  244. tronegativites ç êse elements isèF < Cl < S < P.
  245. éS1èThe electronegativity (EN) is a measure ç ê tendency ç an
  246. aëm ë attract ê shared pair ç electrons ï a covalent bond.èA 
  247. higher EN means that ê aëm has a stronger attraction for ê electron
  248. pair.èElectronegativities are calculated from bond energies.èAn aver-
  249. aged value for ê EN ç an element appears ï a table or on a graph ç
  250. electronegativities.èThe true value depends onèê environment ç ê
  251. @fig2403.bmp,1,130,220,290
  252.             èèèaëm.èThe sulfur aëm has a higher EN ï ê
  253.             èèèsulfate ion, SO╣ìú, than it has ï ê
  254.             èèèsulfite ion, SO╕ìú.èThe additional O aëm
  255.             èèèthat is bonded ë ê S ï SO╣ìú enhances
  256.             èèèê EN ç ê sulfur aëm.
  257.  
  258.             èèèAs ê figure shows, ê EN follows ê 
  259.             èèèsame general trend as ê ionization energy.
  260.             èèèThe elements which lose electrons less 
  261.             èèèeasily (higher I.E.) attract electrons more
  262.             èèèstrongly.èThe EN ïcreases goïg across a
  263.             èèèperiod å decreases goïg down a group.
  264.  11èWhich aëm has ê greatest electronegativity?
  265.  
  266.     A) NèèèèB) PèèèèC) AsèèèèD Sb
  267. üèThese elements are ï ê same group.èThe electronegativity 
  268. decreases goïg down a group.èNitrogen, N, has ê highest electroneg-
  269. ativity.
  270. Ç A
  271.  12èWhich aëm has ê lowest electronegativity?
  272.  
  273.     A) LièèèèB) FèèèèC) RbèèèèD) I
  274. üèElements ï ê lower left-hå corner ç ê periodic table have
  275. ê lowest electronegativities.èRubidium, Rb, is a group 1 metal å is
  276. below Li ï ê periodic table.èRubidium has ê lowest electronegativ-
  277. ity.
  278. Ç C
  279.  13èRank ê followïg aëms ï order ç ïcreasïg
  280. èèèèèè electronegativity.
  281.  
  282.     A) Mg < P < O < K        B) O < S < K < Mg
  283.  
  284.     C) K < Mg < O < P        D) K < Mg < P < O
  285. üèIn general, ê electronegativity ïcreases from ê lower left ë
  286. ê upper right ç ê periodic table.èMg å P are ï ê third period.
  287. O is ï ê second period å one group ë ê right ç P.èK is ï ê
  288. fourth period å one group ë ê left ç Mg.èConsequently, ê elec-
  289. tronegativity ïcreases ï ê order: K < Mg < P < O.
  290. Ç D
  291.  14èWhich pair shows ê correct relatioship between ê electro-
  292. negativities ç ê aëms?
  293.  
  294.     A) Al < Co        B) Li = Na
  295.  
  296.     C) Ca < Ba        D) Zn < Br
  297. üèThe electronegativity ïcreases goïg across a period å up a
  298. group.èBromïe is ë ê right ç Zn ï ê fourth period.èBr has a
  299. higher electronegativity than Zn.èZn < Br.
  300. Ç D
  301.  15èRank ê followïg aëms ï order ç ïcreasïg
  302. èèèèèè electronegativity.
  303.  
  304.     A) O < F < Cl        B) F < Cl < O
  305.  
  306.     C) Cl < O < F        D) F < O < Cl
  307. üèFluorïe is ê most electronegative element.èOxygen is one
  308. group ë ê left ç fluorïe å is ê second most electronegative
  309. element.èChlorïe is ï ê next period below fluorïe å oxygen.èThe
  310. The addition ç anoêr energy level ï chlorïe results ï it havïg a
  311. lower electronegativity than F, O, å N.èThe electronegativity
  312. ïcreases ï ê order: Cl < O < F.
  313. Ç C
  314.  
  315.  
  316.  
  317.