В периодической системе

Зависимость свойств элементов от их положения

Важнейшими свойствами атомов элементов являются: радиус их атомов, энергия ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность. Все эти свойства элементов зависят в первую очередь от строения внешних электронных оболочек. Следовательно, периодическое изменение их электронного строения определяет периодичность изменения этих свойств.

Радиусы атомов и ионов. Согласно положениям квантовой механики изолированный атом не имеет строго определённого размера. Поэтому измерить абсолютные размеры атомов невозможно. Можно говорить лишь о радиусах атомов, рассчитанных по межъядерным расстояниям в соответствующих кристаллах или молекулах. Такие радиусы атомов называют эффективными. Изменение эффективных атомных радиусов в периодической системе носит периодический характер. В периодах слева направо атомные и ионные радиусы уменьшаются. Это объясняется тем, что с увеличением заряда ядра притяжение электронов к ядру возрастает, происходит как бы сжатие атомов.

В подгруппах в направлении сверху вниз радиусы атомов однотипных ионов увеличиваются. В главных подгруппах размеры атомов увеличиваются в большей степени, чем в побочных подгруппах.

Энергия (потенциал) ионизации атома J – это количество энергии, необходимое для отрыва наиболее слабо связанного электрона от атома и превращения его в положительно заряженный ион: Э⁰ + J = Э⁺ +`ē.

Энергия ионизации выражается в кДж/моль или в эВ/моль. Изменение энергии ионизации атомов с увеличением зарядов их ядер имеет отчётливо выраженный периодический характер. Чем меньше энергия ионизации, тем легче атом отдаёт электрон, т.е. сильнее металлические свойства элемента. Наименьшие потенциалы ионизации – у щелочных металлов, наибольшие – у инертных газов. Внутри каждого периода слева направо энергия ионизации увеличивается.

В главных подгруппах сверху вниз энергия ионизации уменьшается. Объясняется это тем, что при переходе от одного элемента к другому наблюдается увеличение радиусов их атомов, поэтому притяжение электронов к ядру ослабевает и удаление электрона облегчается. В побочных подгруппах сверху вниз ионизационные потенциалы увеличиваются. Это связано с тем, что прочность связи внешних электронов с ядром повышается за счёт эффекта проникновения s-элементов к ядру. Так у d- элемента, например, ванадия V, находящегося в 4-м периоде 4s -электроны попадают под экран 3d -электронов, а у d- элемента тантала Ta той же подгруппы, но 6-го периода, 6s -электроны попадают уже под двойной экран 5d- и 4f- электронов.

Энергия ионизации является количественной характеристикой металличности, т. е. способности атомов элемента отдавать электроны.

Сродство к электрону Е – это энергия которая выделяется в результате присоединения электрона к нейтральному атому и превращения его в отрицательно заряженный ион: Э⁰ +`ē = Э^- + Е.

Сродство к электрону является периодическим свойством и может быть выражено в кДж/моль или эВ/моль. Оно возрастает в пределах периода слева направо, достигая максимума у р-элементов VII группы.

В пределах подгрупп сверху вниз с увеличением заряда ядра сродство к электрону уменьшается.

Сродство к электрону является качественной характеристикой неметалличности, т. е. способности атомов элемента присоединять электроны.

Энергия ионизации и сродство к электрону – важнейшие характеристики реакционной способности атомов элементов. Однако практическое использование этих характеристик ограничено тем, что они относятся к изолированным атомам, т. е. к атомам, находящимся в газообразном состоянии. Поэтому было введено понятие электротрицательности элемента (х), являющейся универсальной характеристикой металличности и неметалличности элементов.

Электроотрицательность – это мера относительной способности атома в молекуле притягивать к себе общую электронную пару, участвующую в образовании химической связи с другим атомом.

Существует несколько способов расчёта этой величины. Впервые электроотрицательность атомов была рассчитана американским химиком Полингом, как мера полярности связи. В основу расчёта были положены энергии связи атомов. Если атомы А и В обладают одинаковой способностью притягивать электроны, то энергия чисто ковалентной связи в молекуле А – В будет равна среднему арифметическому из энергий связей в молекулах А – А и В – В. Если же способность атомов А и В притягивать электроны неодинакова, то разность между реальной ионно-ковалентной энергией связи Е^¢_{А- В} и энергией чисто ковалентной связи Е_{А- В} будет больше на величину D. Эта дополнительная энергия определяется уравнением

D = Е^¢_{А- В} – Е_{А- В} = Е^¢_{А- В} – ¹/₂(Е_{А- А} + Е_{В- В}),

где Е^¢_{А- В}, Е_{А- А} и Е_{В- В} – экспериментально определяемые энергии связей. Приписывая каждому атому коэффициент электроотрицательности х как меру электроотрицательности элемента, Полинг предложил эмпирическое равенство, связывающее разность х _А - х _В с дополнительной энергией D

х _А - х _В = 0,208 Ö D _{А- В},

где D _{А- В} выражена в ккал/моль.

Полинг произвольно принял величину х _H = 2,1 за электроотрицательность атома водорода как стандартную величину для сравнения с другими атомами. Отсюда можно определить коэффициенты электроотрицательности для других элементов, имея данные для соответствующих энергий связи. Несмотря на введение Полингом довольно грубых допущений, полученная им шкала электроотрицательности в настоящее время наиболее употребительна. Однако существенным недостатком метода Полинга является то, что многие энергии связи атомов нельзя определить экспериментально.

Американский физико-химик Малликен предложил электроотрицательность атома характеризовать с помощью энергии ионизации J и сродства к электрону Е. Мерой электроотрицательности, в этом случае, является энергия, равная арифметической сумме энергии ионизации и сродства к электрону: х = J + Е,

где х - электроотрицательность атома, а значит и элемента. Так, если электрону легче перейти от А к В, то J_А + Е_А < J_В + Е_В. Значит атом В более электроотрицателен. Этот метод тоже имеет недостаток, связанный с трудностью экспериментального определения значения сродства к электрону.

Были предложены и другие методы определения электроотрицательностей элементов (Олрид, Рокау, Сендерсен и др.), однако все они не получили распространения.

Обычно пользуются значениями относительной электроотрицательности. Для этого электроотрицательности атомов относят к электроотрицательности атома лития, приняв последнюю за единицу (х _Li = 1). Значения величин относительной электроотрицательности сведены в таблицу, при составлении которой использованы последние данные об электронном строении атомов и их радиусах. Например, значения относительной электроотрицательности х _отн для некоторых атомов: Н = 2,1; С = 2,5; N = 3,0; О = 3,5; Р = 2,1; S = 2,6; Cl = 2,8. Наибольшее значение х _отн у атома фтора: х _F = 4,0.

Внутри периодов слева направо наблюдается последовательное увеличение электроотрицательностей: наименьшие значения у щелочных металлов, наибольшие – у галогенов. Чем выше электроотрицательность, тем сильнее у элемента выражены неметаллические свойства.

Внутри группы сверху вниз электроотрицательность уменьшается – металлические свойства элементов возрастают.

Дата добавления: 2017-01-13