Общие закономерности в изменении атомных радиусов, энергии ионизации, энергии сродства к электрону и электроотрицательности в периодах и группах

ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА Д.И. МЕНДЕЛЕЕВА В СВЕТЕ ТЕОРИИ СТРОЕНИЯ АТОМА

Периодический закон был открыт Д.И. Менделеевым в 1869 году и сформулирован следующим образом: «Свойства простых тел, а также, формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от величин атомных весов элементов». Однако физический смысл периодического закона он объяснить не смог, это стало возможным только после создания теории строения атома.

Главной характеристикой атома является не его масса, а заряд ядра. Именно заряд ядра определяет положение элемента в периодической системе, число его электронов, строение электронной оболочки и в конечном итоге, все свойства его соединений.

Современная формулировка периодического закона следующая: «Свойства элементов, а также формы и свойства соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядер их атомов»

Графическим выражение периодического закона является периодичес-кая система. Строение электронных оболочек объясняет структуру периоди-ческой системы, т.е. расположение элементов в семи периодах и восьми группах.

Периодом называется горизонтальный ряд элементов, расположенных в порядке возрастания заряда ядер и обладающих одинаковым числом

энергетических уровней. Число уровней соответствует номеру периода и равно значению главного квантового числа.

Первые три периода называются малыми, у элементов данных периодов происходит заполнение внешнего энергетического уровня, поэтому отличия в свойствах при переходе от одного элемента к другому выражены наиболее отчетливо. Двухрядные большие периоды (четвертый и пятый) содержат вставные декады, поэтому здесь соседние элементы меньше отличаются по свойствам друг от друга. Два следующих периода содержат еще 14 f-элементов, поэтому отличие в свойствах соседних элементов здесь совсем незначительное.

Группой называется вертикальный ряд элементов, имеющих одинако-вое число валентных электронов, число которых равно номеру группы. При этом у элементов главных подгрупп происходит заполнение внешнего энер-гетического уровня, побочных – предвнешнего d-подуровня.

Элементы, входящие в состав одной подгруппы, называются элект-ронными аналогами.

Периодический закон указывает на периодический характер функцио-нальной зависимости свойств элементов от заряда ядра их атома. Химическая природа элемента обусловлена его способностью терять или приобретать электроны. Количественно эта способность может быть оценена энергией ионизации и энергией сродства к электрону.

Энергия, необходимая для отрыва электрона от нейтрального атома или иона, называется энергией ионизации. Выражают эту энергию в электрон/вольтах и обозначают I. Расчеты I обычно ведут на 1 моль вещества и в этом случае применяют размерности Дж/моль или кДж/моль.

Для многоэлектронных атомов для каждого электрона существует своя величина энергии ионизации. При этом они соотносятся следующим образом:

/₁ </₂</₃...</.

Энергия ионизации периодически изменяется в соответствии с изменением зарядов ядер элементов.

В периодах с ростом заряда ядра энергия ионизации увеличивается.

В главных подгруппах с ростом заряда ядра энергия ионизации уменьшается, в побочных - увеличивается.

Энергия ионизации является мерой металличности элементов, чем она меньше, тем в большей степени элемент проявляет металлические свойства. Наименьшей энергией ионизации обладает франций, наибольшей - фтор.

Энергия сродства к электрону это та энергия, которая выделяется при присоединении электрона к нейтральному атому:

Э° + e = Э^- + F_ср; F_ср =[кДж/моль] или [эВ/атом].

В периодах с ростом заряда ядра энергия сродства к электрону уве-личивается. В главных подгруппах сверху вниз она уменьшается.

Энергия сродства к электрону является мерой неметалличности: чем она больше, тем в большей степени элемент проявляет неметаллические свойства. Наибольшее значение ее наблюдается у фтора.

Электроотрицательность характеризует способность атома оттяги-вать на себя электронную плотность при образовании химических связей. ПоПолингу она равна полусумме энергии ионизации и энергии сродства к электрону.

В периодах с ростом заряда ядра электроотрицательность увеличивается, в подгруппах - сверху вниз уменьшается для элементов главных подгрупп и увеличивается для элементов побочных подгрупп. Чем больше элек-троотрицательность элемента, тем сильнее выражены его неметаллические свойства.

Следует отметить, что по периодам и группам изменение данных характеристик не всегда монотонно, наблюдается вторичная периодичность, что связано с эффектами экранирования, проникновения электронов к ядру, лантаноидным сжатием.

Эффект экранирования состоит в уменьшении воздействия на элект-роны положительного заряда ядра, что обусловлено наличием между рас-сматриваемыми электронами и ядром других электронов.

Эффект проникновения электронов к ядру обусловлен тем, что сог-ласно квантовой механике электрон может находится в любой точке вокруг ядра, поэтому даже внешние электроны какой то момент времени находится в области близкой к ядру, где мало проявляется экранирующее действие. Это приводит к увеличению связи внешних электронов с ядром.

Одной из важнейших характеристик атомов и ионов является их ради-ус. Вследствие волнового характера движения атомы не имеют строго очер-ченных границ, поэтому за радиус свободного атома принимают теоре-тически рассчитанное положение главного максимума плотности внешних электронных облаков. Это, так называемые, орбитальные радиусы. Практи-чески приходится иметь дело с радиусами атомов, связанных друг с другом тем или иным типом химической связи, такие радиусы называются эффек-тивными.

В периодах, с ростом заряда ядра, эффективный атомный радиус уменьшается, так как число энергетических уровней остается постоянным, а заряд ядра растет, что приводит к увеличивается силы притяжения электро-нов к ядру.

В главных подгруппах величины радиусов атомов увеличиваются сверху вниз, так как растет число энергетических уровней, что ослабляет силы притяжения электронов к ядру.

В побочных подгруппах при переходе от первого элемента ко второму радиус незначительно увеличиваются, а при переходе от второго элемента к третьему остается постоянным, но в целом можно сказать, что радиусы атомов увеличиваются.

Из этого следует, что в периодах слева направо металлические свойства элементов ослабевают, т.е. ослабевают восстановительные свойства и усиливаются окислительные свойства

В главных подгруппах металлические свойства сверху вниз увеличива-ются, неметаллические -уменьшаются. В побочных подгруппах металличес-кие свойства уменьшаются.

Периодичность в свойствах, связанная с изменениями строения элект-ронных оболочек, наблюдается и среди однотипных соединений простых веществ.

Все неорганические вещества можно разделить на классы. Классы-

это группы веществ, близких по составу и свойствам..

Оксиды - это сложные вещества, состоящие из атомов двух элемен-тов, один из которых кислород в степени окисления -2. Оксиды делятся на солееобразующие (основные, кислотные, амфотерные) и несолеобразую-щие (безразличные).

Безразличные оксиды – это обычно оксиды неметаллов в низших положительных степенях окисления, например: CO, NO, N₂O. Эти оксиды не взаимодействуют с водой, не образуют гидроксиды.

Основные оксиды образуют металлы в степенях окисления +1 и +2 (исключения BeO, ZnO, SnO, PbO). Например: K₂O, CaO, FeO.

Кислотные оксиды образуюм неметаллы во всех степенях окисления и металлы в степенях окисления + 5, + 6,+ 7. При взаимодействии с водой они образуют кислотные гидроксиды. Например, SO₂, SO₃, P₂O₅, FeO₃, Mn₂O₇.

Амфотерные оксиды- это оксиды металлов в степенях окисления +3 и +4 например:, Al₂O₃,Cr₂O₃.

Номенклатура оксидов и гидроксидов строится по названию центрально-го атома с указанием его степени окисления для многовалентных атомов. Применяется и тривиальная номенклатура (система случайных и традицион-ных названий). Например:

K₂O- оксид калия, Mn₂O₇ - оксид марганца(VII), H₂Cr₂O₇ – гидроксид хро-ма (VI), дихромовая кислота, H₂SO₄ – гидроксид серы (VI), серная кислота,

Са(ОН)₂ – гидроксид кальция.

Если центральный атом в кислотном гидроксиде имеет несколько степеней окисления, то применяют окончания -истая и – ная:

S -2 0 +2 +4 +6

H₂SO₃ H₂SO₄

H₂SO₃ – сернистая кислота (промежуточная степень окисления серы),

H₂SO₄ - серная кислота (высшая степень окисления серы).

Если центральный атом имеет несколько степеней окисления, то применя-ют и другие окончания:

HClO – хлор новатистая кислота, HClO₂ – хлор истая кислота, HClO₃ –хлор- новатая кислота, HClO₄ – хлор ная кислота.

Кроме гидроксидов - кислот существуют и бескислородные кислоты, которые гидроксидами не являются, например: HI – йодоводородная кислота, H₂S – сероводородная кислота.

Число атомов водорода в молекуле кислоты не всегда указывает на её ос-новность, Замещаться могут только те атомы водорода, которые соединены с центральным атомом через кислород. Например, фосфористая кислота явля-ется двухосновной:

H O

H - O - P = O H₃PO₃ + 2NaOH = Na₂HPO₃ + 2H₂O

H Na₂HPO₃ – средняя соль

Амфотерные гидроксиды занимают по своей природе промежуточное положение между кислотами и основаниями. При взаимодействии с кислотами они выполняют роль основания, а при взаимодействии с основаниями – роли кислоты.

Соли – Это продукты взаимодействия оксидов и гидроксидов различной природы.

При взаимодействии амфотерных гидроксидов с кислотами образу-ются соли катионного типа, а при взаимодействии с основаниями – анион-ного.

Zn(OH)₂ + H₂SO₄ = ZnSO₄ + 2H₂O,

Zn(OH)₂ + 2NaOH = Na₂ZnO₂ + 2H₂O,

Zn(OH)₂ + 2NaOH = Na₂ [Zn(OH)₄],

В зависимости от соотношения реагирующих гидроксидов могут получиться средние, кислые и основные соли.

В зависимости от степени окисления центрального атома в составе аниона анионы имеют следующие окончания - ид – низшая степень окисления, -ит - средняя, - ат – высшая. Например:

-2 +4 +6

S^-2 SO₃^2- SO₄^2-

-ид -ит -ат

K₂S – сульфид калия K₂SO₃ – сульфит калия K₂SO₄ – сульфат калия

Кислые соли – это продукты неполной нейтрализации многоосновных кислот: H₃PO₄ + KOH = KH₂PO₄ + H₂O

H₃PO₄ + 2KOH = K₂HPO₄ + 2H₂O

Кислые соли в своём большинстве являются растворимыми. Называют

кислые соли, добавляя к названию аниона приставку “гидро”, например:

K₂HPO₄ – гидрофосфат калия, KH₂PO₄ – дигидрофосфат калия

Основные соли – это продукты неполной нейтрализации многокислот-ных оснований:

Fe(OH)₃ + HCl = Fe(OH)₂Cl + H₂O

Fe(OH)₃ + 2HCl = FeOHCl₂ + 2H₂O

В большинстве своем основные соли (кроме нитратов) – нерастворимые соединения. Название этих солей строится по названию аниона и названию катиона в родительном падеже с указанием степени окисления, если у соответсвующего им металла их несколько.

Проанализируем изменение свойств оксидов и гидроксидов по периодам и группам на примере элементов третьего периода:

Na₂O MgO Al₂O₃ SiO₂ P₂O₅ S0₃ Cl₂O₇

NaOH Mg(OH)₂ Al(OH)₃ H₂SiO₃ H₃ PO₄ H₂SO₄ HClO₄

HAlO₂

Основные свойства уменьшаются

Кислотные свойства увеличиваются

В главных подгруппах сверху вниз усиливается основной характер оксидов и гидроксидов, и уменьшается кислотный, например:

Be(OH)₂ Mg(OH)₂ Ca(OH)₂ Sr(OH)₂ Ba(OH)₂

H₂ВеO₂

Основные свойства увеличиваются

HClO₃ HBrO₃ HlO₃

Кислотные свойства уменьшаются

В побочных подгруппах сверху вниз основной характер оксидов и гидроксидов уменьшается.

В соответствии с правилом Косселя чем меньше радиус центрального атома и больше его заряд, тем сильнее гидроксид проявляет кислотные свойства и наоборот, чем больше радиус и меньше заряд, тем сильнее выражены основные свойства, например:

Cr(OH)₂ Cr(OH)₃ H₂CrO₄

основ. амфот. кислот.

Основные свойства уменьшаются

Кислотные свойства безкислородных кислот в главных подгруппах сверху вниз увеличиваются:

HF HCI HBr HI

Кислотные свойства увеличиваются

Дата добавления: 2014-11-07