Радиусы атомов. Потенциал ионизации. Сродство к электрону. Электроотрицательность

Периодичность электронного строения атомов элементов ПС определяет и периодичность в изменении их физических свойств. В первую очередь прослеживается четкая связь между строением атома и периодическим изменением таких физических свойств как величины атомных радиусов, потенциала ионизации, сродства к электрону и электроотрицательности.

АТОМНЫЕ РАДИУСЫ (ОБЪЕМЫ).

Орбитальный радиус свободного атома – это расстояние от центра атома до главного максимума плотности внешнего электронного слоя. Он характеризует атом в основном состоянии и определяется с помощью метода рентгеноструктурного анализа. С помощью этого метода определяют графически положение максимума функции радиального распределения (Ф.Р.Р) – F²(r), которая характеризует вероятность нахождения электрона на некотором расстоянии от ядра (см. рис.)

За эффективный (ковалентный) радиус принимают половину межъядерного расстояния в ковалентной гомоядерной (молекула простого вещества) двухатомной молекуле (т.е. половина длины связи). Например: длина связи в молекуле F₂, установленная методами рентгеноструктурного анализа и электронографии, основанной на изучении дифракции электронов, равна 1,28 нм. Следовательно эффективный радиус равен 0,64 нм. Следует отметить, что для твердых металлов атомные радиуса всегда больше длины связи: длина связи в молекуле Li₂ равна 1,52 нм, а радиус атома лития 1.22 нм.

Значения атомных радиусов элементов находятся в периодической зависимости от атомного номера элемента. В периоде при движении слева направо наблюдается уменьшение атомных радиусов, т.к. увеличивается притяжение электронов к ядру, несмотря на силы отталкивания между электронами, количество которых увеличивается. При движении группах сверху вниз имеет место увеличение атомных радиусов из-за увеличения числа электронных слоев атома. Радиусы катионов меньше, а радиусы анионов больше, чем радиусы атомов.

ПОТЕНЦИАЛ ИОНИЗАЦИИ (П.И.).

П.И. – это энергия, затраченная в вакууме на удаление электрона из атома на бесконечно большое расстояние. Ме = Меⁿ⁺ + е + I. (+) соответствует затрате энергии извне – система энергию получает.

Измеряется в электрон-вольтах или кДж. 1 эВ = 1.6 10^-19Дж. Например: I_Са= 6,11 эВ. Чем меньше потенциал ионизации, тем легче электрон оторвать от атома. Легче всего удалить первый электрон, затем второй и т.д., поэтому I₁ < I₂ < I₃. Фактически, П.И. – это мера степени металлических свойств элемента. Чем меньше П.И., тем сильнее выражены металлические свойства атома.

В группе придвижении сверху вниз (с увеличением порядкового номера) наблюдается уменьшение П.И., что связано с увеличением атомных радиусов, большим расстоянием до ядра и. соответственно, меньшим притяжением к ядру. В периоде с увеличением порядкового номера – в основном, постепенное увеличение П.И., связанное с ростом заряда ядра и, соответственно с большим притяжением электронов к ядру. Однако есть исключения, связанные с особенностями электронной структуры атомов. Например, у атомов элементов 2 периода зависимость следующая (см рис).

Причины в следующем:

- П.И.(В)> П.И.(Ве), т.к. электронная структура 2s² (Ве) более устойчива, чем бора (2s²2р¹).

- П.И. (О) < П.И (N), поскольку электронная структура 2р³ (азота) более устойчива, чем 2р⁴ (кислорода).

У d и f-элементов, имеющих близкие свойства, вследствие эффекта экранирования (уменьшение воздействия на данный электрон положительного заряда ядра из-за наличия между ним и ядром других электронов)и различной глубины проникновения электронов к ядру (электрон может находиться в любой точке атомного пространства), потенциал ионизации меняется незначительно.

СРОДСТВО к ЭЛЕКТРОНУ (Е).

Сродство к электрону – энергия, которая выделяется в результате присоединения электрона к атому: Э + е = Эⁿ⁺ - Е. Экспериментально определить величину Е очень сложно, и надежно измерено сродство к электрону далеко не для всех атомов.: Е (О) = 1,47эВ; Е (Н) = 0,75 эВ. Сродство к электрону у атомов элементов тоже изменяется периодически. Наибольшим сродством к электрону обладают р-элементы VII группы, т.к. они приобретают конфигурацию s²р⁶ – инертных газов. Наименьшим и даже отрицательным – атомы с конфигурацией s²р⁶ (инертные газы), т.е. они фактически отталкивают электрон от атома. Водород может не только терять электрон, но и приобретать. Но сродства к электрону водорода в 20 раз меньше, чем потенциал ионизации. Поэтому, в основном атом водорода образует положительно заряженные ионы Н⁺, а не Н^-.

ЭЛЕКТРООТРИЦАТЕЛЬНОСТЬ (ЭО)

ЭО – это обобщенная характеристика элемента, связанная с внешними электронами; характеризует способность атома, находящегося в соединении, притягивать (удерживать) электроны. Р.Малликен показал, что количественно ЭО характеризуется полусуммой потенциала ионизации и сродства к электрону: ЭО= I +E/2. Но поскольку экспериментально определить сродство к электрону практическфи невозможно, то Л.Полинг (лауреат Нобелевской премии 1932г.) ввел понятие относительной ЭО (ОЭО). По этой шкале ОЭО атома фтора (самого «электороотрицательного» элемента П.С.) была принята за 4,0; ОЭО лития – за 1,0. Из этих значений рассчитаны ОЭО остальных элементов.

Строго говоря, элементу нельзя приписать постоянную ЭО, т.к. она зависит от типа химической связи в соединении и его окружения. Л.Полинг рассчитывал разность абсолютных электроотрицательностей элементов, сравнивая энергии связи в молекуле АВ с энергиями связи в исходных молекулах А₂ и В₂, используя формулу: DЭО = 0,208 Е_АВ- (Е_ААЕ_ВВ)^1/2, где Е - энергии связи в молекулах АВ, А₂ и В₂.

Дата добавления: 2014-01-03