Периодические свойства элементов

Так как электронное строение элементов изменяется периодически, то, соответственно, периодически изменяются и свойства элементов, определяемые их электронным строением, такие как энергия ионизации, размеры атомов, окислительно-восстановительные и другие свойства. Рассмотрим лишь периодичность энергии ионизации, сродства к электрону, электроотрицательности и размеров атомов. Периодичность других свойств будет рассмотрена позднее.

Первой энергией ионизации I₁ называетсяэнергия, необходимая для удаления одного моля электронов от одного моля атомов какого-либо элемента. В результате ионизации атомы превращаются в положительно заряженные ионы. Энергию ионизации выражают либо в килоджоулях на моль (кДж/моль), либо в электронвольтах (эВ).

Энергия ионизации характеризует восстановительную способность элемента. Чем ниже энергия ионизации, тем выше восстановительная способность элемента. Первая энергия ионизации определяется электронным строением элементов и ее изменение имеет периодический характер. Энергия ионизации возрастает по периоду. Наименьшие значения энергии ионизации имеют щелочные элементы, находящиеся в начале периода, наибольшими значениями энергии ионизации характеризуются благородные газы, находящиеся в конце периода. Пики на кривой зависимости ионизации от порядкового номера элемента наблюдаются у элементов с законченной s-подоболочкой (Ве, Mg) и d-подоболочкой (Zn, Cd, Hg), и p-подоболочкой, в АО которой находится по одному электрону (N, P, As). Минимумы на кривой наблюдаются у элементов, имеющих на внешней подоболочке по одному электрону (щелочные металлы, B, Al, Ga, In). В одной и той же группе энергия ионизации несколько уменьшается с увеличением порядкового номера элемента, что обусловлено увеличением размеров атомов и расстояния от внешних подоболочек до ядра.

Кроме первой энергии ионизации, элементы с многоэлектронными атомами могут характеризоваться второй I₂, третей I₃, и более высокой энергией ионизации, которые равны соответственно энергии Э⁺, Э²⁺ и т.д. При этом энергии ионизации возрастают с увеличением их номеров, т.е. I₁<I₂<I₃. Особенно резкое увеличение энергии ионизации наблюдается при отрыве электронов из заполненной подоболочки.

Сродство к электрону – это энергетический эффект присоединения моля электронов к молю нейтральных атомов. Например: Э + е^- = Э^-. Количественно сродство к электрону Е_ср выражается в кДж/моль или эВ и зависит от положения элемента в периодической системе. Наибольшие значения сродства к электрону имеют галогены, кислород, сера, наименьшие и даже отрицательные значения ее – элементы с электронной конфигурацией s² (He, Be, Mg, Zn), c полностью или наполовину заполненными p-подоболочками (Ne, Ar, Kr, N, P, As).

Электроотрицательность (ЭО) – это характеристика способности атомов в соединениях притягивать к себе электроны. Необходимо учитывать, что эта способность атомов зависит от типа соединений, валентного состояния элемента и имеет условный характер. Однако ее использование полезно для объяснения типа химических связей и свойств соединений.

Имеется несколько шкал ЭО. Согласно P.Малликену (США) ЭО равна полусумме энергии ионизации и энергии сродства к электрону. Сложность использования подхода Р.Малликена заключается в том, что нет надежных методов количественного определение энергии сродства к электрону. Поэтому Л.Полинг (США) предложил термохимический метод расчета ЭО на основе определения разности энергии диссоциации соединения А-В и образующих его молекул А-А и В-В. Он ввел относительную шкалу ЭО, приняв ЭО фтора равной четырем. Величина ЭО возрастает по периоду и несколько убывает в группах с возрастанием номера периода у элементов I, II, V и VII главных групп, III, IV и V – побочных подгрупп, имеет сложную зависимость у элементов главной подгруппы (минимум ЭО у Al). Возрастает с увеличением номера периода у элементов VII – VIII побочных подгрупп. Наименьшее значение ЭО имеют s-элементы I подгруппы, наибольшие значения – p-элементы VII и VI групп.

Атомные радиусы элементов не имеют строго определенных границ из-за корпусколярно-волнового характера электронов. Поэтому абсолютное значение радиуса атома определить невозможно. Можно условно принять за радиус атома теоретически рассчитанное значение расстояния от ядра до наиболее удаленного от него максимума электронной плотности (орбитальный радиус атома) или половину расстояния между центрами 2-х смежных атомов в кристаллах (эффективные радиусы атомов). Наблюдается периодичность изменение атомных радиусов, особенно у s- и p-элементов. У d- и f-элементов кривая изменения радиусов атомов по периоду имеет более плавный характер. В одной и той же группе с увеличением номера периода атомные радиусы, как правило, возрастают в связи с увеличением числа электронных оболочек. Однако увеличение заряда ядра при этом производит противоположный эффект, поэтому увеличение атомных радиусов с увеличением номера периода относительно невелико, а в некоторых случаях, например у p-элементов III группы значение орбитального радиуса у Al больше, чем у Ga.

Таким образом, от положения элементов в периодической системе зависят свойства атома, связанные с его электронной конфигурацией: энергия ионизации по периоду возрастает, а в подгруппе – уменьшается; наибольшие значения сродства к электрону имеют галогены, кислород, сера, наименьшие и даже отрицательные значения ее – элементы с электронной конфигурацией s² (He, Be, Mg, Zn), c полностью или наполовину заполненными p-подоболочками (Ne, Ar, Kr, N, P, As); электроотрицательность по периоду увеличивается, а в подгруппе уменьшается; атомный радиус по периоду слева направо уменьшается, а в подгруппе сверху вниз возрастает.

Дата добавления: 2013-12-12