Общая химия. Учебное пособие

Главная  ->  Образование  ->  Учебные материалы  ->  Пособие "Общая химия"

Электронный читальный зал Поиск по сайту:

3.1.4  Периодичность свойств химических элементов и их соединений

а)  Размеры атомов и ионов. Вследствие волновой природы электрона * атом не имеет строго определенных границ. Радиусы атомов и ионов являются условными величинами. Их обычно вычисляют из межатомных расстояний, которые зависят не только от природы атомов, но также и от вида химической связи между ними.

Зависимость атомных радиусов (r) от заряда ядра (Z) имеет периодический характер. В пределах одного периода с увеличением Z проявляется тенденция к уменьшению размеров атомов. Например, во втором периоде атомные радиусы имеют следующие значения:

 

Li

Be

B

C

N

O

F

r, нм

0,155

0,113

0,091

0,077

0,071

0,066

0,064

Это объясняется увеличением притяжения электронов внешнего слоя к ядру по мере возрастания заряда ядра. В подгруппах сверху вниз атомные радиусы возрастают, т.к. увеличивается число электронных слоев:

 

r, нм

 

r, нм

Li

0,155

N

0,071

Na

0,189

P

0,130

K

0,236

As

0,148

Rb

0,248

Sb

0,161

Cs

0,268

Bi

0,182

Потеря атомом электронов приводит к уменьшению его эффективных размеров, а присоединение избыточных электронов – к увеличению. Поэтому радиус положительного иона (катиона) всегда меньше, а радиус отрицательного иона (аниона) всегда больше, чем радиус соответствующего электронейтрального атома. Например:

 

r, нм

 

r, нм

K0

0,236

Cl0

0,099

K+

0,133

Cl

0,181

Радиус иона тем сильнее отличается от радиуса атома, чем больше заряд иона:

 

Cr0

Cr2+

Cr3+

r, нм

0,127

0,083

0,064

В пределах одной подгруппы радиусы ионов одинакового заряда возрастают с увеличением заряда ядра:

 

r, нм

 

r, нм

Li+

0,068

F

0,133

Na+

0,098

Cl

0,181

K+

0,133

Br

0,196

Rb+

0,149

I

0,220

Такая закономерность объясняется увеличением числа электронных слоев и растущим удалением внешних электронов от ядра.

б)  Энергия ионизации и сродство к электрону. В химических реакциях ядра атомов не подвергаются изменению, электронная же оболочка перестраивается, причем атомы способны превращаться в положительно и отрицательно заряженные ионы. Эта способность может быть количественно оценена энергией ионизации атома и его сродством к электрону.

Энергией ионизации (потенциалом ионизации) I называется количество энергии, необходимое для отрыва электрона от невозбужденного атома с образованием катиона:

X – e X+

Энергия ионизации измеряется в кДж/моль или в электронвольтах1 эВ = 1,602.10-19 Дж или 96,485 кДж/моль. (эВ). Отрыв второго электрона происходит труднее, чем первого, т.к. второй электрон отрывается не от нейтрального атома, а от положительного иона:

X+e X2+

Поэтому второй потенциал ионизации I2 больше, чем первый (I2>I1). Очевидно, что удаление каждого следующего электрона будет требовать больших энергетических затрат, чем удаление предыдущего. Для характеристики свойств элементов обычно принимают во внимание энергию отрыва первого электрона.

В группах потенциал ионизации уменьшается с увеличением атомного номера элемента:

 

Li

Na

K

Rb

Cs

I, эВ

6,39

5,14

4,34

4,18

3,89

Это связано с большей удаленностью валентных электронов от ядра и, следовательно, с их более легким отрывом по мере увеличения количества электронных слоев. Величина потенциала ионизации может служить мерой “металличности” элемента: чем меньше потенциал ионизации, тем легче удалить электрон из атома, тем сильнее выражены металлические свойства.

В периодах слева направо заряд ядра возрастает, а радиус атома уменьшается. Поэтому потенциал ионизации постепенно увеличивается, а металлические свойства ослабевают:

 

Li

Be

B

C

N

O

F

Ne

I, эВ

5,39

9,32

8,30

11,26

14,53

13,61

17,42

21,56

Нарушение тенденции возрастания I наблюдается для атомов с целиком заполненным внешним энергетическим подуровнем, либо для атомов, у которых внешний энергетический подуровень заполнен ровно наполовину:

Это свидетельствует о повышенной энергетической устойчивости электронных конфигураций с полностью или ровно наполовину занятыми подуровнями.

Степень притяжения электрона к ядру и, следовательно, потенциал ионизации зависят от ряда факторов, и прежде всего от заряда ядраЗаряд ядра равен порядковому номеру элемента в таблице Менделеева., от расстояния между электроном и ядром, от экранирующего влияния других электронов. Так, у всех атомов, кроме элементов первого периода, влияние ядра на электроны внешнего слоя экранировано электронами внутренних слоев.

Поле ядра атома, удерживающее электроны, притягивает также и свободный электрон, если он окажется вблизи атома. Правда, этот электрон испытывает отталкивание со стороны электронов атома. Для многих атомов энергия притяжения дополнительного электрона к ядру превышает энергию его отталкивания от электронных оболочек. Эти атомы могут присоединять электрон, образуя устойчивый однозарядный анион. Энергию отрыва электрона от отрицательного однозарядного иона в процессе  Xe X0  называют сродством атома к электрону (A), измеряемым в кДж/моль или эВ1 электронвольт = 1,602.10-19 Дж или 96,485 кДж/моль. . При присоединении двух и более электронов к атому отталкивание преобладает над притяжением – сродство атома к двум и более электронам всегда отрицательно. Поэтому одноатомные многозарядные отрицательные ионы (O2–, S2–, N3– и т.п.) в свободном состоянии существовать не могут.

Сродство к электрону известно не для всех атомов. Максимальным сродством к электрону обладают атомы галогенов.

в)  Электроотрицательность. Эта величина характеризует способность атома в молекуле притягивать к себе связующие электроны. Электроотрицательность не следует путать со сродством к электрону: первое понятие относится к атому в составе молекулы, а второе – к изолированному атому. Абсолютная электроотрицательность (кДж/моль или эВ1 электронвольт = 1,602.10-19 Дж или 96,485 кДж/моль. ) равна сумме энергии ионизации и сродства к электрону:  АЭО=I+A. На практике часто применяется величина относительной электроотрицательности, равная отношению АЭО данного элемента к АЭО лития (535 кДж/моль):

Электроотрицательность уменьшается сверху вниз по группе и увеличивается слева направо по периоду. Ниже приведены относительные электроотрицательности некоторых элементов.

 

Li

Be

B

C

N

O

F

ОЭО

1,0

1,5

2,0

2,5

3,1

3,5

4,0

 

 

Na

K

Rb

Cs

ОЭО

0,9

0,8

0,8

0,7

 

 

Cl

Br

I

ОЭО

3,0

2,8

2,6

Наибольшее значение электроотрицательности имеет фтор, наименьшее – цезий. Водород занимает промежуточное положение, т.е. при взаимодействии с одними элементами (например, с F) он отдает электрон, а при взаимодействии с другими (например, с Rb) – приобретает электрон.

г)  Окислительно-восстановительные свойства нейтральных атомов. Эти свойства определяются значениями энергии ионизации и сродства к электрону. Восстановительные свойства проявляет атом, отдающий электрон, а окислительные – атом, принимающий электрон. В периоде слева направо восстановительные свойства ослабевают, т.к. потенциал ионизации возрастает. В подгруппах сверху вниз восстановительные свойства нейтральных атомов усиливаются, поскольку потенциал ионизации в этом направлении уменьшается. Окислительные свойства, напротив, усиливаются слева направо в периоде и ослабевают сверху вниз в подгруппе, что связано с тенденциями в изменении сродства к электрону.

д)  Кислотно-основные свойства соединений. Свойства оксидов и гидроксидов элементов зависят главным образом от заряда и радиуса центрального атома. С ростом положительного заряда (точнее, степени окисления) центрального атома кислотный характер этих соединений становится более выраженным:

Na+

Mg2+

Al3+

Si4+

P5+

S6+

Cl7+

Na2O

MgO

Al2O3

SiO2

P2O5

SO3

Cl2O7

NaOH

Mg(OH)2

Al(OH)3

H2SiO3

H3PO4

H2SO4

HClO4

основные

 

амфотерный

слабо кислотный

средне кислотный

сильно кислотные

 

Сверху вниз в подгруппе при одинаковости заряда (степени окисления) центрального атома с увеличением его радиуса кислотные свойства оксидов и гидроксидов ослабевают, а основные – усиливаются:

B3+

H3BO3

слабая кислота

Al3+

Ga3+

In3+

Al(OH)3

Ga(OH)3

In(OH)3

  амфотер-

  ные гидрок-

  сиды

Tl3+

Tl(OH)3

более выражены основные свойства

Аналогичный пример можно привести для кислородсодержащих кислот элементов VI группы: сила кислот убывает в ряду H2SO4Серная кислота, H2SeO4Селеновая кислота, H2TeO4Теллуровая кислота.

К следующему разделу

К оглавлению


©  А.И. Хлебников, И.Н. Аржанова, О.А. Напилкова

 


 

Яндекс цитирования