![]() |
Общая
химия.
Учебное
пособие
|
![]() |
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:
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:
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:
Радиус иона тем сильнее отличается
от радиуса атома,
чем больше заряд иона:
В пределах одной подгруппы радиусы
ионов одинакового
заряда возрастают с увеличением заряда ядра:
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:
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:
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 X– –
e → 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.
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:
Сверху вниз в подгруппе при
одинаковости заряда (степени окисления)
центрального атома с увеличением его радиуса кислотные свойства оксидов
и гидроксидов
ослабевают, а основные – усиливаются:
©
А.И. Хлебников, И.Н. Аржанова, О.А. Напилкова
|