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. В данном параграфе рассмотрена лишь периодичность энергии ионизации, сродства к электрону, электроотрицательности и размеров атомов. Периодичность других свойств будет рассмотрена позднее.

Энергия ионизации. Энергия, необходимая для удаления одного моля электронов от одного моля атомов какого либо элементa , на­зывается первой энергией ионизации 1₁. 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. 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 энергии ионизации от порядкового номера элемента на­блюдаются у элементов с законченной s-подоболочкой (Be, Mg) и d-подоболочкой (Zn, Cd, Hg), и р-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, В, 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, внешних подоболочек от ядра.

Кроме первой энергии ионизации, элементы с многоэлектронны­ми атомами могут характеризоваться второй 1₂, третьей /₃ и более высокой энергией ионизации, которые равны соответственно энергии отрыва молей электронов от молей ионов Э⁺, Э²⁺ и т. д. При этом энергии ионизации возрастают с увеличением их номеров, т.е. 1₁<1₂< /₃. Особенно резкое увеличение ионизации наблюдается при отрыве электронов из заполненной подоболочки.

Сродство к электрону.Энергетический эффект присоединения моля электронов к молю нейтральных атомов называется сродст­вом к электрону. Например:

Э + е= Э".

Сродство к электрону Е_ср количественно выражается в кДж/моль или эВ. Сродство к электрону 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), с полностью или наполовину заполненными p-подоболочками (Ne, Ar,Кr, N, P, As).

Электроотрицательность.Для характеристики способности атомов в соединениях притягивать к себе электроны введено понятие электроотрицательности (ЭО). Учитывая, что эта способность атомов зависит от типа соединений, валентного состояния элемента, эта ха­рактеристика имеет условный характер. Однако ее использование по­лезно для объяснения типа химических связей и свойств соединений.

Имеется несколько шкал электроотрицательности. Согласно Р. Малликену (США) электроотрицательность равна полусумме энергии ионизации и энергии сродства к электрону. Сложность использования подхода Малликена заключается в том, что нет надежных методов количественного определения 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 электроотрицательности, приняв ЭО фтора, равной четырем. Элек­троотрицательность элементов возрастает по периоду и несколько убывает в группах с возрастанием номера периода у эле­ментов I, II, V, VI и VII главных подгрупп, III, IV и V — побочных подгрупп, имеет сложную зависимость у элементов III главной под­группы (минимум ЭО у А1), возрастает с увеличением номера пе­риода у элементов IV — VIII побочных подгрупп. Наименьшие зна­чения ЭО имеют s-элементы I подгруппы, наибольшие значения — p-элементы VII и VI групп.

Атомные радиусы.Атомы не имеют строго определенных гра­ниц из-за корпускулярно-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 двух смежных атомов в кристал­лах (эффективные радиусы атомов). Наблюдается периодичность изменения атомных радиусов (рис. 1.7), особенно у s- и р-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 оказывает противоположный эффект, поэтому увеличение атомных радиусов с увеличением номера периода отно­сительно невелико, а в некоторых случаях, например у р-элементов III группы значение орбитального радиуса у AI больше, чем у Ga.

ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ

Различают 3 основных типа химической связей: ковалентную, ионную и металлическую.

Механизм возникновения ковалентной связи:

Н + Н = Н₂; DH = -436 кДж/моль.

Рис.2. Схема перекрывания электронных орбиталей при образовании молекулы водорода

Наибольшее перекрывание электронных облаков осуществляется вдоль линии, соединяющей ядра двух атомов.

Химическая связь тем прочнее, чем больше перекрывание электронных орбиталей (рис.2.)

Изображение химической связи:

1) Н + Н ® Н : Н

2) 1s¹ 1s¹

1s²

или

3) H — H

_{. . . . . . . .}

Пример: : Cl ∙ + ∙ Cl ::Cl:Cl :

^{. . . . . . . .}

неподеленная неспаренный общая

пара электронов электрон поделенная пара электронов

Рис.3. Схема образования химической связи в молекулах хлора Cl₂ (a) и хлороводорода HCl (б)

Химическая связь, осуществляемая электронными парами, называется ковалентной.Различают неполярную ковалентную связь и полярную ковалентную связь (рис.3.)

Неполярная связь: H₂, Cl₂, O₂, N₂: H : H

_{. .}

Полярная связь: HCl, H₂O, H₂S: H^d+ :Cl^d-:(ЭО_Cl = 2,83; ЭО_Н = 2,1)

^{. .}

Ковалентная связь образуется за счет: а) перекрывания электронных облаков; б) по донорно-акцепторному механизму.

₊

_{. . . .}

H :N : +H⁺ ® H : N : H (NH₃ + H⁺ ® NH⁺₄)

^{. . . .}

донор акцептор

Механизм образования ковалентной связи за счет двухэлектронного облака одного атома (донора) и свободной орбитали другого атома (акцептора) называется донорно-акцепторным.

Свойства ковалентной связи

Длина связи – это межъядерное расстояние. Химическая связь тем прочнее, чем меньше ее длина.

Энергия связи – определяется количеством энергии, которое необходимо для разрыва связи.

Насыщаемость – способность атомов образовывать ограниченное число ковалентных связей.

Например: Н – неспаренный ℮ - 1 связь Н — Н;

С^* - 4 неспаренных ℮ - 4 связи Н - С – Н;

Направленность – обусловливает пространственную структуру молекул, т.е. их геометрию (форму). Рассмотрим это на примере образования молекул Н₂О (рис.) и NH₃ (рис.5.)

.Рис.4. Схема образования химических связей в молекуле H₂O

Форма молекулы воды – угловая.

О+7 1s²2s²2p⁴ – 2 неподеленные пары, 2 неспаренных электрона.

ÐНОН = 104,5°.

Рис. 5. Схема образования химических связей в молекуле NH₃

Форма молекулы аммиака – пирамидальная.

N+7 1s² 2s² 2p³ – 3 неспаренных электрона.

ÐНОН = 107,3°. Углы между связями называются валентными.