Свойства атомов и ионов

Способность атомов терять или присоединять электроны определяет химическую активность соответствующего элемента. Эту способность характеризуют при помощи следующих основных свойств атомов:

1. Энергия ионизации I – энергия, необходимая для удаления 1 моль электронов от 1 моль атомов какого либо элемента. Ее измеряют в кДж/моль или в электрон-вольтах (1 эВ = 1,6×10^-19 Дж). Отрыву первого электрона от нейтрального атома соответствует первая энергия ионизации I₁, отрыву второго, третьего и т. д. электронов соответствует вторая I₂, третья I₃ и т. д. энергии ионизации. При переходе от I₁ к I₂, I₃ и т.д. энергия ионизации увеличивается. Наименьшее напряжение электрического поля, при котором происходит отрыв электрона, называется потенциалом ионизации. Его численное значение равно энергии ионизации в эВ.

Энергия ионизации характеризует восстановительную способность элемента. Чем меньше значение I, тем более сильным восстановителем является атом. В периодах с увеличением порядкового номера элемента (слева направо) I₁ имеет общую тенденцию к росту. Однако, у электронных конфигураций, имеющих полностью или наполовину сформированные валентные подуровни, проявляются локальные максимумы значений I₁.

Например, во втором периоде при переходе от N⁷: 1s²2s²2p³ к О⁸:1s²2s²2p⁴ порядковый номер увеличивается, а первая энергия ионизации уменьшается от 14,53 эВ у азота до 13,61 эВ у кислорода.

В общем случае локальные максимумы значений I₁ следует ожидать у атомов, чья электронная формула заканчивается …ns², …np³, …np⁶, …(n – 1)d⁵, …(n – 1)d¹⁰ и т.д.

Общие тенденции изменения значения I₁ и некоторых других свойств атомов в периодах и группах приведены в табл.3.

Таблица 3

Зависимость некоторых свойств элементов и их соединений от Z

Свойства	Изменение свойств элементов с ростом Z
в периодах (слева направо)	в главных подгруппах (сверху вниз)
Первая энергия ионизации I1*	увеличивается	уменьшается
Сродство к электрону F *
Относительная ЭО
Орбитальный радиус r	уменьшается	увеличивается
Окислительные	усиливаются	ослабевают
Неметаллические
Кислотный характер соединений
Восстановительные	ослабевают	усиливаются
Металлические
Основной характер соединений
Плотность простых веществ	увеличивается	возрастает по схеме I IV®VIII
Температуры кипения металлов	––––	уменьшается
Способность к комплексообразованию (для d-элементов)	усиливается	усиливается в побочных подгруппах
Растворимость гидроксидов	от типичных металлов к амфотерным элементам убывает

* - изменение свойства в периодах не монотонное, имеются локальные максимумы.

2. Сродство к электрону F (Дж/моль или эВ)– это энергия, которая выделяется при присоединении 1 моль электронов к 1 моль атомов. Данное свойство атома характеризует его окислительную способность: чем больше значение F, тем сильнее выражены окислительные свойства атома. В группах с увеличением порядкового номера элемента энергия сродства к электрону уменьшается, а в периодах – возрастает, но не монотонно. Локальные максимумы значений F смещены на один элемент влево по сравнению с энергией ионизации атома. Наибольшими значениями F обладают элементы VII (А) группы, а у большинства металлов и у благородных газов сродство к электрону невелико или отрицательно.

3. Электроотрицательность (ЭО) характеризует способность атомов притягивать к себе электроны. Эта величина имеет условный характер, так как способность атома притягивать электроны зависит от типа соединения и валентного состояния элемента.

По шкале Р. Малликена

ЭО = , эВ (8)

Использование шкалы Малликена затруднено, так как отсутствуют надежные методы определения сродства к электрону.

Более широкое использование получила относительная шкала электроотрицательностей Л. Полинга. По этой шкале абсолютная ЭО атома лития принята равной единице, а ЭО остальных атомов отнесены к значению абсолютной ЭО(Li). Максимальное значение относительной ЭО, которое равно 4, имеет атом фтора (ЭО(F) = 4). В периодах с ростом порядкового номера элемента электроотрицательность возрастает, а в группах, как правило, убывает.

Значения относительной ЭО некоторых элементов приведены в табл.4. Общая тенденция изменения относительной ЭО атомов в периодах и группах ПС приведена в табл.3.

Так как движение электрона имеет волновой характер, то невозможно оценить абсолютные размеры атомов. Поэтому на практике пользуются их условными размерами: орбитальным радиусом и эффективным радиусом.

Орбитальный радиус r – это теоретически рассчитанное расстояние от ядра до главного максимума электронной плотности внешней АО. Эффективные радиусы r_эф атомов оценивают по экспериментальным данных, как ½ расстояния между центрами смежных атомов в кристалле. r_эф затруднительно сравнивать между собой, так как на их значение оказывают влияние различные факторы (структура вещества, характер связи, СО элемента и т.д.). Периодичность изменения орбитальных радиусов атомов приведена в табл.3.

При образовании катиона r частицы уменьшается по сравнению с размером атома, причем, чем больше заряд катиона, тем меньше радиус. В случае образования аниона орбитальный радиус частицы возрастает тем больше, чем выше отрицательный заряд иона.

Закономерная периодическая повторяемость электронных структур валентных подуровней элементов, и как следствие, повторяемость их свойств, отражается в Периодическом законе, современная формулировка которого гласит: свойства химических элементов, а также формы и свойства образуемых ими соединений находятся в периодической зависимости от величины заряда ядер их атомов. Графическим отражением периодического закона является ПС элементов Д.И. Менделеева, в которой элементы расположены в порядке возрастания Z их атомов и подразделяются на естественные совокупности – периоды и группы.

Период – это горизонтальный ряд элементов, в атомах которых происходит заполнение одинакового числа электронных слоев. Номер периода совпадает со значением n внешнего энергетического уровня и показывает число электронных слоев атома. Зависимость свойств химических элементов и их соединений в периоде с увеличением Z атомов приведена в табл. 3.

Первые три периода содержат только s- и p-элементы и называются малыми. Четвертый и последующие периоды кроме s- и p-элементов содержат также d- и f-элементы и называются большими. У атомов s- и p-элементов свойства соседних атомов изменяются отчетливо, а для d- и в особенности для f-элементов одного и того же периода отличия в свойствах проявляется менее четко, так как у них происходит заполнение электронами внутренних энергетических уровней, тогда как конфигурация внешнего слоя практически не изменятся.

Таблица 4