8.Периодичность в изменении основных атомных характеристи к
advertisement
Периодичность в изменении основных атомных характеристик Величина положительного заряда атомного ядра определяет число электронов в атоме, которое возрастает у каждого следующего элемента на единицу. Эти количественные изменения в строении электронных уровней обусловливают глубокие качественные изменения, отличающие один элемент от другого. Периодичность – это повторяемость сходства химических и некоторых физических свойств у простых веществ и их соединений при изменении порядкового номера элемента (Z). Атомные и ионные радиусы Усиление тех или иных свойств элементов во многом связано с изменением радиусов их атомов, данные о которых получают в результате анализа структуры молекул или кристаллов. При рассмотрении простых веществ, а также органических соединений обычно используют понятие об атомных радиусах ra, а при изучении неорганических соединений – представление об ионных радиусах rи. Атомные радиусы подразделяют на радиусы атомов металлов, ковалентные радиусы неметаллических элементов и радиусы атомов благородных газов. Под атомным радиусом понимают деленное пополам расстояние между центрами атомов в кристаллах элементарных веществ. Зависимость атомных радиусов от заряда ядра атома Z имеет периодический характер (Рис.6). Зависимость радиусов атомов от зарядов их ядер Z В целом в пределах каждого периода с ростом заряда ядра и накопления электронов на внешнем электронном уровне радиусы атомов убывают. Наибольшее уменьшение радиусов наблюдается у элементов малых периодов, так как у них происходит заполнение внешнего электронного уровня. В больших же периодах в пределах семейств d- и f-элементов наблюдается более плавное уменьшение радиусов. Это уменьшение называется соответственно d- и f-сжатием. Ионные радиусы В главных подгруппах при увеличении Z радиусы атомов растут, так как возрастает число электронных уровней. В побочных подгруппах при переходе от первого элемента ко второму происходит возрастание ra, а при переходе от второго к третьему почти не изменяются. Это объясняется тем, что увеличение радиусов за счет возрастания числа электронных уровней компенсируется 4f-сжатием, которое в этом случае называется лантаноидным сжатием, вызванным заполнением 4f-подуровня у d-элементов VI периода. Наименее прочно связаны с ядром электроны внешнего уровня; они могут отрываться от атома и присоединяться к внешнему электронному уровню других атомов. В первом случае образуются положительно заряженные ионы (катионы), так как заряд ядра атома превышает суммарный заряд оставшихся электронов. Во втором случае образуются отрицательно заряженные ионы (анионы), так как суммарный заряд электронов превышает заряд ядра атома. Зависимость между зарядами ядер и радиусами однотипных ионов аналогична зависимости между зарядами ядер и радиусами соответствующих атомов. Следует только иметь в виду, что радиус катиона всегда меньше, а радиус аниона всегда больше радиуса соответствующего электронейтрального атома. Так, радиус атома калия составляет 0,236 нм, а радиус иона К+ - 0,133 нм; радиус атома хлора равен 0,099 нм, а радиус иона Cl¯ - 0,181 нм. Энергия ионизации Энергией ионизации (ЭИ) называется энергия, которая необходима для отрыва электрона от нейтрального атома. Li – ē Li+ ЭИ = 5,39 эВ Выражают ЭИ в электронвольтах (эВ). 1эВ – это энергия, которую приобретает электрон в ускоряющем электрическом поле с разностью потенциалов 1 В. 1 эВ = 1,6 10-19 Дж; в расчете на 1 моль электронов это соответствует энергии 96,5 кДж/моль. При затрате достаточной энергии можно оторвать от атома два, три и более электронов. Поэтому говорят о первой энергии ионизации ЭИ1 (энергия отрыва первого электрона), второй энергии ионизации ЭИ2 (энергия отрыва второго электрона) и т.д. Оторвать электрон от нейтрального атома всегда легче, чем от положительно заряженного иона с меньшим числом электронов, которые более сильно притягиваются к ядру, поэтому ЭИ1 < ЭИ2 < ЭИ3 < … Энергия ионизации – важная характеристика атома. От величины ЭИ в значительной степени зависят характер и прочность химической связи. Величина ЭИ может служить мерой «металличности» элемента: чем меньше ЭИ, тем легче оторвать электрон от атома, тем сильнее выражены металлические свойства элемента. Энергия ионизации является периодической функцией от порядкового номера элемента. Как видно из рисунка, с возрастанием порядкового номера элемента в пределах периода ЭИ повышается. Самая низкая ЭИ у атомов щелочных металлов, начинающих периоды; самая высокая – у атомов благородных газов, завершающих периоды. Зависимость энергии ионизации от заряда ядер атомов У атомов одной и той же подгруппы периодической системы с увеличением атомного номера энергия ионизации уменьшается, что свидетельствует об усилении металлических свойств элементов. Сродство атома к электрону Сродство атома к электрону (СЭ) - это энергия, которая выделяется или поглощается при присоединении электрона к нейтральному атому. F + ē F¯ СЭ = 3,62 эВ Выражают СЭ обычно в эВ. Надежные значения сродства к электрону известны не для всех элементов. Максимальным сродством к электрону обладают атомы галогенов, сродство к электрону атомов металлов близко к нулю или отрицательно. В периоде наблюдается рост СЭ с ростом числа электронов на внешнем электронном уровне. В пределах группы СЭ атомов, как правило, уменьшается с ростом радиуса атомов, т.е. сверху вниз. Электроотрицательность Для того чтобы решить вопрос: атом данного элемента легче теряет или присоединяет электрон – необходимо учесть и энергию ионизации, и сродство к электрону. Полусумма энергии ионизации и сродства к электрону получила название электроотрицательности (ЭО): ЭО = 1/2 (ЭИ + СЭ) Вычисление ЭО по данной формуле было предложено Р. Малликеном (США). Трудность применения такого способа нахождения ЭО состоит в том, что сродство к электрону точно определено лишь для немногих атомов. Наибольшее значение ЭО имеет фтор, наименьшее – цезий. Периодическое изменение электроотрицательности Чаще используется шкала относительных электроотрицательностей, которую рекомендовал Л. Полинг (США). Электроотрицательность фтора в системе Л. Полинга условно принята равной 4,0, а лития 1,0. Методы Л. Полинга и Р. Малликена дают приблизительно пропорциональные значения электроотрицательностей. С последовательным изменением порядкового номера элементов их электроотрицательность изменяется периодически. В периодах по мере усложнения электронных структур атомов наблюдается тенденция роста величины ЭО. Так, наименьшими ее значениями характеризуются элементы I группы, а наибольшими - p-элементы s- VII группы. В группе с увеличением порядкового номера элемента ЭО убывает. ЭО является относительной мерой способности атома оттягивать на себя общие электроны в молекуле. Электроотрицательность не поддается точной оценке, так как зависит от того, в состав какого соединения входит данный атом. Электроотрицательность – величина относительная, безразмерная, которую обычно применяют при сопоставлении неметаллических свойств элементов. металлических и Увеличение ЭО свидетельствует об усилении неметаллических свойств элементов. Наоборот, уменьшение ЭО свидетельствует об усилении металлических свойств элементов. Классификация простых веществ В зависимости от типа химической связи между атомами простые вещества могут быть металлами и неметаллами. Резкой границы между металлами и неметаллами нет. Неметаллы Li Be K Ca d– и f– металлы Rb Sr Cs Ba Fr Ra He C N O F Ne Al Si P S Cl Ar Ga Ge As Se Br Kr In Sn Sb Te Xe Tl Pb Bi B Na Mg H s - металлы I Po At Неметаллы Металлы Rn р - металлы Металлы и неметаллы в таблице Д.И. Менделеева Проявление химическими элементами металлических или неметаллических свойств связано с их местом в периодической системе. Так, к металлам относятся все d- и f-элементы, а также s-элементы (за исключением Н и Не). Что же касается p-элементов, то здесь область неметаллов отделена от области металлов диагональю, проходящей от бора через мышьяк, теллур к астату. Среди элементов, лежащих на этой диагонали, бор и кремний - неметаллы, а мышьяк, теллур и астат металлоиды (полуметаллы). Элементы, расположенные вправо от диагонали, являются неметаллами, а элементы, расположенные влево от диагонали металлами. Высшая степень окисления Одним из основных понятий в неорганической химии является понятие о степени окисления. Под степенью окисления понимают заряд атома в соединении, вычисленный исходя из предположения, что молекула состоит из ионов. Степени окисления закономерно изменяются при переходе от одного элемента к другому в периодической системе. Высшая степень окисления элементов в группе обычно равна номеру группы; таким образом, в периодах высшая степень окисления растет. В главных подгруппах при увеличении порядкового номера элемента обычно становятся более устойчивыми низкие степени окисления, а в побочных подгруппах, наоборот, более высокие. Следует также иметь в виду, что не все элементы проявляют в своих соединениях степень окисления, равную номеру группы периодической системы. Так, фтор (VIIA подгруппа), никогда не проявляет в соединениях степени окисления +VII, кислород (VIA подгруппа) не проявляет степени окисления +VI. Железо, кобальт и никель (VIIIВ подгруппа) не достигают в соединениях степени окисления +VIII, а высшая степень окисления золота (IВ подгруппа) равна +III.
