|
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 ядра. (заряд 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. Энергия присоединения электрона к нейтральному атому (равная энергии 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 связывающие электроны. Электроотрицательность не следует путать со сродством к электрону: первое понятие относится к атому в составе молекулы, а второе – к изолированному атому. Существует несколько шкал электроотрицательности (около 20), основанных на различных экспериментальных или расчетных данных. Абсолютная электроотрицательность (кДж/моль или эВ; 1 электронвольт = 1,602.10-19 Дж или 96,485 кДж/моль) равна сумме энергии ионизации и сродства к электрону: АЭО=I+A. Согласно определению Малликена электроотрицательность равна полусумме энергии ионизации и сродства к электрону.На практике часто применяется величина относительной электроотрицательности, равная отношению АЭО данного элемента к АЭО лития (535 кДж/моль):
В шкале электроотрицательности по Полингу электроотрицательность фтора принчта равной 4,0. Электроотрицательность элементов уменьшается сверху вниз по группе и увеличивается слева направо по периоду. Ниже приведены относительные электроотрицательности некоторых элементов.
| Li
| Be
| B
| C
| N
| O
| F
| ЭО
| 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
|
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.
Строго говоря, элементу нельзя приписать постоянное значение электроотрцательности. Она зависит от валентного состояния элемента, типа соединения, в которое он входит и др.
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:
H2SO4 ‑ H2SeO4 ‑ H2TeO4.
Не нашли, что искали? Воспользуйтесь поиском по сайту:
©2015 - 2024 stydopedia.ru Все материалы защищены законодательством РФ.
|