17. Метали та неметали у періодичній системі.

Усі елементи в Періодичній системі Д. І. Менделєєва умовно можна розділити на два типи: металічні і неметалічні. До неметалічних відносять елементи, які схильні приймати електрони, а до металічних — елементи, які схильні їх віддавати. Як відомо, здатність приймати електрони в періоді зростає в міру наближення до інертного газу, а в групі — у міру зменшення радіуса атома, тобто знизу вгору. Таким чином, у періоді зі збільшенням порядкового номера металічні властивості слабшають, а неметалічні — підсилюються, а в групах зі збільшенням порядкового номера металічні властивості підсилюються, а неметалічні — слабшають. Саме тому неметали розташовані переважно у правому верхньому кутку Періодичної системи.

Усі d- і f-елементи є металами. Серед s-елементів неметалічні властивості мають тільки водень та гелій. Усі інші неметали є р-елементами.

18. Закономірності зміни властивостей елементів (радіус атомів, енергія іонізації, споріднення до електрона, електронегативність)

Від розміщення елементів у періодичній системі залежить характер і властивості простих речовин.

У межах окремих періодів зі збільшенням заряду ядер:

• зменшується атомний радіус, тому що зростає сила притягання електронів до ядра;

• послаблюються металічні властивості елементів і посилюються неметалічні;

• енергія іонізації для елементів одного періоду зростає зліва направо;

• збільшується максимальний позитивний ступінь окиснення елемента (за винятком Оксигену і Флуору, в яких немає ступенів окисненя +6 і +7 відповідно);

• послаблюються основні властивості оксидів і гідроксидів елементів, одночасно підвищуються їхні кислотні властивості.

У головних підгрупах зі збільшенням заряду ядер:

• електронегативність зменшується;

• зростає атомний радіус і кількість електронних шарів;

• посилюються металічні властивості елементів і послаблюються неметалічні;

• енергія іонізації спадає внаслідок збільшення відстані між електронами зовнішнього енергетичного шару і ядра;

• посилюються основні властивості оксидів та гідроксидів.

Урахувавши зміну властивостей елементів у періодах і головних підгрупах, неважко дійти висновку, що найтиповіші металічні елементи мають перебувати в лівій нижній частині періодичної таблиці (Францій, Цезій, Радій), а найтиповіші неметалічні елементи — у правій верхній (Флуор, Хлор, Оксиген).



19. Основні характеристики хімічного зв'язку: Енергія, кратність і довжина зв'язку.

При утворенні хімічного зв'язку енергія системи (сума кіне­тичної та потенціальної енергій) зменшується порівняно з енер­гією ізольованих атомів.

Певному просторовому положенню атомних ядер відповідає певний розподіл електронної густини, залежно від якого в речо­вині розрізняють такі основні типи хімічного зв'язку: ковалентний, іонний і металічний. Окремо типи хімічного зв'язку трапляються дуже рідко. Для переважної більшості речовин характерне накла­дання різних типів зв'язку.

Основні параметри хімічного зв'язку – енергія, довжина зв'яз­ку, кут між зв'язками та полярність.

Хімічний зв'язок між атомами в основному здійснюється так званими валентними електронами: у s- і р-елементів валентними є електрони останнього енергетичного рівня, а у d-елементів – елек­трони s-стану останнього і d-стану передостаннього енергетичних рівнів.

Хімічна природа елемента зумовлюється здатністю його атома віддавати або приєднувати електрони, що кількісно характери­зується енергією іонізації, спорідненістю до електрона і електронегативністю.

Енергія іонізації. Мінімальна енергія, потрібна для відриву електрона від незбудженого атома, називається енер­гією іонізації і позначається буквою І (кДж/моль або еВ/атом):

Е0 + І = Е+ + ē.

Значення енергії іонізації в електрон-вольтах на атом чисельно дорівнює потенціалам іонізації у вольтах. Для багатоелектронних атомів енергії іонізації І1, І2, І3,...Іn відповідають відриву пер­шого, другого і дальших електронів. При цьому завжди І1 < І2 < І3 (табл.1).

Енергія іонізації залежить від величини заряду ядра, відстані між ядром і зовнішнім електроном, екрануючим ефектом внут­рішніх електронних підрівнів, електронної конфігурації атома. Взагалі можна сказати, що величина І залежить від положення еле­мента в періодичній системі і змінюється як у межах груп, так і в межах періодів. Енергія відриву першого електрона від атома за­лежно від порядкового номера елемента змінюється періодично.

З рис.1, на якому показано радіальний розподіл електронної густини в атомі натрію, видно, що для зовнішнього 3s-електрона атома натрію характерна велика ймовірність перебування на внутрішніх К- і L-електронних рівнях, розміщених поблизу ядра.

Енергія іонізації в рядах перехідних елементів змінюється мало, наприклад:

Елемент

Sс

	Sс	Ті	V	Сr	Мn	Fе	Со	Nі
І, еВ	6,56	6,82	6,74	6,77	7,44	7,89	7,87	7,63

Таку зміну енергії іонізації можна пояснити тим, що збільшення заряду ядра компенсується екрануючою дією електронів, розміще­них на внутрішніх енергетичних рівнях.

Таблиця 1. Енергія іонізації та спорідненість до електрона атомів деяких елементів

Елемент

Енергія іонізації, еВ

Спорідненість

до електрону,

Елемент	Енергія іонізації, еВ			Спорідненість до електрону, еВ
	І1	І2	І3
Н Не Lі Ве В С N О F Nе Nа Мg Сl К Вr І	13,60 24,59 5,39 9,32 8,30 11,26 14,53 13,62 17,42 21,56 5,14 7,65 12,97 4,34 – –	– 54,42 75,64 18,21 25,16 24,38 29,60 35,12 34,99 41,08 47,30 15.04 23,80 31,82 – –	– – 122,42 153,90 37,93 47,88 47,45 54,90 62,66 63,00 71,65 80,14 39,91 46,0 – –	0,75 –0,22 0,59 –0,19 0,30 1,27 –0,21 1,47 3,49 –0,22 0,34 –0,22 3,61 0,47 3,37 3,08

В межах підгруп періодичної системи збільшення атомної маси елемента супроводиться збільшенням розміру атома. Тому в межах підгрупи s- і р-елементів зв'язок зовнішнього електрона з ядром зменшується, що призводить до зменшення енергії іонізації. Виняток становлять підгрупи d-елементів, у межах яких при переході від 3d- до 5d-елементів енергія іонізації збільшується, що пояснюється проникненням електронів до ядра.

Величина енергії іонізації може характеризувати "металічність" елемента: чим менше значення енергії іонізації, тим більш "металічний" елемент. Енергія іонізації може бути також кількіс­ною характеристикою відновної активності певного елемента.

Спорідненість до електрона. Деякі нейтральні атоми (молекули, вільні радикали) можуть приєднувати електрони. Якщо при цьому виділяється енергія, то утворюються стійкі нега­тивно заряджені іони, а якщо енергія поглинається, то утворюються нестійкі негативно заряджені іони.

Енергетичний ефект приєднання електрона до нейтрального атома, молекули або радикалу з перетворенням в негативно заря­джений іон А) називається спорідненістю до елек­трона і позначається буквою А (кДж/моль або еВ/атом). Е– (Е0 + ē

Спорідненість до елек­трона атомів деяких елементів наведено в табл.1. З даних таблиці видно, що найбільшу спорідненість до електрона мають р-елементи VII групи (F, Сl, Вr, І), а найменші і навіть від'ємні значення спо­рідненості до електрона мають атоми з конфігураціями s2- (Ве, Мg), s2р6- (Nе) або атоми з наполовину заповненими р-підрівнями (N).

Величина спорідненості атома до електрона може бути кількіс­ною характеристикою окислювальної активності елемента.