2.3. Сродство к электрону

В результате химических реакций атомы могут не только отдавать, но и принимать электроны.

Под сродством к электрону (E_ср) понимается энергия, которая выделяется при присоединении одного моля электронов к одному молю электронейтральных атомов с образованием при этом отрицательно заряженных атомов (ионов):

Э + е → Э^– + Е_ср, кДж/моль или эВ.

Закономерности изменения величины сродства к электрону объясняются теми же причинами, что и изменение величины энергии ионизации.

Сродство к электрону с ростом порядкового номера элементов в пределах периода в целом растёт слева направо и достигает максимальных значений у атомов гало­генов. Это связано с их электронной конфигурацией ns²np⁵, в которой недостаёт одного электрона до полностью сформированной энергети­чески устойчивой конфигурации ns²np⁶, характерной для атомов благородных газов, которые при обычных условиях химически инертны.

В больших периодах, которые состоят из чётных и нечётных рядов, изменение свойств атомов элементов происходит более плавно, чем в малых периодах, вследствие формирования (n – 1) d–подуровня при сохранении ns²–подуровня.

В атомах элементов чётных рядов на внешнем энергетическом уровне находятся ns²-электроны, поэтому их восстановительные свойства ослабевают с ростом заряда атомных ядер незначительно. В атомах элементов нечётных рядов формируются np-подуровни, и с этим связано значительное ослабление их восстановительных свойств.

В группах А сверху вниз происходит уменьшение сродства к электрону атомов элементов вследствие увеличения их радиуса. В группах Б сверху вниз, наоборот, сродство к электрону атомов элементов увеличи­вается, что связано со значительным возрастанием заряда их ядер и незначительным увеличением радиуса атомов за счёт d-сжатия (рис. 11).

Сродство к электрону является мерой окислительной способности атомов элементов. Чем оно выше, тем легче атомы присоединяют электроны, и тем сильнее они проявляют окислительные свойства.

Для ряда элементов – большинства металлов и благородных газов – сродство к электрону атомов близко к нулю или отрицательно. Это означает, что у них нет стабильного отрицательного иона, и они не способны присоединять электроны без затраты энергии извне.

4. Электроотрицательность

Если нейтральные атомы двух элементов сильно различаются значения­ми энергии ионизации и сродства к электрону, то они способны легко взаимодействовать друг с другом с образованием прочной химической связи.

Однако использование указанных характеристик ограничено тем, что они относятся к изолированным нейтральным атомам. Если же атомы находятся в составе химического соединения, то для характеристики их способности притягивать к себе общие электроны введено понятие электроотрицательности (ЭО)^*.

Электроотрицательность – величина, характеризующая способность атома в молекуле или притягивать электроны, участвующие в образовании ковалентной связи.

И хотя электроотрицательность атома, зависящая от валентного состояния атома и типа химического соединения, в котором он находится, имеет условный характер, её использование полезно для характеристики как отдельных ковалентных связей, так и химического соединения в целом.

Электроотрицательность атома равна полусумме значений его энергии ионизации и сродства к электрону:

ЭО =

На практике обычно пользуются величиной относительной электроотрицательности, принимая за её единицу величину электроотрицательности атома лития.

Относительная электроотрицательность атома какого–либо элемента, обозначаемая греческой буквой χ (хи), определяется отношением равна ЭО_А/ЭО_Li.

Наибольшую относительную электроотрицательность имеет атом фтора – 4,0, наименьшую – атомы цезия и франция – 0,7. В сравнении с ними рассматриваются относительные электроотрицательности атомов остальных элементов (табл. 7). Наименьшие значения относительной электроотрицательности имеют нейтральные атомы s-элементов I группы, наибольшие –p-элементов VI и VII групп. Чем больше относительная электроотрицательность, тем сильнее атом данного элемента проявляет окислительные свойства и тем сильнее притягивает общую (не)электронную()ые пару(ы) ковалентной связей в соединении.

У нейтральных атомов элементов в пределах периода с увеличением заряда ядер происходит увеличение электроотрицательности (наименьшие значения имеют атомы щелочных метал­лов – элементов группы IA, наибольшие – атомы галогенов – элементов группы VIIA). Это обусловлено тем, что число электронных слоёв в атомах не изменяется, а заряд их ядер по периоду растёт, и поэтому взаимодействие электронов с ядром усиливается, и, как следствие, уменьшается размер (радиус) атомов. В этом же направлении увеличиваются энергия ионизации, сродство к электрону и электроотрицательность нейтральных атомов элементов. В соответствии с этим восстановительные свойства нейтральных атомов элементов ослабевают в периоде слева направо, а окислительные свойства – усиливаются. Самые сильные окислители в периоде – атомы галогенов.

В группах А значения электроотрицательности нейтральных атомов элементов, а следовательно, и окислительные свойства уменьшаются сверху вниз, а в группах Б (за исключением III группы), наоборот, увеличиваются.

Таким образом, самым сильным окислителем является нейтральный атом фтора (группа VIIA), а самым сильным восстановителем –нейтральный атом франция (группа IA) (рис. 12).

В большинстве случаев связи в молекулах имеют промежуточный характер между двумя предельными случаями – ковалентным или ионным типамихимической связи. Например, в молекуле иодистого водорода HI связь не является ни чисто ковалентной, ни чисто ионной.

По разности значений относительных электроотрицательностей нейтральных атомов элементов судят о степени ионности связей. При разности значений χ больше 2,0 связь может считаться ионной, при разности от 0,4– до 2,0 - ковалентной с частично ионным характером, и при разности меньше 0,4 ковалентной.

По значению относительной электроотрицательности атомов элементы условно делят на металлы и неметаллы, граница между которыми в Периодической системе Д.И. Менделеева (в её полудлинном, 18-клеточном варианте) проводится по элементам главных подгрупп по диагонали от бора до астата. Значения χ атомов граничных – амфотерных^* – элементов близка к 2 (они выделены в табл. 7 жирным шрифтом и затемнением клеток).

Таблица 7 Относительные электроотрицательности атомов, элементов эВ		F 4,0	Cl 3,0	Br 2,8	I 2,5	At 2,2
		O 3,5	S 2,5	Se 2,4	Te 2,1	Po 2,0
		N 3,0	P 2,1	As 2,0	Sb 1,9	Bi 1,9
		C 2,5	Si 1,8	Ge 1,8	Sn 1,8	Pb 1,9
		B 2,0	Al 1,5	Ga 1,6	In 1,7	Tl 1,8
				Zn 1,6	Cd 1,7	Hg 1,9
				Cu 1,9	Ag 1,9	Au 2,4
				Ni 1,9	Pd 2,2	Pt 2,2
				Co 1,9	Rh 2,2	Ir 2,2
				Fe 1,8	Ru 2,2	Os 2,2
				Mn 1,5	Te 1,9	Re 1,9
				Cr 1,6	Mo 1,8	W 1,7
				V 1,6	Nb 1,6	Ta 1,5
				Ti 1,5	Zr 1,4	Hf 1,3
				Sc 1,3	Y 1,2	La-Lu 1,0-1,2
		Be 1,5	Mg 1,2	Ca 1,0	Sr 1,0	Ba 0,9
	H 2,1	Li 1,0	Na 0,9	K 0,8	Rb 0,8	Cs 0,7

Главные подгруппы

		I	II	III	IV	V	VI	VII	VIII
	1	1 H							2 He
	2	3 Li	4 Be	5 B	6 C	7 N	8 O	9 F	10 Ne
	3	11 Na	12 Mg	13 Al	14 Si	15 P	16 S	17 Cl	18 Ar
	4	19 K	20 Ca	31 Ga	32 Ge	33 As	34 Se	35 Br	36 Kr
	5	37 Rb	38 Sr	49 In	50 Sn	51 Sb	52 Te	53 I	54 Xe
	6	55 Cs	56 Ba	81 Tl	82 Pb	83 Bi	84 Po	85 At	86 Rn
	7	87 Fr	88 Ra

Неметалл

Металл

Амфотерный элемент

Рис. 12. Изменение окислительно-восстановительных свойств

нейтральныхатомов элементов главных подгрупп (А-групп)

Слово ″кислота″ и ″основание″ – это функциональные определения, а не этикетки с названиями. Они скорее указывают на что способно вещество, чем что оно собой представляет.

Р. фон Хандлер (1931).