Справочники / Оганесян Э.Т., Попков В.А. Химия, ЕГЭ

У элементов, расположенных в одной группе, радиусы атомов последовательно увеличиваются по мере возрастания заряда ядра. Ионы, образованные за счет отдачи атомом электронов (катионы), характеризуются меньшим радиусом, чем исходный атом. Если ион образован путем присоединения электронов (анион), то его радиус больше, чем у соответствующего атома. У элементов, принадлежащих к одному периоду, радиусы катионов меньше, чем анионов:

Внутри группы с возрастанием заряда ядра ионный радиус увеличивается.

Важной характеристикой атома, определяющей его способность отдавать электрон, является энергия ионизации — это энергия, затра-

чиваемая для отрыва электрона от атома и превращения последнего в соответствующий ион.

Энергия ионизации выражается в электронвольтах (эВ) или кДж/моль.

Для инициирования процесса ионизации необходимо соответствующее напряжение электрического поля. Минимальное напряжение электрического поля, при котором начинается процесс ионизации, называется потенциалом ионизации. Величина энергии ионизации (ЭИ) в вольтах численно равна потенциалу ионизации, измеренному в вольтах.

В химических исследованиях наибольшее значение имеет первый потенциал ионизации — энергия, затрачиваемая на полное удаление одного электрона от электронейтрального атома. Это соответствует процессу, описываемому уравнением:

атом + энергия (ЭИ) → положительный ион + е–.

Внутри каждого периода слева направо наблюдается повышение ионизационных потенциалов (рис. 2.6). Здесь наименьшей энергией ионизации характеризуется щелочной металл, а наибольшей — благородный газ.

В пределах одной и той же главной подгруппы с возрастанием заряда ядра наблюдается уменьшение энергии ионизации. Элементы, относящиеся к одной главной подгруппе, как уже отмечалось, имеют одинаковую конфигурацию наружных электронных оболочек, но отличаются значениями главного квантового числа (элементы расположены в различных периодах). Внутри главных подгрупп при пере-

ходе от одного элемента к другому наблюдается увеличение радиусов атомов, поэтому притяжение электронов к ядру ослабевает и удаление электрона облегчается, что показано на рис. 2.6.

Энергия ионизации атомов элементов в побочных подгруппах по мере увеличения заряда ядра изменяется относительно мало.

Наружные электроны, располагающиеся на незавершенных предвнешних или внешних уровнях, ответственны за процессы взаимодействия атомов между собой (например, образование химической связи, перенос электронов и т.д.).

Другим важным свойством, также определяемым электронным строением наружных оболочек, является сродство к электрону (СЭ). Атомы могут не только отдавать электрон, но и присоединять, что может быть представлено следующим образом:

атом + е– → отрицательный ион + энергия (СЭ).

Энергия, выделяющаяся при присоединении к атому одного электрона, называется сродством к электрону.

Сродство к электрону является периодическим свойством, причем оно возрастает в пределах периода слева направо, достигая максимума у галогенов. Последние, как известно, имеют конфигурацию

наружных оболочек ns2 nр5. Переход от галогена далее к благородному газу приводит к конфигурации ns2 nр6, которая считается завершенной. Поэтому атомы благородных газов не присоединяют к себе электроны. В пределах подгрупп сверху вниз с увеличением заряда ядра сродство к электрону уменьшается.

Энергия ионизации и сродство к электрону — важные характеристики реакционной способности атомов элемента. Если атомы двух элементов сильно отличаются между собой значениями энергии ионизации, то у одного из них будет низкая энергия ионизации, а у другого — высокое сродство к электрону. Такие атомы будут легко реагировать друг с другом с образованием прочной связи. Практическое использование этих характеристик ограничено тем, что они относятся к изолированным атомам, т.е. к газообразным состояниям. Если же атомы находятся не в изолированном состоянии, то принято пользоваться другой характеристикой, называемой электроотрицательностью, т.е. способностью атома притягивать к себе электроны, обобществляемые при образовании химической связи. Мерой электроотрицательности является энергия, равная арифметической сумме энергии ионизации I и сродства к электрону Е:

ЭО = I + Е.

Чаще, однако, пользуются значениями относительной электроотрицательности. В этом случае фтору как самому электроотрицательному элементу приписывается значение 4,00, относительно которого рассматриваются остальные элементы (табл. 2.2).

В пределах периодов с увеличением заряда ядра слева направо наблюдается последовательное увеличение электроотрицательностей: наименьшие значения наблюдаются у щелочных и щелочноземельных элементов, наибольшие — у галогенов. Чем выше электроотрицательность, тем сильнее у элемента выражены неметаллические свойства.

Внутри групп электроотрицательность уменьшается — металлические свойства элементов возрастают.

Необходимо отметить, что относительная электроотрицательность — эмпирическая величина, зависящая от типа гибридизации, валентности атома в конкретном соединении, от взаимного влияния связанных с ним атомов, от степени окисления. По этим причинам значениями относительной электроотрицательности удобно пользоваться, например, для оценки направления смещения электронного облака в сторону какого-либо атома или атомной группы. Часто для

Таблица 2.2

Относительные электроотрицательности некоторых s- и р-элементов по Полингу

H 2,1

качественной характеристики полярности химической связи между атомами используют разность их электроотрицательностей (подробно см. гл. 3, § 2 и 3).

Неметаллические элементы отличаются от металлических элементов более высокими значениями энергии ионизации, сродства к электрону и электроотрицательностей.

По мере заполнения наружной оболочки у неметаллов внутри периодов уменьшаются радиусы атомов. У неметаллов на внешней оболочке число электронов равно 4, 5, 6, 7 и 8.

ВОПРОСЫ И ЗАДАНИЯ

1.Как меняются атомные радиусы элементов сверху вниз по подгруппе?

?Слева направо по периоду? Почему?

2.Какая связь между атомным радиусом и энергией ионизации?

3.Как зависят свойства элемента от номера периода, в котором он находится?

4.Что значит «металлические свойства химического элемента», «неметаллические свойства химического элемента»?

5.Назовите самый электроотрицательный элемент. Ответ обоснуйте.

6.Почему в периодах электроотрицательность возрастает, а в группах — ослабевает?

7.Почему в периодах слева направо энергия ионизации повышается, а в группах, наоборот, уменьшается с повышением заряда ядра?

8.В каждом периоде наиболее электроотрицательными являются галоге-

?ны. Почему?

9.Расположите в порядке увеличения энергии ионизации следующие элементы: Li, C, S, Cs.

10.Почему сродство к электрону является периодическим свойством элементов?

11.Можно ли говорить о существовании взаимосвязи между энергией ионизации и сродством к электрону; энергией ионизации и электроотрицательностью?

12.Пользуясь таблицей на рис. 2.6, назовите элементы с наибольшей и наименьшей энергиями ионизации. Каковы причины таких свойств?

§9. Анализ свойств элементов, их оксидов и гидроксидов

Большинство химических элементов — металлы. Они располагаются в I, II группах, а также в побочных подгруппах III– VIII групп. Важной особенностью металлических элементов является то, что на наружных оболочках они содержат 1, 2 и 3 электрона и характеризуются очень низкими значениями энергий ионизации и электроотрицательности.

Для металлов как простых веществ характерны электрическая проводимость, теплопроводность, металлический блеск, ковкость, пластичность. Металлические свойства наиболее ярко выражены у простых веществ, образованных элементами, занимающими положение в левом нижнем углу Периодической системы.

Число металлических элементов в периодах возрастает по мере увеличения номера периода. Так, во втором периоде находится только два металла, в третьем — три, в четвертом — тринадцать и т.д. Внутри периодов слева направо металлические свойства элементов ослабевают, т.е. ослабевает способность к отдаче электронов и усиливается способность к присоединению электронов.

Элементы, располагающиеся в правой верхней части системы, — неметаллы.

Благородные газы (Ne, Аr, Кr, Хе, Rn) характеризуются восьмиэлектронной внешней оболочкой атома с конфигурацией ns2 nр6 (у Не — 1s2). Неметаллические элементы в отличие от металлов плохо проводят теплоту и электричество. Остальные неметаллы могут существовать при нормальных условиях как в кристаллическом, так и в аморфном состояниях.

NO2 — кислотный

N2O5 HNO3

Сопоставляя свойства простых веществ, а также водородные и кислородные соединения элементов, можно сделать выводы:

1)свойства простых веществ изменяются от металлических к неметаллическим;

2)элементы (за исключением гелия, неона и аргона) образуют водородные и кислородные соединения, физические свойства которых

изменяются от твердых к газообразным (LiH и NaH, ВеН2 и MgH2 — твердые гидриды; СН4 и SiH4, NH3 и РН3 — газообразные водородные соединения; Li2O и Na2O, ВеО и MgO — твердые оксиды; СО2, NO2, SO2 — газообразные оксиды);

металлических элементов — преимущественно летучие соединения, и большинство из них характеризуется наличием полярных ковалентных связей. В них галоген имеет степень окисления –1.

Сопоставление всех данных о строении и свойствах атомов химических элементов приводит к выводу о том, что порядковый номер является главной характеристикой элемента. Он определяет все остальные свойства. В связи с этим периодический закон в свете строения атома формулируется так:

Свойства элементов, а также свойства их соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядра.

ВОПРОСЫ И ЗАДАНИЯ

1.Как связано возрастание неметаллических свойств внутри периода с

?изменением числа электронов наружного энергетического уровня?

2.У какого элемента металлические свойства выражены сильнее — мышьяка или фосфора?

3.Назовите самый активный металл и самый активный неметалл, зная закономерности в изменениях свойств элементов внутри групп и периодов.

4.Объясните, что означает периодичность.

5.Как в малых и больших периодах изменяется высшая валентность элементов?

6.Элемент расположен в четвертом периоде и входит в главную подгруппу VI группы. Пользуясь этими данными, составьте химические формулы водородного соединения и высшего оксида.

7.Как изменяются свойства простых веществ внутри периодов и внутри групп?

8.Проиллюстрируйте примерами влияние свойства элемента на свойства простого вещества, образованного этим элементом.

§10. Значение периодического закона

Научный подвиг Менделеева не имеет аналога, и значение периодического закона выходит далеко за пределы химической науки.

Будучи объективным законом природы, периодический закон оказал огромное влияние на развитие многих фундаментальных наук, способствовал формированию новых отраслей химии.

В процессе работы над Периодической системой Д.И. Менделеев предсказал существование одиннадцати новых элементов. Точность прогноза зависела прежде всего от степени изученности тех элементов, в окружении которых располагался неизвестный. Такой подход блестяще подтвердился с открытием галлия, скандия и германия.