2.2.3. Періодичність властивостей хімічних елементів

Усі властивості елементів, що визначаються електронною будовою атома, закономірно змінюються по періодах і групах періодичної системи.

Хімічна природа елемента обумовлена здатністю його атома втрачати або приєднувати електрони. Ця здатність може бути кількісно оцінена енергією іонізації атома та його спорідненістю до електрона.

Енергією іонізації (I) називається кількість енергії, необхідної для відриву електрона від незбудженого атома:

Е + I = Е⁺ + ē, кДж/моль або еВ/атом.

Значення енергії іонізації в електрон-вольтах на атом чисельно дорівнює потенціалам іонізації у вольтах.

Для багатоелектронних атомів енергії іонізації I_1, I₂, I₃, … відповідають відриву першого, другого та інших електронів. При цьому завжди I₁ I₂  I₃, оскільки збільшення числа відірваних електронів зумовлює зростання позитивного заряду іона, що утворюється.

Енергія іонізації атома сильно залежить від його електронної конфігурації. Так завершені електронні шари проявляють підвищену стійкість. Найменші значення енергії іонізації I₁ мають s-елементи І групи (Li, Na, К). Значення ж енергії іонізації I₂ у них різко зростає, що відповідає видаленню електрона із завершеного шару (ns²np⁶ і 2s² у Li). Аналогічне для s-елементів ІІ групи (Be, Mg, Ca) видалення електрона із завершеного шару (ns²np⁶ і 2s² у Be) обумовлює різке підвищення енергії іонізації I₃.

Найменшу енергію іонізації (35 еВ) мають s-елементи І групи, найбільшу – s- і р-елементи VIII групи. Зростання енергії іонізації під час переходу від s-елементів першої групи до р-елементів восьмої групи обумовлюється зростанням заряду ядра.

Із переходом від s-елементів I групи до р-елементів VIII групи енергія іонізації змінюється немонотонно, із проявом внутрішньої періодичності. Порівняно велике значення енергії іонізації мають елементи II групи (Be, Mg, Ca) і V групи (N, P, As). У той же час порівняно менші значення енергії іонізації мають елементи III (B, Al, Ga) і VI (О, S, Se) груп.

Спорідненістю до електрона (f) називається енергетичний ефект процесу приєднання електрона до нейтрального атома е з перетворенням його на негативний іон е-:

Е + ē = Е^  F, кДж/моль або еВ/атом.

Спорідненістю до електрона чисельно дорівнює енергії іонізації негативно зарядженого іона Е^, але протилежна за знаком.

Дійсні значення спорідненості до електрона знайдені лише для невеликої кількості елементів. Зрозуміло, що спорідненість до електрона залежить від електронної конфігурації атома, і в характері її зміни зі збільшенням порядкового номера елемента спостерігається виражена періодичність.

Найбільшу спорідненість до електрона мають р-елементи VII групи. Найменші й навіть негативні значення мають атоми з конфігурацією s² (Be, Mg, Zn) і s²p⁶ (Ne, Ar, Kr) або з напівзаповненою р-оболонкою (N,P,As). Це є додатковим доказом стійкості електронних конфігурацій.

Виділенням енергії супроводжується приєднання одного електрона до атомів Оксигену, Сульфуру, Карбону та деяких інших. Таким чином, для вказаних елементів сили притягання до ядра додаткового електрона виявляються більшими, ніж сили відштовхування між додатковим електроном і електронною оболонкою атома. Подальше приєднання електронів до атома, тобто двох, трьох і більше згідно з квантово-механічними розрахунками неможливе.

Поняття електронегативності () умовне. Воно дозволяє оцінити здатність атома певного елемента відтягувати на себе електронну густину порівняно з атомами інших елементів у сполуках. Очевидно, що ця здатність залежить від енергії іонізації атома та його спорідненості до електрона. Згідно з одним із визначень (за Маллікеном) електронегативність атома може бути виражена як півсума його енергії іонізації та спорідненості до електрона: =1/2(I+F). Існує близько 20 шкал електронегативності. Значення електронегативності різних шкал відмінні, але відносне розташування елементів у ряді електронегативності однакове. У шкалі електронегативності Полінга електронегативність Флуору дорівнює 4,0.

У періодах спостерігається загальна тенденція до зростання електронегативності елементів, а в підгрупах – до її зменшення. Найменшими значеннями електронегативності характеризуються s-елементи І групи, а найбільшими – р-елементи VII групи.

Строго кажучи, елементу не можна приписати постійну електронегативність. Вона залежить від багатьох чинників, зокрема від валентного стану еле-мента, типу сполуки, до якої він входить та ін. Проте це поняття потрібне для якісного пояснення властивостей хімічного зв'язку в сполуках.

Атомні радіуси. Радіуси атомів та іонів є дуже важливою характеристикою. Із урахуванням цього геометричного параметра була пояснена велика кількість експериментальних фактів і властивостей хімічних елементів і їх сполук. Атомні радіуси елементів змінюються періодично залежно від їх порядкового номера. Зменшуючись від лужного металу до галогену, атомний радіус наступного лужного металу знову збільшується порівняно з радіусом атома попереднього. Так, атом Натрію має радіус 0,186 нм, Магнію – 0,16 нм, Хлору – 0,099 нм, а радіус атома Калію знову збільшується  0,231 нм.

Таким чином, загальна закономірність у зміні радіусів полягає в тому, що в межах заповнення електронами підрівня (s-, p-, d- або f-) атомні радіуси, як правило, зменшуються. Пояснити це можна тим, що зі зростанням заряду сила притягання ядра більша, ніж взаємне відштовхування електронів.

Звичайно атомні радіуси помітно збільшуються по групах періодичної системи зверху вниз. Це спостерігається, наприклад, у лужних і лужноземельних металів, галогенів та ін. У зв’язку з тим, що між 4s-елементом Кальцієм і 4р-елементом Галієм знаходиться десять 3d-елементів, радіус атома Галію (0,122 нм) менший радіуса атома Алюмінію (0,143 нм). Радіус же атома d-елемента Скандію (0,16 нм) більший радіуса атома Алюмінію. Тому хімічні властивості Галію не відповідають ряду B – Al – Ga, а властивості Скандію навпаки, не зважаючи на те, що B, Al, Ga – р-елементи, а Скандій – d-елемент.

Другий виняток із загальної закономірності збільшення атомних радіусів у групах спостерігається в елементів, наступних після лантаноїдів. Зменшення радіусів атомів лантаноїдів зі збільшенням атомної маси називається лантаноїдним стисненням. Причина його та сама – зі збільшенням заряду ядра сильнішає притягання електронів. Число ж електронних шарів у межах одного періоду не збільшується. У результаті лантаноїдного стиснення атомний радіус Гафнію (0,157 нм) дорівнює радіусу Цирконію (0,157 нм), що як наслідок обумовлює дуже велику схожість у поведінці Цирконію і Гафнію, Ніобію і Танталу. Крім лантаноїдного існує й актиноїдне стиснення для 5f-елементів.

Із переходом по періоду зліва направо на одну клітинку радіуси атомів та іонів зменшуються приблизно на стільки, на скільки вони збільшуються із переходом зверху вниз по групі.

Таким чином, радіуси сусідніх елементів, розташованих по діагоналі, наприклад Li і Mg, а також Be і Al, близькі. Це положення було висловлене ще Д.І.Менделєєвим. Воно лежить в основі діагональної закономірності. Відповідно до неї Літій за деякими властивостями більше нагадує Магній, ніж решта лужних металів. Так само як і Магній, Літій дає малорозчинні фосфат і карбонат. Обидва метали порівняно легко взаємодіють із молекулярним азотом, утворюючи нітриди.

Таким чином,знаючи положення елемента в періодичній системі, можна передбачати властивості його сполук, застосовуючи такі відомості:

1. Склад вищих солетворних оксидів елементів визначається номером групи (табл. 5).

Таблиця 5. Формули характерних сполук хімічних елементів

Сполука	Номер групи
	I	II	III	IV	V	VI	VII	VIII
Вищий солетворний оксид	Е2О	ЕО	Е2О3	ЕО2	Е2О5	ЕО3	Е2О7	ЕО4
Летка гідрогеновмісна сполука елемента головної підгрупи				ЕН4	ЕН3	ЕН2	ЕН	

2. Гідрогеновмісні леткі сполуки певного складу утворюються лише неметалами, тобто елементами тільки головних підгруп IV – VII груп (табл. 5). Слід розрізняти загальне поняття “гідриди елементів” і конкретне “леткі гідрогеновмісні сполуки”. Гідриди – сполуки з Гідрогеном різного складу та природи утворюють майже всі елементи, а леткі гідрогеновмісні тільки неметали.

3. У періодах хімічні властивості змінюються від металічних (елементи початку періодів) через проміжні між металічними та неметалічними до неметалічних (елементи кінця періодів). У великих періодах це відбувається повільніше, ніж у малих у зв’язку із сукупністю перехідних елементів.

4. У головних підгрупах зі зростанням атомних мас збільшуються металічні та зменшуються неметалічні властивості, зростають густини простих речовин, знижуються температури плавлення простих речовин металів і підвищуються температури плавлення простих речовин неметалів. Ці явища пояснюються на основі електронної будови атомів.

5. Властивості кожного елемента виражаються як середні між властивостями елементів, що оточують його в періодичній системі з чотирьох боків.