Енергія спорідненості до електрона

Енергія спорідненості до електрона (E_сп, кДж/моль; еВ) — кількість енергії, що виділяється під час приєднання до атома одного електрона з утворенням негативно зарядженого йона: R° + e → R^-, E_сп <0. Енергія спорідненості до електрона кількісно характеризує протилежну за відно­шенням до металів тенденцію — здатність атомів неметалів утворювати негативно заряджені йони (окисні властивості неметалів), тобто є мірою “неметалічності” елемента.

Характер зміни значень E_сп в групах і періодах системи елементів на­ведено в табл. 2.1.

Таблиця 2.1.

Енергія спорідненості до електрона атомів деяких елементів.

Символ	Електронна формула	Eсп, eB	«Йони» елементів
елемента	атомів елементів		Електронна формула	Символ
Н	1s1	0,747	1s2	H-
F	2s22p5	3,450	2s22p6	F-
Cl	3s23p5	3,610	3s23p6	Cl-
Вг	3d104s24p5	3,360	3d104s24p6	Вг-
І	4d105s25p5	3,060	4d105s25p6	І-
О	2s2 2p4	1,470	2s22p5	O-
S	3s23p4	2,070	3s23p5	S-
Se	3d104s24p4	1,700	3d104s24p5	Se-
N	2s2 2p3	-0,100	2s2 2p4	N-
Р	3s23p3	0,700	3s23p4	P-
С	2s2 2p2	1,250	2s2 2p3	C-
Si	3s23p2	1,630	3s23p3	Si-
Be	2s2	-0,600	2s22p1	Be-
Li	2sl	0,540	2s2	Li-

Аналізуючи дані цієї таблиці, можна зробити такі вис­новки:

У групах елементів зверху вниз значення Е_сп зменшується у міру того, як радіуси атомів зроста­ють у цьому напрямі;

У періодах елементів зліва направо |—>| значення Е_сп зростають у міру того, як радіуси атомів зменшуються у цьому напрямі;

Аналізуючи характер зміни величин Е_сп у групах і періодах елементів, можна зробити висновок про те, що праворуч у системі елементів (IVA, VA, VIA і VIIA групи) й особливо у правій верхній частині її знаходяться найактивніші неметали-окисники, здатні активно приєднувати електрони та перетворюватися на негативні йони з одночасним виді­ленням найбільшої кількості енергії Е_сп.

Найбільшою спорідненістю до електрона характеризуються елементи VIIA групи. Для більшості металів та для благородних газів енергія Е_сп має невеликі значення або є від'ємною.

4. Електронегативність атомів

Електронегативність атомів (æ, кДж/моль; еВ/атом) — умовна вели­чина, що характеризує здатність атома в хімічних сполуках приєднувати електрони, які беруть участь в утворенні хімічного зв'язку.

Фізичну суть електронегативності æ можна уявити як питому густину валентних електронів, тобто як електронну густину, яка припадає на оди­ницю поверхні зовнішньої оболонки (сфери) атома. Чим менший радіус атома, тим менша його сфера. Однак чим більшою є кількість електронів, що знаходяться на зовнішньому рівні, і чим меншою є поверхня сфери атома, тим більшою буде електронна густина, а отже, й електронега­тивність æ атома елемента.

Зауважимо, що хімічні елементи за своєю природою двоїсті, тому поділ їх на метали і неметали умовний. Із посиленням в елементів неметалічних властивостей спостерігається послаблення металічних властивостей і на­впаки. Тому для характеристик загальної хімічної активності будь-якого з елементів потрібна кількісна характеристика, яка враховувала б обидві тенденції: як відщеплення, так і приєднання електронів.

Такою характе­ристикою запропоновано вважати енергію, яка є сумою енергії йонізації I₁ та енергії спорідненості до електрона (Е_сп), і називається електронегативністю (æ):

æ = I₁ + Е_сп

Користуватися абсолютними значеннями æ не зовсім зручно, тому вводять простіші та зручніші для зіставлення значення відносної електронегативності елементів æ, які є співвідношеннями абсолютних значень æ цього елемента та æ елемента, що має найменше значення серед усіх елементів системи.

Значення відносних електронегативностей елементів, які розраховані за методом Л. Полінга, наведено в табл. 2.2.

Із даних таблиці випливає, що значення æ змінюються закономірно, підпорядковуючись періодичному закону, від æ_Cs = 0,86 до æ_f =4,1:

• у періодах (—>) значення æ зростають зі збільшенням порядкових номерів елементів, досягаючи найбільших значень в елементів VIIA групи;

• у групах елементів зверху вниз значення æ зменшуються;

• аналізуючи характер зміни значень æ у групах і періодах, можна зробити висновок, що у верхній правій частині системи елементів знаходяться найбільш електронегативні елементи (найбільше значення æ у Флуору), які досить активно виявляють неметалічні (окислювальні) властивості.

Електронегативність, як одна з фундаментальних величин у хімії, досить широко використовується при вирішенні багатьох практичних і теоретичних питань як науки, так і технологічних процесів. Зокрема, різницю відносних електронегативностей (Δæ) атомів різних елементів, що утворюють хімічний зв'язок між собою, використовують для встанов­лення типу зв'язку. Якщо Δæ має значення від 1,9 до 3,24, то зв'язок між атомами йонний; якщо Δæ = 0 — ковалентний неполяр­ний; у проміжних випадках, якщо 0 < Δæ < 1,9, зв'язок — ковалентний по­лярний.

Таблиця 2.2.

Відносні електронегативності деяких елементів.

	I	II	III	IV	V	VI	VII	VIII
1	H										He
	2,10										-
2	Li	Be	B	C	N	O	F				Ne
	0,97	1,47	2,01	2,50	3,07	3,50	4,10				-
3	Na	Mg	Al	Si	P	S	Cl				Ar
	1,01	1,23	1,47	1,74	2,10	2,60	2,83				-
4	K	Ca	Sc	Ti	V	Cr	Mn	Fe	Co	Ni
	0,91	1,04	1,20	1,32	1,45	1,56	1,60	1,64	1,70	1,75
	Cu	Zn	Ga	Ge	As	Se	Br				Kr
	1,75	1,66	1,82	2,02	2,20	2,48	2,74				-
5	Rb	Sr	Y	Zr	Nb	Mo	Tc	Ru	Rh	Pd
	0,89	0,99	1,11	1,22	1,23	1,30	1,36	1,42	1,45	1,35
	Ag	Cd	In	Sn	Sb	Te	In				Xe
	1,42	1,45	1,49	1,72	1,82	2,01	2,21				-
6	Cs	Ba	La*	Hf	Ta	W	Re	Os	Ir	Pt
	0,86	0,97	1,08	1,23	1,33	1,40	1,46	1,52	1,55	1,44
	Au	Hg	Tl	Pb	Bi	Po	At				Rh
	1,42	1,44	1,44	1,55	1,67	1,76	1,90				-
7	Fr	Ra	Ac**	*Лантаноїди 1,08 – 1,14 **Актиноїди 1,11 – 1,20
	0,89	0,97	1,00