2.1 Периодичность атомных характеристик

От положения элементов в периодической системе зависят свойства атома, связанные с его электронной конфигурацией: атомный радиус, энергия ионизации, электроотрицательность.

2.1.1 Атомный радиус. Атомы не имеют строго определенных границ из-за корпускулярно-волнового характера электронов. Поэтому абсолютное значение радиуса атома определить невозможно. Можно условно принять за радиус атома теоретически рассчитанное значение расстояния от ядра до наиболее удаленного от него максимума электронной плотности или половину расстояния между центрами двух атомов в кристаллах.

Атомные радиусы в периодах с ростом порядкового номера элемента уменьшаются, так как при одинаковом числе электронных слоев возрастает заряд ядра, который сжимает электронные оболочки.

В пределах каждой подгруппы элементов радиусы атомов увеличиваются сверху вниз, так как возрастает число энергетических уровней.

2.1.2 Энергия ионизации. Одним из важнейших свойств химического элемента, непосредственно связанным с электронной структурой атома, является ионизационный потенциал. Ионизационным потенциалом Е_И называется та наименьшая энергия, которую необходимо затратить, чтобы отделить электрон от атома и удалить его на бесконечно большое расстояние. Э – e → Э⁺ − Е_и .

Величину ионизационного потенциала принято выражать в электрон-вольтах на атом (эВ/атом) или килоджоулях (кДж/моль) на моль. Атомы элементов – восстановителей, теряя электроны, превращаются в положительно заряженные ионы. Для данного атома или молекулы энергия, необходимая для удаления первого электрона, называется первым ионизационным потенциалом E₁, второго – вторым ионизационным потенциалом Е₂ и так далее.

Атомы с небольшим потенциалом ионизации проявляют восстановительные свойства. Атомы с высоким потенциалом ионизации находятся в нейтральном состоянии. Потенциал ионизации возрастает по периоду. В пределах главных подгрупп потенциал ионизации убывает с увеличением порядкового номера элементов. Это обусловлено увеличением размеров атомов и расстоянием внешних электронов от ядра.

2.1.3 Энергия сродства к электрону. Сродством к электрону называется энергия (Е_ср), которая выделяется при присоединении электрона к атому, молекуле или радикалу: Э + e → Э⁻ + Еср .

Сродство к электрону выражается в тех же единицах, что и ионизационный потенциал.

Атомы элементов-окислителей, принимая электроны, превращаются в отрицательно заряженные ионы. Энергия сродства к электрону изменяется в соответствии с характером электронных структур атомов элементов. В периодах слева направо сродство к электрону и окислительные свойства элементов возрастают. Наибольшие значения имеют галогены, кислород, сера, наименьшие – элементы с электронной конфигурацией s² (Не, Ве, Мg, Zn) или наполовину заполненными р-подоболочками (Ne, Аг, Кг, N, Р, Аs).

2.1.4 Электроотрицательность. Для характеристики способности атомов в соединениях притягивать к себе электроны введено понятие электроотрицательности (ЭО). Учитывая, что эта способность атомов зависит от типа соединений, валентного состояния элемента, эта характеристика имеет условный характер.

Имеется несколько шкал электроотрицательности. Согласно Р. Малликену, она равна полусумме энергии ионизации и энергии сродства к электрону: ЭО = (Еи + Еср)/2.

Учитывая сложность определения величины сродства к электрону, американский ученый Л. Полинг предложил вместо абсолютных значений электроотрицательности использовать относительные значения. Он принял электроотрицательность фтора равной 4. Тогда электроотрицательность лития, по отношению к которой были определены электроотрицательности других элементов, получилась равной 1.

Электроотрицательность возрастает слева направо для элементов каждого периода и уменьшается в направлении сверху вниз для элементов одной и той же группы периодической системы Д.И. Менделеева.

2.1.5 Металлические свойства рассматриваются как способность атомов элементов легко отдавать электроны, а неметаллические –присоединять электроны из-за стремления атомов приобрести устойчивую конфигурацию с заполненными подуровнями. Заполнение внешнего s– подуровня указывает на металлические свойства атома, а формирование внешнего p– подуровня – на неметаллические. Увеличение числа электронов на p– подуровне (от 1 до 5) усиливает неметаллические свойства атома. Атомы с полностью сформированной, энергетически устойчивой конфигурацией внешнего электронного слоя (ns² np⁶) химически инертны.

В больших периодах переход свойств от активного металла к благородному газу происходит более плавно, чем в малых периодах, т.к. происходит формирование внутреннего (n - 1) d–подуровня при сохранении внешнего ns² – слоя. Большие периоды состоят из четных и нечетных рядов.

У элементов четных рядов на внешнем слое ns² – электроны, поэтому преобладают металлические свойства и их ослабление с ростом заряда ядра невелико; в нечетных рядах формируется np– подуровень, что объясняет значительное ослабление металлических свойств.

 В главных подгруппах сверху вниз металлические свойства усиливаются, а неметаллические ослабевают.

2.1.6 Окислительно-восстановительные свойства нейтральных атомов. Эти свойства определяются значениями энергии ионизации и сродства к электрону. Восстановительные свойства проявляет атом, отдающий электрон, а окислительные – атом, принимающий электрон.

В периоде слева направо восстановительные свойства ослабевают, т.к. потенциал ионизации возрастает.

В подгруппах сверху вниз восстановительные свойства нейтральных атомов усиливаются, поскольку потенциал ионизации в этом направлении уменьшается.

Окислительные свойства, напротив, усиливаются слева направо в периоде и ослабевают сверху вниз в подгруппе, что связано с тенденциями в изменении сродства к электрону.

2.1.7 Кислотно-основные свойства соединений. Свойства оксидов и гидроксидов элементов зависят главным образом от заряда и радиуса центрального атома. С ростом положительного заряда (точнее, степени окисления) центрального атома кислотный характер этих соединений становится более выраженным (табл.3).

Катион элемента	Na+	Mg2+	Al3+	Si4+	P5+	S6+	Cl7+
Высший оксид	Na2O	MgO	Al2O3	SiO2	P2O5	SO3	Cl2O7
Гидроксид высшего оксида	NaOH	Mg(OH)2	Al(OH)3	H2SiO3	H3PO4	H2SO4	HClO7
Кислотно-основные свойства	основные		амфотерный	слабо кислотный	средне кислотный	сильно кислотные

Таблица 3 – изменение окислительно-восстановительных свойств соединений элементов третьего периода.

Сверху вниз в подгруппе при равенстве заряда (степени окисления) центрального атома с увеличением его радиуса кислотные свойства оксидов и гидроксидов ослабевают, а основные – усиливаются: H₃BO₃– слабая кислота, Al(OH)₃. Ga(OH)₃. In(OH)₃ – амфотерные гидроксиды, Tl(OH)₃ проявляет более выраженные основные свойства.

Аналогичная зависимость характерна для кислородсодержащих кислот элементов VI группы: сила кислот убывает в ряду H₂SO₄, H₂SeO₄, H₂TeO₄.

Для элементов главных подгрупп   общими являются формулы водородных соединений. Элементы главных подгрупп I - III групп образуют твердые вещества - гидриды (водород в степени окисления - 1), а IV - VII групп - газообразные. Водородные соединения элементов главных подгрупп IV группы (ЭН₄) - нейтральны, V группы (ЭН₃) - основания, VI и VII групп (Н₂Э и НЭ) - кислоты.

d-элементы побочных подгрупп склонны проявлять переменную степень окисления. Характер образуемых ими соединений зависит от степени окисления элемента. Соединения, в которых элемент находится в низшей степени окисления, имеют основной характер, в высшей степени окисления – кислотный, в промежуточной – амфотерный. Например, хром проявляет степени окисления +2, +3, +6 и характер образуемых им оксидов следующий:

Cr⁺²O – основной, Cr⁺³₂O₃ – амфотерный, Cr⁺⁶O₃ – кислотный.