3.2. Периодические свойства элементов

С периодическим законом лучше всего согласуются свойства и характеристики атомов: атомные и ионные радиусы, энергия ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность и валентность элементов. Но с периодическим законом согласуются также многие свойства простых веществ и химических соединений.

3.2.1. Атомные и ионные радиусы химических элементов

Радиусы атомов и ионов в периодах уменьшаются, т.к. электронная оболочка атома или иона каждого последующего элемента в периоде по сравнению с предшествующим уплотняется из-за увеличения заряда ядра и увеличения притяжения электронов к ядру.

Радиусы в группах увеличиваются, т.к. атом (ион) каждого элемента отличается от вышестоящего появлением нового электронного слоя.

Изменение атомных радиусов показано на рис. 3.1, из которого видно, что зависимость имеет характерный для периодического закона «пилообразный» вид. Но в периодах уменьшение размеров атомов и ионов происходит не монотонно, что объясняется особенностями строения электронных оболочек некоторых атомов.

Рис. 3.1. Зависимость радиуса от атомного номера элементов первого – четвёртого периодов.

Простые положительно заряженные ионы (катионы) возникают при отрыве электронов от атомов, а простые отрицательно заряженные (анионы) – при их присоединении. В табл. 3.1 приведены радиусы атомов и ионов щелочных элементов и галогенов.

Таблица 3.1. Радиусы некоторых атомов и ионов

Атом	r, нм	Катион	r, нм	Атом	r, нм	Катион	r, нм
Li	0,157	Li+	0,019	F	0,039	F–	0,040
Na	0,180	Na+	0,028	Cl	0,073	Cl–	0,074
K	0,216	K+	0,059	Br	0,087	Br–	0,089
Rb	0,229	Rb+	0,073	I	0,107	I–	0,109

Из таблицы следует, что превращение атомов в катионы сопровождается резким уменьшением радиуса, тогда как превращение в анионы почти не изменяет орбитального радиуса. Объясняется это тем, что образование анионов не связано с образованием новых электронных слоев и оболочек, а образование катионов сопровождается, как правило, исчезновением всего внешнего энергетического уровня.

3.2.2. Энергия и потенциал ионизации атомов

Энергия, затрачиваемая на отрыв электрона от атома и превращение атома в положительно заряженный ион, называется энергией ионизации (Е_ион). Экспериментально ионизацию атомов проводят в электрическом поле, измеряя разность потенциалов, при которой происходит ионизация. Эта разность потенциалов называется ионизационным потенциалом (J). Единицей измерения ионизационного потенциала является эВ/атом, а энергии ионизации – кДж/моль; переход от одной величины к другой осуществляется по соотношению: Е_ион = 96,5·J

Отрыв от атома первого электрона характеризуется первым ионизационным потенциалом (J₁), второго – вторым (J₂) и т.д. Последовательные потенциалы ионизации возрастают (табл. 3.2), т.к. каждый следующий электрон необходимо отрывать от иона с возрастающим на единицу положительным зарядом. Из табл. 3.2 видно, что у лития резкое увеличение ионизационного потенциала наблюдается для J₂, у бериллия – для J₃ , у бора – для J₄ и т.д. Резкое увеличение J происходит тогда, когда заканчивается отрыв внешних электронов и следующий электрон находится на предвнешнем энергетическом уровне.

Таблица 3.2. Потенциалы ионизации атомов (эВ/атом) элементов второго периода

Элемент	J1	J2	J3	J4	J5	J6	J7	J8
Литий	5,39	75,6	122,4	–	–	–	–	–
Бериллий	9,32	18,2	158,3	217,7	–	–	–	–
Бор	8,30	25,1	37,9	259,3	340,1	–	–	–
Углерод	11,26	24,4	47,9	64,5	392,0	489,8	–	–
Азот	14,53	29,6	47,5	77,4	97,9	551,9	666,8	–
Кислород	13,60	35,1	54,9	77,4	113,9	138,1	739,1	871,1
Фтор	17,40	35,0	62,7	87,2	114,2	157,1	185,1	953,6
Неон	21,60	41,1	63,0	97,0	126,3	157,9

Ионизационный потенциал – физическая характеристика, но является показателем металлических свойств элемента: чем он меньше, тем легче отрывается электрон от атома и тем сильнее выражены металлические (восстановительные) свойства элемента. Для элементов, с которых начинаются периоды (литий, натрий, калий и др.), первый ионизационный потенциал равен 4–5 эВ/атом, и эти элементы являются типичными металлами – сильными восстановителями. У других металлов значения J₁ конечно больше, но не выше 10 эВ/атом. У неметаллов ионизационные потенциалы обычно больше 10 эВ/атом: у азота 14,53 эВ/атом, кислорода 13,60 эВ/атом и т.д.

Первые ионизационные потенциалы в периодах увеличиваются, а в группах уменьшаются (рис. 3.2), что свидетельствует об усилении неметаллических свойств в периодах и металлических – в группах. Поэтому неметаллы находятся в правой верхней части, а металлы – в левой нижней части Периодической системы. Граница между металлами и неметаллами показана в 18-клеточной Периодической системе (Справочник, табл. 2, стр.5).

Рис. 3.2. Зависимость ионизационного потенциала от атомного номера элементов

Пример 3.1. Ионизационный потенциал натрия равен 5,14 эВ/атом, а углерода 11,26 эВ/атом. Чему равна их энергия ионизации?

Решение. 1) Е_ион(Na) = 5,14·96,5 = 496,0 кДж/моль

2) Е_ион(С) = 11,26·96,5 = 1086,6 кДж/моль