Химия
Периодичность изменения свойств (характеристик) атомов химических элементов и их соединений обусловлена периодической повторяемостью через определенное число элементов строения валентных энергетических уровней и подуровней. Например, для атомов всех элементов VA-группы конфигурация валентных электронов ns 2np 3. Именно поэтому фосфор по химическим свойствам близок к азоту, мышьяку и висмуту (подобие свойств, однако, не означает их тождества!). Напомним, что периодичность изменения свойств (характеристик) означает их периодическое ослабление и усиление (или, напротив, периодическое усиление и ослабление) по мере роста заряда ядра атома.
Периодически по мере увеличения на единицу заряда ядра атома изменяются следующие свойства (характеристики) изолированных или химически связанных атомов: радиус; энергия ионизации; сродство к электрону; электроотрицательность; металлические и неметаллические свойства; окислительно-восстановительные свойства; высшая ковалентность и высшая степень окисления; электронная конфигурация.
Тенденции в изменении этих характеристик наиболее выражены в группах А и малых периодах.
Радиус атома r — это расстояние от центра ядра атома до внешнего электронного слоя.
Радиус атома в группах А возрастает сверху вниз, так как растет число электронных слоев. Радиус атома уменьшается при движении слева направо по периоду, поскольку число слоев остается тем же, однако заряд ядра возрастает, а это приводит к сжатию электронной оболочки (электроны сильнее притягиваются к ядру). Наименьший радиус у атома He, наибольший — у атома Fr.
Периодически изменяются радиусы не только электронейтральных атомов, но и одноатомных ионов. Основные тенденции в этом случае таковы:
- радиус аниона больше, а радиус катиона меньше, чем радиус нейтрального атома, например r(Cl−) > r(Cl) > r(Cl+);
- чем больше положительный заряд катиона данного атома, тем меньше его радиус, например r(Mn+4) < r(Mn+2);
- если ионы или нейтральные атомы разных элементов имеют одинаковую электронную конфигурацию (а следовательно, одинаковое число электронных слоев), то радиус меньше у той частицы, заряд ядра которой больше, например
r(Kr) > r(Rb+), r(Sc3+) < r(Ca2+) < r(K+) < r(Cl−) < r(S2−); - в группах А сверху вниз радиус однотипных ионов возрастает, например r(K+) > r(Na+) > r(Li+), r(Br−) > r(Cl−) > r(F−).
Пример 3.1. Расположите частицы Ar, S2−, Ca2+ и K+ в ряд по мере увеличения их радиусов.
Решение. На радиус частицы влияют в первую очередь число электронных слоев, а затем заряд ядра: чем больше число электронных слоев и меньше (!) заряд ядра, тем больше радиус частицы.
В перечисленных частицах число электронных слоев одинаковое (три), а заряд ядра уменьшается в следующем порядке: Ca, K, Ar, S. Следовательно, искомый ряд выглядит так:
r(Ca2+) < r(K+) < r(Ar) < r(S2−).
Ответ: Ca2+, K+, Ar, S2−.
Энергия ионизации E и — это минимальная энергия, которую нужно затратить для отрыва от изолированного атома наиболее слабо связанного с ядром электрона:
Э + E и = Э+ + e.
Энергию ионизации рассчитывают экспериментально и обычно она измеряется в килоджоулях на моль (кДж/моль) или электронвольтах (эВ) (1 эВ = 96,5 кДж).
В периодах слева направо энергия ионизации в целом возрастает. Это объясняется последовательным уменьшением радиуса атомов и увеличением заряда ядра. Оба фактора приводят к тому, что энергия связи электрона с ядром возрастает.
В группах А с ростом атомного номера элемента E и, как правило, уменьшается, поскольку при этом растет радиус атома, а энергия связи электрона с ядром уменьшается. Особенно велика энергия ионизации атомов благородных газов, у которых внешние электронные слои завершены.
Энергия ионизации может служить мерой восстановительных свойств изолированного атома: чем она меньше, тем легче от атома оторвать электрон, тем сильнее у атома выражены восстановительные свойства. Иногда энергию ионизации считают мерой металлических свойств изолированного атома, понимая под ними способность атома отдавать электрон: чем меньше E и, тем сильнее у атома выражены металлические свойства.
Таким образом, металлические и восстановительные свойства изолированных атомов усиливаются в группах А сверху вниз, а в периодах — справа налево.
Сродство к электрону E ср — это изменение энергии в процессе присоединения электрона к нейтральному атому:
Э + e = Э− + E ср.
Сродство к электрону — это также экспериментально измеряемая характеристика изолированного атома, которая может служить мерой его окислительных свойств: чем больше E ср, тем сильнее выражены окислительные свойства атома. В целом по периоду слева направо сродство к электрону возрастает, а в группах А — сверху вниз уменьшается. Наибольшим сродством к электрону характеризуются атомы галогенов, для металлов сродство к электрону небольшое или даже отрицательное.
Иногда сродство к электрону считают критерием неметаллических свойств атома, понимая под ними способность атома принимать электрон: чем больше E ср, тем сильнее у атома выражены неметаллические свойства.
Таким образом, неметаллические и окислительные свойства атомов в периодах в целом усиливаются слева направо, а в группах А — снизу вверх.
Пример 3.2. Согласно положению в периодической системе укажите, у атома какого элемента наиболее выражены металлические свойства, если электронные конфигурации внешнего энергетического уровня атомов элементов (основное состояние):
1) 2s 1;
2) 3s 1;
3) 3s 23p 1;
4) 3s 2.
Решение. Указаны электронные конфигурации атомов Li, Na, Al и Mg. Поскольку металлические свойства атомов возрастают сверху вниз в группе А и справа налево по периоду, то приходим к выводу, что наиболее выраженными металлическими свойствами обладает атом натрия.
Ответ: 2).
Электроотрицательность χ — это условная величина, характеризующая способность атома в молекуле (т.е. химически связанного атома) притягивать к себе электроны.
В отличие от E и и E ср, электроотрицательность не определяется экспериментально, поэтому на практике используется ряд шкал значений χ.
В периодах 1–3 значение χ слева направо закономерно возрастает, причем в каждом периоде наиболее электроотрицательным элементом является галоген: среди всех элементов наибольшая электроотрицательность у атома фтора.
В группах А электроотрицательность сверху вниз уменьшается. Наименьшее значение χ характерно для атомов щелочных металлов.
Для атомов элементов неметаллов, как правило χ > 2 (исключения Si, At), а у атомов элементов металлов χ < 2.
Ряд, в котором χ атомов слева направо растет — щелочные и щелочноземельные металлы, металлы p- и d-семейства, Si, B, H, P, C, S, Br, Cl, N, O, F
Значения электроотрицательности атомов используются, например, для оценки степени полярности ковалентной связи.
Высшая ковалентность атомов по периоду изменяется от I до VII (иногда и до VIII), а высшая степень окисления изменяется слева направо по периоду от +1 до +7 (иногда до +8). Однако есть исключения:
- фтор, как самый электроотрицательный элемент, в соединениях проявляет единственную степень окисления, равную −1;
- высшая ковалентность атомов всех элементов 2-го периода равна IV;
- для некоторых элементов (медь, серебро, золото) высшая степень окисления превышает номер группы;
- высшая степень окисления атома кислорода меньше номера группы и равна +2.
