Периодичность атомных характеристик Атомный радиус

Учебный материал по химии для групп 154, 155, 158
Периодичность атомных характеристик
Атомный радиус. За радиус свободного атома принимают положение
главного максимума плотности внешних электронных оболочек. Это так
называемый орбитальный радиус. При изучении строения молекул и
кристаллов атомы и ионы можно рассматривать как имеющие некий
эффективный радиус, зависящий от типа химической связи. Если
рассматривать только относительные величины атомных радиусов, то легко
обнаружить периодичность их зависимости от номера элемента.
В периодах орбитальные атомные радиусы по мере увеличения заряда ядра Z
в общем монотонно уменьшаются из-за роста степени взаимодействия
внешних электронов с ядром.
В подгруппах радиусы в основном увеличиваются из-за возрастания числа
электронных оболочек.
У s- и p-элементов изменение радиусов как в периодах, так и в подгруппах
более ярко, чем у d- и f-элементов, поскольку d- и f-электроны внутренние.
Уменьшение радиусов у d- и f-элементов в периодах называется d- и fсжатием. Следствием f-сжатия является то, что атомные радиусы
электронных аналогов d-элементов пятого и шестого периодов практически
одинаковы: Zn – Hf
Nb – Ta
0,160 – 0,159 0,145 – 0,146
Эти элементы из-за близости их свойств называются элементамиблизнецами.
Образование ионов приводит к изменению ионных радиусов по сравнению с
атомными. При этом радиусы катионов всегда меньше, а радиусы анионов
всегда больше соответствующих атомных радиусов. Ковалентный радиус
равняется половине межатомного расстояния в молекулах или кристаллах
простых веществ. Ионные радиусы элементов представлены в табл. 2.4.
Энергией ионизации атома I называется количество энергии, необходимое
для отрыва электрона от невозбужденного атома или иона.
Энергия ионизации I выражается в кДж∙моль–1 или эВ∙атом–1. Значение I в
электронвольтах численно равно потенциалу ионизации, выраженному в
вольтах, поскольку E = e-·I.
Э+ – e– = Э+, ΔH = I1 – первый потенциал ионизации; Э – e– = Э2+, ΔH = I2 –
второй потенциал ионизации и т.д. I1 < I2 < I3 < I4...
Энергия ионизации определяет характер и прочность химической связи и
восстановительные свойства элементов.Элемент
I1, эВ Элемент I1, эВ
H
13,6 Na 5,1
He 24,6 Mg 7,6
Li
5,4 Al
6,0
Be 9,3 Si
8,1
B
8,3 P
10,5
C
11,3 S
10,4
N
14,5 Cl
13,0
O
13,6 Ar 15,8
F
17,4 K
4,3
Ne 21,6 Ca 6,1
Энергия ионизации изменяется периодически по мере заполнения
электронами оболочек атомов (рис. 2.4).
I1 максимален у элементов с полностью заполненными валентными
оболочками (у благородных газов), при переходе к следующему периоду I1
резко понижается – он минимален у щелочных металлов.
Энергия связи электрона с ядром пропорциональна Z и обратно
пропорциональна среднему (орбитальному) радиусу оболочки. Атомные
радиусы d- и f-элементов с ростом Z в периоде уменьшается незначительно
по сравнению с s- и p-элементами, поэтому их потенциалы ионизации растут
также незначительно.
В главных подгруппах потенциалы ионизации с ростом Z уменьшаются
вследствие увеличения числа электронных подоболочек и экранирования
заряда ядра электронами внутренних подоболочек.
В побочных подгруппах d-электроны экранируются не только электронами
заполненных оболочек, но и внешними s-электронами. Поэтому потенциал
ионизации d-элементов с ростом Z в подгруппе увеличивается, хотя и
незначительно.
Чем меньше потенциал ионизации, тем легче атом отдает электрон. Поэтому
восстановительная способность нейтральных атомов с ростом Z в периоде
уменьшается, в главных подгруппах растет, а в побочных – падает.
Энергия сродства к электрону. Другой важной в химии характеристикой
атома является энергия сродства к электрону – энергия, выделяющаяся при
присоединении электрона к нейтральному атому. Чем больше электронное
сродство, тем более сильным окислителем является данный элемент.
Экспериментальное определение энергии сродства к электрону E
значительно сложнее, чем определение энергии ионизации. Величины E (в
эВ) для некоторых атомов приведены ниже:
H
He Li
Be B
C
N
O
F
Ne
0,75 –0,22 0,8 –0,19 0,30 1,27 –0,21 1,47 3,45 –0,57
Значение энергии сродства к электрону E для некоторых атомов
Немонотонность изменения сродства к электрону в периоде также
обусловлена сравнительной устойчивостью полностью и наполовину
заполненных подоболочек. Самый сильный из всех элементарных
окислителей – фтор (он обладает и самым малым атомным радиусом из всех
элементов VII группы).
Отметим, что в отличие от ионизации присоединение двух и более
электронов энергетически затруднено, и многозарядные одноатомные
отрицательные ионы в свободном состоянии не существуют.
Окислительной способностью не обладают нейтральные атомы с
устойчивыми конфигурациями s2 и s2p6 и переходные элементы. У
остальных элементов в таблице Менделеева окислительная способность
нейтральных атомов повышается слева направо и снизу вверх.
Электроотрицательность- условная величина, характеризующая способность
атомов элемента в химических соединениях притягивать к себе электроны от
атома-партнёра.
В периодах электроотрицательность растет, а в группах уменьшается с
ростом Z, то есть растет от Cs к F по диагонали периодической системы. Это
обстоятельство до некоторой степени определяет диагональное сходство
элементов.H
В главных и побочных подгруппах свойства элементов меняются
немонотонно, что обусловлено так называемой вторичной периодичностью,
связанной с влиянием d- и f-электронных слоев.
Из анализа периодичности геометрических и энергетических параметров
атомов следует, что периодическим законом можно пользоваться для
определения физико-химических констант, предсказывать изменение
радиусов, энергий ионизации и сродства к электрону, и, следовательно,
кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства их
соединений.
ВОПРОСЫ ДЛЯ САМОКОНТРОЛЯ:
1. Как изменяются радиусы атомов, энергия сродства к электрону, энергия
ионизации. электроотрицательность в группах и периодах?
2. У атомов какого элемента, хлора или брома, радиус больше? Как
объяснить. Что радиус атома серы больше чем атома хлора?
3. Атомы каких элементов: Li или Na, Mg или P, легче теряют электроны?
Почему?
4. В каком ряду элементы расположены в порядке увеличения
электроотрицательности: 1) C, I, B, Si; 2) As, Se, Cl, F; 3) Br, P, H, Sb.
Учебный материал по химии для групп 154, 155, 158
ИОННЫЙ ТИП ХИМИЧЕСКОЙ СВЯЗИ.
Чисто ионной связью называется химически связанное состояние атомов, при котором
устойчивое электронное окружение достигается путём полного перехода общей
электронной плотности к атому более электроотрицательного элемента.
На практике полный переход электрона от одного атома к другому атому-паренеру по
связи не реализуется, поскольку каждый элемент имеет большую или меньшую, но не
нулевую, электроотрицательность, илюбая связь будет в некоторой степени ковалентной.
Ионная связь возможна только между атомами электроположительных и
электроотрицательных элементов, находящихся в состоянии разноименно заряженных
ионов.
Ионы - это электрически заряженные частицы, образующиеся из нейтральных атомов или
молекул путем отдачи или присоединени электронов.При отдаче электронов образуется
положительно заряженный ион-катион, при присоединении-отрицательный-анион.
При отдаче или присоединении электронов молекулами образуются молекулярные или
многоатомные ионы, например О2+ - катион диоксигенила, NO2- -нитрит-ион.
Одноатомные катионы и одноатомные анионы возникают при химической реакции между
нейтральнами атомами путем взаимопередачи электронов. При этом атом
электроположительного элемента, обладающий небольшим числом внешних электронов,
переходит в более устойчивое состояние одноатомного катиона путем уменьшения числа
этих электронов. Наоборот, атом электроотрицательного элемента, имеющий большое
число электроно на внешнем слое , переходит в более устойчивое для него состояние
одноатомного иона путем увеличения числа электронов.
Одноатомные катионы образуются, как правило, металлами, а одноатомные анионынеметаллами. При передаче электронов металлического и неметаллического элементов
стремятся сформировать вокруг своих ядер устойчивую конфигурацию электронной
оболочки. Атом неметаллического элемента создает внешнюю оболочку последующего
благородного газа, тогда как атом металлического элемента после отдачи внешних
электронов получает устойчивую конфигурацию предыдущего благородного газа.
Схема образования ионной связи.
Кулоновские силы притяжения, возникающие при взаимодействии заряженных ионов,
сильные и действуют одинаково во всех направлениях. В результате этого расположение
ионов упорядочивается в пространстве определенным образом, образуя ионную
кристаллическую решётку. Вещества с ионной КР при обычных условиях находятся в
кристаллическом состоянии, они имеют высокие температуры плавления и кипения.
ВАЛЕНТНОСТЬ.ХИМИЧЕСКАИЕ ФОРМУЛЫ.
Валентность - это свойства атомов одного химического элемента присоединять
определённое число атомов другого.
Это понятие было введено в химию в 1853 г. английским химиком-органиком
Франклендом для обоснования количественных отнощений атомов элементов в
химических соединениях. Развитие учения о валентности в большой степени связано с
открытием Д.И. Менделеевым Периодического закона. Им была установлена связь между
валентностью элемента и его положением в периодической системе, введено понятие о
переменной валентности. Учение о строении атомов и молекул способствовало разработке
электронной теории валентности.
Для расчётов, для составления формул веществ неоходимо знать количественные
соотношения атомов различных элементов, в которых они соединяются. Валентность
показывает, со сколькими атомами одновалентного элемента соединяется атом данного
элемента.
Одновалентными считают все элементы, атомы которых в двухэлементных соединениях
всегда связаны с одним атомом другого элемента.Примером одновалентного элемента
является водород. Поэтому считается, что валентность элемента указывает на то, со
сколькими атомами водорода соединён один атом рассматриваемого элемента.
Например:в HCl хлор-одновалентен, в H2O кислород-двухвалентен,в NH3 азоттрёхвалентен.
Водородные соединения известны не для всех элементов, но почти все элементы образуют
соединения с кислородом О. Кислород считается всегда двухвалентным.
Таблица постоянных валентностей.
Валентности Элементы
I
H, Na, Li, K, Rb, Cs
II
O, Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra, Zn, Cd
III
B, Al, Ga, In
Используя валентности можно составить формулу соединения.
Химическая формула-это условная запись состава вещества посредством химических
знаков и индексов.
Например: Н2О-формула воды, где Н и О-химические знаки элементов, 2-индекс, который
показывает число атомов данного элемента, входящих в состав молекулы воды.
При названии веществ с переменной валентностью обязательно указывается его
валентность, которая ставится в скобки. Например, Р2О5- оксид фосфора (V).
ВОПРОСЫ ДЛЯ САМОКОНТРОЛЯ:
1. Что такое химическая связь?
2. Природа и причины образования химической связи.
3. Механизм образования ионной связи.
4. Что такое валентность?