Какие свойства атома оказывают влияние на электроотрицательность элемента

Все известные химические элементы можно разделить на металлы и неметаллы.

Металлы — элементы, атомы которых способны отдавать электроны.

Неметаллы — элементы, атомы которых могут принимать электроны.

При взаимодействии металла с неметаллом атом первого теряет электроны, а атом второго их присоединяет.

А что происходит, если взаимодействуют атомы двух неметаллов?

Сравним атомы серы и кислорода:

O8 +8 2e, 6e;

S16 +16 2e, 8e, 6e.

Радиус атома серы больше, валентные электроны слабее связаны с ядром. При образовании связи произойдёт сдвиг электронов от серы к кислороду.

Сравним атомы углерода и кислорода:

O8 +8 2e, 6e;

C6 +6 2е, 4е.

Заряд ядра атома кислорода больше, и притягивать к себе электроны он будет сильнее.

Значит, атомы разных неметаллов притягивают к себе электроны неодинаково.

Способность атомов элементов оттягивать к себе общие электронные пары в химических соединениях называется электроотрицательностью (ЭО).

Так как общие электронные пары образуются валентными электронами, то можно сказать, что электроотрицательность — это способность атома притягивать к себе валентные электроны от других атомов.

Обрати внимание!

Чем больше электроотрицательность, тем сильнее у элемента выражены неметаллические свойства.

Шкала относительной электроотрицательности Полинга

Абсолютные значения ЭО — неудобные для работы числа. Поэтому обычно используют относительную электроотрицательность по шкале Полинга. За единицу в ней принята ЭО лития.

По шкале Полинга наиболее электроотрицательным среди элементов, способных образовывать соединения, является фтор, а наименее электроотрицательным — франций. ЭО франция равна (0,7), а ЭО фтора — (4). ЭО остальных элементов изменяются в пределах от (0,7) до (4).

Как правило, неметаллы имеют ЭО больше двух. У металлов значение ЭО меньше двух. Некоторые элементы (B,Si,Ge,As,Te) со значениями электроотрицательности, близкими к (2), способны проявлять промежуточные свойства.

Элементы с высокой и низкой электроотрицательностью считаются активными. С высокой — активные неметаллы, с низкой — активные металлы. У первых ЭО близка к (3)–(4), у вторых — к (1).

Изменение электроотрицательности в Периодической системе

С увеличением порядкового номера элементов ЭО изменяется периодически.

В периоде она растёт слева направо при накоплении электронов на внешнем слое.

В группе она убывает сверху вниз при увеличении числа электронных слоёв и увеличении атомных радиусов.

Наибольшей ЭО в каждом периоде обладают самые маленькие атомы с семью внешними электронами — атомы галогенов (инертные газы соединений не образуют).

Наименьшая ЭО в периоде у самого большого атома с одним внешним электроном — атома щелочного металла.

Обрати внимание!

Значения электроотрицательности элементов позволяют определить:

— заряды атомов в соединении;

— сдвиг электронов при образовании химической связи.

Установим, как происходит сдвиг электронов при взаимодействии атомов хлора и серы, cеры и кислорода.

Пример:

хлор и сера расположены в третьем периоде. Электроотрицательность по периоду возрастает слева направо. ЭО хлора больше ЭО серы, значит, электроны будут сдвинуты от серы к хлору. Заряд атома серы будет положительным, а хлора — отрицательным:

Sδ+→Clδ−.

Проверим вывод по шкале Полинга. Электроотрицательность хлора равна (3), а электроотрицательность серы — (2,5). Хлор более электроотрицательный.

Пример:

кислород и сера расположены в шестой А группе. Электроотрицательность по группе сверху вниз уменьшается. ЭО кислорода больше ЭО серы, значит, электроны будут сдвинуты от серы к кислороду. Атом серы имеет положительный заряд, а кислорода — отрицательный:

Sδ+→Oδ−.

По шкале Полинга электроотрицательность кислорода равна (3,5), а электроотрицательность серы — (2,5). Более электроотрицательный — кислород.

При сравнении ЭО элементов часто используют ряд электроотрицательности, расположив элементы в порядке убывания её значения:

F,O,N,Cl,Br,S,C,P,H,Si,Mg,Li,Na.

Источники:

Габриелян О. С. Химия. 8 класс. Учебник для общеобразовательных учреждений. М.: Дрофа, 2013. — 71с

Жилин Д. М. Химия. 8 класс. Учебник для общеобразовательных учреждений. М.: Бином. Лаборатория знаний, 2011. — 245с.

Источник

Вы хотите познавать химию и профессионально, и с удовольствием? Тогда вам сюда! Автор методики системно-аналитического изучения химии Богунова В.Г. раскрывает тайны решения задач, делится секретами мастерства при подготовке к ОГЭ, ЕГЭ, ДВИ и олимпиадам.

Полный каталог статей вы найдете на авторском сайте в разделе “Статьи репетитора Богуновой В.Г.”

Продолжаю знакомить читателей с предполагаемыми “заданиями в измененной ситуации” ЕГЭ по химии 2021. Сегодня у меня “сюрреалистичные задания” ассоциируются с работами великолепного художника Бориса Валледжо – мастера фэнтези-миров. Давайте вместе полюбуемся на эту красоту!

Борис Валледжо

После такого великолепия воистину хочется творить, изменяя ситуацию до неузнаваемости!

Предлагаю вам “задания в новой ситуации” 2-й позиции КИМов ЕГЭ: “Закономерности изменения химических свойств элементов и их соединений по периодам и группам. Общая характеристика металлов IА–IIIА групп в связи с их положением в Периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева и особенностями строения их атомов. Характеристика переходных элементов – меди, цинка, хрома, железа – по их положению в Периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева и особенностям строения их атомов. Общая характеристика неметаллов IVА–VIIА групп в связи с их положением в Периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева и особенностями строения их атомов”.

Я решила посмотреть на закономерности изменения свойств элементов и соединений через призму квантовых чисел.

Заинтриговала? Вначале – небольшой ликбез по закономерностям изменения свойств элементов и соединений

Схема Богуновой (только для главных подгрупп)

Основные понятия

1) Неметаллы (Н на схеме) – на внешнем (валентном) электронном уровне имеют 4-7 электронов, легко принимают электроны. С неметаллическими свойствами связаны кислотные свойства оксидов и кислородсодержащих кислот: чем активней неметалл, тем сильнее кислота (при одинаковой степени окисления элемента).

2) Металлы (М на схеме) – на внешнем (валентном) электронном уровне имеют 1-3 электрона, легко отдают электроны. С металлическими свойствами связаны основные свойства оксидов и гидроксидов: чем активней металл, тем сильнее основание.

3) Электроотрицательность (ЭО на схеме) – способность атома притягивать к себе электроны (и свои, и чужие). ЭО тесно коррелирует (соотносится) с неметаллическими свойствами и окислительной активностью. Это хорошо видно на схеме.

4) Радиус атома (РА на схеме) – расстояние между атомным ядром и самой дальней орбитой электронов в электронной оболочке атома. Радиус атома тесно коррелирует (соотносится) с металлическими свойствами и восстановительной активностью. Это видно на схеме. С радиусом атома связаны кислотные свойства бескислородных кислот: чем больше радиус атома, тем сильнее бескислородная кислота (HF<HCl<HBr<HI)

5) Энергия ионизации (ЭИ на схеме) – количество энергии, которое атом должен поглотить для освобождения электрона; образуется ион-катион (+ заряжен положительно). Энергия ионизации коррелирует с электроотрицательностью: чем больше электроотрицательность, тем больше энергия ионизации. Энергия ионизации и радиус атома связаны обратной зависимостью: чем больше радиус атома, тем меньше энергия ионизации.

6) Сродство к электрону (СЭ на схеме) – энергия, которая выделяется или поглощается в процессе присоединения электрона к свободному атому; образуется ион-анион (- заряжен отрицательно).
Сродство к электрону численно равно, но противоположно по знаку энергии ионизации: чем выше энергия ионизации, тем ниже энергия сродства к электрону (и наоборот).

7) Окислительная активность (О на схеме) – способность отбирать электроны у других атомов. Окислительная активность коррелирует с неметаллическими свойствами и ЭО.

8) Восстановительная активность (В на схеме) – способность отдавать валентные электроны (электроны внешнего уровня) другим атомам. Восстановительная активность коррелирует с металлическими свойствами и радиусом атома. Это хорошо видно на схеме.

Ловите “измененные” задания! Предупреждаю, я – не Ванга! Какие вопросы будут на ЕГЭ – не знаю! Даю авторские тесты исключительно для тренировки ваших (и моих тоже) мозгов!

Задание 2

1. Из указанных химических элементов выберите три р-элемента. Расположите выбранные элементы в порядке увеличения суммы орбитальных квантовых чисел электронов внешнего уровня

1) Cl

2) Sr

3) Se

4) P

5) K

2. Из указанных химических элементов выберите три элемента, у которых максимальное значение орбитальных квантовых чисел электронов внешнего уровня равно 1. Расположите выбранные элементы в порядке возрастания окислительных свойств соответствующих простых веществ

1) Sn

2) Ca

3) Rb

4) С

5) Si

3. Из указанных химических элементов выберите три элемента, у которых в основном состоянии сумма орбитальных квантовых чисел электронов внешнего уровня больше нуля. Расположите выбранные элементы в порядке уменьшения их валентности в летучих водородных соединениях.

1) P

2) Ca

3) Cl

4) Zn

5) C

4. Из указанных химических элементов выберите три элемента, у которых орбитальное квантовое число электронов внешнего уровня имеет максимальное значение, равное 1. Расположите выбранные элементы в порядке возрастания их окислительной активности

1) Mg

2) P

3) N

4) O

5) Ti

5. Из указанных химических элементов выберите три элемента c одинаковой суммой главных квантовых чисел электронов внешнего уровня. Расположите эти элементы в порядке увеличения сродства к электрону.

1) B

2) Cl

3) S

4) Al

5) Ca

6. Из указанных химических элементов выберите три элемента c одинаковыми главными квантовыми числами электронов внешнего уровня. Расположите эти элементы в порядке усиления кислотных свойств их высших оксидов.

1) P

2) Al

3) C

4) S

5) B

7. Из указанных химических элементов выберите три элемента, у которых в основном состоянии сумма орбитальных квантовых чисел электронов внешнего уровня равна нулю. Расположите выбранные элементы в порядке возрастания восстановительной активности соответствующих им простых веществ.

1) Mg

2) K

3) B

4) C

5) Ca

8. Из указанных химических элементов выберите три элемента, у которых орбитальные квантовые числа электронов внешнего уровня меньше 1. Расположите выбранные элементы в порядке возрастания основных свойств их оксидов.

1) Ca

2) Se

3) Cl

4) Ba

5) Mg

9. Из указанных химических элементов выберите три элемента c одинаковой суммой орбитальных квантовых чисел электронов внешнего уровня. Расположите эти элементы в порядке усиления основных свойств их гидроксидов

1) Be

2) S

3) Mg

4) C

5) Ca

10. Из указанных химических элементов выберите три элемента c одинаковыми орбитальными квантовыми числами электронов внешнего уровня. Расположите эти элементы в порядке усиления кислотных свойств их оксидов.

1) Li

2) Ca

3) Cs

4) N

5) K

Ой, а ответов не будет! Обсуждайте, пишите в комментариях свое видение. Поспорим. Глядишь, родим истину!

Понравилась статья? Скоро будет продолжение. Самое интересное, как всегда, впереди! Успехов и удачи! До встречи на Яндекс Дзен! Не забывайте подписаться на мой канал и поставить лайк!

Репетитор по химии и биологии кбн В.Богунова

Хочешь сдать ЕГЭ по химии и биологии на 90+? WhatsApp репетитора Богуновой В.Г. +7(903)186-74-55 Еще есть время для подготовки!

Сайт репетитора Богуновой В.Г.

Репетитор Богунова В.Г. ВК

Ютуб-канал репетитора Богуновой В.Г.

Источник

Эле́ктроотрица́тельность (χ) (относительная электроотрицательность) — фундаментальное химическое свойство атома, количественная характеристика способности атома в молекуле смещать к себе общие электронные пары, то есть способность атомов оттягивать к себе электроны других атомов. Самая высокая степень электроотрицательности у галогенов и сильных окислителей (p-элементов, F, O, N, Cl), а низкая — у активных металлов (s-элементов I группы).

Современное понятие об электроотрицательности атомов было введено американским химиком Л. Полингом. Он использовал понятие электроотрицательности для объяснения того факта, что энергия гетероатомной связи A—B (A, B — символы любых химических элементов) в общем случае больше среднего геометрического значения гомоатомных связей A—A и B—B.

Первая и широко известная (самая распространённая) шкала относительных атомных электроотрицательностей Полинга охватывает значения от 0,7 для атомов франция до 4,0 для атомов фтора. Фтор — наиболее электроотрицательный элемент, за ним следует кислород (3,5) и далее азот и хлор (щелочные и щёлочноземельные металлы имеют наименьшие значения электроотрицательности, лежащие в интервале 0,7—1,2, а галогены — наибольшие значения, находящиеся в интервале 4,0—2,5. Электроотрицательность типичных неметаллов находится в середине общего интервала значений и, как правило, близка к 2 или немного больше 2. Электроотрицательность водорода принята равной 2,1. Для большинства переходных металлов значения электроотрицательности лежат в интервале 1,5—2,0. Близки к 2,0 значения электроотрицательностей тяжёлых элементов главных подгрупп. Существует также несколько других шкал электроотрицательности, в основу которых положены разные свойства веществ. Но относительное расположение элементов в них примерно одинаково.

Теоретическое определение электроотрицательности было предложено американским физиком Р. Малликеном. Исходя из очевидного положения о том, что способность атома в молекуле притягивать к себе электронный заряд зависит от энергии ионизации атома и его сродства к электрону, Р. Малликен ввёл представление об электроотрицательности атома А как о средней величине энергии связи наружных электронов при ионизации валентных состояний (например, от А− до А+) и на этой основе предложил очень простое соотношение для электроотрицательности атома:

где J1A и εA — соответственно энергия ионизации атома и его сродство к электрону.

В настоящее время для определения электроотрицательностей атомов существует много различных методов, результаты которых хорошо согласуются друг с другом, за исключением относительно небольших различий, и во всяком случае внутренне непротиворечивы.
Помимо шкалы Малликена, описанной выше, существует более 20 различных других шкал электроотрицательности (в основу расчёта значений которых положены разные свойства веществ), среди которых шкала Л. Полинга (основана на энергии связи при образовании сложного вещества из простых), шкала Олреда-Рохова (основана на электростатической силе, действующей на внешний электрон) и др.

Строго говоря, элементу нельзя приписать постоянную электроотрицательность. Электроотрицательность атома зависит от многих факторов, в частности, от валентного состояния атома, формальной степени окисления, типа соединения, координационного числа, природы лигандов, составляющих окружение атома в молекулярной системе, и от некоторых других. В последнее время все чаще для характеристики электроотрицательности используют так называемую орбитальную электроотрицательность, зависящую от типа атомной орбитали, участвующей в образовании связи, и от её электронной заселённости, то есть от того, занята атомная орбиталь неподелённой электронной парой, однократно заселена неспаренным электроном или является вакантной. Но, несмотря на известные трудности в интерпретации и определении электроотрицательности, она всегда остаётся необходимой для качественного описания и предсказания природы связей в молекулярной системе, включая энергию связи, распределение электронного заряда и степень ионности (полярности), силовую постоянную и т. д.

Читайте также: Какие свойства у серебра

В период бурного развития квантовой химии как средства описания молекулярных образований (середина и вторая половина XX века) плодотворным оказался подход Л. Полинга, который в числе прочих исследований ввёл собственную шкалу электроотрицательностей, в которой из «стандартных» элементов максимальную имеет фтор (), а минимальную — франций (). Степень ионности связи, то есть вклад структуры, при которой более электроотрицательный атом полностью «забирает» себе валентные электроны, в общую резонансную «картину», в этой теории определяется как

где — разность электроотрицательностей образующих связь атомов.

Одним из наиболее развитых в настоящее время подходов является подход Сандерсона. В основу этого подхода легла идея выравнивания электроотрицательностей атомов при образовании химической связи между ними. В многочисленных исследованиях были найдены зависимости между электроотрицательностями Сандерсона и важнейшими физико-химическими свойствами неорганических соединений подавляющего большинства элементов периодической таблицы.[1] Очень плодотворной оказалась и модификация метода Сандерсона, основанная на перераспределении электроотрицательности между атомами молекулы для органических соединений.[2][3][4]

Детальный поиск взаимосвязи между шкалами электроотрицательностей позволил сформировать новый подход к выбору практической шкалы электроотрицательностей атомов. В основу практической шкалы электроотрицательностей атомов взята концепция Луо-Бенсона, использующая понятие ковалентного радиуса r. По физическому смыслу электроотрицательность атома χЛБ — это величина, пропорциональная энергии притяжения валентного электрона, находящегося на расстоянии r от атомного ядра:
χ ЛБ=(m+n)/r,

Где m и n — число p- и s- электронов в валентной оболочке атома.

Сами Луо и Бенсон рекомендовали для величины χ ЛБ (электроотрицательности атомов) более точное название «ковалентный потенциал». В процессе разработки практической шкалы электроотрицательностей шкала Луо и Бенсона была дополнена электроотрицательностями d- и f-элементов, для которых в расчётное управление введено число внешних электронов, равное двум. Значения электроотрицательностей атомов в практической шкале χ * и их ковалентных радиусов r (Å) приведены в таблице:

Z	Элемент	χ*	r
1	H	2,7	0,371
3	Li	0,75	1,337
4	Be	2,08	0,96
5	B	3,66	0,82
6	C	5,19	0,771
7	N	6,67	0,75
8	O	8,11	0,74
9	F	9,915	0,706
11	Na	0,65	1,539
12	Mg	1,54	1,30
13	Al	2,40	1,248
14	Si	3,41	1,173
15	P	4,55	1,10
16	S	5,77	1,04
17	Cl	7,04	0,994
19	K	0,51	1,953
20	Ca	1,15	1,74
21	Sc	1,49	1,34
22	Ti	1,57	1,27
23	V	1,65	1,21
24	Cr	1,72	1,16
25	Mn	1,71	1,17
26	Fe	1,72	1,16
27	Co	1,83	1,09
28	Ni	1,92	1,04
29	Cu	2,30	0,87
30	Zn	1,87	1,07
31	Ga	2,38	1,26
32	Ge	3,24	1,223
33	As	4,20	1,19
34	Se	5,13	1,17
35	Br	6,13	1,141
37	Rb	0,48	2,087
38	Sr	1,05	1,91
39	Y	1,31	1,52
40	Zr	1,40	1,43
41	Nb	1,43	1,40
42	Mo	1,46	1,37
43	Tc	1,56	1,28
44	Ru	1,65	1,21
45	Rh	1,69	1,18
46	Pd	1,80	1,11
47	Ag	1,79	1,12
48	Cd	1,56	1,28
49	In	2,00	1,497
50	Sn	2,83	1,412
51	Sb	3,62	1,38
52	Te	4,38	1,37
53	I	5,25	1,333
55	Cs	0,43	2,323
56	Ba	1,01	1,98
57	La	1,17	1,71
59	Pr	1,20	1,66
61	Pm	1,23	1,63
63	Eu	1,23	1,62
65	Tb	1,28	1,56
67	Ho	1,31	1,53
69	Tm	1,33	1,50
70	Yb	1,34	1,49
71	Lu	1,36	1,47
72	Hf	1,41	1,42
73	Ta	1,44	1,39
74	W	1,45	1,38
75	Re	1,46	1,37
76	Os	1,46	1,37
77	Ir	1,46	1,37
78	Pt	1,49	1,34
79	Au	1,50	1,33
80	Hg	1,51	1,32
81	Tl	1,91	1,57
82	Pb	2,60	1,55
83	Bi	3,29	1,52
84	Po	4,03	1,49
85	At	4,67	1,50

Приведённая в таблице совокупность значение χ* демонстрирует важную особенность практической шкалы электроотрицательностей: значение электроотрицательности для водорода в этой шкале χ*(H)=2,7 определяет чёткую границу между металлами (М) и неметаллами [Н]: χ*(М) < χ*[Н]. Исключение составляют лишь постпереходные металлы (Sn, Bi, Po), в то время как в других шкалах значения электроотрицательностей, меньшие электроотрицательности водорода, помимо металлов, имеют большинство неметаллов (B, Si, Ge, As, Sb, Te), а в шкале Парра-Пирсона даже углерод, фосфор, сера, селен, иод.[5]

Особое положение водорода в практической шкале даёт основание рассматривать электроотрицательность водорода как «меру» электроотрицательности элементов, которая позволяет осуществить переход к безразмерной практической шкале χ*, определяемой как отношение χ*(X)/ χ*(Н).[5]

Источник