Переодически изменяется какое свойство атом
Свойства атомов изменяются периодически. В периоде слева направо наблюдается ослабление металлических свойств простых веществ. Так, в третьем периоде после очень активного металла натрия находится умеренно активный магний. Их оксиды проявляют основные свойства. Далее идут металл алюминий с амфотерными свойствами и кремний, имеющий лишь слабые признаки металличности. Простые вещества следующих элементов периода: кремний, фосфор и сера — являются неметаллами; в этом ряду прослеживается усиление неметаллических свойств. Период заканчивается благородным газом аргоном, а следующий за ним элемент — активный металл калий — начинает четвертый период. Металлические свойства простых веществ обусловлены наличием большого числа свободных орбиталей, энергетически доступных для заселения электронами. Таких орбиталей становится все больше у тяжелых элементов (5—7-й периоды). Поэтому в группах металлич- ность усиливается при переходе сверху вниз.
К периодическим свойствам относится и размер (радиус) атома. Внешняя граница атома расплывчата, так как плотность электронных облаков плавно убывает по мере удаления от ядра. Данные о радиусах атомов получают из определения расстояний между ними в молекулах и кристаллических структурах. Проведены также расчеты на основе уравнений квантовой механики. На рис. 1.8 показано изменение атомных радиусов в зависимости от заряда ядра. От водорода к гелию радиус несколько увеличивается, а затем резко увеличивается у лития. Это объясняется появлением второго энергетического уровня. Во втором периоде от лития к неону по мере увеличения заряда ядра радиусы уменьшаются. В то же время увеличение числа электронов на данном энергетическом уровне ведет к усилению их взаимного отталкивания. Поэтому к концу периода снижение радиуса замедляется. При переходе от неона к натрию — первому элементу третьего периода — радиус снова резко возрастает, а потом постепенно уменьшается до аргона. После этого снова происходит резкое увеличение радиуса у калия. Получается характерная периодическая пилообразная кривая. Каждый участок кривой от щелочного металла до благородного газа характеризует изменение радиуса в периоде: мы наблюдаем уменьшение радиуса при переходе слева направо. Интересно также выяснить характер изменения радиусов в группах элементов. Для этого надо провести линию через элементы одной группы. По положению максимумов у щелочных металлов видно, что радиусы атомов в группе сверху вниз увеличиваются. Это связано с ростом числа электронных оболочек.
От размера атома зависят многие другие как физические, так и химические свойства. При определенной затрате энергии атом может потерять один или несколько электронов. Чем больше радиус внешних облаков, тем легче атом теряет электрон. При этом он превращается в положительно заряженный ион.
Рис. 1.8. Периодичность изменения атомных радиусов
Ион — одно из возможных состояний атома, в котором он имеет электрический заряд вследствие потери или приобретения электронов.
Способность атома переходить в положительно заряженный ион характеризуется энергией ионизации (ЕИ). Это минимальная энергия, необходимая для отрыва внешнего электрона от атома в газообразном состоянии:
Образовавшийся положительный ион тоже может терять электроны, становясь двухзарядным, трехзарядным и т. д. Энергия ионизации при этом сильно возрастает.
Энергия ионизации атомов увеличивается в периодах при переходе слева направо и уменьшается в группах при переходе сверху вниз, т. е. противоположно изменению радиуса.
Многие (но не все) атомы способны присоединять дополнительный электрон, превращаясь в отрицательно заряженный ион А-. Эта способность характеризуется энергией сродства к электрону (?ср), т. е. энергией, выделяющейся при присоединении электрона к атому, находящемуся в газообразном состоянии:
Изменение энергии сродства к электрону в периоде более сложно, так как у элементов НА и VIIIA групп сродство к электрону отсутствует. Приближенно можно считать, что энергия сродства к электрону (подобно энергии ионизации) увеличивается в периодах слева направо (до VII группы включительно) и уменьшается в группах сверху вниз.
Ионы с положительными и отрицательными зарядами притягиваются друг к другу, что ведет к разнообразным превращениям. Наиболее простой случай — это образование ионных связей, т. е. объединение ионов в вещество под действием электростатического притяжения. Тогда возникает ионная кристаллическая структура, характерная для хлорида натрия NaCl (пищевая соль) и множества других солей.
Возможность появления положительных и отрицательных зарядов на разных атомах в сложных веществах зависит от их свойства, называемого электр о отрицательностью. Это свойство — производное от энергии ионизации и энергии сродства к электрону. В качестве меры электроотрицательности атома можно взять сумму абсолютных значений Еср и Ен. В соответствии с характером изменения этих величин наибольшая электроотрицательность у фтора, а наименьшая — у франция. На практике применяют значения относительной электроотрицательности (%), принимая за единицу электроотрицательность лития.
Относительная электроотрицательность — это характеристика атома, показывающая его способность приобретать отрицательный заряд в сложном веществе.
Химические элементы первых трех периодов имеют следующие значения относительной электроотрицательности:
Электроотрицательность большинства неметаллов больше двух, а большинства металлов меньше двух.
Из двух атомов, связанных между собой, атом с большей электроотрицательностью заряжается отрицательно, с меньшей электроотрицательностью — положительно. Величина возникающих зарядов зависит от разности электроотрицательностей (Д^).
При Д% > 2 атомы образуют не молекулы, а кристаллические структуры ионного типа — структуры, построенные из ионов. Большие разности электроотрицательностей характерны для солей, так как в них атомы металлов связаны с наиболее электроотрицательными атомами галогенов (бинарные соли) или кислорода (соли кислородных кислот).
Вопросы и задания
- 1. Как вы думаете, чем обусловлено явление периодичности?
- 2. Объясните тенденцию изменения радиусов атомов элементов: а) одного периода; б) одной группы.
- 3. Охарактеризуйте понятие «энергия ионизации».
- 4. Дайте определение понятия «энергия сродства к электрону».
- 5. Как зависят металлические и неметаллические свойства атомов от значений энергии ионизации и энергии сродства к электрону?
Источник
Выше говорилось (см. параграф 16) о периодичности изменения атомных объемов — первой периодической зависимости, выявленной у атомов. После появления метода рентгеноструктурного анализа и создания теории строения атомов появилась возможность определять атомные радиусы и правильно понять сущность этой характеристики атома. Атом нс имеет четко определенной внешней границы, так как плотность внешних электронных облаков постепенно убывает по мере удаления от центра атома. Поэтому размеры атомов определяют на основе средних расстояний между атомами в молекулах, а также исходя из расстояний между атомами в кристаллических веществах. Например, расстояния между атомами углерода в алмазе составляют 154 пм. Делением этого расстояния на два получаем радиус атома углерода, равный 77 пм. В молекуле хлора расстояние между атомами 198 пм, откуда можно получить радиус атома хлора, равный 99 пм. Полученные таким образом радиусы называются ковалентными. Проверим, сохраняют ли эти радиусы постоянство. Складывая радиусы углерода и хлора, мы, вероятно, можем получить длину химической связи С—Cl. Эта сумма равна 176 пм. Экспериментальное изучение тетрахлорида углерода СС14 подтвердило, что расстояние между атомами углерода и хлора равно 176 пм. Таким образом, ковалентный радиус можно использовать для характеристики размера атома.
Интересно также выяснить, на каком минимальном расстоянии могут находиться не связанные между собой атомы. Изучение хлора в кристаллическом состоянии показало, что расстояние между атомами хлора в соседних молекулах составляет 360 пм, откуда для радиуса атома получается значение 180 им. Это значительно больше, чем расстояние между атомами внутри молекулы. Такое расстояние возникает в результате установления равновесия сил электростатического притяжения и отталкивания между всеми электронами и ядрами соседних, не связанных между собой атомов. Радиус атома, определенный таким способом, называется вандерваальсовым. Очевидно, что вандерваальсов радиус попадает в область меньшей плотности вероятности электронного облака, чем ковалентный радиус.
Ход изменения радиусов в периодах и группах таблицы Менделеева следует анализировать, используя значения радиусов, полученные одним и тем же методом. На рис. 5.10 представлена зависимость ковалентных радиусов атомов от заряда ядра. Из рисунка следует, что при переходе вдоль 2-го периода от бора к фтору радиус атома постепенно уменьшается. У неона радиус несколько увеличивается. Но при переходе к следующему за неоном натрию радиус резко возрастает, а потом от натрия до хлора снова постепенно уменьшается. Далее наблюдается резкое увеличение радиуса у калия. Получается характерная периодическая пилообразная кривая, каждый участок которой характеризует изменение радиуса в периоде: мы наблюдаем уменьшение радиуса при переходе слева направо. Интересно также выяснить характер изменения радиусов в группах элементов. Для этого надо провести линию через элементы одной группы. По положению галогенов F—С1—Вг непосредственно видно, что радиусы атомов при переходе в группе сверху вниз увеличиваются. Так же изменяются радиусы атомов и в других группах. Такой ход увеличения радиусов по группам связан с увеличением числа электронных оболочек.
Рис. 5.10. Периодическая зависимость атомных радиусов от заряда ядра
От радиусов зависят многие другие свойства атомов, как физические, так и химические. Например, увеличением радиусов атомов можно объяснить понижение температур плавления щелочных металлов от лития к цезию:
Размеры атомов связаны с их энергетическими свойствами. Чем больше радиус внешних электронных облаков, тем легче атом теряет электрон. При этом он превращается в положительно заряженный ион.
Ион — одно из возможных состояний атома, в котором он имеет электрический заряд вследствие потери или присоединения электронов.
Способность атома переходить в положительно заряженный ион характеризуется энергией ионизации Ен. Это минимальная энергия, необходимая для отрыва внешнего электрона от атома в газовом состоянии:
Образовавшийся положительно заряженный ион тоже может терять электроны, становясь двухзарядным, трехзарядным и т.д. Величина энергии ионизации для каждого следующего электрона сильно возрастает.
Энергия ионизации атомов увеличивается в периоде при переходе слева направо по мере уменьшения радиусов атомов и уменьшается в группах при переходе сверху вниз по мере увеличения радиусов. Для 2-го периода и группы I таблицы Менделеева это выглядит следующим образом:
Элементы в периоде | и | Be | В | С | N | О | F | Nc |
Энергия ионизации, кДж/моль | 520 | 899 | 800 | 1086 | 1402 | 1314 | 1681 | 2080 |
Элементы в группе | Li | Na | К | Rb | Cs | Fr | ||
Энергия ионизации, кДж/моль | 520 | 496 | 419 | 403 | 376 | 393 |
Атомы способны не только терять электроны, но и присоединять дополнительный электрон, превращаясь при этом в отрицательно заряженный ион А-. Это свойство характеризуется энергией сродства к электрону ?ср. Образующийся ион А- устойчив, если энергия сродства к электрону положительна, т.е. выделяется в процессе
Атомы элементов групп ПА и VIIIA, имеющие соответственно заполненный внешний s-подуровень и заполненный внешний ^-подуровень, сродства к электрону не проявляют. Общий ход изменения Ен и ?ср в периодах и группах одинаков.
Пример 5.3. Могут ли атомы магния и аргона в газовом состоянии образовать положительно и отрицательно заряженные ионы?
Решение. Положительно заряженные ионы могут образовывать все атомы. Отрицательно заряженные ионы данные атомы образовать не могут, так как они относятся к группам НА и VIIIA.
Ионы с положительными и отрицательными зарядами притягиваются между собой, что ведет к разнообразным превращениям. Наиболее простой случай — это образование ионных связей, т.е. объединение ионов в вещество под действием электростатического притяжения. Тогда возникает ионная кристаллическая структура, характерная для поваренной соли NaCl и множества других солей. Но может быть так, что отрицательный ион не очень прочно удерживает свой лишний электрон, а положительный ион, наоборот, стремится восстановить свою электронейтральность. Тогда взаимодействие между ионами может привести к образованию молекул. Очевидно, что ионы разного знака заряда Н+ и Н~ притягиваются между собой. Но в силу того что это ионы одинаковых атомов, они образуют молекулу водорода Н2 с нулевыми зарядами на атомах.
Величина энергии ионизации непосредственно связана с восстановительной способностью атомов: чем эта энергия меньше, тем легче атом отдает электрон, тем сильнее его восстановительные свойства.
Соответственно, величина сродства к электрону характеризует окислительную способность атомов: чем эта энергия больше, тем легче атом присоединяет электрон, тем сильнее его окислительные свойства.
Источник
3. Периодический закон и периодическая система химических элементов
3.3. Периодическое изменение свойств атомов элементов
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.
Источник