Свойства элементов и периодическая система

Так как электронное строение элементов изменяется периодически, то соответственно периодически изменяются и свойства элементов, определяемые их электронным строением, такие как размеры атомов, энергия ионизации, окислительно-восстановительные и другие свойства.

Атомные радиусы. Важнейшей характеристикой атома является его размер, однако вследствие вероятностного характера нахождения электронов на энергетических уровнях и подуровнях и волновой природы их движения размеры атома не могут быть точно определены. В качестве радиуса атома принимается эффективный радиус, т.е. расстояние от ядра атома до области максимальной плотности внешней электронной орбитали.

Атомные радиусы изменяются периодически по мере увеличения заряда ядра (табл. 4).

Таблица 4

Атомные радиусы некоторых элементов

 

Атом	r, нм		Атом	r, нм		Атом	r, нм
H	0,046		Cl	0,121		Ne	0,160
Li	0,155		Br	0,150		Mg	0,160
Na	0,189		I	0,165		Al	0,143
K	0,236		Be	0,113		Si	0,134
Rb	0,248		C	0,077		P	0,130
Cs	0,268		N	0,071		S	0,125
F	0,064		O	0,066		Ar	0,192

 

В периодах для элементов главных подгрупп металлические свойства уменьшаются, а неметаллические свойства увеличиваются с возрастанием порядкового номера элемента, так как радиусы атомов в этом направлении уменьшаются. Уменьшается расстояние электронов от ядра, возрастает сила взаимодействия между ядром атома и электронами.

Чем выше заряд атома, тем больше уровней энергии, на которых расположены электроны, тем больше расстояние электронов внешнего уровня от ядра, меньше их притяжение к ядру, легче происходит отдача электронов, сильнее выражены металлические свойства элемента.

В главных подгруппах металлические свойства элементов увеличиваются, а неметаллические свойства уменьшаются с возрастанием порядкового номера элемента.

В качестве меры металлического и неметаллического характера элементов можно принять энергию ионизации их атомов.

Энергия ионизации (I) - это энергия, которую нужно затратить для отрыва электрона от невозбужденного атома (Э^О) для превращения его в положительно заряженный ион (Э⁺):

Э^О+ I = Э⁺ + .

Энергию ионизации выражают либо в килоджоулях на моль (кДж/моль), либо в электронвольтах (эВ).

Для многоэлектронных атомов энергия ионизации I₁, I₂, I₃,...I_n соответствует отрыву 1- го, 2 - го и т.д. электронов. При этом I₁< I₂< I₃...< I_n, так как увеличение числа оторванных электронов приводит к возрастанию положительного заряда образующегося иона.

Энергия ионизации характеризует восстановительную способность элемента: чем она меньше, тем легче оторвать электрон от атома, т.е. тем сильнее выражены металлические свойства.

Обычно металлы обладают относительно низкой энергией ионизации (496 кДж/моль для Na, 503 кДж/моль для Ba), а неметаллы – высокой энергией ионизации (1680 кДж/моль для F, 1401кДж/моль для N). Атомам элементов, проявляющих амфотерные свойства (Be, Al, Ge, Sb), отвечают промежуточные значения энергии ионизации, а благородным газам – наивысшие значения (2080 кДж/моль для Ne, 2372 кДж/моль для He).

В пределах группы (А подгруппы) периодической системы энергия ионизации атомов уменьшается по мере возрастания расстояния электрона от ядра и увеличения размера атомов, т.е. металлические свойства усиливаются с возрастанием порядкового номера элемента.

В периодах слева направо энергия ионизации увеличивается с увеличением заряда ядра атома и с уменьшением их радиусов, т.е. металлические свойства в пределах периода слева направо ослабевают.

У d – элементов энергия ионизации сравнительно мало изменяется при переходе от одного элемента к другому.

Сродство к электрону. Неметаллы характеризуются способностью присоединять электроны с образованием отрицательных ионов, выделяющаяся при этом энергия называется сродством к электрону (F):

Э°+ = Э ^- + F.

 

У неметаллов тем больше энергия сродства к электрону, чем ближе элемент находится к концу периода, т.е. неметаллические свойства в пределах периода увеличиваются с возрастанием порядкового номера элемента.

Для элементов главных подгрупп сверху вниз энергия сродства к электрону уменьшается и неметаллические свойства соответственно ослабевают.

Электроотрицательность. Так как атомы многих элементов могут и отдавать, и принимать электроны, то их химические свойства определяются полусуммой энергии сродства к электрону и энергии ионизации. Эта величина называется электроотрицательностью (ЭО):

ЭО = ½ (I + F).

ЭО позволяет оценить способность атома данного элемента оттягивать на себя электронную плотность по сравнению с другими атомами, входящими в состав данного соединения.

Электроотрицательность элементов увеличивается в пределах периодов слева направо и уменьшается в пределах главных подгрупп сверху вниз.

Таким образом, самыми электроотрицательными элементами в ПС являются типичные неметаллы (элементы VII A подгруппы). Часто для удобства пользуются величиной относительной электроотрицательности (ОЭО). Значения ОЭО элементов главных подгрупп периодической системы приведены в табл. 5.

 

Таблица 5

Относительная электроотрицательность атомов

 

Н
2,1
Li	Be	В	С	N	О	F
0,98	1,5	2,0	2,5	3,07	3,5	4,0
Na	Mg	Al	Si	P	S	CI
0,93	1,2	1,6	1,9	2,2	2,6	3,0
К	Ca	Ga	Ge	As 2,1	Se	Br
0,91	1,04	1,8	2,0	2,5	2,8
Rb	Sr	In	Sn	Sb	Те	J
0,89	0,99	1,5	1,7	1,8	2,1	2,6

ВОПРОСЫ ДЛЯ САМОКОНТРОЛЯ

1. Исходя из строения атомов, объясните, как и почему изменяются химические свойства элементов 4 – го периода. Приведите примеры электронных формул s -, p – и d – элементов этого периода.

2. Приведите схемы распределения электронов по энергетическим уровням и подуровням для атомов хлора и марганца, а также ионов Cl^- и Mn²⁺.

3. Приведите электронные формулы, охарактеризуйте химические свойства, определите, какую высшую валентность и почему могут проявлять элементы с порядковыми номерами 25 и 53.