Переодически изменяется какое свойство атомов
При рассмотрении свойств элементов отметим, что причиной их периодического изменения является периодичность структур электронных слоев и оболочек атомов. Важнейшими периодически изменяющимися свойствами свободных атомов являются радиусы атомов, энергия ионизации и сродство к электрону.
РАДИУСЫ АТОМОВ И ИОНОВ. Изолированный атом не имеет строго определенного размера из-за волновых свойств электрона. Следовательно, понятие размера атома, его радиуса весьма условно. Тем не менее, часто необходимо знать хотя бы приближенные значения радиусов атомов. Для их оценки используют так называемые ЭФФЕКТИВНЫЕ РАДИУСЫ. Это радиусы, которые имеют атомы, входя в состав реальных простых веществ. Их обозначают .
Эффективные атомные радиусы элементов в периодах уменьшаются от щелочного металла к галогену. Объяснить это можно тем, что с увеличением заряда ядра увеличивается сила кулоновского притяжения электронов к ядру, которая преобладает над силами взаимного отталкивания электронов. Происходит сжатие электронной оболочки. Наиболее заметное уменьшение эффективного радиуса наблюдается для s- и р – элементов. В рядах d и f – элементов радиусы изменяются более плавно вследствие заполнения электронами второй и третьей снаружи оболочки.
В главных подгруппах с увеличение главного квантового числа происходит заметное увеличение радиуса атома. Для элементов побочных подгрупп изменение радиусов незначительное, а при переходе от пятого к шестому периоду эффективные радиусы атомов практически не изменяются. Это является следствием сжатия электронной оболочки в семействе лантоноидов, которое и компенсирует увеличение объема атома.
При отрыве электрона с внешнего уровня атома происходит уменьшение эффективного радиуса, а в случае образования отрицательного иона – увеличение. Ионные радиусы, как и атомные, являются периодической функцией заряда ядра.
ЭНЕРГИЯ ИОНИЗАЦИИ. Мы уже знаем, что отдельный атом в основном состоянии представляет собой наиболее устойчивую систему из данных частиц. Поэтому для любого изменения структуры этой системы требуется затрата энергии. Величина энергии, которая затрачивается для отрыва одного электрона от нейтрального атома в основном состоянии, называется энергией ионизации данного атома (), или ионизационным потенциалом. Эту энергию обычно относят к одному молю атомов и выражают в килоджоулях на моль или электроновольтах (эВ).
Энергия ионизации – важная характеристика атома. Она позволяет судить о том, насколько прочно связаны электроны в атоме.
В группе при увеличении порядкового номера элемента наблюдается уменьшение энергии ионизации. Оно связано с увеличением радиуса атома.
В периодах энергия ионизации атомов слева направо возрастает. Это вызвано сжатием электронной оболочки вследствие увеличения эффективного заряда ядра. Наименьшей является прочность связи
— электрона с ядром (при . Поэтому атомы щелочных металлов имеют самые низкие значения энергии ионизации. Причем, с увеличениям n их энергия ионизации понижается вследствие экранирующего действия внутренних электронов. Эта закономерность имеется и у р- элементов (за исключением ). Атомы благородных газов имеют максимальную энергию ионизации при данном .
Отрыв второго, третьего и т.д. электронов требует гораздо большей затраты энергии. Это связано с ростом заряда образующегося положительного иона. Энергия ионизации, например, для и соответственно равна 5,14эВ и 47,3эВ.
Сравнение электронных структур атомов и значений энергии ионизации позволяет заключить, что ее максимальными значениями обладают атомы с завершенными внешним слоями и , т.е. атомы благородных элементов.
СРОДСТВО К ЭЛЕКТРОНУ. В ряде случаев важно оценить способность атома присоединять электроны. Эта способность характеризуется значением энергии, которая затрачивается или выделяется при присоединении электрона к нейтральному атому в основном состоянии и называется сродством атома к электрону (). Способность атома присоединять электроны тем больше, чем больше величина его сродства к электрону. По сравнению с энергией ионизации значение сродства к электрону невелико, поскольку избыточный электрон приводит к усилению межэлектронного отталкивания и повышению энергии атомной орбитали.
Минимальное сродство к электрону наблюдается у атомов, имеющих завершенные — и — оболочки, мало оно и у атомов с конфигурацией (азот, фосфор, мышьяк).
Наибольшим сродством к электрону обладают атомы элементов подгрупп VII А, имеющие конфигурацию . Как правило, у элементов третьего периода сродство к электрону больше, чем у элементов второго периода.
Таким образом, в большинстве случаев сродство к электрону в ряду атомов изменяется в той же последовательности, что и их энергия ионизации: растет с ростом числа электронов на внешнем уровне атомов данного периода и уменьшается с ростом радиусов атомов в пределах данной группы или подгруппы.
Практическое использование всех рассмотренных характеристик ограничено тем, что они относятся к изолированным атомам. В случае неизолированных атомов часто используют эмпирическую величину, называемую ЭЛЕКТРООТРИЦАТЕЛЬНОСТЬЮ (ЭО). Ее ввел Л.Полинг как свойство связанного атома притягивать электроны, точнее – электронную плотность. Электронная плотность смещается к тому из атомов, который имеет большую электроотрицательность. Электроотрицательность измеряется в тех же единицах, что и энергия ионизации. Она зависит от многих факторов: электронной структуры, наличия вакантных орбиталей, числа и вида соседних атомов и т.д. Поэтому для данного атома электроотрицательность не может быть постоянной. На практике используют усредненную величину.
В каждом периоде электроотрицательность растет по мере накопления электронов в атомах, т.е. слева направо. В каждой группе она убывает по мере возрастания радиусов атомов. Наибольшей электроотрицательностью обладают самые маленькие атомы с семью внешними электронами (атомы галогенов малых периодов). Наименьшая электроотрицательность у самых больших атомов с одним внешним электроном (атомы щелочных металлов больших периодов).
Однако в этих закономерностях много исключений. Таким образом, применяя эту величину, не следует ее не переоценивать.
НЕПЕРИОДИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА. Это свойства элементов, которые с порядковым номером изменяются монотонно. К их числу относятся, например, удельная теплоемкость простых веществ, частоты линий рентгеновского спектра и др.
В заключение подчеркнем, что в периодической зависимости от заряда ядра находятся не только свойства отдельных атомов. Периодически зависят от заряда ядра атома многие свойства аналогичных по составу и структуре веществ: температуры кипения и плавления, энергии диссоциации, магнитные свойства и др.
Источник
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