В группах элементы имеют одинаковые валентные электроны (по качеству и количеству), что и обусловливает схожесть их физических и химических свойств. Но, вследствие того, что валентные электроны для элементов в группах обладают различной энергией (увеличение главного квантового числа в группе сверху вниз), наблюдаются различия в их схожих физических и химических свойствах.

По тому, какие валентные электроны имеют атомы, можно условно выделить четыре класса элементов.

1. Благородные (инертные) газы. Эти элементы имеют полностью заполненные электронные слои. Общая электронная формула: 1s2 – для гелия и ns2np6 – для остальных элементов. Эти элементы химически не активны.

2.Типичные (типические) элементы. Это s- и p-элементы, кото-

рые имеют незаполненный внешний слой (главные группы периодической таблицы). Общая электронная формула: от ns1 – первая группа до ns2np5 – седьмая группа. Их химические и физические свойства сильно различаются в периоде в зависимости от числа валентных электронов. Химические свойства этих элементов определяются, в основном, стремлением получить, отдать или обобществить электроны таким образом, чтобы приобрести электронную конфигурацию с полностью заполненными энергетическими состояниями.

3.Переходные элементы – d-элементы. У них происходит заполнение электронами внутреннего слоя, что объясняет значительное сходство свойств элементов внутри периода, особенно физических.

4.f-элементы. Особенностью этих элементов является большое сходство как по физическим, так и по химическим свойствам внутри периода по сравнению с элементами других классов.

2.4.3. Физико-химические характеристики атома

Физико-химические характеристики атома: энергия ионизации, энергия сродства к электрону, электроотрицательность, атомные и ионные радиусы – позволяют объяснять и предсказывать некоторые химические свойства элементов. Эти характеристики закономерно изменяются с ростом заряда ядра атомов и подобны для элементов с повторяющимися электронными структурами.

Радиус атома и иона. Поскольку атомы и ионы не имеют четкой геометрической границы, выделить и измерить отдельный

60

атом невозможно. Эти характеристики рассчитывают исходя из предположения, что атомы и ионы в соединениях, кристаллах и т.д. представляют собою твердые шары, которые упакованы плотнейшим образом.

Ковалентный радиус – половина экспериментально определяемого расстояния между ядрами двух одинаковых атомов, образовавших простую ковалентную молекулу.

П р и м е р. Длина химической связи (расстояние между ядра-

ми атомов) в молекуле H2 составляет величину rсв= 0,74 Å, кова-
	rk		лентный радиус равен: rk= 0,74/2 = 0,37 Å.
			Ионный радиус рассчитывают из эксперимен-
			тально определяемых параметров кристаллической
	rсв		решетки, но расчет более сложен, так как размеры
			катионов и анионов разные.

Общие закономерности: в периоде радиус атома уменьшается (увеличение заряда ядра приводит к сжатию орбиталей), в группе увеличивается с увеличением числа электронных слоев (рис. 2.20).

R,r Å			Ковалентный радиус,Å
2,5						Rb
				K
2
		Na
1,5	Li
1				Ar		Kr
			Ne
0,5
	He
0
0		10		20	30	40
						Z, заряд ядра

Рис. 2.20. Зависимость атомного радиуса от заряда ядра

Катион по сравнению с атомом имеет меньший радиус, а анион

– больший: RA+ <RA0 <RA− . П р и м е р.

Частица	Na0	Na+	Sr0	Sr+2	Cl0	Cl-	S0	S-2
Радиус, Å	1,54	1,02	1,91	1,18	0,99	1,81	1,02	1,84

61

Энергия ионизации (Eи) – энергия, которую необходимо приложить к нейтральному невозбужденному атому для удаления

электрона на бесконечность: А0 – ē → А+. Энергия ионизации ха-

рактеризует энергию связи электрона в атоме.

Энергия ионизации в многоэлектронном атоме может быть определена для каждого электрона. Первая энергия ионизации – удаление электрона из нейтрального атома, вторая – отрыв электрона от однозарядного иона и т.д. Теоретически сколько электронов в атоме, столько и энергий ионизации: (Еи)n+1 > (Еи)n.

Существуют общие закономерности изменения первой энергии ионизации элементов (рис. 2.21). В периоде энергия ионизации увеличивается, но не монотонно. Атомы, имеющие полностью или наполовину заполненные энергетические состояния, имеют большее значение энергии ионизации, электрон связан сильнее. В группе энергия ионизации падает вследствие увеличения радиуса атома и, соответственно, уменьшения энергии связи.

Е, эВ
30	Li	N F Na		Cl K				Br Rb
25
20
15					1
10
5
0					2
0	5	10	15	20		25	30	35	40
-5
								Z, заряд ядра

Рис. 2.21. Зависимость первой энергии ионизации (1) и сродства к электрону (2) от заряда ядра атомов

Энергия сродства к электрону (Eсэ) – энергия, выделяемая или поглощаемая при присоединении электрона к нейтральному невозбужденному атому с образованием отрицательно заряженного иона: A0 + ē → A-.

В периоде энергия сродства к электрону увеличивается, а в группе уменьшается, хотя эти закономерности выглядят не так явно, как для энергии ионизации (см. рис. 2.21).

62

Электроотрицательность (χ) – характеристика элемента,

показывающая способность атома притягивать к себе электронную плотность при образовании химической связи с другим элементом. Она позволяет оценивать вероятность распределения электронной плотности в молекулах химических соединений.

Чем больше разница величин электроотрицательности атомов, образующих химическую связь, тем больше сдвигается электронная плотность к атому с большим значением электроотрицательности.

Разработано несколько способов оценки электроотрицательности атомов (шкалы элетроотрицательности), базирующихся на использовании различных экспериментальных или расчетных данных.

Наиболее ясный физический смысл имеет шкала по Малликену

– величина электроотрицательности атома пропорциональна полусумме энергии ионизации и энергии сродства к электро-

ну:χ= Eи +2Есэ . Шкала Олреда−Рохова основана на вычислении

силы электростатического взаимодействия ядра с эффективным зарядом (Zэ) и внешнего электрона (электрон на расстоянии, равном ковалентному радиусу). Наибольшее распространение получила термохимическая шкала электроотрицательностей, разработанная Полингом. В данном методе электроотрицательность атомов А и В определяют исходя из энергии связи в молекулах

А-В, А-А и В-В.

Относительные величины электроотрицательности атомов в различных шкалах хорошо согласуются друг с другом, за исключением небольших различий. Тем не менее, сравнение величин электроотрицательности атомов необходимо проводить в одной шкале.

Общие закономерности изменения электроотрицательности элементов в группах и периодах Периодической системы не зависят от способа их определения, а именно, электроотрицательность в периоде растет, а в группе уменьшается. Максимальной электроотрицательностью обладают элементы, расположенные в правом верхнем углу (фтор, кислород, азот, хлор), минимальной – в левом нижнем углу (цезий, рубидий, барий) периодической таблицы

(рис. 2.22).

63