ПОИСК Статьи Рисунки Таблицы Электронные структуры атомов и химические свойства элементов из "Неорганическая химия" Сопоставление электронных структур атомов и химических свойств элементов дает возможность сделать вывод, что в первых семи группах по подгруппам, а в восьмой и нулевой по группам элементы сходны между собой вследствие аналогичного построения двух, а у лантаноидов и актиноидов трех наружных электронных уровней их атомов. В атоме электроны занимают такое положение, которое соответствует большей энергии их связи с ядром. Этим можно объяснить, что 19-й электрон атома калия и 20-й электрон атома кальция занимают положение 8-подуровня четвертого энергетического уровня, хотя подуровень й третьего энергетического уровня еще не заполнен. Только после того, как на подуровне 8 четвертого энергетического уровня будут находиться два электрона, очередные десять электронов начинают размещаться на подуровне й третьего энергетического уровня. [c.109] Остановимся на химических свойствах элементов в свете теории строения их атомов и на понятиях об энергии ионизации и энергии сродства к электрону. [c.110] Чтобы энергию ионизации в электроновольтах перевести в килокалории, необходимо первую величину умножить на 23,068. Так, энергия ионизации (потенциал ионизации) водорода равна 13,6 эв/атом. Умножив 13,6 на 23,068, получим 312 ккал/г-атом. Энергия ионизации зависит от размеров атомов, как это видно из таблицы 14. [c.110] Температура плавления и кипения лития почти в два раза больше, чем цезия. Это указывает на большую прочность связей между атомами в кристаллической решетке первого металла по сравнению со вторым. Следовательно, энергия ионизации лития и разрушения его кристаллической решетки больше, чем у других щелочных металлов. Теплота же образования некоторых соединений лития оказывается выше теплоты образования аналогичных по химическому составу соединений щелочных металлов. [c.111] Литий по отношению к некоторым веществам проявляет меньшее сродство, чем другие щелочные металлы. Так, теплота образования бромида лития ЫВг и иодида лития меньше, чем бромидов и иодидов других щелочных металлов. Это говорит о большем химическом сродстве брома и иода к последним по сравнению с литием. Энергия ионизации зависит не только от радиуса атомов, но и от заряда их ядер, как это видно из таблицы 15. [c.111] ТО отрыв второго электрона будет происходить уже от положительно заряженного иона, и поэтому с большей затратой энергии. Еще больше потребуется затратить энергии на отрыв третьего, четвертого и т. д. электронов. Например, для отрыва от всех атомов меди в грамм-атоме первого электрона потребуется 176,1 ккал, а второго — 468,8 ккал. [c.112] Этим также можно объяснить значительно меньшую активность меди и золота при образовании ими типичных для них соединений по сравнению с металлами, стоящими с ними в одних периодах — калием и цезием. [c.112] По величинам энергии ионизации элементов подгруппы меди можно сделать вывод, что металлическая активность их уменьшается в подгруппе сверху вниз. По этой же причине и в других побочных подгруппах, а также в восьмой группе наблюдается понижение металлической активности элементов сверху вниз. [c.112] Рассмотрим теперь изменение свойств элементов по периодам. В атомах элементов главных подгрупп число электронов в наружном электронном слое увеличивается с номером группы. Это обстоятельство является одной из причин уменьшения металлической активности элементов малых периодов и сходных с ними элементов больших периодов при переходе в периоде от одного элемента к другому слева направо. Уменьшение металлической активности элементов в этом направлении происходит вследствие уменьшения радиуса атомов и увеличения заряда ядер. В таблице 16 приводятся данные о радиусах атомов элементов главных подгрупп II—IV периодов. [c.112] Схематически относительные размеры атомов большинства элементов показаны на рисунке 45. Итак, в малых периодах слева направо наблюдается тенденция к росту величин энергии ионизации элементов. Однако это правило не всегда соблюдается, как видно из данных таблицы 17. [c.113] Если энергия ионизации служит мерой восстановительной способности атома, то сродство к электрону является мерой его окислительной способности чем больше сродство к электрону, т. е. чем легче атом присоединяет новый электрон, превращаясь в однозарядный отрицательный ион, тем он в большей степени проявляет неметаллические свойства. Способность присоединять электроны характерна для атомов элементов главных подгрупп IV—VII групп периодической системы Д. И. Менделеева, и особенно атомов галогенов, во внешнем слое которых находится по семь электронов. Галогены относятся к наиболее электроотрицательным элементам. Например, сродство к электрону составляет у атомов азота 0,08 ккал, у атомов кислорода — 63 ккал, а у атомов фтора — 83,5 ккал. [c.115] Заметим, что величина энергии сродства к двум или нескольким электронам значительно меньше, чем к одному электрону. Если присоединение одного электрона к атому, например кислорода, сопровождается выделением энергии, то присоединение двух электронов идет с поглощением 165 ккал на 1 г-атом. Сродство к электрону зависит, как правило, от размеров атомов (табл. 18). [c.115] Из таблицы видно, что сродство к электрону у фтора меньше, чем у хлора. Значит, фтор должен быть менее активным, чем хлор, в реакциях, в которых атомы этих двух элементов принимают электроны или оттягивают их на себя от других атомов. В действительности же фтор по отношению, например, к металлам и водороду активнее всех других галогенов, в том числе и хлора. [c.115] При решении вопроса о химическом сродстве следует учитывать и энергию разрыва связей в молекулах, а она для фтора меньше по величине, чем для хлора и брома. [c.115] Заметим, что энергия диссоциации на атомы меньше у молекул фтора, чем у хлора, хотя хлор в таблице Д. И. Менделеева расположен ниже фтора. Для других элементов одной и той же подгруппы по мере возрастания размеров их атомов, т. е. в подгруппах системы элементов сверху вниз, энергия разрыва их однотипных молекул на атомы уменьшается. Так, энергия связи в ккал/моль для молекул составляет О2 — 117,2, S2 — 101,0, Seg— 96,5 и Те — 95,2. Или, диссоциация 1 моля сопровождается поглощением 170,2 ккал теплоты, а при диссоциации 1 моля Pg поглощается 116 ккал. [c.116] На основании изложенного можно сделать вывод, что окислительная активность элементов, т. е. способность их атомов принимать электроны, в главных подгруппах периодической системы элементов увеличивается сверху вниз. [c.116] С учетом сродства к электрону и энергии диссоциации молекул на атомы самым сильным окислителем из неметаллов можно считать фтор. Каждый элемент характеризуется энергией ионизации и сродством к электрону.. [c.116] У металлов абсолютные значения энергии ионизации и сродства к электрону меньшие по величине, чем у неметаллов. [c.116] Арифметическая сумма абсолютных значений энергии ионизации и сродства к электрону называется электроотрицательностью элемента. Электроотрицательность того или иного элемента является постоянной величиной, и выражается она в ккал/г-атом. [c.116] Для лития энергия ионизации составляет — 123,8 ккал и сродство к электрону приблизительно равно + 5 ккал, а тогда электроотрицательность лития равна 128,8 ккал. [c.116] Вернуться к основной статье