Строение атома и химические свойства элементов

Индивидуальность элемента определяется зарядом его ядра атома. Химические свойства элемента определяются строением его электронной оболочки. Так как внешние электронные оболочки имеют периодически повторяющееся количество электронов, то имеет место периодическая зависимость свойств простых веществ и соединений элементов от заряда ядра атома.

Совокупность элементов, имеющих одинаковое количество электронных энергетических уровней, составляет период, а элементы, имеющие одинаковое строение внешнего и предвнешнего энергетических уровней, образуют группы периодической системы Менде-леева.

Химические свойства простых веществ, их способность вступать в химические реакции определяются количеством электронов на внешнем электронном уровне атома данного элемента, а также удаленностью этого уровня от ядра атома.

Металлические свойства простых веществ определяются способностью атомов отдавать электроны.

Рассмотрим способность отдавать электроны элементами 1-й группы главной подгруппы (главными называются подгруппы, образованные элементами, имеющими одинаковое строение внешних и предвнешних электронных слоев с элементами I и II периодов и расположенные в периодической системе строго по вертикали под ними). Можно заметить, что у этих элементов имеется по 1 электрону на s-подуровне внешнего энергетического уровня. Удаленность энергетического уровня от ядра, а_, следовательно, и размер атома будет увеличиваться:

₃Li 1 s ²2 s ¹

₁₁Nа 1 s ²2 s ²2 p ⁶3 s ¹

₁₉К 1 s ²2 s ²2 p ⁶ 3 s ²3 p ⁶4 s ¹

₃₇Rв 1 s ²2 s ²2 p ⁶ 3 s ²3 p ⁶4 s ²3 d ¹⁰4 p ⁶5 s ²

₅₅Cs 1 s ²2 s ²2 p ⁶ 3 s ²3 p ⁶4 s ²3 d ¹⁰4 p ⁶5 s ²4 d ¹⁰5 p ⁶6 s ²

₈₇Fr 1 s ²2 s ²2 p ⁶ 3 s ²3 p ⁶4 s ²3 d ¹⁰4 p ⁶5 s ²4 d ¹⁰5 p ⁶6 s ²4 f ¹⁴5 d ¹⁰6 p ⁶7 s ².

Внешнее электронное облако у атома франция, имеющее максимальные размеры, будет обладать минимальной плотностью, и энергия, необходимая для удаления электрона из поля атома, будет минимальной.

Энергия, необходимая для отрыва электрона от атома, называется энергией ионизации (J).

Неметаллические свойства простых веществ (т.е. способность принимать электроны на внешнюю электронную оболочку атома), характеризуется величиной энергии сродства к электрону.

Энергией сродства к электрону (Е_е) называется энергия, выделяющаяся при присоединении электрона к атому с превращением его в отрицательный ион:

Энергия сродства к электрону Е_е измеряется в электрон-вольтах (или кДж/моль) и является мерой окислительной способности элемента (мерой неметаллических свойств). Чем больше Е_е, тем сильнее выражены окислительные (неметаллические) свойства элемента. С увеличением порядкового номера элемента Е_е по периодам возрастает, по группам уменьшается.

В периодической системе элементов Д.И. Менделеева энергия сродства к электрону будет увеличиваться снизу вверх в главных подгруппах и слева направо в периодах:

₁₇Cl 1 s ²2 s ²2 p ⁶3 s ²3 p ⁵

₃₅Br 1 s ²2 s ²2 p ⁶3 s ²3 p ⁶4 s ²3 d ¹⁰4 p ⁵

Например, среди галогенов фтор, находящийся во втором периоде, легче притянет электрон на внешнюю электронную оболочку, чем йод, у которого внешняя электронная оболочка состоит из того же количества электронов, но обладает большими размерами. Среди элементов периодической системы наибольшее сродство к электрону имеют фтор, кислород, хлор. Они же являются и самими сильными окислителями и типичными неметаллами.

Обобщенную характеристику элемента, включающую и величину энергии ионизации и величину энергии сродства к электрону дает электроотрицательность.

Электроотрицательность характеризует способность атома притягивать электронную плотность от других атомов при образовании химической связи.

Те атомы, которые легко теряют свои электроны, называют электроположительными, а атомы, принимающие электроны – электроотрицательными. В начале каждого периода находятся элементы с наиболее низкой электроотрицательностью – типичные металлы. В конце периода (перед благородным газом) находятся элементы с наивысшей электроотрицательностью – типичные неметаллы. Самый электроотрицательный элемент – фтор, самый электроположительный – франций.

Часто используются не абсолютные значения электроотрицательности в электрон-вольтах или кДж/моль, а относительные безразмерные значения, так называемая относительная электроотрицательность (ОЭО). Значения величин относительных электроотрицательностей ряда элементов приведены в табл. 14 приложения.

Характер изменения энергии ионизации J, энергии сродства к электрону Е_е и относительной электроотрицательности ЭО с возрастанием порядкового номера элемента в Периодической системе элементов Д.И. Менделеева приведен на рис. 4.9.

По периоду величины J, E_e и ОЭО увеличиваются

(металлические свойства ослабевают, неметаллические свойства

Усиливаются)

По группе величины J, E_e и ЭО уменьшаются

(металлические свойства усиливаются, неметаллические свойства ослабевают)

Рис. 4.9. Характер изменения энергии ионизации J, энергии сродства к электрону Е_е и электроотрицательности ЭО с возрастанием порядкового номера элемента.

Таким образом, с увеличением порядкового номера элемента главных подгруппах энергия ионизации будет уменьшаться, а металлические свойства усиливаться. В то же время, с увеличением порядкового номера элементов, находящихся в одном периоде, возрастающий заряд ядра все более сильно притягивает к себе электроны, что приводит к некоторому уменьшению размера атома, возрастанию энергии ионизации и ослаблению металлических свойств.

Было замечено, что, вступая в химическое взаимодействие, атомы стремятся отдать или принять электроны так, чтобы внешняя электронная оболочка имела бы устойчивую восьмиэлектронную конфигурацию благородного газа (правило октета). Поэтому атомы, имеющие на внешней электронной оболочке один, два или три электрона преимущественно отдают их в химических реакциях и проявляют металлические свойства:

₁₁Nа (1 s ²2 s ²2 p ⁶ 3 s ¹) - 1 → ₁₁Nа ⁺ (1 s ²2 s ²2 p ⁶),

₁₂Mg (1 s ²2 s ²2 p ⁶ 3 s ²) - 2 → ₁₂Mg ⁺² (1 s ²2 s ²2 p ⁶),

₁₃Al (1 s ²2 s ²2 p ⁶ 3 s ²3 p ¹) - 3 → ₁₃Al ⁺³ (1 s ²2 s ²2 p ⁶).

Атомы, имеющие на внешней электронной оболочке пять, шесть или семь электронов, стремятся дополнить ее до устойчивого октета и проявляют неметаллические свойства:

₇N (1s²2s²2p³ ) + 3 → ₇N^-3 (1s²2s²2p⁶)

₁₇Сl (1 s ²2 s ²2 p ⁶ 3 s ²3 p ⁵) + 1 → ₁₇Сl^- (1 s ²2 s ²2 p ⁶ 3 s ²3 p ⁶).

Обобщая вышесказанное, можно отметить, что в периодической системе Д.И. Менделеева металлические свойства простых веществ увеличиваются сверху вниз и справа налево, а неметаллические соответственно увеличиваются снизу вверх и слева направо. Самым активным металлом является франций, самым активным неметаллом - фтор.

Водород по своим свойствам занимает особое положение. У него всего 1 электрон на внешней оболочке; то есть он должен быть помещен в 1 группу. Однако, этот единственный электрон не экранирован от ядра другим электронными слоями, очень сильно притянут к ядру, что определяет специфические свойства водорода. В отличие от остальных элементов первой группы водород - неметалл. Поэтому его символ и помещают в VII группе, показывая тем самым, что для заполнения электронного слоя ему необходим всего один электрон, как фтору и его аналогам.

Не нашли, что искали? Воспользуйтесь поиском: