4.3 Основные понятия, необходимые для изучения реакционной способности и химической связи

1. Потенциал ионизации I_i - мера подвижности электронов в атоме. Энергия, которую необходимо затратить для полного удаления электрона с атома. I_i возрастает по мере увеличения i, поскольку последующие электроны удаляются с положительно заряженного иона. Первый потенциал ионизации соответствует положению последней занятой орбитали на шкале энергии. Энергию ионизации выражают либо в килоджоулях на моль (кДж/моль), либо в электроновольтах (эВ).

Примеры: Li 1s²2s¹ I₁ = 5.39 эВ

I₂ = 75.62 эВ

Be 1s²2s² I₁ = 9.32 эВ

I₂ = 18.21 эВ

I₃ = 153.85 эВ

Э⁰ + I = Э⁺ + е^-

I₁<I₂<I₃

2. Остов и валентные электроны. Валентность это, вообще говоря, способность атома образовывать химические связи. Как видно из примеров, наиболее подвижны электроны, находящиеся на последнем электронном уровне, в верхнем слое - они называются валентными электронами. Все остальное - электроны остова, они неохотно и редко участвуют в химической связи.

3. Основное и возбужденное состояние: пример - Be 1s²2s² - основное состояние; 1s²2s¹2p¹ - возбужденное состояние.

4. Сродство к электрону E_ср - энергия, которая выделяется при присоединении к атому одного электрона Э + e = Э^-. Не может быть положительного сродства ко второму электрону - он добровольно не сядет на отрицательный ион.

5. Электроотрицательность (ЭО) - способность атомов притягивать к себе электроны (но не сажать на свои электронные оболочки). Измерить, судя по определению, трудно. Поэтому существуют разные шкалы электроотрицательностей. Например: шкала Малликена c=1/2(I₁ + E_ср), по Полингу фтор обладает самой большой электроотрицательностью - 4, остальные элементы определяются относительно c_F.

6. Атомные радиусы – не имеют строго определенных границ из-за корпускулярно-волнового характера электронов. Можно условно принять за радиус атома теоретически рассчитанное значение расстояния от ядра до наиболее удаленного от него максимума электронной плотности или половину расстояния между центрами двух смежных атомов в кристаллах.

4.4 Основные закономерности изменения свойств элементов и их соединений в периодической таблице д.И. Менделеева

Периодичность изменения свойств легко продемонстрировать, двигаясь вдоль периода: Li - металл, далее металлические свойства убывают и фтор - неметалл, не говоря уже об инертных газах. Добавив еще один положительный заряд к ядру, опять получаем металл - натрий, свойства которого очень схожи со свойствами Li. Однако, даже в пределах периода, некоторые свойства меняются немонотонно. Пример: изменение первого потенциала ионизации.

Рисунок 4.2 – Изменение потенциала ионизации попериодам

От лития к неону I₁ должен возрастать, поскольку увеличивается заряд ядра атомов и притягивание электронов. Это в общем и наблюдается. См. выше. Но при переходе от Be к B наблюдается падение I₁. Причина - удаляется p-электрон, уровень которого выше на шкале энергии, чем у s-электрона. При переходе от N к O также наблюдается уменьшение I₁. Это связано с удалением спаренного электрона с атома кислорода. Спаривание - процесс невыгодный, на него затрачивается энергия (см. правило Гунда). Удалить такой электрон энергетически дешевле.

Наблюдаемая немонотонность свойств элементов в пределах периода называется “внутренней периодичностью”

Рисунок 4.3 – Изменение суммы потенциалов ионизации для элементов 4 группы

Переходя к следующему периоду, ожидаем уменьшения I₁ у натрия по сравнению с литием, поскольку, хотя заряд ядра и растет, но внешние электроны экранированы от ядра слоем электронов остова. Это общая закономерность - в группе первый потенциал ионизации уменьшается с ростом порядкового номера элемента. Однако можно обнаружить свойства, которые немонотонно меняются и в пределах группы. Это называется “вторичной периодичностью”. Вторичная периодичность связана с проникновением электронной плотности к ядру. (Ранее мы установили, что , например, s- электроны имеют n максимумов электронной плотности, и первый около ядра). Кстати, вторичная периодичность обычно и связана именно с s -электронами.

Рассмотрим сумму первых четырех потенцалов ионизации для элементов 4 группы I_i. Из рисунка 4.3 видно, что наблюдается немонотонность при переходе от Si к Ge (между внешними электронами и ядром появляется слой 3d-электронов) а также при переходе от Sn к Pb (5d, 4f).

Таким образом мы получили первый мощный инструмент для изучения свойств химических элементов и их соединений. Этим инструментом мы будем пользоваться впоследствии, при изучении неорганической химии.

Наблюдается периодичность изменения атомных радиусов, особенно у s- и p-элементов (в периоде атомные радиусы уменьшаются). У d- и f-элементов кривая изменения радиусов атомов по периоду имеет более плавный характер.

В одной и той же группе с увеличением номера периода атомные радиусы, как правило, возрастают в связи с увеличением числа электронных оболочек. Однако увеличение заряда ядра при этом оказывает противоположный эффект, поэтому увеличение атомных радиусов с увеличением номера периода относительно невелико, а в некоторых случаях, например у p-элементов III группы значение орбитального радиуса у Al (алюминия) больше, чем у Ga (галлия).