2.4 Периодическая система и свойства элементов

Металлы и неметаллы. Все элементы в Периодической системе делят условно на металлы и неметаллы. К неметаллическим элементам относятся: Не, Ne, Аr, Kr, Xe, Rn, F, CI, Br, J, At, О, S, Se, Те, N, P, As, C, Si, В, Н. Все остальные элементы считаются металлическими.

В Периодической системе: в главной подгруппе 1 группы располо­жены типичные металлы, элементы 8 группы главной подгруппы - ти­пичные неметаллы, промежуточные группы включают неметаллы и ме­таллы. Диагональная граница между металлами и неметаллами соответ­ствует элементам Be - Аl - Ge - Sb - Ро. Элементы самой этой границы и примыкающие к ней обладают одновременно и металлическими, и не­металлическими свойствами; этим элементам свойственно амфотерное поведение.

С возрастанием порядкового номера в главных подгруппах метал­лические свойства увеличиваются, а неметаллические уменьшаются.

В периодах для элементов главных подгрупп металлические свой­ства уменьшаются, а неметаллические свойства увеличиваются с возрас­танием порядкового номера.

Кислотно-основные свойства элементов. Классификация эле­ментов может быть проведена по характеру образуемых ими соединений с кислородом - оксидов. Оксидам типичных металлов соответствуют ос­новные гидрооксиды, а оксидам типичных неметаллов - кислотные.

Элементы главных подгрупп, расположенные по диагональной границе и примыкающие к ней, образуют амфотерные оксиды и гидроксиды. Признаком амфотерности оксидов и гидроксидов является их взаимодействие с типичными кислотными и основными оксидами и гидроксидами.

Для оксидов элементов главных подгрупп в Периодической систе­ме слева направо в пределах периодов уменьшается основной характер и нарастает кислотный. Сверху вниз в пределах главных подгрупп рас­тет основной характер, но уменьшается кислотный характер.

Например, элементы третьего периода образуют следующие окси­ды: Na₂O, MgO - основные, Al₂0₃ - амфотерный , SiO₂, Р₂О₅, SO₃, Cl₂O₇ - кислотные.

Закономерности изменения атомных и ионных радиусов. Элек­тронные облака не имеют резко очерченных границ, поэтому указать то­чный размер атома и его радиус невозможно. Обычно вычисляют радиус атома как расстояние между ядрами соседних атомов, деленное попо­лам.

Зависимость атомных радиусов от заряда ядра атома имеет перио­дический характер. В периодах с увеличением Z размеры атомов умень­шаются. Максимальное уменьшение радиусов атомов наблюдается в ма­лых периодах. Это объясняется увеличивающимся притяжением элект­ронов внешнего уровня к ядру по мере возрастания его заряда. Для эле­ментов больших периодов характерно более плавное уменьшение ради­усов атомов, что связано с заполнением d- и f- подуровней. Этот эффект называется соответственно d- и f— сжатием.

В пределах каждой подгруппы элементов с возрастанием заряда ядра размеры атомов увеличиваются, так как возрастает число энергети­ческих уровней.

Химическую природу элемента можно оценить по способности его атомов отдавать либо присоединять электроны. Заряженные частицы, образовавшиеся в результате отдачи атомом одного или нескольких электронов либо присоединения к атому лишних электронов, называют ионами. Атомы, отдавшие один или несколько электронов, превращают­ся в положительно заряженный ион, так как заряд ядра атома превышает сумму зарядов электронов. Атомы, присоединяя электроны, превраща­ются в отрицательно заряженные ионы, так как преобладает суммарный заряд электронов.

Потеря атомом электронов приводит к уменьшению его эффектив­ного размера, а присоединение электронов - к увеличению. Поэтому ра­диус положительно заряженного иона всегда меньше, а радиус отрица­тельно заряженного иона всегда больше радиуса соответствующего ней­трального атома.

В периодах радиусы атомов с ростом порядкового номера умень­шаются, в подгруппах радиусы однотипных ионов возрастают.

Энергия ионизации. Сродство к электрону. Каждый период на­чинается с металлов, характеризующихся способностью отдавать свои валентные электроны и проявлять восстановительные свойства. В качес­тве меры более или менее металлического характера элементов можно принять энергию ионизацию их атомов. Энергия ионизации - это энер­гия, которую необходимо затратить для полного удаления одного элект­рона из атома. Обозначается I, измеряется в [^кДж /_моль]- При затрате доста­точной энергии можно оторвать от атома два, три и более электронов. Энергия, необходимая для удаления первого электрона, называется пер­вым потенциалом ионизации I₁. Энергия, необходимая для удаления электрона от иона - вторым потенциалом ионизации I₂ и т.д. Металлы обладают относительно низкой энергией ионизации (I_Na = 496 ^кДж /_моль), а неметаллы - высокой энергией ионизации (I_F = 1680 ^кДж /_моль).

В пределах группы Периодической системы значения энергии ио­низации атомов уменьшаются с возрастанием порядкового номера, т.к. увеличиваются размеры атомов и внешние электроны экранируются внутренними от влияния заряда ядра. В периодах слева направо величи­ны энергий ионизации возрастают неравномерно. Увеличение I наблюдается для элементов с законченными s-, p-, d -подуровнями (Be, Mg, Zn, Cd) или наполовину заполненными (N, Р).

В конце периодов расположены неметаллы, обладающие способ­ностью принимать дополнительные электроны и проявлять окислитель­ные свойства. Энергия, выделяющаяся при присоединении электрона к свободному атому, называется сродством к электрону, обозначается Е, выражается в [^кДж /_моль]- Неметаллы обладают высоким сродством к элек­трону. Для атомов металлов присоединение электронов энергетически невыгодно: сродство к электрону у них либо приближается к нулю, либо отрицательно.

Энергия сродства к электрону атомов (как и ионизационный по­тенциал) закономерно изменяются в соответствии с характером элект­ронных структур атомов элементов. Так, наибольшим сродством к элек­трону характеризуются р-элементы 7 группы, имеющие конфигурацию ns²np⁵ . Более низкие значения Е у атомов с наполовину заполненным р-подуровнем (N, P, As). По группе Периодической системы сверху вниз сродство к электрону уменьшается; по периоду слева направо - возрас­тает.

Электроотрицательность. Чтобы решить вопрос, будет атом лег­че отдавать или присоединять электроны, учитывают оба показателя: энергию ионизации и сродство к электрону. Для характеристики способ­ности атома удерживать электроны американский ученый Полинг пред­ложил величину, которую назвал электроотрицательностью. По Малли-кену мерой электроотрицательности атома элемента является среднее значение энергии ионизации и его сродства к электрону.

Металлы имеют низкие значения электроотрицательности, по­скольку для них характерны низкая энергия ионизации и небольшое сродство к электрону. Неметаллы обладают высокими электроотрицательностями, т.к. имеют высокую энергию ионизации и сравнительно большое сродство к электрону. По периодам слева направо электроотри­цательность возрастает, по группам сверху вниз уменьшается.

Значения электроотрицательностей атомов некоторых элементов относительно электроотрицательности фтора, которую Полинг принял равной 4, приведены в таблице 2.

Таблица 2 - Электроотрицательность элементов по Полингу,

Н 2.1
Li 1,0	Be 1,5	В 2,0	С 2,5	N 3,0	0 3,5	F 4,0
Na 0,9	Mg 1,2	Al 1,5	Si 1,8	P 2,1	S 2,5	Cl 3,0
К 0,8	Ca 1,0	Ga 1,6	Ge 1,8	As 2,0	Se 2,4	Br 2,8
Rb 0,8	Sr 1,0	In 1,7	Sn 1,8	Sb 1,9	Те 2,1	I 2,5
Cs 0,7	Ba 0,9	Tl 1,8	Pb 1,8	Bi 1,9	Po 2,0	At 2,2

18