Все известные химические элементы можно разделить на металлы и неметаллы. 

Металлы — элементы, атомы которых способны отдавать электроны.

Неметаллы  — элементы, атомы которых могут принимать электроны.

При взаимодействии металла с неметаллом атом первого теряет электроны, а атом второго их присоединяет.

А что происходит, если взаимодействуют атомы двух неметаллов?

Сравним атомы серы и кислорода:

O8+8)2)6;    

S16+16)2)8)6.

Радиус атома серы больше, валентные электроны слабее связаны с ядром. При образовании связи произойдёт сдвиг электронов от серы к кислороду.

Сравним атомы углерода и кислорода:

C6+6)2)4;        

O8+8)2)6.

Заряд ядра атома кислорода больше, и притягивать к себе электроны он будет сильнее.

Значит, атомы разных неметаллов притягивают к себе электроны неодинаково.

Способность атомов элементов оттягивать к себе общие электронные пары в химических соединениях называется электроотрицательностью (ЭО).

Так как общие электронные пары образуются валентными электронами, то можно сказать, что электроотрицательность — это способность атома притягивать к себе валентные электроны от других атомов.

Обрати внимание!

Чем больше электроотрицательность, тем сильнее у элемента выражены неметаллические свойства.

Шкала относительной электроотрицательности Полинга

Абсолютные значения ЭО — неудобные для работы числа. Поэтому обычно используют относительную электроотрицательность по шкале Полинга. За единицу в ней принята ЭО лития.

Таблица электроотрицательности RU.svg

По шкале Полинга наиболее электроотрицательным среди элементов, способных образовывать соединения, является фтор, а наименее электроотрицательным — франций. ЭО франция равна \(0,7\), а ЭО  фтора — \(4\). ЭО остальных элементов изменяются в пределах от \(0,7\) до \(4\).

Как правило, неметаллы имеют ЭО больше двух. У металлов значение ЭО меньше двух. Некоторые элементы (B,Si,Ge,As,Te) со  значениями электроотрицательности, близкими к \(2\), способны проявлять промежуточные свойства.

Элементы с высокой и низкой электроотрицательностью считаются активными. С высокой — активные неметаллы, с низкой — активные металлы. У первых ЭО близка к \(3\)–\(4\), у вторых — к \(1\).

Изменение электроотрицательности в Периодической системе

С увеличением порядкового номера элементов ЭО изменяется периодически.

В периоде она растёт слева направо при накоплении электронов на внешнем слое.

В группе она убывает сверху вниз при увеличении числа электронных слоёв и увеличении атомных радиусов.

Наибольшей ЭО в каждом периоде обладают самые маленькие атомы с семью внешними электронами — атомы галогенов (инертные газы соединений не образуют).

Наименьшая ЭО в периоде у самого большого атома с одним внешним электроном — атома щелочного металла.

Обрати внимание!

Значения электроотрицательности элементов позволяют определить:

     — заряды атомов в соединении;

     — сдвиг электронов при образовании химической связи.

Установим, как происходит сдвиг электронов при взаимодействии атомов хлора и серы, cеры и кислорода.

Пример:

хлор и сера расположены в третьем периоде. Электроотрицательность по периоду возрастает слева направо. ЭО хлора больше ЭО серы, значит, электроны будут сдвинуты от серы к хлору. Заряд атома серы будет положительным, а хлора — отрицательным:

Проверим вывод по шкале Полинга. Электроотрицательность хлора равна \(3\), а электроотрицательность серы — \(2,5\). Хлор более электроотрицательный.

Пример:

кислород и сера расположены в шестой А группе. Электроотрицательность по группе сверху вниз уменьшается. ЭО кислорода больше ЭО серы, значит, электроны будут сдвинуты от серы к кислороду. Атом серы имеет положительный заряд, а кислорода  — отрицательный:

По шкале Полинга электроотрицательность кислорода равна \(3,5\), а электроотрицательность серы — \(2,5\). Более электроотрицательный — кислород.

При сравнении ЭО элементов часто используют ряд электроотрицательности, расположив элементы в порядке убывания её значения:

F,O,N,Cl,Br,S,C,P,H,Si,Mg,Li,Na

.

Закономерности изменения электроотрицательности элементов в группе и периоде

1. Закономерности изменений значений электроотрицательности в периоде

За­ко­но­мер­но­сти из­ме­не­ний зна­че­ний от­но­си­тель­ной элек­тро­от­ри­ца­тель­но­сти в пе­ри­о­де

Рас­смот­рим на при­ме­ре эле­мен­тов вто­ро­го пе­ри­о­да, за­ко­но­мер­но­сти из­ме­не­ний зна­че­ний их от­но­си­тель­ной элек­тро­от­ри­ца­тель­но­сти. Рис.1.

За­ко­но­мер­но­сти из­ме­не­ний зна­че­ний элек­тро­от­ри­ца­тель­но­сти эле­мен­тов 2 пе­ри­о­да

Рис. 1. За­ко­но­мер­но­сти из­ме­не­ний зна­че­ний элек­тро­от­ри­ца­тель­но­сти эле­мен­тов 2 пе­ри­о­да

От­но­си­тель­ная элек­тро­от­ри­ца­тель­ность хи­ми­че­ско­го эле­мен­та за­ви­сит от за­ря­да ядра и от ра­ди­у­са атома. Во вто­ром пе­ри­о­де на­хо­дят­ся эле­мен­ты: Li, Be, B, C, N, O, F, Ne. От лития до фтора уве­ли­чи­ва­ет­ся заряд ядра и ко­ли­че­ство внеш­них элек­тро­нов. Число элек­трон­ных слоев оста­ет­ся неиз­мен­ным. Зна­чит, сила при­тя­же­ния внеш­них элек­тро­нов к ядру будет воз­рас­тать, и атом будет как бы сжи­мать­ся. Ра­ди­ус атома от лития до фтора будет умень­шать­ся. Чем мень­ше ра­ди­ус атома, тем силь­нее внеш­ние элек­тро­ны при­тя­ги­ва­ют­ся к ядру, а зна­чит боль­ше зна­че­ние от­но­си­тель­ной элек­тро­от­ри­ца­тель­но­сти.

В пе­ри­о­де с уве­ли­че­ни­ем за­ря­да ядра ра­ди­ус атома умень­ша­ет­ся, а зна­че­ние от­но­си­тель­ной элек­тро­от­ри­ца­тель­но­сти уве­ли­чи­ва­ет­ся.

За­ко­но­мер­но­сти из­ме­не­ний зна­че­ний элек­тро­от­ри­ца­тель­но­сти эле­мен­тов VII-A груп­пы.

Рис. 2. За­ко­но­мер­но­сти из­ме­не­ний зна­че­ний элек­тро­от­ри­ца­тель­но­сти эле­мен­тов VII-A груп­пы.

2. Закономерности изменений значений электроотрицательности в группе

За­ко­но­мер­но­сти из­ме­не­ний зна­че­ний от­но­си­тель­ной элек­тро­от­ри­ца­тель­но­сти в глав­ных под­груп­пах

Рас­смот­рим за­ко­но­мер­но­сти из­ме­не­ний зна­че­ний от­но­си­тель­ной элек­тро­от­ри­ца­тель­но­сти в глав­ных под­груп­пах на при­ме­ре эле­мен­тов VII-A груп­пы. Рис.2. В седь­мой груп­пе глав­ной под­груп­пе рас­по­ло­же­ны  га­ло­ге­ны: F, Cl, Br, I, At. На внеш­нем элек­тро­ном слое у этих эле­мен­тов оди­на­ко­вое число элек­тро­нов – 7. С воз­рас­та­ни­ем за­ря­да ядра атома при пе­ре­хо­де от пе­ри­о­да к пе­ри­о­ду, уве­ли­чи­ва­ет­ся число элек­трон­ных слоев, а зна­чит, уве­ли­чи­ва­ет­ся атом­ный ра­ди­ус. Чем мень­ше ра­ди­ус атома, тем боль­ше зна­че­ние элек­тро­от­ри­ца­тель­но­сти.

В глав­ной под­груп­пе с уве­ли­че­ни­ем за­ря­да ядра атома ра­ди­ус атома уве­ли­чи­ва­ет­ся, а зна­че­ние от­но­си­тель­ной элек­тро­от­ри­ца­тель­но­сти умень­ша­ет­ся.

Так как хи­ми­че­ский эле­мент фтор рас­по­ло­жен в пра­вом верх­нем углу Пе­ри­о­ди­че­ской си­сте­мы Д.И.Мен­де­ле­е­ва его зна­че­ние от­но­си­тель­ной элек­тро­от­ри­ца­тель­но­сти будет мак­си­маль­ным и чис­лен­но рав­ным 4.

Вывод: От­но­си­тель­ная элек­тро­от­ри­ца­тель­ность уве­ли­чи­ва­ет­ся с умень­ше­ни­ем ра­ди­у­са атома.

В пе­ри­о­дах с уве­ли­че­ни­ем за­ря­да ядра атома элек­тро­от­ри­ца­тель­ность уве­ли­чи­ва­ет­ся. 

В глав­ных под­груп­пах с уве­ли­че­ни­ем за­ря­да ядра атома от­но­си­тель­ная элек­тро­от­ри­ца­тель­ность хи­ми­че­ско­го эле­мен­та умень­ша­ет­ся. Самый элек­тро­от­ри­ца­тель­ный хи­ми­че­ский эле­мент – это фтор, так как он рас­по­ло­жен в пра­вом верх­нем углу Пе­ри­о­ди­че­ской си­сте­мы Д.И.Мен­де­ле­е­ва.

Под­ве­де­ние итога

Вы узна­ли о за­ко­но­мер­но­стях из­ме­не­ния элек­тро­от­ри­ца­тель­но­сти эле­мен­тов в груп­пе и пе­ри­о­де. На нём вы рас­смот­ре­ли, от чего за­ви­сит элек­тро­от­ри­ца­тель­ность хи­ми­че­ских эле­мен­тов. На при­ме­ре эле­мен­тов вто­ро­го пе­ри­о­да изу­чи­ли за­ко­но­мер­но­сти из­ме­не­ния элек­тро­от­ри­ца­тель­но­сти эле­мен­та.

Электронная
конфигурация
атомов химических элементов изменяется
периодически с ростом зарядов их ядер, поэтому и все свойства, которые
определяются электронным строением, закономерно изменяются по периодам и
группам
. К этим свойствам относятся: атомные и ионные
радиусы, электроотрицательность и другие.

Условно форму атома или
иона можно представить шарообразной, поэтому количественной характеристикой
их размера служит радиус.

Различают атомные
и ионные радиусы. Радиусы положительно заряженных ионов (катионов)
всегда меньше радиусов атомов соответствующих элементов, так они отдают
электроны, чтобы превратиться в катионы, а радиусы отрицательно заряженных ионов
(анионов) больше радиусов атомов, потому что они образовались путём
присоединения электронов к атомам
.

Например, радиус атома
натрия 189 пикометров, а иона натрия – 99 пикометров, радиус атома хлора 99
пикометров, а иона хлора – 181 пикометр.

В периодах с
увеличением зарядов ядер атомов
, электроны сильнее притягиваются к ядру,
что приводит к уменьшению радиусов атомов.

Например, у элементов
третьего периода атомные радиусы уменьшаются от натрия к хлору.

Сравним строение атомов
элементов, находящихся во втором периоде. Порядковый номер лития – три, азота –
семь, фтора – девять, а неона – десять. Заряды ядер данных атомов,
соответственно равны: у лития – плюс три, у азота – плюс семь, у фтора – плюс
девять, у неона – плюс десять. Число электронов для каждого атома химического
элемента равно значению заряда ядра, порядковому номеру и числу протонов в
ядре. Значит у лития три электрона, у азота – семь, у фтора – девять, у неона –
восемь.

Строение
атомов элементов второго периода

А чтобы определить,
сколько электронов находится на внешнем уровне, необходимо посмотреть в какой
группе Периодической системы находится данный химический элемент. Например, у
лития на внешнем слое находится один электрон, так как он располагается в
первой А группе. У азота на внешнем слое находится пять электронов, у фтора –
семь электронов и у неона – десять электронов.

К концу второго
периода количество электронов на внешнем энергетическом уровне возрастает
.

Важно также знать, что
число энергетических уровней атомов химических элементов равно номеру периода,
в котором они находятся. У лития, азота, фтора и неона число энергетических
уровней равно двум.

Атомный радиус к концу
периода уменьшается
, так как происходит взаимопритяжение ядра
атома и электронов внешнего энергетического уровня.  

В группах сверху вниз
увеличивается число электронных слоёв
, поэтому увеличиваются и
радиусы атомов, и радиусы ионов. Например, в первой A группе идёт увеличения
радиусов атомов: у лития – 155 пикометров, у натрия – 189 пикометров, у калия –
236 пикометров, радиус иона лития 68 пикометров, иона натрия – 99 пикометров,
ионов калия – 138 пикометров.

Рассмотрим изменение
свойств для элементов второй группы главной подгруппы. Порядковый номер
бериллия – четыре, у кальция – двадцать и у стронция – тридцать восемь. Сверху
вниз по группе заряды ядер атомов увеличиваются
. Количество электронов на
внешнем энергетическом уровне остаётся неизменны, так как у всех химических
элементов второй группы главной подгруппы на внешнем слое находится два
электрона. К концу второй группы главной подгруппы количество
энергетических уровней у атомов данных химических элементов постепенно возрастает,
соответственно возрастает и атомный радиус.

Способность атомов
отдавать электроны при увеличении атомного радиуса усиливается, а способность
принимать электроны ослабевает
. Значит, сверху вниз по
группе металлические свойства увеличиваются.

Проявление металлических
и неметаллических свойств связано со способностью присоединять или
отдавать электроны
.

Способности отдавать
электроны количественно характеризуется энергией ионизации.

Энергия ионизации
это минимальная энергия, необходимая для отрыва от атома наиболее слабо
связанного с ним электрона
. Энергия ионизации выражается в килоджоулях
на моль.

Наименьшую энергию
ионизации
имеют щелочные металлы, наибольшую – элементы
седьмой A группы
. Поэтому в периодах слева направо энергия ионизации
увеличивается, так как увеличиваются заряды ядер и уменьшаются радиусы атомов.

В группах А
сверху вниз энергия ионизации уменьшается, так как увеличивается расстояние
между электронами внешнего слоя и ядром атома.

Вы знаете, что при отдаче
электрона атом превращается в катион, поэтому энергия ионизации характеризует
проявление металличности.

Для неметаллов, наоборот,
характерна способность присоединять электроны, поэтому количественной
характеристикой неметалличности является энергия сродства к электрону.

Энергия сродства к
электрону
это энергия, которая выделяется при присоединении
электрона к нейтральному атому
.

Следовательно, чем
больше энергия сродства к электрону, тем легче атом присоединяет электрон
.
Эта величина также выражается в килоджоулях на моль.

Наибольшую энергию
сродства к электрону имеют элементы седьмой A группы. Поэтому в периодах слева
направо энергия сродства к электрону увеличивается, а в группах сверху вниз
уменьшается.

Разберём, как же
изменяется электроотрицательность по периодам и группам.

Электроотрицательность
это условная величина, характеризующая способность атомов в химических
соединениях притягивать к себе электроны от других атомов
.

Величина
электроотрицательности зависит от энергии ионизации и от энергии
сродства к электрону
.

Для оценки этой
способности принята условная шкала относительных электроотрицательностей. Здесь
видно, что самым электроотрицательным является фтор, а наименее
электроотрицательным рубидий.

Шкала
электроотрицательности (Л. Полинг)

Как правило, у элементов
А групп в периоде слева направо электроотрицательность возрастает, а в группах
сверху вниз уменьшается. По величине электроотрицательности можно определить
принадлежность элемента к металлам или неметаллам. Все неметаллы имеют
большое значение электроотрицательности
(больше двух), а у металлов
это значение гораздо меньше (меньше двух). Элементы, у которых значение
электроотрицательности близко к двум являются полуметаллами. Например, бор,
кремний, германий, мышьяк, сурьма и тэллур.

Чтобы понять, в чем
причина периодичности, сравним атомы элементов второй А группы. Порядковый
номер бериллия четыре, номер двенадцать – у магния, номер двадцать – у кальция,
номер тридцать восемь – у стронция.

Во-первых, все эти
элементы располагаются во второй группе главной подгруппе, имеют одинаковое
строение внешнего энергетического уровня. Так, на внешнем энергетическом уровне
у них по два электрона. Но электроны, которые находятся на внешнем
энергетическом уровне расположены на разном удалении от их ядер. Поэтому
активность у них разная, а свойства сходны. Это и есть причина периодичности
изменение строения внешнего и предвнешнего энергетических уровней и
повторение числа электронов внешнего энергетического уровня
.

А теперь, рассмотрим, как
периодичность химических элементов сказывается на образуемых ими соединениях:
оксидах и гидроксидах.

В качестве примера,
рассмотрим второй период и проследим, как изменяются «металличность и
неметалличность» по периоду. Во втором периоде располагаются: литий, бериллий,
бор, углерод, кислород и неон.

Литий и бериллий – это металлы,
а бор, углерод, кислород и неон – это неметаллы. Значит, металлические
свойства
по периоду слева направо уменьшаются, а неметаллические
усиливаются.

Литию соответствует оксид
лития, который проявляет основные свойства, бериллию соответствует оксид
бериллия, который проявляет амфотэрные свойства, углероду соответствует оксид
углерода четыре, который проявляет кислотные свойства. Аналогично и гидроксиды:
гидроксид лития проявляет основные свойства, гидроксид бериллия – амфотэрные
свойства, а гидроксид углерода – угольная кислота – проявляет кислотные
свойства.

Значит, по периоду
кислотные свойства
увеличиваются, а основные уменьшаются
слева направо
.

Рассмотрим, как
изменяются «металличность и неметалличность» на примере пятой А группы. К
элементам этой группы относятяся: азот, фосфор, мышьяк, сурьма и висмут.

Азот, фосфор и мышьяк
являются неметаллами, а сурьма и висмут – металлами. Сурьма и висмут считаются полуметаллами,
так как находятся на границе с неметаллами. Значит, неметаллические
свойства
атомов химических элементов уменьшаются сверху вниз по
группе
, а металлическиеувеличиваются.

Таким образом, в периоде при
переходе от одного элемента к другому
происходит ослабление основных
и усиление кислотных свойств
высших оксидов и гидроксидов.

Элементы, расположенные в
одной группе, имеют одинаковое строение внешних электронных оболочек и
поэтому проявляют схожие химические свойства
.

Характер изменения
свойств элементов и их соединений повторяется во всех периодах (кроме первого),
поэтому такое изменение свойств называется периодическим.

Добавить комментарий

Ваш адрес email не будет опубликован. Обязательные поля помечены *