Періодичність властивостей хімічних елементів та їх сполук
а) Розміри атомів та іонів. Внаслідок хвильової природи електрона атом не має строго певних меж. Радіуси атомів та іонів є умовними величинами. Їх зазвичай обчислюють з міжатомних відстаней, які залежать не тільки від природи атомів, але також від виду хімічного зв'язку між ними.
Залежність атомних радіусів (r) від заряду ядра (Z) має періодичний характер. У межах періоду зі збільшенням Z проявляється тенденція до зменшення розмірів атомів.
Це збільшенням тяжіння електронів зовнішнього шару до ядра у міру зростання заряду ядра. У підгрупах згори донизу атомні радіуси зростають, т.к. збільшується кількість електронних верств.
Втрата атомом електронів призводить до зменшення його ефективних розмірів, а приєднання надлишкових електронів до збільшення. Тому радіус позитивного іона (катіону) завжди менший, а радіус негативного іона (аніону) завжди більший, ніж радіус відповідного електронейтрального атома.
У межах однієї підгрупи радіуси іонів однакового заряду зростають із збільшенням заряду ядра.
Така закономірність пояснюється збільшенням числа електронних шарів і видаленням зовнішніх електронів від ядра, що зростає.
б) Енергія іонізації та спорідненість до електрона. У хімічних реакціях ядра атомів не піддаються зміні, електронна оболонка перебудовується, причому атоми здатні перетворюватися на позитивно і негативно заряджені іони. Ця здатність може бути кількісно оцінена енергією іонізації атома та його спорідненістю до електрона.
Енергією іонізації (потенціалом іонізації) I називається кількість енергії, необхідне для відриву електрона від незбудженого атома з утворенням катіону:
Енергія іонізації вимірюється в кДж/моль абоелектровольтах (еВ). Відрив другого електрона відбувається складніше, ніж першого, т.к. другий електрон відривається немає від нейтрального атома, як від позитивного іона:
Тому другий потенціал іонізації I2 більший, ніж перший (I2>I1). Очевидно, що видалення кожного наступного електрона вимагатиме більших енергетичних витрат, ніж видалення попереднього. Для характеристики властивостей елементів зазвичай беруть до уваги енергію відриву першого електрона.
У групах потенціал іонізації зменшується із збільшенням атомного номера елемента.
Це пов'язано з більшою віддаленістю валентних електронів від ядра і, отже, з їх легшим відривом зі збільшенням кількості електронних шарів. Величина потенціалу іонізації може бути мірою “металлічності” елемента: що менше потенціал іонізації, то легше видалити електрон з атома, тим більше виражені металеві властивості.
У періодах ліворуч заряд ядра зростає, а радіус атома зменшується. Тому потенціал іонізації поступово збільшується, а металеві властивості слабшають.
Порушення тенденції зростання I спостерігається для атомів з повністю заповненим зовнішнім енергетичним підрівнем, або для атомів, у яких зовнішній енергетичний рівень заповнений рівно наполовину:
Це свідчить про підвищену енергетичну стійкість електронних конфігурацій з повністю або рівно наполовину зайнятими підрівнями.
Ступінь тяжіння електрона до ядра і, отже, потенціал іонізації залежать від ряду факторів, і від заряду ядра, від відстані між електроном і ядром, від екрануючого впливу інших електронів. Так, у всіх атомів, крім елементів першого періоду, вплив ядра на електрони зовнішнього шару екрановано електронами внутрішніхшарів.
Поле ядра атома, що утримує електрони, притягує також вільний електрон, якщо він опиниться поблизу атома. Щоправда, цей електрон зазнає відштовхування з боку електронів атома. Для багатьох атомів енергія тяжіння додаткового електрона до ядра перевищує енергію відштовхування його від електронних оболонок. Ці атоми можуть приєднувати електрон, утворюючи стійкий однозарядний аніон. Енергію відриву електрона від негативного однозарядного іона в процесі X– – e ® X0 називають спорідненістю атома до електрона (A), що вимірюється в кДж/моль або еВ. При приєднанні двох і більше електронів до атома відштовхування переважає над тяжінням – спорідненість атома до двох і більше електронів завжди негативно. Тому одноатомні багатозарядні негативні іони (O2-, S2-, N3-і т.п.) у вільному стані існувати не можуть.
Спорідненість до електрона відома не для всіх атомів. Максимальну спорідненість до електрона мають атоми галогенів.
в) Електронегативність. Ця величина характеризує здатність атома в молекулі притягувати себе сполучні електрони. Електронегативність не слід плутати із спорідненістю до електрона: перше поняття відноситься до атома у складі молекули, а друге – до ізольованого атома. Абсолютна електронегативність (кДж/моль або еВ) дорівнює сумі енергії іонізації та спорідненості до електрона: АЭО=I+A. Насправді часто застосовується величина відносної електронегативності, рівна відношенню АЭО даного елемента до АЭО літію (535 кДж/моль).
Електронегативність зменшується зверху вниз по групі та збільшується зліва направо за періодом.
p align="justify"> Найбільше значення електронегативності має фтор, найменше - цезій. Водень займає проміжне становище, тобто. при взаємодії з одними елементами (наприклад, F)він віддає електрон, а за взаємодії коїться з іншими (наприклад, з Rb) – набуває електрон.
г) Окисно-відновні властивості нейтральних атомів. Ці властивості визначаються значеннями енергії іонізації та спорідненості до електрона. Відновлювальні властивості виявляє атом, що віддає електрон, а окислювальні – атом, який приймає електрон. У період зліва направо відновлювальні властивості слабшають, т.к. потенціал іонізації зростає. У підгрупах зверху донизу відновлювальні властивості нейтральних атомів посилюються, оскільки потенціал іонізації у цьому напрямі зменшується. Окисні властивості, навпаки, посилюються зліва направо в періоді і слабшають зверху вниз у підгрупі, що пов'язано з тенденціями у зміні спорідненості до електрона.
д) Кислотно-основні властивості сполук. Властивості оксидів та гідроксидів елементів залежать головним чином від заряду та радіусу центрального атома. Зі зростанням позитивного заряду (точніше, ступеня окислення) центрального атома кислотний характер цих сполук стає більш вираженим.
Зверху вниз у підгрупі при однаковості заряду (ступеня окислення) центрального атома зі збільшенням його радіусу кислотні властивості оксидів і гідроксидів слабшають, а основні посилюються.
Аналогічний приклад можна навести для кисневмісних кислот елементів VI групи: сила кислот зменшується в ряді H2SO4, H2SeO4, H2TeO4.