У каких элементов химические свойства одинаковы

Теперь установим более точно, в какой зависимости от строения электронных оболочек находятся химические свойства атомов. При этом необходимо учитывать не только число электронов в атомах и их распределение по слоям, но и относительные размеры атомов, о которых дает представление рис. 48. 

Рассмотрим вначале изменение свойств в периодах. В пределах каждого периода (кроме первого) металлические свойства, наиболее резко выраженные у первого члена периода, при переходе к последующим членам постепенно ослабевают и уступают место металлоидным свойствам: в начале периода стоит типичный металл, в конце—типичный металлоид и за ним инертный газ.

Закономерное изменение свойств элементов в периодах может быть объяснено следующим образом. Как уже указывалось, наиболее характерным свойством металлов с химической точки зрения является способность их атомов легко отдавать внешние электроны и превращаться в положительно заряженные ионы, тогда как металлоиды, наоборот, характеризуются способностью присоединять электроны с образованием отрицательных ионов.

Рис. 48. Относительные размеры атомов.

Для отрыва электрона от атома с превращением последнего в положительный ион нужно затратить некоторую энергию, которая называется энергией ионизации и выражается обычно в килограммкалориях на грамматом элемента.

Энергию ионизации определяют путем бомбардировки атомов, находящихся в электрическом поле, быстро летящими электронами. То наименьшее напряжение поля, при котором скорость электронов становится достаточной для ионизации атомов, называется потенциалом ионизации атомов данного элемента и выражается в вольтах.

Энергия ионизации связана с потенциалом ионизации простым соотношением, что позволяет выражать легкость потери электронов атомами как в килограммкалориях на грамматом, так и в вольтах.

Потенциал ионизации имеет наименьшее значение у элементов, начинающих период, т. е. у водорода и щелочных металлов, и наибольшее — у элементов, заканчивающих период, т. е. инертных газов. Величина его может служить мерой большей или меньшей «металличности» элемента: чем меньше потенциал ионизации, чем легче оторвать электрон от атома, тем сильнее должны быть выражены металлические свойства элемента.

Величина потенциала ионизации зависит от трех причин: от величины заряда ядра, от радиуса атома и от особого рода взаимодействия между электронами в электрическом поле ядра, вызванного их волновыми свойствами. Очевидно, что чем больше заряд ядра и чем меньше радиус атома, тем сильнее притягивается электрон к- ядру, тем больше потенциал ионизации.

У элементов одного и того же периода при переходе от щелочного металла к инертному газу заряд ядра постепенно возрастает, а радиус атома уменьшается. Следствием этого и является постепенное увеличение потенциала ионизации и ослабление металлических свойств. У инертных газов, хотя радиусы их атомов больше, чем радиусы атомов галогенов, стоящих в том же периоде, потенциалы ионизации больше, чем у галогенов. В этом случае сильно сказывается действие третьего из вышеупомянутых факторов — взаимодействия между электронами, вследствие чего внешняя электронная оболочка атома инертного газа имеет особую энергетическую устойчивость и удаление из нее электрона требует значительно большей затраты энергии.

Присоединение электрона к атому металлоида, превращающее его электронную оболочку в устойчивую оболочку атома инертного газа, сопровождается выделением энергии. Величина этой энергии при расчете на 1грамматом элемента служит мерой так называемого сродства к электрону. Чем больше сродство к электрону, тем легче атом присоединяет электрон. Сродство атомов металлов к электрону равно нулю, — атомы металлов неспособны присоединять электроны. У атомов же металлоидов сродство к электрону тем больше, чем ближе к инертному газу стоит металлоид в периодической системе. Поэтому в пределах периода металлоидные свойства усиливаются по мере приближения к концу периода.

Переход от металлических свойств к металлоидным у элементов малых периодов связан также с изменением числа наружных электронов в их атомах, которое равномерно растет, начиная с одного в первом члене периода и доходя до восьми в последнем. В то же время понижается способность атомов отдавать электроны (проявление металлических свойств) и появляется способность к присоединению электронов (металлоидные свойства).

Опыт показывает, что, начиная с лития, атомы, имеющие в наружном слое небольшое число электронов (меньше четырех), могут только отдавать электроны, но никогда не присоединяют их. Таковы атомы элементов, которые мы называем металлами. Наоборот, атомы с большим числом наружных электронов, хотя и могут отдавать электроны, но гораздо легче присоединяют их, и тем легче, чем больше электронов уже имеется в наружном слое. Этим свойством обладают атомы металлоидов.

В больших периодах изменение свойств в общем происходит так же, как и в малых, только металлические свойства ослабевают гораздо медленнее. Причина этого лежит в неравномерном росте наружного электронного слоя, так как, начиная с третьего члена периода и вплоть до конца первой его половины, идет пополнение электронами предпоследнего недостроенного слоя, а в атомах редкоземельных элементов, находящихся в шестом периоде, заполняется даже не предпоследний, а третий снаружи слой. Поэтому все элементы первой половины периода имеют в наружной оболочке атома не больше двух электронов и характеризуются преобладанием металлических свойств (сродство к электрону равно нулю). Радиусы атомов этих элементов уменьшаются на небольшую величину, а потенциалы ионизации почти не возрастают, вследствие чего и ослабление металлических свойств происходит медленно. Только во второй половине периода число наружных электронов растет так же последовательно, как и в малых периодах, и металлические свойства постепенно сменяются металлоидными. Период заканчивается инертным газом.

Указанные выше соотношения между строением атомов и их химическими свойствами представляют глубокий интерес. Мы видим, что на химические свойства атома оказывают влияние главным образом электроны наружного слоя. Строение предпоследнего слоя влияет на химические свойства значительно меньше. Так, например, элементы больших периодов, в атомах которых идет достройка предпоследнего электронного слоя, сравнительно

мало отличаются друг от друга по своему химическому характеру (например, Cr, Mn, Fe, Со, Ni). Ho все же по мере заполнения электронами предпоследнего слоя свойства элементов изменяются в определенном направлении. Наконец, почти полное сходство свойств редкоземельных элементов показывает, что изменение числа электронов в третьем снаружи слое атома оказывает лишь ничтожное влияние на его химические свойства. Однако и здесь увеличение числа электронов вызывает постепенное, хотя и небольшое изменение свойств, проявляющееся, например, в понижении силы оснований от элемента № 58 (церия) к элементу № 71 (лютецию).

Как известно, все элементы расположены в таблице так, что они образуют девять вертикальных столбцов (групп). Номер группы соответствует наибольшей положительной валентности (или так называемой валентности по кислороду), которую могут проявлять элементы данной группы. Сопоставляя эту величину с расположением электронов в атомах, нетрудно убедиться, что у всех элементов, стоящих в малых периодах (кроме кислорода и фтора), наибольшая валентность как раз равна числу электронов в наружном слое атома.

Несколько иначе обстоит дело в больших периодах. В атомах элементов, находящихся в малых периодах, число электронов в предпоследнем слое равно двум или восьми. Отдавая наружные электроны, эти атомы превращаются в ионы с устойчивой структурой инертных газов и, естественно, не могут больше терять электроны. В больших же периодах только первые два члена имеют по восемь электронов в предпоследнем слое. В атомах следующих за ними элементов число электронов в предпоследнем слое постепенно растет, пока не достигнет 18 (у первого члена второй половины периода). Но слой из 18 электронов оказывается почти таким же устойчивым, как и слой из восьми электронов. Поэтому атомы, имеющие восемнадцать электронов в предпоследнем слое (например, Сu, Zn, Ga и др.), потеряв наружные электроны, тоже превращаются в ионы с устойчивой оболочкой. Таким образом, максимальная валентность атомов второй половины каждого большого периода, имеющих в предпоследнем слое 18 электронов (так же как и валентность атомов с двумя или восьмью электронами в предпоследнем слое), равна числу электронов наружного слоя .

Что же касается остальных элементов больших периодов, содержащих в предпоследнем слое больше восьми, но меньше 18 электронов, то они могут отдавать, кроме наружных электро-нов еще и часть электронов предыдущего слоя, а именно столько,

Исключение составляют медь, серебро и золото, максимальная валентность которых равна двум и трем, хотя наружный слой содержит только один электрон.

чтобы остающиеся электроны образовали устойчивую восьми-электронную оболочку. Например, элемент скандий (№ 21)может отдать всего три электрона, титан — четыре, ванадий — пять и т. д. Общее число отдаваемых электронов и определяет максимальную валентность этих элементов, указываемую номером соответствующей группы .

Еще задолго до возникновения учения о строении атома было установлено, что между максимальной валентностью элемента по кислороду и его валентностью по водороду существует определенная зависимость: сумма валентностей по кислороду и по водороду всегда оказывается равной восьми.

Эта зависимость очень просто объясняется с точки зрения электронны представлений о валентности. Так как в соединениях с кислородом атомы всех элементов (за исключением фтора) заряжены положительно, а в соединениях с водородом — отрицательно, то валентность по кислороду есть не что иное, как положительная валентность, обусловленная потерей или смеще; нием валентных электронов; наоборот, валентность по водороду есть отрицательная валентность, которую атом проявляет, присоединяя к наружному слою недостающее до восьми число электронов. Понятно, что сумма этих двух валентностей должна равняться восьми.

Нужно, однако, заметить, что это правило распространяется только на металлоиды, образующие газообразные соединения с водородом.

Некоторые металлы тоже образуют соединения с водородом, но не газообразные, а твердые. Всоединениях такого типа металл заряжен положительно, а водород отрицательно. Вэтом случае валентность по водороду является положительной валентностью и, конечно, одинакова с валентностью того же металла по кисло-

Как уже указывалось , элементы каждой, группы периодической системы, начиная с четвертого горизонтального ряда, делятся на две подгруппы: четную, составленную из элементов, у которых преобладают металлические свойства, и нечетную, образованную элементами, у которых металлические свойства ослаблены или преобладают металлоидные свойства.

Различие в свойствах элементов четных и нечетных подгрупп непосредственно вытекает из строения их атомов. Вто время как в наружном слое атомов элементов четных подгрупп никогда не бывает больше двух электронов, в атомах элементов нечетных подгрупп число наружных электронов может доходить до семи. Поэтому элементы четных подгрупп не присоединяют электроны, что характеризует их как металлы.

Нечетные подгруппы тоже содержат металлы, но главным образом состоят из элементов, легко присоединяющих электроны, т. е. металлоидов.

Усиление металлических свойств с увеличением порядкового номера у элементов главных подгрупп тоже легко объясняется строением их атомов. Хотя с увеличением порядкового номера заряд ядра и увеличивается, но одновременно возрастает число электронных слоев в атоме и их отталкивающее действие на наружные электроны. Значительно увеличиваются также радиусы атомов, вследствие чего потенциалы ионизации, а следовательно, и металлоидные свойства элементов уменьшаются.

55 56 57

Вы читаете, статья на тему Свойства элементов от строения атомов

Кратко о строении атома

Все вещества, а именно они являются предметом изучения химии, состоят из атомов. Все известные виды атомов, иначе называемые химическими элементами, представлены в периодической системе Д. И. Менделеева. Атом имеет сложное строение. Он состоит из ядра и электронных оболочек. Ядро составляют два вида элементарных частиц — протоны и нейтроны.

Число протонов в ядре определяет его заряд, который равен порядковому номеру элемента.

Например, элемент хлор имеет порядковый номер 17, значит, его ядро состоит из 17 протонов. 

Атом электронейтрален, значит, число электронов в нем равно числу протонов.

В природе могут существовать и заряженные атомы — ионы. Они образуются из нейтральных атомов при потере или присоединении электронов. Электроны в атоме различаются по энергии, то есть находятся на разных энергетических уровнях.

Число уровней равно номеру периода, в котором находится элемент.

Число электронов на внешнем уровне (их называют валентными) — номеру группы.

Например, в атоме хлора электроны находятся на трех энергетических уровнях, причем на внешнем их число равно 7. Наиболее устойчивы атомы или ионы, внешний уровень которых заполнен полностью (например, инертные газы). 

В ходе химических превращений атом может отдать только внешние электроны. Поэтому высшая положительная степень окисления элемента совпадает с номером группы. Она, как правило, реализуется в соединениях элемента с кислородом — оксидах и гидроксидах. Так, высшая степень окисления хлора равна +7, что соответствует высшему оксиду $mathrm{Cl_2O_7}$ и высшей кислородсодержащей кислоте $mathrm{HClO_4}$. А вот низшая (наименьшая отрицательная степень окисления) проявляется в соединениях неметаллов с водородом. Для нахождения ее абсолютного значения надо из 8 вычесть номер группы, в которой находится элемент. Например, для хлора она равна –1 и реализуется в хлороводороде HCl.

Характеристика элемента

Что характеризует химический элемент? Прежде всего, его порядковый номер, то есть число протонов в ядре. Химический элемент обладает определенным радиусом атома, электроотрицательностью, которая численно характеризует способность атома притягивать к себе электроны, то есть окислительные свойства элемента.

Для удобства характеристики элемента по ПС можно использовать следующий алгоритм (на примере углерода):

1. Порядковый номер элемента (№) определяет его заряд ядра (зарядное число Z), а следовательно, количество протонов N$p^+$(обозначение протона — $p_1^+$) и общее количество электронов N$bar{e}$ (обозначение электрона — $bar{e}$) в ядре. Для углерода порядковый номер равен 6, следовательно, ядро атома углерода состоит из 6 протонов и 6 электронов. Схематически это рассуждение можно записать следующим образом: № $(C) = 6 Rightarrow Z = 6; hspace{2pt}Nbar{e}=6$

2. Атомная масса элемента, или массовое число изотопа (A), равна сумме масс протонов и нейтронов (обозначение нейтрона — $n_1^0$) в ядре, следовательно, по разности можно вычислить количество нейтронов N. Для углерода атомная масса равна 12 а.е.м., следовательно, количество нейтронов в атоме углерода равно 6. Схематическая запись: $A(C) =12 hspace{2pt} textrm{а.е.м.} Rightarrow N =A-Z=12-6=6$.

3. Номер периода, в котором находится элемент в ПС, численно равен главному (радиальному) квантовому числу n  и определяет число энергетических уровней в атоме. Иногда встречается другое обозначение главного квантового числа — $n_r$ (по Зоммерфельду). Углерод находится во втором периоде ПС, следовательно, имеет два энергетических уровня, главное квантовое число равно 2. Схематическая запись: № пер. = 2 => n = 2.

4. Номер группы, в которой расположен элемент в ПС, соответствует числу электронов на внешнем энергетическом уровне. Углерод расположен в IV группе главной подгруппы, следовательно, на внешнем энергетическом уровне у него 4 электрона. Схематическая запись: № гр. = IV => N$bar{e}_textrm{валентных}$ = 4.