Химическая природа элемента обусловливается способностью его атома терять (отдавать) или приобретать электроны. Эта способность может быть количественно оценена энергией ионизации атома и его сродством к электрону.
Энергией ионизацииI называется количество энергии, необходимое для отрыва электрона от невозбужденного атома :
Э 0 + I ® Э + + е – или Э 0 ® Э + + е –
Энергию ионизации можно выражать в любых единицах, имеющих размерность энергии (например, в ккал/моль, в кДж/моль или эВ/атом). Чаще всего ее измеряют в электрон-вольтах. Значения энергии ионизации в эВ/атом численно равны потенциалам ионизации в В. Величина энергии ионизации восстановительной способности элемента .
Для всех периодов характерна закономерность: с увеличением заряда ядра возрастает энергия ионизации атомов (I), достигая максимума у инертного элемента. Например, для элементов 2-го периода энергия ионизации имеет следующие значения:
| Э | Li | Be | B | C | N | O | F | Ne |
| I, эВ | 5,392 | 9,323 | 8,298 | 11,260 | 14,534 | 13,618 | 17,423 | 21,565 |
Нетрудно видеть, что в периодах с ростом заряда ядра атома восстановительная способность элемента уменьшается; в периоде у каждого атома последующего элемента оторвать электрон с внешнего энергетического уровня труднее, чем у предыдущего, и наиболее трудно – у инертных газов.
Для много электронных атомов энергии ионизации I 1 , I 2 , I 3 … соответствует отрыву первого, второго, третьего и т.д. электронов. При этом всегда I 1 < I 2 < I 3 , т.к. увеличение числа оторванных электронов приводит к возрастанию положительного заряда образующегося иона. Например, для атома лития (Li)
I 1 < I 2 < I 3
На величину энергии ионизации существенное влияние оказывают два противоположных эффекта: эффект экранирования и эффект проникновения электронов к ядру.
Эффект экранирования заряда ядра обусловлен наличием в атоме между внешним электроном и ядром других электронов, которые экранируют, ослабляют воздействие на этот электрон положительного заряда ядра и тем самым ослабляют его связь с ядром. Понятно, что эффект экранирования возрастает с увеличением числа внутренних электронных слоев. Наиболее четко этот эффект проявляется в группах и подгруппах (с увеличением главного квантового числа).
Эффект проникновения электронов к ядру обусловлен тем обстоятельством, что согласно законам квантовой механики все электро-ны и даже внешние валентные определенное время могут находиться в области, близкой к ядру. Можно сказать поэтому, что внешние электро-ны проникают к ядру через слои внутренних электронов. При этом установлено, что концентрация электронной плотности у ядра (степень проникновения электронов) при одном и том же значении главного квантового числа наибольшая для s-электронов, меньше – для p-электронов, еще меньше – для d-электронов и т.д. Например, при n = 3 степень проникновения убывает в последовательности 3s > 3p > 3d.
Понятно, что эффект проникновения увеличивает прочность связи внешних электронов с ядром. Этим, в частности, определяется порядок заполнения в многоатомных атомах s-, p-, d-, f- … орбиталей при данном n.
Таким образом, вследствие более глубокого проникновения s-элек-троны в большей степени экранируют ядро, чем р-электроны, а последние сильнее, чем d-электроны и т.д.
Важным свойством элементов, которое сильно зависит от их орби-тальной конфигурации, является сродство к электрону e , представляющее собой изменение энергии, которым сопровождается присоединение электрона к нейтральному атому (к изолированному атому) с образованием отрицательного иона
Э 0 + е – ® Э – ± e.
Если присоединение к атому электрона с образованием отрицательного иона сопровождается выделением энергии, e имеет положительное значение. Если этот процесс требует затраты энергии, e – отрицательно.
Сродство к электрону выражается в тех же единицах, что и энергия ионизации, т.е. в эВ.
Наибольшим сродством к электрону обладают р-элементы VII группы. Наименьшее и даже отрицательное сродство к электрону имеют атомы с конфигурацией ns 2 (Be, Mg, Zn) и ns 2 np 6 (Ne, Ar, Kr) или с наполовину заполненным р-подслоем (N, P, As). Это служит дополнительным доказательством повышенной устойчивости указанных электронных конфигураций.
Сродство к электрону является мерой количественной оценки окислительной способности элемента .
Для всех периодов характерна закономерность: с увеличением заряда ядра возрастает сродство атомов к электрону. Видно, что в периодах с увеличением заряда ядра окислительная способность элементов увеличи-вается. Наибольшей окислительной способностью в периодической системе обладают элементы VII группы. В периоде атом каждого последующего элемента легче присоединяет электрон, чем предыдущий.
При оценке химических свойств элемента необходимо учитывать как энергию ионизации, так и сродство атома к электрону. Для сравнительной оценки восстановительных и окислительных свойств элемента введена особая характеристика, названная электроотрицательностью (ЭО).
Электроотрицательность
Электроотрицательность c – это способность атома данного элемента к оттягиванию на себя электронной плотности по химическим связям по сравнению с другими элементами в соединении . Очевидно, что эта способность зависит от энергии ионизации атома и его сродства к электрону. В 1934 г. Р. Малликен показал, что электроотрицательность можно связать с величиной, являющейся средней между сродством к электрону и энергией ионизации атома, т.е. электроотрицательность c может быть выражена как полусумма его энергии ионизации и сродства к электрону:
c = 1/2(I + e) или ЭО = 1/2(I + e)
Например,
ЭО Li =1/2(5,392 + 0,59) = 2,991 эВ
ЭО F = 1/2(17,423 + 3,45) = 10,4365 эВ
В настоящее время имеется около 20 шкал электроотрицательности, в основу расчета которых положены разные свойства элементов и образуемых ими веществ. В связи с этим и в целях удобства вместо абсолютных значений электроотрицательности элементов используют значения относительной электроотрицательности (ЭОЭ). При этом электроотрицательность лития принимается за единицу, и по отношению к ней вычисляется ОЭО всех элементов. Например, элементы 2-го периода имеют следующие значения ОЭО:
| Li | Be | B | C | N | O | F |
| 1,0 | 1,5 | 2,0 | 2,5 | 3,0 | 3,5 | 4,0 |
Приведенные значения ОЭО элементов полезно запомнить, и сделать это нетрудно – у каждого последующего элемента 2-го периода значение ОЭО возрастает на 0,5.
Для всех периодов характерна закономерность: с увеличением заряда ядра атома электроотрицательность элементов возрастает, достигает максимума у галогенов .
Выводы по закономерностям в периодах.
На основании рассмотренных свойств элементов в периодах наблюдается следующие общие закономерности:
1. Уменьшаются атомные объемы (т.к. уменьшаются орбитальные радиусы).
2. Увеличиваются значения энергии ионизации, сродства к электрону и ОЭО.
3. Изменение свойств элементов происходит от ярко выраженных восстановителей (ns 1-2 – элементы) к ярко выраженным окислителям (np 5-4 – эле-менты).
4. В малых периодах (1, 2, 3) наблюдаются более резкое различие свойств элементов, чем в больших. Так, в I периоде изменение свойств от ярко выраженных восстановительных свойств к ярко выраженным окислитель-ным свойствам осуществляется в одном элементе – водороде, проявляю-щем как восстановительные, так и окислительные свойства:
Н 0 – ® Н + восстановительные свойства;
Н 0 + ® Н – окислительные свойства.
У элементов 2 периода переход восстановительных свойств к окислительным наблюдается уже на семи элементах.
В больших периодах изменение химических свойств элементов происходит более плавно. Это объясняется тем, что в больших периодах (4, 5, 6, 7) происходит заполнение внутренних энергетических уровней (d- и f- подуровней), а на внешнем энергетическом уровне у них остается один или два электрона.
Периодическая система элементов Д.И. Менделеева подразделяется на 8 групп.
Группа – это вертикальный ряд элементов с одинаковым числом валентных электронов, но с различным числом энергетических уровней в атомах .
Количественной характеристикой проявления элементом металлических или восстановительных свойств является энергия ионизации.
Энергией ионизации I называется энергия, которую необходимо затратить для отрыва и удаления одного электрона от атома, молекулы или иона. Энергия ионизации выражается в джоулях Дж или электрон-вольтах эВ (1 эВ =1,6 ∙ 10 −19 Дж ; в расчете на 1 моль это соответствует 96,5 кДж/моль ). Чем меньше энергия ионизации, тем выше восстановительная способность атома. Атомы, теряя электроны, превращаются в положительно заряженные ионы. Для данного атома или иона энергия, необходимая для отрыва и удаления первого электрона, называется первой энергией ионизации I 1 , второго – второй энергией ионизации I 2 и т.д. Энергия ионизации увеличивается в следующем порядке: I 1 < I 2 < I 3 < … < I n , т.к. удаление электрона от электронейтрального атома происходит легче, чем от иона.
В пределах одного периода I 1 изменяется не монотонно. Наименьшее ее значение наблюдается у щелочных металлов – это самые активные металлы. У щелочно-земельных металлов (IIA группа) в связи с заполнением s –подуровня энергия ионизации возрастает. У следующих за ними элементов III группы появление первого р –электрона снова снижает энергию ионизации. Резко возрастает она у элементов V группы, что соответствует энергетически выгодному половинному заполнению р –подуровня; у элементов VI группы энергия ионизации чуть уменьшается и затем снова резко возрастает, достигая максимума у элементов VIII группы. Таким образом, в целом, в пределах одного периода с увеличением порядкового номера элемента наблюдается тенденция роста энергии ионизации, а следовательно – ослабление металлических (восстановительных) свойств.
В пределах подгруппы с увеличением порядкового номера элемента валентный электрон оказывается на более удаленном от ядра энергетическом уровне, так как заполняется подуровень с большим значением n . В результате с ростом атомного радиуса и удалением электрона от ядра сила притяжения его ядром ослабевает, что облегчает отрыв электрона от атома. Поэтому в подгруппе с ростом порядкового номера элемента энергия ионизации уменьшается, а металлические (восстановительные) свойства элементов увеличиваются. Таким образом, самым активным металлом из всех известных сейчас является франций.
Так как металлы образуют гидроксиды, проявляющие основные свойства, то чем активнее металл, тем более сильным основанием является соответствующий ему гидроксид. Так, металлам IA группы соответствуют самые сильные основания – щелочи, но в ряду NaOH – KOH – CsOH самым сильным основанием будет CsOH .
В химических реакциях поведение атомов и ионов в значительной мере зависит от того, насколько прочно у них электроны удерживаются на своих уровнях. Электроны связаны с ядром энергией, величина которой зависит от того, на каком уровне расположены электроны. Чем выше уровень, на котором находится электрон, тем меньше энергия связи.
Чтобы оторвать электрон от ядра, нужно затратить энергию, превышающую энергию связи. Мерой энергии электронов в различных атомах может служить энергия ионизации (потенциал ионизации), т. е. то количество энергии, которое необходимо затратить, чтобы оторвать электрон от атома и удалить его из сферы влияния положительно заряженного ядра. Величины потенциалов ионизации определены различными методами и приведены в приложении 5.
Потенциалы ионизации выражают в электронвольтах (эв) или в . Различают потенциалы ионизации первого электрона (т.е. количество энергии, необходимое для отрыва от атома первого электрона), второго электрона (т. е. количество энергии, необходимое для отрыва электрона от одновалентного положительного иона), третьего электрона и т. д.
Потенциал ионизации зависит в основном от величины заряда ядра и радиуса атома. Чем больше радиус атома, тем слабее притягивается электрон к ядру, а следовательно, и меньше энергии необходимо затратить на отрыв электрона и превращение атома в положительный ион. Потенциалы ионизации для элементов второго периода приведены в табл. 11.
Из таблицы видно, что наиболее трудно первый электрон отрывается от атома инертного элемента, имеющего стабильные, законченные энергетические уровни. Второй электрон труднее всего оторвать от атомов элементов I группы, третий - от атомов элементов II группы, так как в этих случаях отрываемый электрон принадлежит к законченному энергетическому уровню. Наоборот, очень легко отрывается первый электрон от атомов щелочных металлов, у которых он является единственным валентным электроном, дающим начало новому электронному слою.
Таблица 11. Потенциалы ионизации и радиусы атомов элементов второго периода
Если у атомов легче всего отрывается первый электрон, то для каждого следующего электрона энергия ионизации растет, так как свободный заряд иона, притягивающего электроны, при этом увеличивается. Поэтому всегда и т. д.
В периодах, как правило, ионизационный потенциал увеличивается слева направо, при этом восстановительные свойства элементов (атомов) уменьшаются, а окислительные возрастают.
В пределах одной и той же главной подгруппы (как правило) электрон связан тем слабее, чем больше порядковый номер элемента. Это видно из энергий ионизации щелочных металлов (табл. 12).
Таблица 12. Потенциалы ионизации щелочных металлов
Величина энергии ионизации зависит не только от заряда ядра и радиуса атома, но и от воздействия, вызванного волновыми свойствами электронов. Так, энергий ионизации элементов в побочных подгруппах периодической системы меняется незакономерно и с ростом заряда она обычно не уменьшается, как в главных подгруппах, а растет.
Различное изменение потенциалов ионизации главных и побочных подгрупп можно объяснить следующим образом.
У атомов элементов главных подгрупп по мере увеличения порядкового номера увеличивается радиус атома, т. е. расстояние отрываемых электронов от ядра, а следовательно, ослабляется связь этих электронов с ядром и поэтому уменьшаются потенциалы ионизации.
Кроме того, у s- и р-элементов на предпоследнем уровне находится 8 или 18 электронов, которые сильно экранируют заряд ядра. В этом случае величины потенциалов ионизации обусловливаются состоянием внешних электронов.
У атомов побочных подгрупп (d-элементов) наблюдается более сложная зависимость, вследствие того, что у них на последнем уровне находится, как правило, 2 (реже 1) электрона, а соседний с наружным уровень (так называемый d-подуровень) является незавершенным, что сказывается (хотя и непоследовательно) на увеличении потенциалов ионизации сверху вниз, так как d-электроны слабее экранируют заряд ядра.
В побочных подгруппах при переходе от одного элемента к другому (в порядке увеличения заряда ядра) потенциалы ионизации относительно мало изменяются, так как радиусы их атомов сравнительно медленно уменьшаются.
Наряду с энергией ионизации характерным свойством атома является сродство к эмктрону - величина энергии, выделяемая (или поглощаемая) при соединении атома с электроном, т. е. энергия реакции:
где Е - атом, e - электрон; - отрицательный ион.
При присоединении двух и более злектронов к атому энергия отталкивания больше, чем энергия притяжения. Поэтому сродство атома к двум и более электронам всегда отрицательно.
Сродство к электрону выражают обычно в электронвольтах или .
В табл. 13 приведены величины сродства некоторых атомов и молекул к электрону.
Таблица 13. Сродство атомов и молекул к электрону
Из приведенных данных видно, что атомы галогенов, в особенности фтор и хлор, имеют большое сродство к электрону, т. е. они весьма энергично притягивают недостающие (до октета) электроны.
Наиболее легко присоединяют электроны те атомы, которые имеют на внешнем слое 7, 6, 5 или 4 электрона и достраивают орбиту до восымиэлектронной, т. е. приобретают конфигурацию инертных элементов.
Наиболее легко отдают электроны те атомы, у которых на внешнем уровне имеется 1, 2, 3 электрона, и после этого остается также восьмиэлектронная оболочка.
Не следует, однако, считать, что атом тем легче присоединяет электроны, чем прочнее удерживает свои собственные электроны, т. е. что сродство к электрону тем больше, чем больше потенциал ионизации . Такой зависимости нет, так как на соотношение величин сродства к электрону и потенциалов ионизации сильно влияет структура электронной оболочки атома. Это можно наблюдать у атомов инертных элементов, потенциал ионизации которых очень велик, так как их энергетические уровни очень устойчивы, однако по той же причине их сродство к электрону очень мало.
Сродство к электрону определяется положением элемента в периодической системе.
В периодах слева направо величины сродства к электрону возрастают, в подгруппах сверху вниз они, как правило, уменьшаются.
Таким образом, потенциал ионизации может служить мерой восстановительной активности элементов; чем меньше потенциал ионизации атома, тем более сильным восстановителем он является, и, наоборот, чем больше потенциал ионизации, тем слабее восстановительная активность атома.
Сродство к электрону служит мерой окислительной способности атома: чем больше сродство атома к электрону, тем более сильным окислителем он является, так как наиболее легко присоединяет электрон.
Атомы металлов не принимают электроны; напротив, атомы неметаллов способны присоединить электроны. Причем, сродство к электрону у них тем больше, чем ближе к инертному элементу неметалл в периодической системе, т. е. в пределах периода неметаллические свойства усиливаются слева направо.
В реакциях окисления - восстановления отдача каким-либо атомом электрона, т. е. реакция окисления, обязательно должна сопровождаться присоединением электрона к какому-либо другому атому, т. е. реакцией восстановления. Иначе говоря, реакция окисления - восстановления протекает только в том случае, когда суммарный энергетический эффект является положительным, т. е. если в результате перехода электрона от одного атома к другому получится выигрыш энергии.
Разумеется, положительно заряженные ионы обладают сродством к электрону. При присоединении электрона к положительно заряженному иону выделяется энергия в количестве, равном потенциалу ионизации с обратным знаком. Отрицательно заряженные ионы, теряя электроны, приобретают энергию, равную по величине сродству к электрону.
Отсюда можно сделать следующий вывод: реакция может произойти лишь в том случае, если сродство к электрону окислителя больше, чем потенциал ионизации восстановителя.
Для оценки способности элементов к присоединению и отдаче электронов в химии введено понятие электроотрицательности элемента (X), под которой понимают сумму потенциала ионизации атома и его сродства к электрону , т. е. .
Ниже приведены величины электроотрицательностей некоторых элементов, причем электроотрицательность лития принята равной единице:
Из приведенных данных видно, что относительная электроотрицательность в периоде растет с увеличением номера элемента, в группе, наоборот, - уменьшается.
Чем больше величина электроотрицательности элемента, тем сильнее его окислительные (неметаллические) свойства, и, наоборот, элемент, имеющий наименьшее значение электроотрицательности, наиболее активно проявляет восстановительные свойства.
Пользуясь значениями электроотрицательности элементов, легко определить направление перехода электронов в реакциях, например
В первой реакции электроотрицательность водорода 2,1, а фтора 4. Разница между этими величинами относительно велика (4 - 2,1= 1,9). Следовательно, при взаимодействии водорода с фтором переход электронов будет направлен от водорода к фтору, т. е. водород окисляется, а фтор восстанавливается.
Во второй реакции электроотрицательность натрия 0,9, а водорода 2,1; поэтому в данном случае водород выступает уже в роли окислителя, т. е. принимает электроны, а натрий, проявляя восстановительные свойства, - отдает их.
В третьей реакции электроны перемещаются от алюминия к сере, так как электроотрицательность алюминия меньше, чем серы.
Энергия ионизации — это количество энергии, которое изолированный атом в основном электронном состоянии должен поглотить для освобождения электрона, в результате чего образуется ион.
Эта величина обычно выражается в кДж/моль или количество, необходимое для того, чтобы потерять один электрон.
Образование ионов
Ионы — это атомы, которые получили или потеряли электроны. Образуется ионизирующее излучение со своими положительными и отрицательными особенностями для человека. При рассмотрении первоначально нейтрального атома, вытеснение первого электрона потребует меньше работы, чем вытеснение второго, второй потребует меньше, чем третьего и так далее. Для вытеснение каждого последующего электрона требуется больше работы. Это происходит потому, что после потери первой отрицательно заряженной элементарной частицы общий заряд атома становится положительным, а отрицательные силы будут притягиваться к положительному заряду новообразованного иона.
Чем больше отрицательно заряженных элементарных частиц потеряно, тем более положительным будет этот ион, тем труднее отделить другие электроны от этого атома.
В общем, чем дальше электрон от ядра, тем легче его изгнать. Другими словами, энергия ионизации является функцией атомного радиуса: чем больше радиус, тем меньше количество работы, необходимой для удаления электрона с внешней орбитали. Например, было бы гораздо легче забрать электроны от более крупного элемента Ca (кальция), чем от того, где они крепче удерживаются к ядру как Cl (хлор).
В химической реакции, понимание энергии ионизации важно для того, чтобы понять поведение различных атомов при связях друг с другом .
Например, энергия ионизации натрия (щелочного металла) составляет 496 кДж/моль, тогда как хлора — 1251,1 кДж/моль.
Элементы, находящиеся близко друг к другу в периодической таблице, или элементы, не имеющие большой разницы в энергии ионизации, образуют полярные ковалентные или ковалентные связи. Например, углерод и кислород делают СО 2 (углекислый газ) находящиеся близко один к другому на периодической таблице. Они поэтому формируют ковалентное скрепление. Углерод и хлор образуют CCl 4 (четыреххлористый углерод) другой молекулой, которая ковалентно связана.
Периодическая таблица и тренд ионизации
Энергия ионизации зависит от атомного радиуса. Так как идя справа налево по периодической таблице, атомный радиус увеличивается, а энергия ионизации уменьшается слева направо в периодах и вниз по группам.
Объяснение шаблона в первых нескольких элементах
Водород имеет электронную структуру 1s1. Это очень маленький атом, и электрон приближается к ядру и, следовательно, притягивает. Нет электронов, экранирующих его от ядра, поэтому энергия ионизации высока 1310 кДж моль -1 .
Гелий имеет структуру 1s2. Электрон удаляется с той же орбиты, что и в случае с водородом он близок к ядру. Значение 2370 кДж моль -1 намного выше, чем у водорода, потому что ядро теперь имеет 2 протона, притягивающие их вместо 1.
Литий — 1s22s1. Свой внешний электрон находится на втором энергетическом уровне, гораздо более удаленнее от ядра. Можно утверждать, что это было бы компенсировано дополнительным протоном в ядре, но электрон не чувствует полной тяги ядра — он экранируется.
Если сравнить литий с водородом (а не с гелием), электрон водорода также чувствует тягу 1+ от ядра, но расстояние намного больше с литием. Первая энергия ионизации лития падает до 519 кДж моль -1 , тогда как водород составляет 1310 кДж моль -1 .
Исключения из этой тенденции наблюдаются для щелочноземельных металлов (группа 2: бериллий (Be), магний (Mg), кальций (Ca), стронций (Sr), барий (Ba), радий (Ra), унбинилий (Ubn) и элементов группы азота (группа 5: азот (N); фосфор (P); мышьяк (As); сурьма (Sb); висмут (Bi)). Группы 2 и 5 имеют полностью и наполовину заполненную электронную конфигурацию соответственно, поэтому для удаления отрицательно заряженных элементарных частиц из полностью заполненных орбиталей требуется больше работы, чем из неполнозаполненных.
Щелочные металлы (группа I) обладают малой энергией ионизации, особенно по сравнению с галогенами или группой VII.
В дополнение к радиусу (расстоянию между ядром и электронами на самой внешней орбите), количество электронов между ядром, в самой внешней оболочке, также влияет на энергию ионизации.
Этот эффект, при котором полный положительный заряд ядра не ощущается внешними электронами из-за отрицательных зарядов внутренних, частично отменяющих положительный заряд, называется экранированием.
Чем больше электронов защищает внешнюю электронную оболочку от ядра, тем меньше работы требуется для вытеснения отрицательно заряженной элементарной частицы из указанного атома.
Чем выше эффект экранирования требуется меньше приложить работы. Из-за экранирующего эффекта энергия ионизации уменьшается сверху вниз в группе. Из таблицы Менделеева видно что Цезий имеет низкую, а фтор самую высокую энергию ионизации (за исключением гелия и неона).
Для чего необходимо знать про эту величину
Падение энергии ионизации при движении вниз таблицы приводит к снижению энергии активации и, следовательно, к более быстрым реакциям.
Энергия ионизации являются одним из наиболее важных факторов, которые необходимо учитывать при оценке прочности химических связей и прогнозировании того, как химические вещества будут связываться друг с другом. Но это не .
Наиболее характерным химическим свойством металлов является способность их атомов легко отдавать внешние электроны и превращаться в положительно заряженные ионы, а неметаллы, наоборот, характеризуются способностью присоединять электроны с образованием отрицательных ионов. Для отрыва электрона от атома с превращением последнего в положительный ион нужно затратить некоторую энергию, называемую энергией ионизации.
Энергию ионизации можно определить путем бомбардировки атомов электронами, ускоренными в электрическом поле. То наименьшее напряжение поля, при котором скорость электронов становится достаточной для ионизации атомов, называется потенциалом ионизации атомов данного элемента и выражается в вольтах.
Энергию электрона часто выражают в электронволътах (эВ). 1 эВ - энергия, которую приобретает электрон в ускоряющем электрическом поле с разностью потенциалов IB (1 эВ = 1,6 10“ 19 Дж; в расчете на 1 моль это соответствует энергии 96,5 кДж/моль).
Энергия ионизации, выраженная в элсктронвольтах, численно равна потенциалу ионизации, выраженному в вольтах.
При затрате достаточной энергии можно оторвать от атома два, три и более электронов. Поэтому говорят о первом потенциале ионизации (энергия отрыва от атома первого электрона), втором потенциале ионизации (энергия отрыва второго электрона) и т.д. По мере последовательного удаления электронов от атома положительный заряд образующегося иона возрастает. Поэтому для отрыва каждого следующего электрона требуется большая затрата энергии, иначе говоря, последовательные потенциалы ионизации атома возрастают (табл. 3).
Данные табл. 3 показывают, что от атома лития сравнительно легко отрывается один электрон, от атома бериллия - два, от атома бо-
Последовательные потенциалы ионизации атомов некоторых элементов второго периода
Таблица 3
|
Элемент |
Потенциал ионизации, В |
||||
|
первый |
второй |
третий |
четвертый |
пятый |
|
|
Литий |
|||||
|
Бериллий |
|||||
|
Углерод |
|||||
ра - три, от атома углерода - четыре. Отрыв же последующих электронов требует гораздо большей затраты энергии. Это соответствует нашим представлениям о строении рассматриваемых атомов. Действительно, у атома лития во внешнем электронном слое размещается один электрон, у атома бериллия - 2, бора - 3, углерода - 4. Эти электроны обладают более высокой энергией, чем электроны предшествующего слоя, и поэтому их отрыв от атома требует сравнительно небольших энергетических затрат. При переходе же к следующему электронному слою энергия ионизации резко возрастает.
Величина потенциала ионизации 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.
Рассмотрим с этой точки зрения, как изменяются первые потенциалы ионизации с увеличением атомного номера у атомов одной и той же подгруппы периодической системы (табл. 4). Как видно, с увеличением порядкового номера элемента потенциалы ионизации уменьшаются, что свидетельствует об усилении металлических и соответственно ослаблении неметаллических свойств.
Таблица 4
Первые потенциалы ионизации (в В) атомов элементов некоторых главных подгрупп
|
I группа |
II группа |
III группа |
IV группа |
||||
Эта закономерность связана с возрастанием радиусов атомов, о котором говорилось в § 33. Кроме того, увеличение числа промежуточных электронных слоев, расположенных между ядром атома и внешними электронами, приводит к более сильному экранированию ядра, т.е. к уменьшению его эффективного заряда. Оба эти фактора (растущее удаление внешних электронов от ядра и уменьшение его эффективного заряда) приводят к ослаблению связи внешних электронов с ядром и, следовательно, к уменьшению потенциала ионизации.
У элементов одного и того же периода при переходе от щелочного металла к благородному газу заряд ядра постепенно возрастает, а радиус атома уменьшается. Поэтому потенциал ионизации постепенно увеличивается, а металлические свойства ослабевают. Иллюстрацией
Первые потенциалы ионизации (в В) атомов элементов второго и третьего периодов
Таблица 5
этой закономерности могут служить первые потенциалы ионизации элементов второго и третьего периодов (табл. 5).
Из данных табл. 5 видно, что общая тенденция к возрастанию энергии ионизации в пределах периода в некоторых случаях нарушается. Так, потенциалы ионизации атомов бериллия и азота выше, чем атомов следующих за ними элементов бора и кислорода; аналогичное явление наблюдается и в третьем периоде при переходе от магния к алюминию и от фосфора к сере. При этом повышенные значения потенциалов ионизации наблюдаются либо у атомов с целиком заполненным внешним энергетическим подуровнем (бериллий и магний)
либо у атомов, у которых внешний энергетический подуровень заполнен ровно наполовину, так что каждая орбиталь этого подуровня занята одним электроном (азот и фосфор)
Эти и подобные факты служат экспериментальным основанием уже упоминавшегося в § 32 положения, согласно которому электронные конфигурации, соответствующие полностью или ровно наполовину занятым подуровням, обладают повышенной энергетической устойчивостью.
Как отмечалось выше, атомы могут не только отдавать, но и присоединять электроны. Энергия, выделяющаяся при присоединении электрона к свободному атому, называется сродством атома к электрону. Сродство к электрону, как и энергия ионизации, обычно выражается в электронвольтах. Так, сродство к электрону атома водорода равно 0,75 эВ, кислорода - 1,47 эВ, фтора - 3,52 эВ.
Сродство к электрону атомов металлов, как правило, близко к нулю или отрицательно; из этого следует, что для атомов большинства металлов присоединение электронов энергетически невыгодно. Сродство же к электрону атомов неметаллов всегда положительно и тем больше, чем ближе к благородному газу расположен неметалл в периодической системе; это свидетельствует об усилении неметаллических свойств по мере приближения к концу периода.
