Радиусы атомов, ионов, энергии ионизации и сродства к электрону, электроотрицательность. Изменение их в периодах и группах.

Химические свойства различных элементов выявляются при взаимодействии нейтральных атомов. Одним из возможных типов взаимодействия атомов является частичная перестройка их электронной оболочки, вызываемая переходом электронов от атома к атому, или перекрыванием электронных облаков.

Атомы одних элементов легко теряют электроны, другие легко присоединяют их и превращаются в ионы. Эта способность может быть количественно оценена энергией ионизации атома и его сродстовом к электрону.

Энергией ионизации I называется количество энергии, необходимое для отрыва электрона от невозбужденного атома:

Энергия ионизации выражается в или .

Для многоэлектронных атомов энергии ионизации I₁, I₂, I₃ ....... соответствуют отрыву первого, второго и т.д. электронов. При этом всегда I₁ < I₂ < I₃, т.к. увеличение числа оторванных электронов приводит к возрастанию положительного заряда образующегося иона. Например, у водорода I = 13,6; у гелия I₁=24,6, I₂=54,4; у цинка I₁=9,4, I₂=18,0, I₃=39,7, I₄=61,6, I₅=86,3.

Энергия ионизации атома сильно зависит от его электронной конфигурации. В частности, завершенные электронные слои имеют большую устойчивость. Наименьшими значениями энергии ионизации I₁ обладают S-элементы первой группы (Li, Na, K). Значение же энергий ионизации I₂ у них резко возрастает, что отвечает удалению электрона из завершенного слоя (ns²np⁶ и 2s² у Li). Аналогично для s-элементов II группы (Be, Mg, Ca) удалению электрона из завершенного слоя (ns²np⁶ и 2s² у Bе) отвечает резкое повышение энергии ионизации I₃. Наименьшей энергией ионизации (3-5 эВ) обладают S-элементы I группы, наибольшей – s и p элементы VIII группы. Возрастание энергии ионизации при переходе от s-элементов I группы к p-элементам VIII группы обусловливается возрастанием заряда ядра.

При переходе от s-элементов I группы к p-элементам VIII группы энергия ионизации изменяется не монотонно, а с проявлением внутренней периодичности. Сравнительно большим значением энергии ионизации обладают элементы II группы (Be, Mg, Ca) и V группы (N, P, As). В то же время сравнительно меньшее значение энергии ионизации имеют элементы III группы (B, Al, Ga) и VI группы (O, S, Se). Это будет рассмотрено при изучении химических свойств каждого элемента.

Отрыв непарного электрона потребует меньшей работы, чем отрыв электрона от пары. Повышение ионизационного потенциала для атомов Zn, Cd и Hg обусловлено тем, что у них полностью застроен d-подуровень (d¹⁰), а во внешнем уровне находится пара электронов.

С увеличением радиуса атома ионизационный потенциал уменьшается, и наоборот. Обычно пользуются величиной первого ионизационного потенциала I₁. На графике зависимости I₁ от Z видна периодичность изменения через 8, 8, 18, 8 и 32 элемента. В точках максимумы располагаются атомы благородных металлов, а наименьшими значениями I₁ обладают атомы щелочных металлов, отсюда слева направо уменьшение восстановительной активности. Величины ионизационных потенциалов зависят не только от радиуса атома. Так радиусы Са, Zn, Sr и Cd, Ba и Hg отличается на 29,5; 27,4; и 30,9%, а различие в ионизационных потенциалах достигает 33,2; 36,5 и 50%. При оценке I₁ необходимо учитывать тип элемента, наличие непарных или парных электронов в подуровнях и эффект экранирования внешних электронов электронами внутренних d и f подуровней.

В группах s-, p-элементов и в группе IIIB d-элементов сверху вниз величины I₁ уменьшаются – восстановительная активность увеличивается. В группах d-элементов, кроме IIIB, ионизационные потенциалы, как правило, уменьшаются в обратном направлении, т.е. снизу вверх и соответственно нарастают восстановительные свойства.

Также можете прочитать: