Підготовка до ЗНО з хімії

Схожість властивостей атомів елементів зумовлена схожістю їх електронних конфігурацій і розподілом електронів по зовнішніх орбіталях. Це виявляється у періодичному повторенні елементів із схожими властивостями зі зростанням заряду їх ядра. Такі властивості називають періодичними.

Розглянемо періодичність зміни властивостей на прикладі атомів елементів третього періоду (табл. 5.3).

Таблиця 5.3

Деякі властивості атомів елементів третього періоду

 Атом кожного елемента цього періоду містить три енергетичні рівні. Зі зростанням заряду ядра зростає кількість електронів на зовнішньому електронному рівні, за рахунок чого вони сильніше притягаються до ядра, що веде до зменшення атомного радіуса і відірвати зовнішні електрони стає все важче. Енергія, яку необхідно затратити, щоб відірвати електрон від електронейтрального атома, перетворивши його в позитивно заряджений іон (катіон) називається енергією іонізації (позначається Е_і).

З відривом кожного електрона зростає позитивний заряд катіона, і для відриву наступного електрона затрачається все більше енергії, тому значення кожної наступної енергія іонізації більше за попереднє: Е_і1< Е_і2< Е_і3< Е_іn.

Порівнявши значення Е_і1 атомів елементів третього періоду, бачимо, що вони плавно зростають від Натрію до Алюмінію. Винятком є атоми Магнію зі стійкою конфігурацією 3s², Фосфору (3р³) і Аргону (3р⁶). Легкість віддачі електрона є мірою металічності – чим менша Е_і, тим ближче атом даного елемента до металів. З табл. 5.3 видно, що найнижчі Е_і у атомів з малою кількістю електронів на зовнішньому електронному рівні (від 1 до 3).

Зі зростанням Е_і1 послаблюються металічні і посилюються неметалічні властивості.

Мірою неметалічності є спорідненість до електрона. Це – кількість енергії, що виділяється або поглинається при приєднанні одного електрона до нейтрального атома з перетворенням його в негативно заряджений іон – аніон (позначається Е_s). Оскільки з приєднанням кожного електрона негативний заряд іона зростає, а позитивний заряд ядра не змінюється, то приєднувати кожен наступний електрон стає все важче, тому кожне наступне значення енергії спорідненості до електрона більше за попереднє: Е_s1< Е_s2< Е_s3< Е_sn.

Значення Е_s1 для атомів елементів третього періоду наведені у табл. 5.3. Чим більше значення Е_s1, тим характерніші для атома даного елемента неметалічні властивості. Причини відхилення від плавної зміни Е_s1 у атомів Магнію, Фосфору та Аргону, такі ж як у випадку Е_і1.

Ще однією характеристикою металічних (або неметалічних) властивостей є електронегативність – здатність атомів притягати до себе електрони. Позначається гр. літерою χ (хі). Розраховується як півсума значення Е_і1 + Е_s1: . Одержують абсолютне значення електронегативності, яким на практиці користуватись незручно. Тому за пропозицією американського вченого Л. Полінга, електронегативність атома літію приймають за одиницю – χ_Li = 1. Порівнюючи з нею електронегативність атомів інших елементів одержують значення відносних електронегативностей атомів.

Зміна електронегативностей у атомів елементів в межах групи аналогічні вищеозначеним змінам Е_і1 і Е_s1 (табл. 5.3).

Зазначені закономірності спостерігаються в атомів елементів усіх періодів, однак у великих періодах зміна більш плавна, за рахунок заповнення електронами d- i f-підрівнів.

В межах групи елементи мають однакову будову зовнішнього електронного рівня і схожі хімічні властивості. Зі зростанням заряду ядра зростає кількість електронних рівнів, що у свою чергу веде до зменшення Е_і1, Е_s1 та c. Тобто в групі зі зростанням заряду ядра зростають металічні властивості (табл. 5.4).

Таблиця 5.4

Деякі властивості елементів VII B підгрупи

Проілюструємо сказане схемою 5.1.

Схема 5.1.

Згідно схеми, найсильніші металічні властивості виявляє Цезій, а неметалічні – Флуор.

З окресленого випливає, що періодичність зміни властивостей елементів обумовлена періодичною зміною кількості електронів на зовнішньому електронному рівні і зростанням заряду ядра атома – це фізичний зміст Періодичного закону.