Общая химия (стр. 12 )

Легко объяснимо и деление групп на подгруппы, основанное на различии в заполнении электронами энергетических уровней. У элементов главных подгрупп заполняются или s-подуровни (это s-элементы), или p-подуровни (это p-элементы) внешних уровней. У элементов побочных подгрупп заполняется d-подуровень второго снаружи уровня  (это d-элементы). У лантаноидов и актиноидов заполняются соответственно 4f - и 5f-подуровни (это f-элементы). Таким образом, в каждой подгруппе объе­динены элементы, атомы которых имеют сходное строение внешнего электронного уровня. При этом атомы элементов главных подгрупп содержат на внешних уровнях число электронов, равное номеру группы. В побочные же подгруппы входят элементы, атомы которых имеют на внешнем уровне по два или по одному электрону.

Различия в строении обусловливают и различия в свойствах элементов разных подгрупп одной группы. Так, на внешнем уровне атомов элементов подгруппы галогенов имеется по семь электронов, а подгруппы марганца — по два электрона. Первые — типичные неметаллы, а вторые — металлы.

Но у элементов этих подгрупп есть и общие свойства: вступая в химические реакции, все они (за исключением фтора F) могут отдавать по 7 электронов на образование химических связей. При этом атомы подгруппы марганца отдают 2 электрона с внешнего и 5 электронов со следующего за ним уровня. Таким образом, у элементов побочных подгрупп валентными являются электроны не только внешних, но и предпоследних (вторых снаружи) уровней, в чем состоит основное различие в свойствах элементов главных и побочных подгрупп.

Отсюда же следует, что номер группы, как правило, указывает число электронов, которые могут участвовать в образовании химических связей. В этом — физический смысл номера группы.

Итак, строение атомов обусловливает две закономерности: 1) изменение свойств элементов по горизонтали — в периоде слева направо ослабляются металлические и усиливаются неметаллические свойства; 2) изменение свойств элементов по вертикали — в подгруппе с ростом порядкового номера усиливаются металлические свойства и ослабевают неметаллические. В таком случае элемент (и клетка системы) находится на пересечении горизонтали и вертикали, что определяет его свойства. Это помогает находить и описывать свойства элементов, изотопы которых получаются искусственным путем. Если будут получены изотопы элементов восьмого периода, то их важнейшие химические свойства определят по их месту в периодической системе. Представление о месте элемента в системе, которое определяется номерами периода и группы, впервые введено .

С позиций строения атома объяснимо положение водорода в периодической системе. Атом водорода имеет один электрон, который может быть отдан атомам других элементов. Поскольку это свойство проявляют атомы всех элементов, начинающих периоды, — Li, Na, К, Rb, Cs, Fr, то и водород должен стоять в главной подгруппе I группы. С другой стороны, поскольку атом водорода обладает способностью, подобно атомам галогенов, присоединять один электрон (Н + е~ = Н-), т. е. проявляет неметаллические свойства, он должен находиться в главной подгруппе VII группы. Такая двойственность в химическом поведении водорода является причиной того, что его помещают в двух подгруппах. При этом в одной из подгрупп символ элемента заключают в скобки.

В четырех местах периодической системы элементы расположены не в порядке возрастания их атомных масс: Аr (39,948) — К (39,102); Со (58,933) - Ni (58,71); Те (127,60) - I (126,904), Тh (232,038) — Ра (231,036). Эти отступления считали недостатками периодической системы. Учение о строении атомов объяснило указанные отступления. Выше мы пришли к выводу, что свойства элемента зависят от величины положительного заряда ядра, а не от атомной массы. Опытное определение зарядов ядер указанных четырех пар элементов подтвердило, что Менделеев расположил их правильно:

Как же объяснить тот факт, что атомная масса аргона больше атомной массы калия (то же — для других пар). Как известно, атомная масса элемента получается как среднее значение из массовых чисел его изотопов. Очевидно, атомная масса аргона в основном определяется изотопом с большим массовым числом (он встречается в природе в большем количестве), тогда как у калия преобладает изотоп с меньшим массовым числом (см. § 2.4). Та­ким образом, недостатков в периодической системе нет, и с точки зрения величины зарядов атомных ядер элементы расположены правильно.

Опытное определение заряда ядер элементов дало возможность определить число элементов между водородом и ураном, а также число лантаноидов. Ныне все места в периодической системе заполнены и новые элементы в промежутке от Z= 1 до Z= 107 не могут быть открыты ни на Земле, ни в космосе.

Действительно, химическим анализом грунта Луны, доставленного на Землю в нашей стране и США, обнаружены только те элементы, которые имеются в периодической системе. Однако периодическая система не закончена. Возможно открытие новых трансурановых элементов.

§ 2.10. Периодичность свойств атомов

Такие свойства атомов, как их размер, энергия ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность, степень окисления, связаны с электронной конфигурацией атома. В их изменении с увеличением порядкового номера элемента наблюдается периодичность.

Атомы не имеют строго определенных границ, что обусловлено волновой природой электронов. В расчетах пользуются так называемыми эффективными, или кажущимися, радиусами, т. е. радиусами шарообразных атомов, сближенных между собой при образовании кристалла. Обычно их рассчитывают из рентгенометрических данных.

Радиус атома — важная его характеристика. Чем больше атомный радиус, тем слабее удерживаются внешние электроны. И наоборот, с уменьшением атомного радиуса электроны притягиваются к ядру сильнее.

В периоде атомный радиус в общем уменьшается слева направо. Это объясняется ростом силы притяжения электронов с ростом заряда ядра. В подгруппах сверху вниз атомный радиус возрастает, так как в результате прибавления дополнительного электронного слоя увеличивается объем атома, а значит, и его радиус.

Энергия ионизации — это энергия, необходимая для отрыва наиболее слабо связанного электрона от атома. Она обычно выражается в электрон-вольтах. При отрыве электрона от атома образуется соответствующий катион.

Энергия ионизации для элементов одного периода возрастает слева направо с возрастанием заряда ядра. В подгруппе она уменьшается сверху вниз вследствие увеличения расстояния электрона от ядра. Изменение энергии ионизации атомов с ростом заряда ядра графически представлено на рис. 2.6.

Энергия ионизации связана с химическими свойствами элементов. Так, щелочные металлы, имеющие небольшие энергии ионизации, обладают ярко выраженными металлическими свойствами. Химическая инертность благородных газов связана с их высокими значениями энергии ионизации.

Атомы могут не только отдавать, но и присоединять электроны. При этом образуется соответствующий анион. Энергия, которая выделяется при присоединении к атому одного электрона, называется сродством к электрону. Обычно сродство к электрону, как и энергия ионизации, выражается в электрон-вольтах. Значения сродства к электрону известны не для всех элементов: измерять их весьма трудно. Наиболее велики они у галогенов, имеющих на внешнем уровне по 7 электронов. Это говорит об усилении неметаллических свойств элементов по мере приближения к концу периода.

Определение электроотрицательности дал американский ученый Л. Полинг в 1932 г. Он же предложил и первую шкалу электроотрицательности. Согласно Полингу,

электроотрицателыюсть есть способность атома в соединении притягивать к себе электроны.

Имеются в виду валентные электроны, т. е. электроны, которые участвуют в образовании химической связи. Очевидно, у благородкых газов электроотрицательность отсутствует, так как внешний уровень в их атомах завершен и устойчив.

Для количественной характеристики предложено считать мерой электроотрицателыюсти энергию, равную арифметической сумме энергии ионизации атома (I) и сродства к электрону (Е), т. е.

Х=1+ Е        (2.3)

где X— электроотрицательность атома, а значит, и элемента.

Фтор имеет наибольшее значение I + Е, поэтому он является наиболее электроотрицательным элементом. Наименьшее значение электроотрицательности имеют атомы щелочных металлов.

Обычно электроотрицательность лития принимают за единицу и сравнивают с ней электроотрицательность других элементов. Тогда получают простые и удобные для сравнения значения относительной электроотрицателъности элементов (будем ее обозначать через х):

В настоящее время получила широкое распространение таблица относительных электроотрицательностей, при составлении которой использованы последние данные об электронном строении атомов и их радиусах (табл. 2.2).

Необходимо отметить, что приводимые в разных книгах по химии значения относительной электроотрицательности несколько отличаются. Это объясняется тем, что они рассчитывались различными методами, исходя из определенных допущении и предположений.

Сопоставляя значения электроотрицательностей элементов от франция (0,86) до фтора (4,10) (табл. 2.2), легко заметить, что относительная электроотрицательность подчиняется периодическому закону: в периоде она растет с увеличением номера элемента, в группе — уменьшается. Ее значения служат мерой неметалличности элементов. Очевидно, чем больше относительная  электроотрицательность, тем сильнее элемент проявляет неметаллические свойства.

Из табл. 2.2 также видно, что неметаллы характеризуются большой относительной электроотрицательностью, а металлы — небольшой. При химическом взаимодействии элементов электроны смещаются от атома с меньшей к атому с большей относительной электроотрицательностью.

О степени окисления см. § 3.9.

§ 2.11. Значение периодического закона и теории строения атомов

Периодический закон имеет исключительно большое значение. Он положил начало современной химии, сделал ее единой, целостной наукой. Элементы стали рассматриваться во взаимосвязи, в зависимости от того, какое место они занимают в периодической системе. Как указывал , периодический закон явился «открытием взаимной связи всех атомов в мироздании».