Файл: Пенкаля, Т. Очерки кристаллохимии.pdf

чениями потенциалов ионизации связаны такие свойства, как высокая электропроводность и теплопроводность, возможность фотоэлектронной эмиссии под действием электромагнитных волн. Наиболее типичные металлы имеют минимальные значения так называемого полного потенциала.ионизации, т. е. энергии, необ­ ходимой для удаления из грамм-атома, находящегося в газообраз­ ном состоянии, такого количества электронов, которое требуется для образования катиона с устойчивой электронной конфигура­ цией (табл. 5.16). Например, ион Cs+ с минимальной величиной полного потенциала ионизации имеет электронную конфигурацию атома 54Хе.

СРОДСТВО К ЭЛЕКТРОНУ И ЭЛЕКТРООТРИЦАТЕЛЬНОСТЬ ЭЛЕМЕНТОВ

Сродство к электрону — энергия, освобождающаяся при при­ соединении электрона к атому.

Присоединение электрона к электрически нейтральному атому приводит к образованию отрицательно заряженного иона, напри­ мер, СІ + е —►С1~. Энергия, которая при этом освобождается, яв­ ляется мерой связи между атомом и присоединенным электроном. Чем меньше атом, тем сильнее связан присоединенный электрон, так как он находится ближе к положительно заряженному ядру. Поэтому среди галогенов наибольшим сродством к электрону об­ ладает фтор (табл. 5.17).

Таблица 5.17

Энергетический эффект присоединения к одновалентному от­ рицательно заряженному иону последующих электронов можно назвать сродством к электрону второй, третьей и т. д. степеней.

Присоединение электрона к отрицательному иону может быть связано не с выделением, а с поглощением энергии, вследствие электростатического отталкивания одноименных зарядов.

Наибольшим сродством к электрону обладают элементы, внеш­ ние оболочки атомов которых почти заполнены (галогены), а наи­ меньшим — элементы с малым количеством электронов на внеш­ ней оболочке (металлы трех первых групп).

157

133

Способность атомов к присоединению электронов называют

электроотрицательностью.

Полинг, используя термодинамические данные для соединений, содержащих определенный элемент, предложил шкалу электроот­ рицательности (табл. 5.18).

Существуют также системы, предложенные другими авторамй (Оллредом, Горди, Сандерсоном).

Величины электроотрицательности в шкале Полинга опреде­ ляют относительную способность атома заряжаться отрицательно

Рис. 5.4. Периодичность изменения электроотрицательности элементов.

Точки, определяющие значение электроогрицагельности элементов одного

периода, связаны сплошной линией, пунктирные линии соединяют элементы различных групп.

при образовании химического соединения. Благородные газы — инертные химические элементы — имеют нулевые значения элек­ троотрицательности.

По мере роста радиуса атома тенденция к присоединению «чужих» электронов уменьшается. Меньшие по размерам атомы

ческой системы, имеют небольшие значения электроотрицатель­ ности, а элементы в правой части, за исключением инертных га­ зов, — наибольшие.

Из сказанного следует, что для неметаллов характерны боль­ шие значения электроотрицательности. Чем более электроотрица­ телен элемент, тем сильнее выражены его неметаллические

159

свойства. Атомы металлов I группы периодической системы отдают единственный электрон, находящийся во внешней оболочке (элек­ троположительные элементы). Во II и III группах отдача электро­ нов происходит труднее, так как растет положительный заряд ядра и уменьшаются размеры атомов. Начиная с IV группы, появ­ ляется тенденция к присоединению электронов и достраиванию внешней оболочки до благородногазового октета (s2p6). Это объ­ ясняет характер изменения свойств элементов в периодах: от электроположительных металлов до электроотрицательных неме­ таллов.

В связи с уменьшением электроотрицательности в главных группах периодической системы возрастают металлические свой­ ства элементов. Увеличение радиуса атомов в IV ,(С, Si, Ge, Sn,

ИОННАЯ с в я зь

Ионная (гетерополярная) связь обусловлена электростатиче­ ским взаимодействием разноименно заряженных ионов. В соот­ ветствии с законом Кулона ионы притягиваются друг к другу с силой, пропорциональной зарядам валентности и обратно про­ порциональной квадрату расстояния между ними. Ионная связь легче всего образуется между элементами с низким ионизацион­ ным потенциалом, для которых характерна отдача электронов, и элементами с высоким сродством к электрону, которые охотно присоединяют электроны. Эта связь характерна между элементами с резко выраженными металлическими (I, II группы) и неме­ таллическими (VI, VII группы) свойствами. Критерием образова­ ния ионной связи является разность величин электроотрицатель­

Атом натрия (ls22s22p63s!) на внешней оболочке имеет только один электрон, отдавая который атому хлора,'натрий становится положительно заряженным ионом — Na+ (ls22s22p6). У атома хлора (ls22s22p63s23p5) на внешней М-оболочке находятся семь электронов. Приняв один электрон, атом хлора достраивает свою

160

внешнюю оболочку до октета благородного газа и превращается в отрицательно заряженный ион Cl~ (ls22s22pe3s23p8).

Величина заряда иона в единицах заряда электронов назы­ вается электровалентностью. Кроме бинарных соединений, суще­ ствуют комплексные катионы и анионы, например анионы кисло­

родсодержащих кислот (СОз~, SO4-, NO3) и катион NH^ (см.

стр. 177 и 183).

Для типических элементов характерен переход в ионное со­ стояние с образованием октетной оболочки. Для d- и /-аналогов это правило не выполняется.

Можно выделить структуры, образованные следующими ти­ пами ионов:

1. Катионы без электронов, содержащие только ядро: Н+ (про­ тон), D+ (ядро протия), Т+ (ядро трития).

2. Ионы типа гелия, имеющие оболочку Is2. Это катионы эле­ ментов второго периода, а также И- :

Н ' — > Не ч— Li+, Ве2+, В3+, С4+

Катионы этой группы весьма малы (см. табл. 5.11), а неко­ торые из них образуют с кислородом комплексные анионы

(ВОз", СОз~). Потенциалы ионизации элементов, образующих ионы этого типа, довольно высоки (см. табл. 5.12).

3.Катионы и анионы с электронной оболочкой благородногазо-

ео г о типа (s2p6) :

Элементы, образующие катионы этой группы, имеют низкие потенциалы ионизации. Кристаллы, образованные такими катио­ нами, в основном бесцветны, а почти все соли щелочных металлов хорошо растворимы в воде.

4. Ионы с 18 электронами во внешней оболочке (s2p6d10) полу­ чили название ионов типа меди. К ним относятся ионы некоторых переходных элементов

Cu+, Zn2+, Ga3+

Ag+, Cd2+, In3+

Au+, Hg2+, Tl3+

имеющие электронную конфигурацию, близкую к атомам группы никеля:

Ni ls22s22p63s23ps3d84s2

Pd ls22s22pe3s23p63d104s24p64d10

Pt ls22s22pe3s23p63d104s24p64d104 /145s25p65d96s1