В группах главных подгрупп металлические свойства элементов увеличиваются, а неметаллические свойства уменьшаются с возрастанием порядкового номера элемента.

Энергия ионизации. Наиболее характерным химическим свойством металлов является способность их атомов легко отдавать валентные электроны и превращаться в положительно заряженные ионы. Количественно эта способность может быть оценена энергией ионизации атома(J).

Энергия ионизации − это энергия, которую нужно затратить для отрыва электрона от невозбужденного атома (Э^о) для превращения его в положительно заряженный ион (Э⁺):

Э^о + J = Э ⁺+

Энергию ионизации выражают либо в килоджоулях на моль (кДж/моль), либо в электронвольтах (эВ).

Для моноэлектронных атомов энергия ионизации J₁, J₂, J₃,... J_n соответствует отрыву 1−го, 2−го и т.д. электронов. При этом J₁<J₂<J₃...<J_n, так как увеличение числа оторванных электронов приводит к возрастанию положительного заряда образующегося иона.

В группах энергия ионизации уменьшается по мере возрастания расстояния электрона от ядра и увеличения размера атомов, т.е. сверху вниз металлические свойства усиливаются.

В периодах слева направо энергия ионизации увеличивается с увеличением заряда ядра атома и с уменьшением их радиусов, т.е. металлические свойства в периоде слева направо ослабевают. У d - элементов энергия ионизации сравнительно мало изменяется при переходе от одного элемента к другому

Сродство к электрону. Неметаллы характеризуются способностью присоединять электроны с образованием отрицательных ионов, выделяющаяся при этом энергия называется сродством к электрону (F):

Э^о+ =Э⁻+F.

У неметаллов тем больше энергия сродства к электрону, чем ближе элемент находится к концу периода, т.е. неметаллические свойства в периоде слева направо усиливаются.

В группах сверху вниз энергия сродства к электрону уменьшается и неметаллические свойства соответственно ослабевают.

Электроотрицательность. Так как атомы многих элементов могут и отдавать, и принимать электроны, то их химические свойства определяются полусуммой энергии сродства к электрону и энергии ионизации. Эта величина называется электроотрицательностью (ЭО):

ЭО=½ (J + F).

Электроотрицательность увеличивается в периодах слева направо и уменьшается в группах сверху вниз.

Таким образом, самыми электроотрицательными элементами в ПС являются типичные неметаллы (элементы VII A подгруппы). Часто для удобства пользуются величиной относительной электроотрицательности (ОЭО). Значения ОЭО элементов главных подгрупп периодической системы приведены в табл. 1.2.

Таблица 1.2

Относительная электроотрицательность атомов

Н
2,1
Li	Be	В	С	N	О	F
0,98	1,5	2,0	2,5	3,07	3,5	4,0
Na	Mg	Al	Si	P	S	CI
0,93	1,2	1,6	1,9	2,2	2,6	3,0
К	Ca	Ga	Ge	As 2,1	Se	Br
0,91	1,04	1,8	2,0	2,5	2,8
Rb	Sr	In	Sn	Sb	Те	J
0,89	0,99	1,5	1,7	1,8	2,1	2,6

Примеры решения типовых задач

Пример 1. По положению в периодической системе: а) рассмотрите строение электронных оболочек атома кремния; б) составьте электронную формулу и графическую схему заполнения электронами валентных орбиталей атома в нормальном и возбужденном состояниях.

Решение.

а) Кремний Si имеет порядковый номер 14 и находится в третьем периоде главной подгруппы IV A - группы периодической системы. Следовательно, в атоме кремния 14 электронов, которые расположены на 3-х энергетических уровнях. На внешнем валентном уровне находятся 4 (3s²3p²), т.е. кремний относится к р - электронному семейству;

б) Электронная формула атома кремния: ₁₄Si 1s²2s²2p⁶3s²3p².

Валентными орбиталями в этом атоме являются орбитали внешнего (третьего) электронного уровня, т.е. 3 s - и З р -орбитали и не заполненные З d -орбитали. Графическая схема заполнения электронами этих орбиталей в нормальном состоянии имеет следующий вид (в соответствии с правилом Гунда):

	↑↓	↑	↑
	↑↓	↑↓	↑↓	↑↓
	↑↓		p
	s

При затрате некоторой энергии один из З s -электронов атома кремния может быть переведен на З р -орбиталь, при этом атом переходит в возбужденное состояние, которому соответствует электронная конфигурация: 1s²2s²2p⁶3s¹3p³

	↑	↑	↑	↑
	↑↓	↑↓	↑↓	↑↓
	↑↓		p
	s

Максимальная валентность определяется максимальным числом
неспаренных электронов, которые могут быть на валентных орбиталях, т.е. для атома Si равна 4. Формула оксида – SiO₂.

Кремний проявляет неметаллические свойства, образуя кремневую кислоту H₂SiO₃.

Пример 2.Составьте схемы распределения электронов по энергетическим ячейкам в атоме СIи ионе CI⁻.

Решение. Электронная формула хлора CI⁰: 1s²2s²2p⁶3s²Зр⁵3d⁰. При переходе в ионное состояние происходят следующие изменения конфигурации валентного уровня:

Сl⁰ Сl⁻ ... 3s²3p⁶3d⁰.

Тогда схемы распределения электронов по энергетическим ячейкам будут выглядеть следующим образом:

↑↓

↑↓

↑↓

↑

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

p

↑↓

p

s

s

Cl^0Cl^-

Пример 3.Объясните, на каком основании селен ₃₄Se и молибден ₄₂Мо находятся в одной группе, но в разных подгруппах периодической системы? Какие химические свойства проявляют эти элементы?

Решение. Атомы Se и Мо имеют следующиеэлектронные конфигурации:

Se − 1s²2s²2р⁶3s²Зр⁶4s²3d¹⁰4р⁴;

Mo − 1s²2s²2р⁶3s²Зр⁶4s²3d¹⁰5s¹4d⁵.

Валентные электроны: Se − 4s²4p⁴; Mo − 5s¹4d⁵. Таким образом, эти элементы не являются электронными аналогами и не должны размещаться в одной и той же подгруппе одной группы, но в образовании связей у них может участвовать одинаковое максимальное число электронов – 6 . У селена – это 4s²4p⁴, у молибдена – 5s¹4d⁵, где 4d⁵-электроны предпоследнего (n–1) недостроенного энергетического уровня. На этом основании оба элемента помещены в одну VI группу периодической системы, но в разные подгруппы (Se – VI А, Мо – VI В).

Внешний энергетический уровень атома селена содержит 6 , что определяет его неметаллические свойства. Молибден – металл, так как у него на внешнем энергетическом уровне 2 , но если в образовании связей участвуют 4 d -электроны, то Мо может проявлять и неметаллические свойства.

Формулы высших оксидов: SеO₃; МоО₃.