49. Электроотрицательность. Энергия ионизации. Сродство к электрону.

49. Электроотрицательность. Энергия ионизации. Сродство к электрону.

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

Радиус атома – важная 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. 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.

Атомы могут не только отдавать, но и присоединять электроны. При этом образуется соответствующий анион. Энергия, которая выделяется при присоединение к атому одного электрона, называется сродством к электрону.

Сродство к электрону выражается в кДж/моль или эВ/моль.

Для элементов главных подгрупп сродство к электрону возрастает в периодах слева направо и уменьшается в группах сверху вниз. Максимальное значение сродства к электрону имеет фтор.

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

Электроотрицательность есть способность атома в соединении притягивать к себе электроны.

50. Шкала электроотрицательности по Полингу. Дипольный момент молекулы.

Электроотрицательность – это свойство атома, соединенного ковалентной связью с другим атомом. Если в связи А–В электронное облако смещено в сторону А, то А более электроотрицателен, чем В.

Наибольшая электроотрицательность присуща атомам, расположенным в правом верхнем углу, наименьшая – в нижнем левом углу периодической системы. Таким образом, электроотрицательность растет слева направо по периодам и снизу вверх в группах.

В пределах главного периода она пропорциональна эффективному заряду ядра (для 2-го периода: С  F). Внутри группы она тем больше, чем меньше степень экранирования ядер электронами: F Cl Br I.

Сравнение значений ЭО атомов, образующих связь, позволяет оценить степень её полярности. Если атомы, образующие ковалентную связь равноценны, то общая электронная пара равномерно распределена между ними.

Характеристикой полярности связи служит её электрический дипольный момент ( μ ). Он равен произведению заряда на длину диполя μ ═ qr, измеряется в Дебаях (D). Один Дебай равен 3, 34·10-30 Кл·м. Дипольный момент – величина векторная, имеет направление от положительного к отрицательному заряду и изображается стрелкой над связью.

Величину дипольного момента связи можно непосредственно измерить только для двухатомных молекул. Для многоатомной молекулы можно определить лишь суммарный дипольный момент. Он является векторной суммой дипольных моментов её химических связей и неподелённых электронных пар и зависит от геометрической формы частицы. В симметрично построенных молекулах, таких как СО2, дипольный момент молекулы равен нулю. Несмотря на значительную полярность связей (2, 4 D), их вектора направлены в противоположные стороны и компенсируют друг друга.

Наряду с дипольными моментами для оценки степени ионности (полярности) связи используют и другую распространенную характеристику, называемую электроотрицательностью. Электроотрицательность (ЭО) не может быть измерена и выражена в единицах каких-либо физических величин, поэтому для количественного определения ЭО предложены несколько шкал, наибольшее признание и распространение из которых получила шкала относительных ЭО, разработанная Л. Полингом.
По шкале Полинга ЭО фтора (наиболее электроотрицательного из всех элементов) условно принята равной 4, 0; на втором месте находится кислород, на третьем — азот и хлор. Водород и типичные неметаллы находятся в центре шкалы; значения их ЭО близки к 2. Большинство металлов имеют значения ЭО, приблизительно равные 1, 7 или меньше. ЭО является безразмерной величиной.
Шкала ЭО Полинга в общих чертах напоминает периодическую систему элементов. Эта шкала позволяет дать оценку степени ионностй (полярности) связи. Для этого используют зависимость между разностью ЭО и степенью ионности связи.
Чем больше разность ЭО, тем больше степень ионности. Разность ЭО, равная 1, 7, соответствует 50%-ному ионному характеру связей, поэтому связи с разностью ЭО больше 1, 7 могут считаться ионными, связи с меньшей разностью относят к ковалентным полярным. Такое деление, очевидно, довольно условно.