Сродство к электрону и характер его изменения

3.4.3. Сродство к электрону и характер его изменения.

Способность атома присоединять электроны может быть количественно оценена энергией, которую обозначают понятием «сродство к электрону».

Сродством к электрону называют количество энергии E, которое выделяется в результате присоединения электрона к нейтральному атому и превращением его в отрицательно заряженный ион.

А+е=А^–+Е

Сродство к электрону выражается в тех же единицах, что и энергия ионизации (кДж/моль или ЭВ/атом). Однако экспериментально его определить труднее, чем энергию ионизации. Поэтому надежные значения Е получены лишь для небольшого числа элементов. По имеющимся данным можно сделать однозначный вывод о закономерности изменения сродства к электрону по периодам и группам.

Характер изменения сродства к электрону рассмотрим на примере элементов второго периода и главной подгруппы седьмой группы показан на рис.3.5.

Li Be B C N O F Ne ЭВ/атом

0,57 -0,6 0,2 1,25 -0,1 1,47 3,6 -0,57

3,8 – Cl

Увеличение сродства к

электрону 3,5 – Br

3,3 – I

– At рис.3.5.

Из приведенного рисунка следует, что в периоде от начала к концу сродство к электрону увеличивается, а в группах увеличение идет в направлении снизу вверх. Можно сделать такой вывод: чем меньше радиус атома, тем легче к нему присоединяется электрон, тем больше высвобождается энергии и, следовательно, больше сродство к электрону. Однако монотонности в изменении сродства к электрону нет, как и не было ее в изменении энергии ионизации.

Для элементов VII A группы, обладающих в своих периодах наименьшими радиусами, величина сродства к электрону наибольшая. Наименьшее значение сродства к электрону и даже отрицательное значение имеет место у элементов с электронными структурами s²(Be, Mg, Ca), s²p⁶(Ne, Ar, Kr) и с наполовину заполненным p-подуровнем, т.е. структурой s²p³ (N, P, As). Это служит дополнительным доказательством повышенной устойчивости указанных конфигураций.

Изменение сродства к электрону в ряду d-элементов покажем на примере d-элементов 4-го периода.

Здесь тоже устойчивые конфигурации s²d⁵, s²d¹⁰ имеют отрицательное значение сродства к электрону. Принцип изменения сродства к электрону в ряде d-элементов такой же как у ряда s- и p-элементов.

Еще раз обратимся к характеру изменения Е в группах. Из данных, приведенных для галогенов, видно, что величина сродства к электрону у фтора (3,6) меньше, чем у хлора (3,8). Такую аномалию можно объяснить отталкиванием электрона в плотно заполненном 2р-подуровне. Такие аномалии встречаются у элементов других групп.

3.4.5. Изменение электроотрицательности.

Для того, чтобы решить вопрос: атом данного элемента легче теряет или присоединяет электрон – необходимо учесть энергию ионизации I и сродство к электрону Е. Сумму энергии ионизации и сродства к электрону называют электроотрицательностью (ЭО). Например, для нахождения электроотрицательности атома фтора (ЭО_F) необходимо суммировать его энергию ионизации (I_F) и сродство к электрону (Е_F).

ЭО_F= I_F + Е_F =1736,36+339,74=2076,2 кДж/моль

Электроотрицательность измеряется в тех же единицах, что и энергия ионизации: кДж/моль или ЭВ/атом.

Однако для удобства применения вместо абсолютных значений электроотрицательности (кДж/моль или ЭВ/атом) используют значения относительной электроотрицательности (ОЭО или . За единицу относительной электроотрицательности принята электроотрицательность атома лития.

ОЭО=ЭО_Li=I_Li+E_Li=

Cоответственно определены величины ОЭО всех элементов. Их значения приведены в таблице 3.4.

Характер изменения относительной электроотрицательности элементов рассмотрен на примере элементов второго периода и главной подгруппы первой группы. (рис.2.6)

Можно сделать следующий вывод: чем меньше радиус атома, тем больше значение электроотрицательности.

Электроотрицательностью называют свойство атома притягивать к себе электроны.

Наименьшим значением электроотрицательности обладают s-элементы, поэтому щелочные металлы легко отдают электроны. Их можно назвать наиболее электроположительными элементами. В противоположность щелочным металлам, галогены имеют большую электроотрицательность, поэтому они легко притягивают к себе электроны и с большим трудом отдают их.

Li Be B C N O F

1 1,5 2,0 2,5 3,0 3,5 4,0

Na – 0,97

K – 0,91 Увеличение 

Rb – 0,89

Cs –0,86

Fr – 0,7 рис. 3.6.

Наименьшим значением обладает Fr(0,7) а наибольшим значением обладает F(4,0). Понятие электроотрицательности служит также мерой относительной способности атомов в молекуле притягивать к себе электроны или оттягивать на себя электронную плотность.

По возрастающей величине относительной электроотрицательности неметаллы можно расположить в следующий ряд:

Как видно из приведенного каждый элемент в этом ряду обладает большей электроотрицательностью, чем элемент находящийся левее его.