Элементтер атомдарының қасиеттерінің периодты түрде өзгеруі. Иондану энергиясы

Элементтердің атомдарының әр түрлі қасиеттері олардың электрондық құрылымымен байланысты. Бұл қасиеттер периодтар бойынша белгілі бір заңдылықтарға сәйкес өзгереді. Мысалы, иондану энергиясы. Иондану энергиясы (І) дегеніміз – атомнан электронды алу үшін жұмсалатын энергия: Э⁰ +І = Э⁺+ e^-

Өлшем бірлігі кДж/моль немесе эВ/атом. Иондану энергиясы иондану потенциалына тең, тек қана иондану потенциалы вольтпен өлшенеді (B). Көп электронды атомдар үшін иондану энергиясы І₁, І_2, І₃ деп белгіленеді. І₁- бірінші электронды алғандағы жұмсалатын энергия, І₂-2-ші электронды, І₃- 3-ші электронды, ал осы энергияныœ ҰзгеруҢ мынадай заœдылыа баƒынады: І₁ < І₂ < І₃ . Иондану энергиясы неғұрлым үлкен болса, электрон соғұрлым қиын алынады.

І топтың s - элементтерінде І₁- мәні аз болады (Lі, Na, K)-электрондарын тез береді, бҒлар өте активті металдар. І₂ -бұл элементтер үшін жоғары. Реттік нөмір өскен сайын І₁ периодты түрде өзгереді. Мысалы: І₁ І топта өте аз болса, VІІІ топта өте үлкен (ядро зарядының өсуіне байланысты).

І топтан VІІІ топқа дейін І₁ барлық топтарда ішкі периодтылықпен өседі. Топтан топқа жылжыған сайын І₁ бір өсіп, бір азайып отырады, осы құбылысты ішкі периодтылық дейді.

Электрон тартқыштық (E)- атом электрон қосып алғанда бөлінетін энергия. Бүл кезде атом теріс зарядты ионға айналады. Период бойынша солдан оңға қарай электрон тартқыштық кемиді. Топта жоғарыдан төмен қарай электрон тартқыштық азаяды.

Электртерістілік (ЭТ) - электрон тартқыштық пен иондану энергиясының қосындысының жартысына тең: ЭТ = (І + E) / 2 эВ/атом

Химиялық процесс жүрген кезде электрон электртерістігі үлкен элементке қарай ауысады. Химияда салыстырмалы электртерістілік қолданылады. Малликен литийдің электртерістігін 1-ге тең етіп есептеуді ұсынды.

Литий үшін ЭТ = 5,93 осы 1-ге тең. Сонда фтор үшін 21/5,93 = 3,6 ЭТ=3,6

ЭТ солдан оңға қарай өседі F жоғарыдан төмен қарай кемиді

Атомдық және иондық радиустар

Атомдық радиустың абсолюттік шамасы өлшенбейді. Себебі электрон қозғалысы толқын қозғалысы сияқты. Атом радиусы деп теория бойынша есептелінген электрон бұлттарының максималды сыртқы шеңберін алады. Бүл орбиталдық радиус деп те аталады. практика жүзінде бір-бірімен байланысқан атомдардың радиусы қолданылады - бұл эффективті радиус деп аталады. Ал осы атомдар электроннан айырылғанда, иондық радиус болып есептелінеді, периодта атомды және иондық радиустар жалпы солдан оңға қарай кішірейеді. Кіші периодтарда әжептеуір кішірейеді. Ал үлкен периодтарда ішкі орбитальдар толтырылғанда (d - сығылу, f - сығылу құбылысы) аз кішірейеді.

8. Химиялық байланыс туралы түсінік түрлері

Химиялық байланыс теориясы - химиядағы ең маңызды теориялардың бірі, оның себебі қосылыстардың әр түрлі қасиеттерін түсіндіреді.

Екі бөлшектің электрон бұлттары бүркеліп, системаның толық энергиясы азайғанда болатын екі атомның әрекеттесуін химиялық байланыс дейміз.

1927 жылы Гейтлер және Лондон Н₂ молекуласы үшін Шредингер теңдеуін жуық шамамен шешті. Олар сутек атомының электронының 1S түріндегі толқындық функциясын алды. Егер екі атом (а және в) бір-біріне әсер етпейтін қашықтықта болса, екі атомның толқындық функциясы әрбір атомның толқындық функцияларының көбейтіндісі арқылы жазылады.

( = (_a(1) (_в(2)

( = (_и(1) (_а(2)

а және в атомдары жақындаған сайын, олар бір-біріне әсер ете бастайды, сонда олардың біреуінің электроны екіншісінің ядросына, ал екіншісінің электроны біріншісінің ядросына тартылады. Ал екі ядро және екі электрон өзара тебістіріледі.

Егер тартылысқан электрондардың спиндері әр түрлі болса атомдар жақындағанда, энергия азаяды (1-қисық) молекуланың энергиясы (mіn) минимумына сәйкес. Ал егер спиндер бір түрлі болса (2-қисық) химиялық байланыс түзілмейді. Сонымен, химиялық байланыс түзілу үшін ж‰йенҢœ энергиясы азаю керек.