Строение атома Конспект лекций 2009

В пределах одного и того же периода d- и f-элементы объединяются в семейства. Так в четвертом, пятом и шестом периодах это семейства из десяти 3d- (от скандия Sc до цинка Zn), 4d- (от иттрия Y до гадолиния Gd) и 5d- (от лантана La и гафния Hf до ртути Hg) элементов. В шестом и седьмом периодах эти семейства состоят из четырнадцати 4f-элементов - лантаноидов от церия Ce до лютеция Lu) и 5f-элементов - актиноидов (тория Th до лоуренсия Lr).

По максимальному числу электронов на внешнем энергетическом уровне невозбужденного атома химические элементы располагаются в вертикальных рядах, называемых группами. В периодической системе восемь групп. В группах химические элементы подразделяются на подгруппы: s- и p-элементы образуют главную подгруппу или подгруппу A, d-элементы объединяются в побочную подгруппу или подгруппу B.

(7N - 2s22p3), элемент восьмой группы неон - восемь электронов (10Ne - 2s22p6). Физический смысл номера группы заключается в том, что он, как правило, указывает число электронов, оторые могут участвовать в образовании химических связей.

Первые шесть d-элементов семейства общее число s- и d-электронов внешнего и предвнешнего подуровней также совпадает с номером группы, где они находятся. Например, у скандия из третьей группы четвертого периода оно равно трем (21Sc - 3d14s2), а у хрома, находящегося в том же периоде, но в шестой группе - шести (24Cr - 3d54s1). Побочные подгруппы включают элементы, атомы которых имеют на внешнем уровне один или два электрона, при этом валентными могут быть не только электроны внешнего, но и предвнешнего (предпоследнего) электронного слоя.

Гелий обычно помещают в восьмую группу вместе с инертными газами, поскольку он также имеет завершенный внешний уровень (2s2).

Следует отметить, что пока нет однозначного понимания, в какую группу следует помещать водород. Основная особенность этого элемента заключается в том, что в его атоме единственный электрон находится в непосредственной близости от ядра и не отделен от его действия промежуточными электронными слоями. Исходя из числа внешних электронов, водород следует разместить в первой группе. Однако его положительно заряженный ион H+ не имеет никакого сходства с катионами металлов из этой группы. Напротив, если ходить из того, что атому водорода не хватает до завершения внешнего уровня одного электрона

21

и способности этого атома образовывать отрицательно заряженный ион, то водород нужно поместить в седьмую группу. Вследствие отмеченных особенностей положение водорода в периодической системе в значительной мере условно.

Электронное строение атомов обусловливает следующие закономерности в изменении химических свойств элементов:

а) в периодах слева направо с ростом заряда ядра атомов металлические свойства элементов ослабевают, а неметаллические усиливаются;

б) в группах сверху вниз с ростом заряда ядра атомов металлические свойства элементов усиливаются, а неметаллические ослабевают.

2.6 Периодичность свойств атомов химических элементов. Атомные радиусы, потенциал ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность

Свойства элементов, зависящие от строения электронной оболочки атома, изменяются по периодам и группам периодической системы. Поскольку в ряду элементов-аналогов электронные структуры лишь сходны, но не тождественны, то при переходе от одного элемента в группе к другому для них наблюдается не простое повторение свойств, а их более или менее отчетливо выраженное закономерное изменение.

Химическая природа элемента обусловлена способностью его атома терять или приобретать электроны. Эта способность количественно оценивается величинами энергий ионизации и сродства к электрону.

Энергией ионизации ( Eи ) называется минимальное количество энергии, необходимое для отрыва и полного удаления электрона из атома в газовой фазе при T = 0 K без передачи освобожденному электрону кинетической энергии с превращением атома в положительно заряженный ион:

Э + Eи = Э+ + e-

Энергия ионизации является положительной величиной и имеет наименьшие значения у атомов щелочных металлов и наибольшие у атомов благородных (инертных) газов.

Сродством к электрону ( Ee ) называется энергия, выделяемая или поглощаемая при присоединении электрона атому в газовой фазе при T = 0 K с превращением атома в отрицательно заряженный ион без передачи частице кинетической энергии:

Э + e- = Э- + Ee.

22

Максимальным сродством к электрону обладают галогены, особенно фтор (Ee = -328 кДж/моль).

Величины Eи и Ee выражают в килоджоулях на моль (кДж/моль) или в электрон-вольтах на атом (эВ).

Способность связанного атома смещать к себе электроны химических связей, повышая около себя электронную плотность называется электроотрицательностью. Это понятие в науку введено Л.Полингом. Электроотрицательность обозначается символом χ и характеризует стремление данного атома к присоединению электронов при образовании им химической связи. Для количественной оценки χ предложено несколько различных методов.

По Р.Маликену электротрицательность атома оценивается полусуммой энергий ионизации и сродства к электрону свободных атом

χ = (Ee + Eи)/2

Наибольшее распространение в учебной литературе получила шкала электроотрицательностей, предложенная Л.Полингом, которую и рекомендуется применять []. В этой шкале электроотрицательность выражается в относительных величинах. За единицу шкалы Полинга условно принята электроотрицательность атома лития (χ = 1.0), а обладающий наибольшей способностью притягивать электроны атом фтора имеет χ= 4.0. Значения электроотрицательностей атомов химических элементов по Полингу приведены в таблице .

В периодах наблюдается общая тенденция роста энергии ионизации и электроотрицательности с ростом заряда ядра атома, в группах эти величины с увеличением порядкового номера элемента убывают.

Следует подчеркнуть, что элементу нельзя приписать постоянное значение электроотрицательности, так как оно зависит от многих факторов, в частности от валентного состояния элемента, типа соединения, в которое он входит, числа и вида атомов-соседей.

Атомные и ионные радиусы. Размеры атомов и ионов определяются размерами электронной оболочки. Согласно квантово-механическим представления электронная оболочка не имеет строго определенных границ. Поэтому за радиус свободного атома или иона можно принять

теоретически рассчитанное расстояние от ядра до положения главного максимума плотности внешних электронных облаков. Это расстояние называется орбитальным радиусом. На практике обычно используют значения радиусов атомов и ионов, находящихся в соединениях, вычисленные исходя из экспериментальных данных. При этом различают ковалентные и металлические радиусы атомов.

23

Зависимость атомных и ионных радиусов от заряда ядра атома элемента и носит периодический характер. В периодах по мере увеличения атомного номера радиусы имеют тенденцию к уменьшению. Наибольшее уменьшение характерно для элементов малых периодов, поскольку у них заполняется внешний электронный уровень. В больших периодах в семействах d- и f- элементов это изменение менее резкое, так как у них заполнение электронов происходит в предпредвнешнем слое. В подгруппах радиусы атомов и однотипных ионов в общем увеличиваются.

24