2. Радіуси атомів та йонів елементів.

У визначенні радіуса атома не спо­стерігається однозначності тому, що ізольований атом або йон не має чітко визначених зовнішніх меж. Тому залежно від типу хімічного зв'язку, струк­тури речовини і ступеня окиснення елемента слід відрізняти такі види радіусів атомів: 1) ефективний радіус атома — радіус, розрахований на основі експериментальних даних між'ядерних відстаней у молекулах і кристалах; 2) ковалентний (атомний) радіус — половина між'ядерної відстані в молекулах або кристалах відповідних простих речовин; 3) ме­талічний (атомний) радіус також дорівнює половині відстані між центра­ми двох сусідніх атомів у кристалічній гратці металу; 4) йонний радіус — ефективний радіус, розрахований для кристалів з переважно йонним ти­пом зв'язку (аніонний — більший за атомний радіус, катіонний — мен­ший від нього); 5) орбітальний радіус — теоретично розрахована відстань від ядра до головного максимуму електронної густини зовнішньої орбіталі; він є характеристикою ізольованого атома або йона, що не зале­жить від природи хімічного зв'язку.

Зміна радіусів атомів елементів у періодичній системі має періодич­ний характер (див. рис. 2.1, а):

• у періодах зліва направо |—»| у міру збільшення зарядів ядер (тобто порядкових номерів) і чисел валентних електронів елементів радіуси зменшуються;

• у групах зверху донизу |↓| заряди ядер атомів зростають стрибкоподібно, але одночасно збільшується і число електронних енергетичних рівнів, що призводить до збільшення радіусів атомів. При цьому в групах А таке збільшення відбувається більш різко, ніж у групах В.

3. Закономірності зміни енергетичних характеристик елементів.

Хімічна активність елемента визначається здатністю його атомів відщеплювати чи приєднувати електрони. Кількісно ця здатність атомів елементів оціню­ється за допомогою двох енергетичних характеристик: 1) енергії (потен­ціалу) йонізації; 2) енергії спорідненості до електрона.

Енергія йонізації

Енергія йонізації (І, кДж/моль; еВ) — мінімальна енергія, потрібна для відщеплення найслабкіше зв'язаного електрона від незбудженого атома: R⁰ —> R⁺ +e, I₁> 0, де R⁰ — символ будь-якого елемента, R⁺ — сим­вол його йона. Потенціал (і енергія) йоніза­ції є складною функцією деяких характеристик атома: заряду ядра, радіуса атома, конфігурації валентних електронних оболонок. Періодичність змі­ни величини I₁ елементів залежно від їх порядкових номерів подано на рис. 2.1, б.

Рис.2.1. Закономірності зміни радіусів r атомів елементів (а) і потенціалів їх іонізації (б).

Аналізуючи данні рис.2.1,б, можна зробити відповідні висновки.

• У групах елементів зверху вниз зі зростанням радіусів атомів змен­шується сила утримування валентних електронів. Отже, значення енергії йонізації знижується, тобто в цьому напрямі здатність віддавати електрони (окиснюватися) стає енергетично все легшою.

• У періодах елементів зліва направо |—»| у міру зменшення радіусів атомів і водночас зростання ступеня заповнення електронами (зокрема, парами електронів) валентних рівнів значення I₁ зростають відпо­відно. Тобто в цьому напрямі відщеплення електронів атомами енер­гетично утруднюється.

• Враховуючи характер зміни величин I₁ у групах і періодах, треба за­ значити, що зліва в системі елементів, і особливо в її нижній частині,знаходяться найактивніші метали-відновники, здатні енергетично легко окиснюватися. Тобто, енергія іонізації може бути кількісною мірою відновлювальної здатності елемента, його “металічності”.