Радиус атома.

Вследствие волновой природы электрона, атом не имеет резко очерченных границ, поэтому понятие о размере атома не является строгим и существует несколько методов определения радиуса атома. В настоящее время для всех элементов с металлической и ковалентной связью рекомендуется применять орбитальные радиусы. Орбитальные радиусы. - это расстояние от ядра атома до максимума функции радиального распределения вероятности последней атомной орбитали, заселенной электронами. Например, для атома меди - это расстояние от ядра атома до максимума электронной плотности 4s-орбитали.

Зависимость атомных радиусов от заряда ядра атома имеет периодический характер (Рис. 12.)

Рис. 12. Зависимость орбитальных радиусов атомов от порядкового номера элементов.

В пределах периода с увеличением порядкового номера элемента размер атома уменьшается, так как увеличивается заряд ядра, а количество энергетических уровней остается постоянным. Чем больше заряд ядра, тем сильнее электроны притягиваются к ядру, что приводит к уменьшению размеров атома. Особенно четко это наблюдается во II и III периодах.

Орбитальные радиусы атомов элементов II и III периодов (пм).

Элемент	Li	Be	B	C	N	O	F	Ne
Радиус атома
Элемент	Na	Mg	Al	Si	P	S	Cl	Ar
Радиус атома

В одной и той же группе с увеличением номера периода атомные радиусы возрастают, так как несмотря на увеличение заряда ядра, увеличивается количество энергетических уровней и ослабляется притяжение электронов к ядру.

Орбитальные радиусы атомов элементов IA и IIA групп.

IA группа	IIA группа
Элемент	Радиус атома, пм	Элемент	Радиус атома, пм
Li		Be
Na		Mg
K		Ca
Rb		Sr
Cs		Ba

Радиусы ионов по сравнению с радиусами атомов могут увеличиваться или уменьшаться, в зависимости от того, принимает атом электрон или отдает.

Радиус положительно заряженного иона (катиона) всегда меньше радиуса электронейтрального атома. Например, орбитальный радиус атома калия составляет 216 пм, а радиус иона K⁺ - 59 пм.

Радиус отрицательно заряженного иона (аниона) вегда больше больше радиуса соответствующего электронейтрального атома. Нпример, орбитальный радиус атома хлора составляет 72 пм, а радиус иона Cl^- - 74 пм.

В пределах одной группы радиусы ионов одинакового заряда возрастают с увеличением заряда ядра.

Орбитальные радиусы ионов элементов IA и VIIA групп.

IA группа	VIIA группа
Катион	Радиус иона, пм	Анион	Радиус атома, пм
Li^+		F^–
Na^+		Cl^–
K^+		Br^–
Rb^+		I^–

Такая закономерность объясняется увеличением числа электронных оболочек и растущим удалением внешних электронов от ядра.

2. Энергия ионизации.

Энергией ионизации называется энергия, необходимая для удаления электрона из атома, иона или молекулы в газовой фазе при T = 0 К без передачи освобожденному электрону кинетической энергии. Обозначают энергию ионизации символом DН_ион и выражается в кДж, Дж или эВ.

, DН_ион > 0.

1 эВ – энергия, которую приобретает электрон в ускоряющем электрическом поле с разностью потенциалов 1 В (1эВ = 96,5 кДж)

Энергия ионизации, выраженная в электронвольтах численно равна потенциалу ионизации атомов, выраженному в вольтах.

Потенциалом ионизации атомов данного элемента называется наименьшее напряжение поля, при котором скорость электронов становится достаточной для ионизации атомов. Каждый последующий электрон отрывается труднее, т.е. DН₁ <DН₂ <DН₃ <…<DН_n.

Величина DН_ион характеризует способность элемента отдавать электроны, т.е. характеризует его восстановительные свойства. Чем меньше DН_ион, тем выше восстановительные свойства элементов. На рис. 13. показана зависимость первой энергии ионизации атомов элементов I-III периодов от зарядов ядер их атомов.

Рис. 13. Зависимость первой энергии ионизации атомов элементов I-III периодов от зарядов ядер их атомов.

Сравнение данных, представленных на рис. 13 показывает, что величина DН_ион находится в периодической зависимости от зарядов ядер атомов элементов.

В пределах периода с увеличением заряда ядра атома энергия ионизации увеличивается, а в пределах группы – уменьшается.

Первые энергии ионизации атомов элементов IA и IIA групп, эВ.

IA группа	IIA группа
Элемент	DНион	Элемент	DНион
Li	5,39	Be	9,32
Na	5,14	Mg	7,65
K	4,34	Ca	6,11
Rb	4,18	Sr	5,69
Cs	3,89	Ba	5,21

Самым сильным восстановителем является Fr.

3. Энергия сродства к электронам – энергия, которая выделяется при присоединении электронов к возбужденному атому, иону или радикалу.

Э + е^– ® Э^–

Эта энергия характеризует окислительные свойства элемента, т.е. способность присоединять электроны.

В периоде с увеличением заряда ядра атома энергия увеличивается, а в пределах группы – уменьшается, т.к. увеличивается радиус атома. Таким образом, чем больше энергия сродства к электрону, тем более сильным окислителем является элемент. Самым сильным окислителем является F.

4.. Электроотрицательность.

Чтобы определить, какие свойства наиболее характерны для данного элемента, определим электроотрицательность:

По определению Л. Полинга электроотрицательность – это способность атомов в молекуле или сложном ионе притягивать к себе электроны, участвующие в образовании связей, то есть по Л. Полингу, электротрицательность относится к атомам, связанным в молекулу. Полинг ввел относительную шкалу электроотрицательности, приняв ЭО фтора, равную 4. В периоде электроотрицательность с увеличением заряда ядра атомов увеличивается, а в пределах группы – уменьшается.

Электроотрицательность элементов II и III периодов по Полингу (в относительных единицах)

элемент	Li	Be	B	C	N	O	F
электроотрицательность	1,0	1,5	2,0	2,5	3,0	3,5	4,0
элемент	Na	Mg	Al	Si	P	S	Cl
электроотрицательность	0,9	1,2	1,5	1,5	2,1	2,5	3,0

Согласно формулировке периодического закона, периодически изменяются не только свойства элементов, но и свойства их соединений по классам: оксидов, гидроксидов, водородных соединений.

Например, кислотные и основные свойства оксидов и гидроксидов изменяются в зависимости от изменения заряда ядер атомов элементов.

В периоде, при увеличении заряда ядра атомов, основные свойства оксидов и гидроксидов уменьшаются, а кислотные увеличиваются. Возьмем, например, III период:

NaOH – сильное основание

Mg(OH)₂ – плохо растворимое основание

Al(OH)₃ – амфотерный гидроксид

H₂SiO₃ – слабая кислота

H₃PO₄ – кислота средней силы

H₂SO₄ – сильная кислота

HClO₄ – очень сильная кислота

В группах с увеличением заряда ядра атомов основные свойства оксидов и гидроксидов усиливаются, а кислотные ослабевают. Например, рассмотрим IVA группу:

H₂CO₃ – слабая кислота

H₂SO₄ – очень слабая кислота

H₂GeO₃ Ge(OH)₄ – амфотерный гидроксид с преобладанием кислотных свойств

H₂SnO₃ Sn(OH)₄ – амфотерный гидроксид

Pb(OH)₄ – амфотерный гидроксид с преобладанием основных свойств

Все химические соединения образуются за счет взаимодействия атомов, в результате которых лежит химическая связь.

Дата добавления: 2015-07-08