Что такое радиус атома в химии примеры. Атомные радиусы

Содержание

Периодический закон

Что такое радиус атома в химии примеры. Атомные радиусы

Периодический закон был открыт Д.И. Менделеевым в 1868 году. Его современная формулировка: свойства химических элементов и образуемых ими соединений (простых и сложных) находятся в периодической зависимости от величины заряда атомного ядра.

Периодический закон лежит в основе современного учения о строении вещества. Периодическая система Д.И. Менделеева является наглядным отражением периодического закона.

В периодической таблице элементы расположены в порядке увеличения атомного заряда, группируются в “строки и столбцы” – периоды и группы.

Период – ряд горизонтально расположенных химических элементов. 1, 2 и 3 периоды называются малыми, они состоят из одного ряда элементов. 4, 5, 6 – называются большими периодами, они состоят из двух рядов химических элементов.

Группой называют вертикальный ряд химических элементов в периодической таблице. Элементы собраны в группы на основе степени окисления в высшем оксиде. Каждая из восьми групп состоит из главной подгруппы (а) и побочной подгруппы (б).

Периодическая таблица Д.И. Менделеева содержит колоссальное число ответов на самые разные вопросы. При умелом ее использовании вы сможете предполагать строение и свойства веществ, успешно писать химические реакции и решать задачи.

Радиус атома

Радиусом атома называют расстояние между атомным ядром и самой дальней электронной орбиталью. Это не четкая, а условная граница, которая говорит о наиболее вероятном месте нахождения электрона.

В периоде радиус атома уменьшается с увеличением порядкового номера элементов (“→” слева направо). Это связано с тем, что с увеличением номера группы увеличивается число электронов на внешнем уровне. Запомните, что для элементов главных подгрупп номер группы равен числу электронов на внешнем уровне.

С увеличением числа электронов они становятся более скученными, так как притягиваются друг к другу сильнее: это и есть причина маленького радиуса атома.

Чем меньше электронов, тем больше у них свободы и больше радиус атома, поэтому радиус увеличивается в периоде “←” справа налево.

В группе радиус атома увеличивается с увеличением заряда атомных ядер – сверху вниз “↓”. Чем больше период, тем больше электронных орбиталей вокруг атома, соответственно, и больше его радиус.

С уменьшением заряда атома в группе радиус атома уменьшается – снизу вверх “↑”. Это связано с уменьшением количества электронных орбиталей вокруг атома. Для примера возьмем атомы бора и алюминия, элементов, расположенных в одной группе.

Период, группа и электронная конфигурация

Обратите внимание еще раз на важную деталь: элементы, находящиеся в одной группе (главной подгруппе!), имеют сходную конфигурацию внешнего уровня. Так у бора на внешнем уровне расположены 3 электрона, у алюминия – тоже 3. Оба они в III группе.

Такая закономерность иногда может сильно облегчить жизнь, однако у элементов побочных подгрупп она отсутствует – там нужно считать электроны “вручную”, располагая их на электронных орбиталях.

Раз уж мы повели речь об электронных конфигурациях, давайте запишем их для бора и алюминия, чтобы лучше представлять их внешний уровень и увидеть то самое “сходство”:

  • B5 – 1s22s22p1
  • Al13 – 1s22s22p63s23p1

Общую электронную конфигурацию для элементов III группы главной подгруппы можно записать ns2np1. Это будет работать для бора, внешний уровень которого 2s22p1, алюминия – 3s23p1, галия – 4s24p1, индия – 5s25p1 и таллия – 6s26p1. За “n” мы принимаем номер периода.

Правило составления электронной конфигурации, которое вы только что увидели, универсально. Если вы имеете дело с элементом главной подгруппы, то увидев номер группы вы знаете, сколько электронов у него на внешнем уровне. Посмотрев на период, знаете номер его внешнего уровня.

Вам остается только распределить известное число электронов по s и p ячейкам, а затем подставить номер периода – и вот быстро получена конфигурация внешнего уровня. Предлагаю посмотреть на примере ниже 🙂

Очень надеюсь, что теперь вы знаете: только глядя на положение элемента в периодической таблице, на группу и период, в которых он расположен, вы уже можете составить конфигурацию его внешнего уровня. Безусловно, это для элементов главных подгрупп. Повторюсь: у побочных – только “вручную”.

Длина связи

Длина связи – расстояние между атомами химически связанных элементов. Очевидно, что понятия длины связи и атомного радиуса взаимосвязаны напрямую. Чем больше радиус атома, тем больше длина связи.

Убедимся в этом на наглядном примере, сравнив длину связей в четырех веществах: HF, HCl, HBr, HI.

Чем больше радиусы атомов, которые образуют химическую связь, тем больше между ними и длина связи. Радиус атома водорода неизменен во всех трех веществах, а в ряду F → Cl → Br → I происходит увеличение радиуса атома. Наибольшим радиусом обладает йод, поэтому самая длинная связь в молекуле HI.

Металлические и неметаллические свойства

В периоде с увеличением заряда атома металлические свойства ослабевают, неметаллические – усиливаются (слева направо “→”). В группе с увеличением заряда атома металлические свойства усиливаются, а неметаллические – ослабевают (сверху вниз “↓”).

Сравним металлические и неметаллические свойства Rb, Na, Al, S. Натрий, алюминий и сера находятся в одном периоде. Металлические свойства возрастают S → Al → Na. Натрий и рубидий находятся в одной группе, металлические свойства возрастают Na → Rb.

Таким образом, самые сильные металлические свойства проявляет рубидий, но с другой стороны – у него самые слабые неметаллические свойства. Сера обладает самыми слабыми металлическими свойствами, но, если посмотреть по-другому, сера – самый сильный неметалл.

Распределение металлов и неметаллов в периодической таблице также является наглядным отображением этого правила. Если провести условную линию, проходящую от бора до астата, то справа окажутся неметаллы, а слева – металлы.

Основные и кислотные свойства

Основные свойства в периоде с увеличением заряда атома уменьшаются, кислотные – возрастают. В группе с увеличением заряда атома основные свойства усиливаются, а кислотные – ослабевают.

Кислотные и основные свойства противопоставлены друг другу, как противопоставлены металлические и неметаллические. Где первые усиливаются, вторые – убывают. Все аналогично, поэтому смело ассоциируйте одни с другими, так будет гораздо легче запомнить.

Замечу, что здесь есть одно важное исключение. Как и в общем случае: исключения только подтверждают правила. В ряду галогенводородных кислот HF → HCl → HBr → HI происходит усиление кислотных свойств (а не ослабление, как должно быть по логике нашего правила).

Это можно объяснить в темах диссоциации и химических связей. Когда мы дойдем до соответствующей темы, я напомню про HF и водородные связи между молекулами, которые делают эту кислоту самой слабой. Сейчас воспринимайте это как исключение: HF – самая слабая из этих кислот, а HI – самая сильная.

Восстановительные и окислительные свойства

Восстановительные свойства в периоде с увеличением заряда атома ослабевают, окислительные – усиливаются. В группе с увеличением заряда атома восстановительные свойства усиливаются, а окислительные – ослабевают.

Ассоциируйте восстановительные свойства с металлическими и основными, а окислительные – с неметаллическими и кислотными. Так гораздо проще запомнить 😉

Электроотрицательность (ЭО), энергия связи, ионизации и сродства к электрону

Электроотрицательность – способность атома, связанного с другими, приобретать отрицательный заряд (притягивать к себе электроны). Мы уже касались ее в статье, посвященной степени окисления. Это важное свойство, ведь более ЭО-ый атом притягивает к себе электроны и уходит в отрицательную степень окисления со знаком минус “-“.

Все перечисленные в подзаголовке свойства вместе с ЭО усиливаются в периоде с увеличением заряда атома, в группе с увеличением заряда атома они ослабевают. Таким образом, самый электроотрицательный элемент расположен справа вверху таблицы Д.И. Менделеева – это фтор.

Для примера сравним ЭО-ость атомов Te, In, Al, P. Индий расположен в одной группе с алюминием, ЭО-ость In → Al возрастает (снизу вверх). Алюминий расположен в одном периоде с серой, ЭО-ость возрастает Al → S (слева направо). Сравнивая серу и теллур, мы видим, что сера расположена в группе выше теллура, значит и ее электроотрицательность тоже выше.

Энергия связи (а также ее прочность) возрастают с увеличением электроотрицательности атомов, образующих данную связь. Чем сильнее атом тянет на себя электроны (чем больше он ЭО-ый), тем прочнее получается связь, которую он образует.

Понятию ЭО-ости “синонимичны” также понятия сродства к электрону – энергии, выделяющейся при присоединении электрона к атому, и энергии ионизации – количеству энергии, которое необходимо для отщепления электрона от атома. И то, и другое возрастают с увеличением электроотрицательности.

Продемонстрирую на примере. Сравним энергию связи в трех молекулах: H2O, H2S, H2Se.

Высшие оксиды и летучие водородные соединения (ЛВС)

В периодической таблице Д.И. Менделеева ниже 7 периода находится строка, в которой для каждой группы указаны соответствующие высшие оксиды, ниже строка с летучими водородными соединениями.

Для элементов главных подгрупп начиная с IV группы (в большинстве случае) максимальная степень окисления (СО) определяется по номеру группы. К примеру, для серы (в VI группе) максимальная СО = +6, которую она проявляет в соединениях: H2SO4, SO3.

В таблице видно, что для VIa группы формула высшего оксида RO3, а, к примеру, для IIIa группы – R2O3. Напишем высшие оксиды для веществ из VIa : SO3, SeO3, TeO3 и IIIa группы: B2O3, Al2O3, Ga2O3.

На экзамене строка с готовыми “высшими” оксидами, как в таблице наверху, может отсутствовать. Считаю важным подготовить вас к этому. Предположим, что эта строчка внезапно исчезла из таблицы, и вам нужно записать высшие оксиды для фосфора и углерода.

С летучими водородными соединениями (ЛВС) ситуация аналогичная: их может не быть в периодической таблице Д.И. Менделеева, которая попадется на экзамене. Я расскажу вам, как легко их запомнить.

ЛВС характерны для IV, V, VI и VII группы. Элементы этих групп более электроотрицательны, чем водород, поэтому ходят в “-” отрицательную СО. Минимальная степень окисления для элементов главных подгрупп, начиная с IV группы, может быть рассчитана так: номер группы – 8.

Например, для углерода минимальная СО = 4-8 = -4; для азота 5-8 = -3; для кислорода 6-8 = -2; для фтора 7-8 = -1. Для того, чтобы запомнить ЛВС, вы должны ассоциировать IV, V, VI и VII группы с хорошо известными вам веществами: метаном, аммиаком, водой и фтороводородом.

Так как общее строение ЛВС в пределах одной группы сходно, то, вспомнив например H2O для кислорода в VI группе, вы легко найдете формулы других ЛВС VI группы: серы – H2S, H2Se, H2Te, H2Po.

Источник: https://studarium.ru/article/150

Разница между атомным радиусом и ионным радиусом

Что такое радиус атома в химии примеры. Атомные радиусы

Атомы являются строительными блоками материи. Вся материя состоит из атомов. Эти атомы могут быть преобразованы в ионы путем добавления одного или нескольких электронов извне.

Поскольку атомы и ионы являются круговыми трехмерными структурами, мы можем измерить радиус атома или иона. Но это не простая задача. Потому что атом или ион состоит из электронов, которые находятся в движении.

Радиус атома – это расстояние между ядром атома и границей его электронного облака. Ионный радиус – это радиус иона атома. Радиус иона может быть больше или меньше радиуса атома, в зависимости от электрического заряда иона.

Основное различие между атомным радиусом и ионным радиусом этот атомный радиус является радиусом нейтрального атома, тогда как ионный радиус является радиусом электрически заряженного атома.

Ключевые области покрыты

1. Что такое атомный радиус
     
– Определение, тренды в периодической таблице
2. Что такое ионный радиус
     
– Определение, тренды в периодической таблице 3. В чем разница между атомным радиусом и ионным радиусом– Сравнение основных различий

Ключевые слова: атомный радиус, атомы, электронная оболочка, ионный радиус, ионы

Что такое атомный радиус

Радиус атома – это расстояние от ядра атома до его границы электронного облака. Другими словами, это расстояние от ядра до самого дальнего электрона, который принадлежит этому атому. Атомный радиус может быть определен только для изолированных и нейтральных атомов.

При рассмотрении периодической таблицы элементов существует структура атомного радиуса элементов. В период периодической таблицы, атомный номер постепенно уменьшается. Элементы в один и тот же период имеют одинаковое количество электронных оболочек.

Если число присутствующих электронов выше, притяжение между электронами и ядром также велико. В начале периода на внешней орбите присутствует меньше электронов. Тогда притяжение со стороны ядра меньше. Следовательно, атом велик, и радиус атома также велик.

Но при движении по периоду число протонов в ядре увеличивается вместе с количеством электронов, присутствующих в атоме. Поэтому сила притяжения между электронами и ядром велика. Это приводит к уменьшению размера атома; тогда атомный радиус уменьшается.

Аналогично, при движении по периоду размер атома постепенно уменьшается, равно как и атомный радиус.

Рисунок 1: Сравнение атомных размеров

При движении вниз по группе периодической таблицы элементов атомный радиус увеличивается. После каждого периода к атому добавляется еще одна электронная оболочка. Поэтому при движении вниз по группе размер атома увеличивается. Атомный радиус также увеличен.

Но в элементах d-блока нет большей разницы между атомными радиусами атомов двух соседних элементов в одном и том же периоде. Это потому, что электроны здесь добавляются к той же орбитали, которая находится в качестве внутренней орбитали. Поскольку внешняя оболочка остается постоянной, атомные радиусы этих элементов не имеют существенных различий.

Что такое ионный радиус

Ионный радиус – это радиус иона атома. Ионы не могут существовать одни. Если это положительно заряженный ион, он будет реагировать с отрицательно заряженным ионом (или наоборот) и станет стабильным нейтральным соединением. Это соединение называется ионным соединением, потому что оно состоит из ионных компонентов.

Ионное соединение состоит из катионов и анионов. Катион меньше по размеру, потому что катион образуется путем удаления одного или нескольких электронов из атома.

Анион большой, потому что у него есть дополнительные электроны, которые отталкиваются ядром, что приводит к увеличению расстояния между ядром и самым дальним электроном электронного облака.

Самый точный способ найти ионный радиус – это разделить расстояние между двумя ядрами двух ионов в соответствии с их размерами. Например, если ионное соединение состоит из катиона и аниона с атомным размером, который в три раза больше, расстояние между двумя ядрами должно быть разделено на 4, чтобы получить радиус катиона.

Рисунок 2: Атомный и ионный радиусы некоторых элементов

Ионы одного и того же химического элемента могут быть разных размеров в зависимости от их электрических зарядов. Наиболее распространенным методом определения ионного радиуса является рентгеновская кристаллография. Как и в атомном радиусе, ионный радиус также имеет тренды в периодической таблице.

По мере того, как мы движемся вниз по группе в периодической таблице, ионный радиус увеличивается. Это потому, что новая электронная оболочка добавляется за каждый период, когда мы идем вниз группой.

В течение периода ионный радиус уменьшается, поскольку эффективное положительное притяжение со стороны ядра постепенно увеличивается.

Определение

Радиус атома: Радиус атома – это радиус нейтрального атома.

Ионный Радиус: Ионный радиус – это радиус иона атома.

расчет

Радиус атома: Радиус атома можно рассчитать как расстояние от ядра атома до его границы электронного облака.

Ионный Радиус: Ионный радиус можно рассчитать путем деления расстояния между двумя ядрами двух ионов в соответствии с их размерами.

Размеры

Радиус атома: Нейтральные атомы одного и того же элемента имеют одинаковый размер, поэтому атомный радиус равен друг другу.

Ионный Радиус: Катионы имеют меньший атомный радиус, чем у анионов.

определение

Радиус атома: Атомный радиус определяется с учетом нейтральных газообразных атомов химических элементов.

Ионный Радиус: Ионный радиус определяется с учетом катионов и анионов, находящихся в ионной связи (в ионных соединениях).

Заключение

Атомный радиус и ионный радиус химических элементов имеют тренды в периодической таблице элементов. Увеличение или уменьшение атомных или ионных размеров по периоду или по группе периодической таблицы может быть объяснено с использованием электронных конфигураций элементов.

Однако существуют значительные различия между атомным радиусом и ионным радиусом. Основное различие между атомным радиусом и ионным радиусом состоит в том, что атомный радиус – это радиус нейтрального атома, тогда как ионный радиус – это радиус электрически заряженного атома.

Рекомендации:

1. Хельменстин, Энн Мари. «Вот какие тренды следуют ионному радиусу в периодической таблице». ThoughtCo,

Источник: https://ru.strephonsays.com/difference-between-atomic-radius-and-ionic-radius

Ахметов М. | Конспект лекций по общей химии | Журнал «Химия» № 20/2004

Что такое радиус атома в химии примеры. Атомные радиусы

Продолжение. Начало см. в

№ 8, 12, 13/2004

Глава 2.
Периодический закон Д.И.Менделеева

Периодический закон – фундаментальный закон природы – был открыт Д.И.Менделеевым в 1869 г. Закон устанавливает определенную зависимость между свойствами элемента (элемент – совокупность атомов, характеризующихся одинаковым зарядом ядра) и его важнейшей характеристикой – порядковым номером в периодической системе химических элементов.

Первоначально периодический закон имел следующую формулировку: свойства простых веществ, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от атомных масс элементов.


С развитием знаний о строении атома периодический закон получил строгое теоретическое обоснование, а с ним и новую формулировку: свойства простых веществ, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от заряда ядер их атомов.

Эта формулировка не изменяет сущность периодического закона, она только углубляет наше понимание его.
Закономерно предположить, что свойства простых веществ, а также свойства соединений в значительной степени определяются свойствами атомов, их образующих.

На этом основании можно предложить третью формулировку периодического закона: свойства индивидуальных атомов находятся в периодической зависимости от заряда их ядер.
Несомненно, что свойства индивидуальных атомов связаны прежде всего со строением их электронных оболочек (способом распределения электронов в атомах).

Поэтому можно предложить четвертую формулировку периодического закона: электронное строение атомов находится в периодической зависимости от заряда их ядер. Рассмотрим зависимость от заряда ядра следующих свойств индивидуальных атомов: максимального количества электронов, способных одновременно и устойчиво находиться в поле притяжения ядра атома, энергий электронных уровней, орбитальных и эффективных радиусов атомов, энергий ионизации, сродства к электрону.

Начнем с максимального количества электронов, способных находиться в поле притяжения ядра. Периодичность в свойствах атомов связана прежде всего с этой характеристикой.

Так, в атомах 1-го периода невозможно одновременное нахождение более 2 электронов, в атомах 2-го периода – более 10 (2 электрона в первом электронном слое и 8 во втором), а в атомах 3-го периода – более 18 электронов (рис. 2.1).

Один электрон не способен полностью экранировать ядро с зарядом +1 или +2, а два электрона прекрасно с этим справляются. Поэтому гелий полностью инертен, не образует соединений. Атом водорода также способен к присоединению электрона с образованием достаточно устойчивого гидрид-иона H–, а частица H2– неизвестна.

С возрастанием заряда ядра до +3 (Li) двух электронов становится недостаточно. Однако в случае лития имеется значительное экранирование ядра электронами первого электронного слоя (способного содержать лишь два электрона). Третий электрон вынужденно оказывается во втором электронном слое (2-й период).

Вследствие этого он слабо связан с ядром, и отсюда способность лития к легкой отдаче электрона. Поскольку емкость второго электронного слоя составляет восемь электронов, у ядра атома лития в принципе может находиться одновременно десять электронов (два в первом электронном слое и восемь во втором).

Однако такое никогда не наблюдалось вследствие незначительного заряда ядра лития в сравнении с общим зарядом предполагаемого количества электронов. Дальнейшее увеличение заряда ядра приводит к возрастанию способности удерживать электроны во втором электронном слое.

Полное экранирование ядра достигается при наличии во втором электронном слое восьми электронов (атом Ne). В случае третьего электронного слоя полное экранирование осуществляется при наличии в нем восемнадцати электронов, хотя уже восьми электронам в этом слое соответствует достаточно эффективное «метастабильное» экранирование ядра (инертный газ Ar).

Метастабильность электронной конфигурации аргона подтверждается его химическими свойствами. Аргон с донорами электронов (вода, фенол, гидрохинон, ацетон) образует соединения включения, а с электроотрицательными атомами – эксимеры. Гелий и аргон действительно инертны – соединения этих газов неизвестны.

Емкость вплоть до восемнадцати электронов у третьего электронного слоя существенно увеличивает валентные возможности элементов 3-го периода. Например, валентность серы в SO3 равна шести (во внешней (валентной) электронной оболочке атома серы находится шесть электронов).

2.2. Радиусы атомов

Зависящие от радиусов атомов энергии атомных орбиталей, точнее, энергии электронов, находящихся на различных орбиталях (орбитальные энергии), определяются взаимным притяжением ядра и электронов, взаимным отталкиванием электронов и отражают размеры и электронное строение атома.

Орбитальный радиус несвязанного атома рассчитывается квантово-химическими методами как расстояние от его ядра до максимума электронной плотности, относящегося к последней занятой электронной орбитали. Рассмотрим изменения орбитальных радиусов для некоторых элементов периодической системы Д.И.

Менделеева (табл. 2.1).

В группах для однотипных элементов при движении сверху вниз наблюдается закономерный рост орбитальных радиусов, что связано с увеличением числа электронных оболочек. В периодах при движении слева направо прослеживается, как правило, уменьшение орбитальных радиусов.

Таблица 2.1

Орбитальные радиусы некоторых атомов, пм

Периоды Группы элементов I II III IV V VI VII VIII
1Н
53
He
29
2Li
159
Be
104
B
78
C
60
N
49
O
41
F
39
Ne
35
3Na
171
Mg
128
Al
131
Si
107
P
92
S
81
Cl
73
Ar
66
4K
216
Ca
169
Sc
157
Ti
148
V
140
Cr
145
Mn
128
Fe
123

Co
118

Ni
114

5Cu
119

Rb
229

Zn
107

Sr
184

Ga
125
Ge
109
As
99
Se
91
Br
84

Отклонение от такого закономерного уменьшения орбитальных радиусов наблюдается, например, при переходе от Mg к Al и объясняется тем, что последний электрон в атоме Al уже занимает
3p-орбиталь, а это способствует увеличению орбитального радиуса.

Аналогичное возрастание орбитального радиуса атома по той же причине происходит и при переходе от Zn к Ga. Приводимые ниже радиусы связанных атомов (атомные, металлические) найдены путем деления пополам кратчайших межатомных расстояний в кристаллических структурах простых веществ с координационным числом 12.

При других значениях координационные числа в соответствующие данные внесены необходимые поправки (табл. 2.2, см. с. 10).

Обратим внимание, что в кристалле радиус атома гелия намного больше аналогичного для атома водорода. Объяснить это можно, если принять во внимание запрет на перекрывание атомных орбиталей для атомов гелия и отсутствие такого запрета для атомов водорода.

Таблица 2.2

Атомные радиусы некоторых атомов, пм

Периоды Группы элементов I II III IV V VI VII VIII
1Н
48
He
122
2Li
155
Be
113
B
91
C
77
N
71
O
66
F
64
Ne
160
3Na
189
Mg
160
Al
143
Si
134
P
130
S
100
Cl
95
Ar
192
4K
236
Ca
197
Sc
164
Ti
146
V
134
Cr
127
Mn
130
Fe
126

Co
125

Ni
124

5Cu
128

Rb
248

Zn
139

Sr
215

Ga
139
Ge
139
As
148
Se
160
Br
Kr
198

На рис. 2.2 сопоставлены орбитальные и атомные радиусы атомов, приведенные в табл. 2.1 и 2.2.

2.3. Энергия ионизации и сродство к электрону

Различают первую, вторую, третью и т. д. энергии ионизации атома. Первая энергия ионизации– это минимальная энергия, необходимая для удаления первого электрона из основного состояния атома.

Вторая энергия ионизации – минимальная энергия, необходимая для удаления второго электрона из основного состояния однозарядного катиона.

Аналогично определяются третья и последующие энергии ионизации атома. Очевидно, что для удаления второго электрона необходимо затратить больше энергии, чем для удаления первого электрона.

Этот факт объясняется тем, что второй электрон приходится удалять уже из однозарядного катиона. Рассмотрим первые энергии ионизации для некоторых элементов периодической системы Д.И.Менделеева (табл. 2.3).

Таблица 2.3

Первые энергии ионизации некоторых атомов, МДж/моль

Периоды Группы элементов I II III IV V VI VII VIII
1Н
1,31
He
2,37
2Li
0,52
Be
0,90
B
0,80
C
1,09
N
1,40
O
1,31
F
1,68
Ne
2,08
3Na
0,49
Mg
0,74
Al
0,58
Si
0,79
P
1,01
S
1,00
Cl
1,25
Ar
1,52
4K
0,42
Ca
0,59
Sc
0,63
Ti
0,66
V
0,65
Cr
0,65
Mn
0,72
Fe
0,76

Co
0,76

Ni
0,74

5Cu
0,74

Rb
0,40

Zn
0,91

Sr
0,55

Ga
0,58
Ge
0,76
As
0,94
Se
0,94
Br
1,14
Kr
1,35

Анализ первых энергий ионизации атомов показывает, что в целом наблюдается закономерность роста этих величин в периодической таблице при движении слева направо и снизу вверх. Имеются и объяснимые исключения. Например, энергия ионизации атома Be (0,90) выше аналогичной характеристики атома B (0,80).

Этот факт легко объяснить, если принять во внимание, что третий электрон во втором электронном слое атома В помещается уже на 2р-орбиталь. Здесь сказывается взаимное отталкивание этого электрона и находящихся в предыдущем электронном подслое. Аналогичное исключение наблюдается и при переходе от Mg к Al.
На рис. 2.

3 графически представлены первые энергии ионизации атомов первых 36 элементов периодической системы Д.И.Менделеева.

Сродство к электрону

– это энергия, выделяемая или поглощаемая в результате присоединения электрона к атому (табл. 2.4).
При анализе данных в табл. 2.4 можно заметить как положительные, так и отрицательные значения сродства атомов к электрону. Отрицательные значения сродства показывают, что для присоединения еще одного электрона к атому энергию необходимо затратить.

Таблица 2.4

Сродство атомов к электрону, кДж/моль

Периоды Группы элементов I II III IV V VI VII VIII
1Н
73
He
< 0
2Li
16
Be
< 0
B
27
C
122
N
< 0
O
141
F
328
Ne
< 0
3Na
53
Mg
< 0
Al
43
Si
134
P
72
S
200
Cl
328
Ar
< 0
4K
48
Ca
< 0
Sc
18
Ti
8
V
51
Cr
64
Mn
< 0
Fe
16

Co
64

Ni
112

5Cu
119

Rb
47

Zn
< 0

Sr
< 0

Ga
30
Ge
107
As
78
Se
195
Br
325
Kr
< 0

Примечание. По данным из Химической энциклопедии, т. 4 (М.: БСЭ, 1995, с. 813).

Именно свойства индивидуальных атомов определяют закономерности образования химической связи и ее характер. Поэтому тема периодического закона, свойств и строения атома теснейшим образом переплетается с темой химической связи.

2.4. Упражнения

1. В чем состоит суть периодического закона?
2. Какие формулировки периодического закона существуют? В чем состоит их отличие?
3. Какими особенностями электронного строения атома обусловлена периодичность?
4.

Какие экспериментальные данные подтверждают справедливость периодического закона?
5. Какие виды радиусов атомов вы знаете? В чем состоит их отличие? Какие радиусы получены из экспериментальных данных, а какие из расчетов?
6. Объясните периодичность в изменении орбитальных и атомных радиусов атомов.
7.

Объясните периодичность в изменении энергии ионизации атомов и их сродства к электрону.

Источник: https://him.1sept.ru/article.php?ID=200402003

Поделиться:
Нет комментариев

    Добавить комментарий

    Ваш e-mail не будет опубликован. Все поля обязательны для заполнения.