Сопоставление разных типов радиусов натрия и хлора

Атом	Радиус, пм
	ковалентный	металлический	Ван-дер-Ваальсов	ионный
Na	15,6	19,0	-	09,5 (Na^+)
Cl	09,9	-	18,5	18,1 (Cl^-)

Изменение радиусов элементов в Периодической системе носит периодический характер. Основная тенденция в периодах ‑ уменьшение радиусов атомов, а в группах ‑ их увеличение.

Подобное изменение атомных радиусов обусловлено увеличением в периоде эффективного заряда ядра, стремящегося «сжать» атомные орбитали. Изменение радиусов в группах меньше изменения их в периодах и оно неравномерно, что связано со значительным уменьшением радиусов при заполнении d- и f-орбиталей.

Потенциал (энергия) ионизации.

Минимальная энергия, которую необходимо затратить для удаления электрона из атома, находящегося в основном состоянии, называется потенциалом ионизации (J):

A_(г.) →A⁺_(г.) + ē.

Величина J является мерой прочности связи электрона с ядром. Чем больше значение J, тем больше неметаллические свойства элемента. Потенциал ионизации (J) измеряют в вольтах; численно он равен энергии ионизации в электрон-вольтах.

На рис. 8 представлена зависимость изменения первого потенциала ионизации атома от заряда ядра. Она также носит периодический характер. По периоду величина J₁ увеличивается, что обусловлено ростом эффективного заряда ядра. Локальные минимумы связаны с особенностями электронной конфигурации атомов.

Рис. 8. Зависимость величины первого потенциала ионизации (J₁) от

порядкового номера элемента (Z)

Например, J₁ уменьшается при начале заполнения р-орбиталей (В, Al, Ga и т.д.) и при появлении спаренных электронов на внешних р-орбиталях (О, S, Se и т.д.).В группах для s- и р-элементов величина J₁уменьшается, а для d-элементов изменяется немонотонно, что объясняется увеличением эффективного заряда ядра при незначительном изменении радиуса по мере заполнения d- и f-уровней, а также различной степенью экранирования.

Атомы способны отдавать не один электрон:

А = А⁺ + е,J₁;

А⁺= А²⁺ + е, J₂…,

А^n-1 = А^z+ + е, J_n.

J₁<J₂<J₃ ……<J_n.

Например, для атома бора:В 1s²2s²2p¹

B → B⁺ + e; J₁ = 830 кДж

B⁺ → B²⁺ + e; J₂ = 2510 кДж

B²⁺ → B³⁺ + e; J₃ = 3800 кДж

B³⁺→ B⁴⁺ + e; J₄ = 25900 кДж

Энергия химических реакций колеблется в среднем от 50 до 1000 кДж, катионы бора В²⁺, В³⁺«химическим» путем получить невозможно. Это общая закономерность: многозарядные одноатомные катионы при обычных условиях протекания химических реакций существовать не могут.

Энергия сродства к электрону.

Способность атома присоединять электрон с образованием отрицательно заряженного иона количественно характеризуется изменением энергии процесса, которую называют энергией сродства к электрону (F):

A_(г.) + ē →A^-_(г.).

Энергия сродства к электрону может быть и положительной и отрицательной величиной.

Наибольшим сродством к электрону обладают p-элементы VII группы. Наименьшее сродство к электрону у атомов с конфигурацией s² (Be, Mg, Zn) и s²p⁶ (Ne, Ar) или с наполовину заполненными p-орбиталями (N, P, As) (рис.9):

Чем больше сродство к электрону данного атома, тем более устойчив образующийся ион. Чем труднее нейтральный атом отдает электрон, тем больше его способность к присоединению дополнительного электрона с образованием отрицательно заряженного иона, тем ярче выражены неметаллические свойства.

Рис. 9. Зависимость величины энергии сродства к электрону (F₁)

от порядкового номера элемента (Z)

Ионы с зарядами A^2- , A^3- неустойчивы: второй, третий и так далее электроны испытывают сильное отталкивание от аниона и многозарядные частицы реально не существуют.

Электроотрицательность

Электроотрицательность (χ) характеризует способность атомов притягивать к себе электроны, связывающие их с другими атомами в гетероатомной молекуле.

Наиболее электроотрицательными (рис. 10) являются элементы с валентными орбиталями, близкими к завершению (галогены).

Рис. 10. Зависимость электроотрицательности от

порядкового номера элемента

Наименее электроотрицательными являются элементы с минимальным числом электронов на валентных орбиталях (щелочные металлы). Таким образом, электроотрицательность элементов в периоде системы Менделеева возрастает, а в группе ‑ уменьшается.

Магнитный момент.

Магнитные свойства атомов, характер их взаимодействия с внешним магнитным полем, определяются эффективным магнитным моментом (μ_эфф). Для легких атомов (Z< 30) основной вклад в эту величину вносит собственный магнитный момент электрона:

μ_эфф =2 ,

где S = ∑m_s— суммарный спин атома.

Поскольку в суммарный спин атома вклад вносят только неспаренные электроны (n), то

μ_эфф =_.

Атом или ион, все электроны которого спарены, и, следовательно, эффективный магнитный момент которого равен нулю, называются диамагнитными. При внесении в магнитное поле диамагнитные вещества выталкиваются.

Атомы или ионы, обладающие эффективным магнитным моментом, отличным от нуля, т.е. имеющие неспаренные электроны, называются парамагнитными. Такие вещества втягиваются во внешнее магнитное поле.

Контрольные вопросы⁹

1. Доказательства сложного строения атома. Планетарная модель атома.

2. Волновые свойства микрочастиц. Уравнение Де-Бройля. Принцип неопределенности.

3. Уравнение Шредингера, на основании чего оно получено? Физический смысл Ψ²? Что значит решить уравнение Шредингера?

4. Определение электронной плотности и орбитали. В чем сходство и различие между понятиями «орбита» в теории Бора и «орбиталь» в квантовой механике?

5. Квантовые числа электрона в атоме. Какие квантовые числа определяют:

• энергию электрона в одноэлектронной и в многоэлектронной системе в присутствии и в отсутствии внешнего магнитного поля?

• количество орбиталей на данном уровне и подуровне?

• форму орбитали и ее направленность относительно внешнего магнитного поля

6. Электронные конфигурации атомов. Правило Гунда. Принцип Паули. Правила Клечковского

7. Электронный слой, оболочка, подуровень. Емкость и порядок заполнения электронных подуровней в атоме.

8. Энергия сродства к электрону, энергия ионизации, электроотрицательность. Их изменение по периодам и группам Периодической таблицы.