Электронные конфигурации атомов элементов малых периодов. Каталог файлов по химии Схемы строения атомов химических элементов таллия

6.6. Особенности электронного строения атомов хрома, меди и некоторых других элементов

Если вы внимательно посмотрели приложение 4, то, наверное, заметили, что у атомов некоторых элементов последовательность заполнения электронами орбиталей нарушается. Иногда эти нарушения называют "исключениями ", но это не так – исключений из законов Природы не бывает!

Первым элементом с таким нарушением является хром. Рассмотрим подробнее его электронное строение (рис. 6.16 а ). У атома хрома на 4s -подуровне не два, как этого следовало бы ожидать, а только один электрон. Зато на 3d -подуровне пять электронов, а ведь этот подуровень заполняется после 4s -подуровня (см. рис. 6.4). Чтобы понять, почему так происходит, посмотрим, что собой представляют электронные облака 3d -подуровня этого атома.

Каждое из пяти 3d -облаков в этом случае образовано одним электроном. Как вы уже знаете из § 4 этой главы, общее электронное облако таких пяти электронов имеет шарообразную форму, или, как говорят, сферически симметрично. По характеру распределения электронной плотности по разным направлениям оно похоже на 1s -ЭО. Энергия подуровня, электроны которого образуют такое облако, оказывается меньше, чем в случае менее симметричного облака. В данном случае энергия орбиталей 3d -подуровня равна энергии 4s -орбитали. При нарушении симметрии, например, при появлении шестого электрона, энергия орбиталей 3d -подуровня вновь становится больше, чем энергия 4s -орбитали. Поэтому у атома марганца опять появляется второй электрон на 4s -АО.
Сферической симметрией обладает общее облако любого подуровня, заполненного электронами как наполовину, так и полностью. Уменьшение энергии в этих случаях носит общий характер и не зависит от того, наполовину или полностью заполнен электронами какой-либо подуровень. А раз так, то следующее нарушение мы должны искать у атома, в электронную оболочку которого последним "приходит"девятый d -электрон. И действительно, у атома меди на 3d -подуровне 10 электронов, а на 4s -подуровне только один (рис. 6.16 б ).
Уменьшение энергии орбиталей полностью или наполовину заполненного подуровня является причиной целого ряда важных химических явлений, с некоторыми из которых вы еще познакомитесь.

В химии свойства изолированных атомов, как правило, не изучаются, так как почти все атомы, входя в состав различных веществ, образуют химические связи. Химические связи образуются при взаимодействии электронных оболочек атомов. У всех атомов (кроме водорода) в образовании химических связей принимают участие не все электроны: у бора – три электрона из пяти, у углерода – четыре из шести, а, например, у бария – два из пятидесяти шести. Эти "активные"электроны называются валентными электронами .

Иногда валентные электроны путают с внешними электронами, а это не одно и то же.

Электронные облака внешних электронов имеют максимальный радиус (и максимальное значение главного квантового числа).

Именно внешние электроны принимают участие в образовании связи в первую очередь, хотя бы потому, что при сближении атомов электронные облака, образованные этими электронами, приходят в соприкосновение прежде всего. Но вместе с ними участие в образовании связи может принимать и часть электронов предвнешнего (предпоследнего) слоя, но только в том случае, если они обладают энергией, не сильно отличающейся от энергии внешних электронов. И те и другие электроны атома являются валентными. (У лантаноидов и актиноидов валентными являются даже некоторые "предвнешние" электроны)
Энергия валентных электронов намного больше, чем энергия других электронов атома, а друг от друга валентные электроны по энергии отличаются существенно меньше.
Внешние электроны – всегда валентные только в том случае, если атом вообще может образовывать химические связи. Так, оба электрона атома гелия – внешние, но назвать их валентными нельзя, так как атом гелия вообще никаких химических связей не образует.
Валентные электроны занимают валентные орбитали , которые в свою очередь образуют валентные подуровни .

В качестве примера рассмотрим атом железа, электронная конфигурация которого показана на рис. 6.17. Из электронов атома железа максимальное главное квантовое число (n = 4) имеют только два 4s -электрона. Следовательно, именно они и являются внешними электронами этого атома. Внешние орбитали атома железа – все орбитали с n = 4, а внешние подуровни – все подуровни, образуемые этими орбиталями, то есть 4s -, 4p -, 4d - и 4f -ЭПУ.
Внешние электроны – всегда валентные, следовательно, 4s -электроны атома железа – валентные электроны. А раз так, то и 3d -электроны, имеющие чуть большую энергию, также будут валентными. На внешнем уровне атома железа кроме заполненной 4s -АО есть еще свободные 4p -, 4d - и 4f -АО. Все они внешние, но валентные среди них только 4р -АО, так как энергия остальных орбиталей значительно больше, и появление электронов на этих орбиталях для атома железа не выгодно.

Итак, у атома железа
внешний электронный уровень – четвертый,
внешние подуровни – 4s -, 4p -, 4d - и 4f -ЭПУ,
внешние орбитали – 4s -, 4p -, 4d - и 4f -АО,
внешние электроны – два 4s -электрона (4s 2),
внешний электронный слой – четвертый,
внешнее электронное облако – 4s -ЭО
валентные подуровни – 4s -, 4p -, и 3d -ЭПУ,
валентные орбитали – 4s -, 4p -, и 3d -АО,
валентные электроны – два 4s -электрона (4s 2) и шесть 3d -электронов (3d 6).

Валентные подуровни могут быть заполнены электронами частично или полностью, а могут и вообще оставаться свободными. С увеличением заряда ядра уменьшаются значения энергии всех подуровней, но из-за взаимодействия электронов между собой энергия разных подуровней уменьшается с разной "скоростью". Энергия полностью заполненных d - и f -подуровней уменьшается настолько сильно, что они перестают быть валентными.

В качестве примера рассмотрим атомы титана и мышьяка (рис. 6.18).

В случае атома титана 3d -ЭПУ заполнен электронами только частично, и его энергия больше, чем энергия 4s -ЭПУ, а 3d -электроны являются валентными. У атома мышьяка 3d -ЭПУ полностью заполнен электронами, и его энергия существенно меньше энергии 4s -ЭПУ, и, следовательно, 3d -электроны не являются валентными.
В приведенных примерах мы анализировали валентную электронную конфигурацию атомов титана и мышьяка.

Валентная электронная конфигурация атома изображается в виде валентной электронной формулы , или в виде энергетической диаграммы валентных подуровней .

ВАЛЕНТНЫЕ ЭЛЕКТРОНЫ, ВНЕШНИЕ ЭЛЕКТРОНЫ, ВАЛЕНТНЫЕ ЭПУ, ВАЛЕНТНЫЕ АО, ВАЛЕНТНАЯ ЭЛЕКТРОННАЯ КОНФИГУРАЦИЯ АТОМА, ВАЛЕНТНАЯ ЭЛЕКТРОННАЯ ФОРМУЛА, ДИАГРАММА ВАЛЕНТНЫХ ПОДУРОВНЕЙ.

1.На составленных вами энергетических диаграммах и в полных электронных формулах атомов Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl, Ar укажите внешние и валентные электроны. Составьте валентные электронные формулы этих атомов. На энергетических диаграммах выделите части, соответствующие энергетическим диаграммам валентных подуровней.
2.Что общего между электронными конфигурациями атомов а) Li и Na, В и Al, O и S, Ne и Ar; б) Zn и Mg, Sc и Al, Cr и S, Ti и Si; в) H и He, Li и O, K и Kr, Sc и Ga. В чем их различия
3.Сколько валентных подуровней в электронной оболочке атома каждого из элементов: а) водорода, гелия и лития, б) азота, натрия и серы, в) калия, кобальта и германия
4.Сколько валентных орбиталей заполнено полностью у атома а) бора, б) фтора, в) натрия?
5.Сколько орбиталей с неспаренным электроном у атома а) бора, б) фтора, в) железа
6.Сколько свободных внешних орбиталей у атома марганца? А сколько свободных валентных?
7.К следующему занятию подготовьте полоску бумаги шириной 20 мм, разделите ее на клеточки (20 ? 20 мм), и нанесите на эту полоску естественный ряд элементов (от водорода до мейтнерия).
8.В каждой клеточке поместите символ элемента, его порядковый номер и валентную электронную формулу, как показано на рис. 6.19 (воспользуйтесь приложением 4).

В основу систематизации химических элементов положен естественный ряд элементов и принцип подобия электронных оболочек их атомов.
С естественным рядом химических элементов вы уже знакомы. Теперь познакомимся с принципом подобия электронных оболочек.
Рассматривая валентные электронные формулы атомов в ЕРЭ, легко обнаружить, что у некоторых атомов они отличаются только значениями главного квантового числа. Например, 1s 1 у водорода, 2s 1 у лития, 3s 1 у натрия и т. д. Или 2s 2 2p 5 у фтора, 3s 2 3p 5 у хлора, 4s 2 4p 5 у брома и т. д. Это значит, что внешние области облаков валентных электронов таких атомов по форме очень похожи и отличаются только размерами (и, конечно, электронной плотностью). А раз так, то электронные облака таких атомов и соответствующие им валентные конфигурации можно назвать подобными . Для атомов разных элементов с подобными электронными конфигурациями мы можем записать общие валентные электронные формулы : ns 1 в первом случае и ns 2 np 5 во втором. Двигаясь по естественному ряду элементов, можно найти и другие группы атомов с подобными валентными конфигурациями.
Таким образом, в естественном ряду элементов регулярно встречаются атомы с подобными валентными электронными конфигурациями . Это и есть принцип подобия электронных оболочек.
Попробуем выявить вид этой регулярности. Для этого воспользуемся сделанным вами естественным рядом элементов.

ЕРЭ начинается с водорода, валентная электронная формула которого 1s 1 . В поисках подобных валентных конфигураций разрежем естественный ряд элементов перед элементами с общей валентной электронной формулой ns 1 (то есть, перед литием, перед натрием и т. д.). Мы получили так называемые "периоды" элементов. Сложим получившиеся "периоды" так, чтобы они стали строками таблицы (см. рис. 6.20). В результате подобные электронные конфигурации будут только у атомов первых двух столбцов таблицы.

Попробуем добиться подобия валентных электронных конфигураций и в других столбцах таблицы. Для этого вырежем из 6-го и 7-го периодов элементы с номерами 58 – 71 и 90 –103 (у них происходит заполнение 4f - и 5f -подуровней) и поместим их под таблицей. Символы остальных элементов сдвинем по горизонтали так, как это показано на рисунке. После этого у атомов элементов, стоящих в одной колонке таблицы, получатся подобные валентные конфигурации, которые можно выразить общими валентными электронными формулами: ns 1 , ns 2 , ns 2 (n –1)d 1 , ns 2 (n –1)d 2 и так далее до ns 2 np 6 . Все отклонения от общих валентных формул объясняются теми же причинами, что и в случае хрома и меди (см. параграф 6.6).

Как видите, использовав ЕРЭ и применив принцип подобия электронных оболочек, нам удалось систематизировать химические элементы. Такая система химических элементов называется естественной , так как основана исключительно на законах Природы. Полученная нами таблица (рис. 6.21) представляет собой один из способов графического изображения естественной системы элементов и называется длиннопериодной таблицей химических элементов.

ПРИНЦИП ПОДОБИЯ ЭЛЕКТРОННЫХ ОБОЛОЧЕК, ЕСТЕСТВЕННАЯ СИСТЕМА ХИМИЧЕСКИХ ЭЛЕМЕНТОВ ("ПЕРИОДИЧЕСКАЯ" СИСТЕМА),ТАБЛИЦА ХИМИЧЕСКИХ ЭЛЕМЕНТОВ.

Познакомимся подробнее со структурой длиннопериодной таблицы химических элементов.
Строки этой таблицы, как вы уже знаете, называются "периодами "элементов. Периоды нумеруются арабскими цифрами от 1 до 7. В первом периоде всего два элемента. Второй и третий периоды, содержащие по восемь элементов, называются короткими периодами. Четвертый и пятый периоды, содержащие по 18 элементов, называются длинными периодами. Шестой и седьмой периоды, содержащие по 32 элемента, называются сверхдлинными периодами.
Столбцы этой таблицы называются группами элементов. Номера групп обозначаются римскими цифрами с латинскими буквами А или В.
Элементы некоторых групп имеют свои общие (групповые) названия: элементы IА группы (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) – щелочные элементы (или элементы щелочных металлов ); элементы IIA группы (Ca, Sr, Ba и Ra) – щелочноземельные элементы (или элементы щелочноземельных металлов )(название "щелочные металлы" и щелочноземельные металлы" относятся к простым веществам, образуемым соответствующими элементами и не должны использоваться как названия групп элементов); элементы VIA группы (O, S, Se, Te, Po) – халькогены , элементы VIIA группы (F, Cl, Br, I, At) – галогены , элементы VIIIA группы (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn) – элементы благородных газов .(Традиционное название "благородные газы" также относится к простым веществам)
Выносимые обычно в нижнюю часть таблицы элементы с порядковыми номерами 58 – 71 (Ce – Lu) называются лантаноиды ("следующие за лантаном"), а элементы с порядковыми номерами 90 – 103 (Th – Lr) – актиноиды ("следующие за актинием "). Существует вариант длиннопериодной таблицы, в котором лантаноиды и актиноиды не вырезаются из ЕРЭ, а остаются на своих местах в сверхдлинных периодах. Такую таблицу иногда называют сверхдлиннопериодной .
Длиннопериодная таблица делится на четыре блока (или секции).
s-Блок включает элементы IA и IIA-групп с общими валентными электронными формулами ns 1 и ns 2 (s-элементы ).
р-Блок включает элементы с IIIA по VIIIA группу с общими валентными электронными формулами от ns 2 np 1 до ns 2 np 6 (p-элементы ).
d-Блок включает элементы с IIIB по IIB группу с общими валентными электронными формулами от ns 2 (n –1)d 1 до ns 2 (n –1)d 10 (d-элементы ).
f-Блок включает лантаноиды и актиноиды (f-элементы ).

Элементы s - и p -блоков образуют А-группы, а элементы d -блока – В-группы системы химических элементов. Все f -элементы формально входят в IIIB группу.
Элементы первого периода – водород и гелий – являются s -элементами и могут быть помещены в IA и IIA группы. Но гелий чаще помещают в VIIIA группу как элемент, которым заканчивается период, что полностью соответствует его свойствам (гелий, как и все остальные простые вещества, образуемые элементами этой группы, – благородный газ). Водород же часто помещают в VIIA группу, так как по своим свойствам он существенно ближе к галогенам, чем к щелочным элементам.
Каждый из периодов системы начинается с элемента, имеющего валентную конфигурацию атомов ns 1 , так как именно с этих атомов начинается формирование очередного электронного слоя, и заканчивается элементом с валентной конфигурацией атомов ns 2 np 6 (кроме первого периода). Это позволяет легко выделить на энергетической диаграмме группы подуровней, заполняющихся электронами у атомов каждого из периодов (рис. 6.22). Проделайте эту работу со всеми подуровнями, изображенными на сделанной вами копии рисунка 6.4. Выделенные на рисунке 6.22 подуровни (кроме полностью заполненных d - и f -подуровней) являются валентными для атомов всех элементов данного периода.
Появление в периодах s -, p -, d - или f -элементов полностью соответствует последовательности заполнения s -, p -, d - или f -подуровней электронами. Эта особенность системы элементов позволяет, зная период и группу, в которые входит данный элемент, сразу же записать его валентную электронную формулу.

ДЛИННОПЕРИОДНАЯ ТАБЛИЦА ХИМИЧЕСКИХ ЭЛЕМЕНТОВ, БЛОКИ, ПЕРИОДЫ, ГРУППЫ, ЩЕЛОЧНЫЕ ЭЛЕМЕНТЫ, ЩЕЛОЧНОЗЕМЕЛЬНЫЕ ЭЛЕМЕНТЫ, ХАЛЬКОГЕНЫ, ГАЛОГЕНЫ, ЭЛЕМЕНТЫ БЛАГОРОДНЫХ ГАЗОВ,ЛАНТАНОИДЫ,АКТИНОИДЫ.
Запишите общие валентные электронные формулы атомов элементов а) IVA и IVB групп, б) IIIA и VIIB групп?
2. Что общего между электронными конфигурациями атомов элементов А и В групп? Чем они различаются?
3.Сколько групп элементов входит в а) s -блок, б) р -блок, в) d -блок?
4.Продолжите рисунок 30 в сторону увеличения энергии подуровней и выделите группы подуровней, заполняющихся электронами в 4-м, 5-м и 6-м периодах.
5.Перечислите валентные подуровни атомов а) кальция, б) фосфора, в) титана, г) хлора, д) натрия. 6.Сформулируйте, чем отличаются друг от друга s-, p- и d-элементы.
7.Объясните, почему принадлежность атома к какому-либо элементу определяется числом протонов в ядре, а не массой этого атома.
8.Для атомов лития, алюминия, стронция, селена, железа и свинца составьте валентные, полные и сокращенные электронные формулы и изобразите энергетические диаграммы валентных подуровней. 9.Атомам каких элементов соответствуют следующие валентные электронные формулы: 3s 1 , 4s 1 3d 1 , 2s 2 2p 6 , 5s 2 5p 2 , 5s 2 4d 2 ?

Для разных целей нам нужно знать либо полную, либо валентную конфигурацию атома. Каждая из этих электронных конфигураций может изображаться как формулой, так и энергетической диаграммой. То есть, полная электронная конфигурация атома выражается полной электронной формулой атома , или полной энергетической диаграммой атома . В свою очередь, валентная электронная конфигурация атома выражается валентной (или, как ее часто называют, "краткой " ) электронной формулой атома , или диаграммой валентных подуровней атома (рис. 6.23).

Раньше мы составляли электронные формулы атомов, используя порядковые номера элементов. При этом мы определяли последовательность заполнения подуровней электронами по энергетической диаграмме: 1s , 2s , 2p , 3s , 3p , 4s , 3d , 4p , 5s , 4d , 5p , 6s , 4f , 5d , 6p , 7s и так далее. И только записав полную электронную формулу, мы могли записать и валентную формулу.
Валентную электронную формулу атома, которая чаще всего и используется, удобнее записывать, исходя из положения элемента в системе химических элементов, по координатам период – группа.
Рассмотрим подробно, как это делается для элементов s -, p - и d -блоков.
Для элементов s -блока валентная электронная формула атома состоит из трех символов. В общем виде ее можно записать так:

На первом месте (на месте большой клеточки) ставится номер периода (равен главному квантовому числу этих s -электронов), а на третьем (в верхнем индексе) – номер группы (равен числу валентных электронов). Взяв в качестве примера атом магния (3-й период, IIA группа), получим:

Для элементов p -блока валентная электронная формула атома состоит из шести символов:

Здесь на месте больших клеточек также ставится номер периода (равен главному квантовому числу этих s - и p -электронов), а номер группы (равен числу валентных электронов) оказывается равным сумме верхних индексов. Для атома кислорода (2-й период, VIA группа) получим:

2s 2 2p 4 .

Валентную электронную формулу большинства элементов d -блока можно записать так:

Как и в предыдущих случаях, здесь вместо первой клеточки ставится номер периода (равен главному квантовому числу этих s -электронов). Число во второй клеточке оказывается на единицу меньше, так как на единицу меньше главное квантовое число этих d -электронов. Номер группы здесь тоже равен сумме индексов. Пример – валентная электронная формула титана (4-й период, IVB группа): 4s 2 3d 2 .

Номер группы равен сумме индексов и для элементов VIB группы, но у них, как вы помните, на валентном s -подуровне всего один электрон, и общая валентная электронная формула ns 1 (n –1)d 5 . Поэтому валентная электронная формула, например, молибдена (5-й период) – 5s 1 4d 5 .
Так же просто составить валентную электронную формулу любого элемента IB группы, например, золота (6-й период)>– >6s 1 5d 10 , но в этом случае нужно помнить, что d - электроны у атомов элементов этой группы еще остаются валентными, и часть из них может участвовать в образовании химических связей.
Общая валентная электронная формула атомов элементов IIB группы – ns 2 (n – 1)d 10 . Поэтому валентная электронная формула, например, атома цинка – 4s 2 3d 10 .
Общим правилам подчиняются и валентные электронные формулы элементов первой триады (Fe, Co и Ni). У железа, элемента VIIIB группы, валентная электронная формула 4s 2 3d 6 . У атома кобальта – на один d -электрон больше (4s 2 3d 7), а у атома никеля – на два (4s 2 3d 8).
Пользуясь только этими правилами написания валентных электронных формул, нельзя составить электронные формулы атомов некоторых d -элементов (Nb, Ru, Rh, Pd, Ir, Pt), так как у них за счет стремления к высокосимметричным электронным оболочкам заполнение электронами валентных подуровней имеет некоторые дополнительные особенности.
Зная валентную электронную формулу, можно записать и полную электронную формулу атома (см. далее).
Часто вместо громоздких полных электронных формул записывают сокращенные электронные формулы атомов. Для их составления в электронной формуле выделяют все электроны атома кроме валентных, помещают их символы в квадратные скобки и часть электронной формулы, соответствующую электронной формуле атома последнего элемента предшествующего периода (элемента, образующего благородный газ), заменяют символом этого атома.

Примеры электронных формул разных типов приведены в таблице 14.

Таблица 14. Примеры электронных формул атомов

Алгоритм составления электронных формул атомов (на примере атома йода)

Примечания
1. Для элементов 2-го и 3-го периодов третья операция (без четвертой) сразу приводит к полной электронной формуле.
2. (n – 1)d 10 -Электроны остаются валентными у атомов элементов IB группы.

ПОЛНАЯ ЭЛЕКТРОННАЯ ФОРМУЛА, ВАЛЕНТНАЯ ЭЛЕКТРОННАЯ ФОРМУЛА, СОКРАЩЕННАЯ ЭЛЕКТРОННАЯ ФОРМУЛА, АЛГОРИТМ СОСТАВЛЕНИЯ ЭЛЕКТРОННЫХ ФОРМУЛ АТОМОВ.
1.Составьте валентную электронную формулу атома элемента а) второго периода третьей А группы, б) третьего периода второй А группы, в) четвертого периода четвертой А группы.
2.Составьте сокращенные электронные формулы атомов магния, фосфора, калия, железа, брома и аргона.

За 100 с лишним лет, прошедших с момента открытия естественной системы элементов, было предложено несколько сотен самых разнообразных таблиц, графически отражающих эту систему. Из них, кроме длиннопериодной таблицы, наибольшее распространение имеет так называемая короткопериодная таблица элементов Д. И. Менделеева. Короткопериодная таблица получается из длиннопериодной, если 4-й, 5-й, 6-й и 7-й периоды разрезать перед элементами IB группы, раздвинуть и получившиеся ряды сложить так, как раньше мы складывали периоды. Результат изображен на рисунке 6.24.

Лантаноиды и актиноиды здесь также помещаются под основной таблицей.

В группах этой таблицы собраны элементы, у атомов которых одинаковое число валентных электронов независимо от того, на каких орбиталях находятся эти электроны. Так, элементы хлор (типичный элемент, образующий неметалл; 3s 2 3p 5) и марганец (элемент, образующий металл; 4s 2 3d 5), не обладая подобием электронных оболочек, попадают здесь в одну и ту же седьмую группу. Необходимость различать такие элементы заставляет выделять в группах подгруппы : главные – аналоги А-групп длиннопериодной таблицы и побочные – аналоги В-групп. На рисунке 34 символы элементов главных подгрупп сдвинуты влево, а элементов побочных подгрупп – вправо.
Правда, такое расположение элементов в таблице имеет и свои преимущества, ведь именно числом валентных электронов в первую очередь определяются валентные возможности атома.
Длиннопериодная таблица отражает закономерности электронного строения атомов, сходство и закономерности изменения свойств простых веществ и соединений по группам элементов, закономерное изменение ряда физических величин, характеризующих атомы, простые вещества и соединения по всей системе элементов и многое другое. Короткопериодная таблица в этом отношении менее удобна.

КОРОТКОПЕРИОДНАЯ ТАБЛИЦА, ГЛАВНЫЕ ПОДГРУППЫ, ПОБОЧНЫЕ ПОДГРУППЫ.
1.Преобразуйте построенную вами из естественного ряда элементов длиннопериодную таблицу в короткопериодную. Проведите обратное преобразование.
2.Можно ли составить общую валентную электронную формулу атомов элементов одной группы короткопериодной таблицы? Почему?

Четких границ у атома нет. Что же считать размером изолированного атома? Ядро атома окружено электронной оболочкой, а оболочка состоит из электронных облаков. Размер ЭО характеризуется радиусом r эо. Все облака внешнего слоя имеют примерно одинаковый радиус. Следовательно, размер атома можно охарактеризовать этим радиусом. Он называется орбитальным радиусом атома (r 0).

Значения орбитальных радиусов атомов приведены в приложении 5.
Радиус ЭО зависит от заряда ядра и от того, на какой орбитали находится электрон, образующий это облако. Следовательно, и орбитальный радиус атома зависит от этих же характеристик.
Рассмотрим электронные оболочки атомов водорода и гелия. И в атоме водорода, и в атоме гелия электроны находятся на 1s -АО, и их облака имели бы одинаковые размеры, если бы заряды ядер этих атомов были одинаковы. Но заряд ядра атома гелия в два раза больше, чем заряд ядра атома водорода. По закону Кулона сила притяжения, действующая на каждый из электронов атома гелия, в два раза больше силы притяжения электрона к ядру атома водорода. Следовательно, радиус атома гелия должен быть намного меньше радиуса атома водорода. Так и есть: r 0 (He) / r 0 (H) = 0,291 Е / 0,529 Е 0,55.
У атома лития внешний электрон находится на 2s -АО, то есть, образует облако уже второго слоя. Естественно, что его радиус должен быть больше. Действительно: r 0 (Li) = 1,586 Е.
У атомов остальных элементов второго периода внешние электроны (и 2s , и 2p ) размещаются в том же втором электронном слое, а заряд ядра у этих атомов с увеличением порядкового номера увеличивается. Электроны сильнее притягиваются к ядру, и, естественно, радиусы атомов уменьшаются. Мы могли бы повторить эти рассуждения и для атомов элементов остальных периодов, но с одним уточнением: монотонно уменьшается орбитальный радиус только при заполнении каждого из подуровней.
Но если отвлечься от частностей, то общий характер изменения размеров атомов в системе элементов следующий: с увеличением порядкового номера в периоде орбитальные радиусы атомов уменьшаются, а в группе – увеличиваются. Самый большой атом – атом цезия, а самый маленький – атом гелия, но из атомов элементов, образующих химические соединения (гелий и неон их не образуют), самый маленький – атом фтора.
У большинства атомов элементов, стоящих в естественном ряду после лантаноидов, орбитальные радиусы несколько меньше, чем следовало бы ожидать, опираясь на общие закономерности. Это связано с тем, что между лантаном и гафнием в системе элементов расположены 14 лантаноидов, и, следовательно, заряд ядра атома гафния на 14 е больше, чем у лантана. Поэтому внешние электроны этих атомов притягиваются к ядру сильнее, чем притягивались бы при отсутствии лантаноидов (этот эффект часто называют "лантаноидным сжатием").
Обратите внимание, что при переходе от атомов элементов VIIIA группы к атомам элементов IA группы орбитальный радиус скачкообразно увеличивается. Следовательно, наш выбор первых элементов каждого периода (см. § 7) оказался правильным.

ОРБИТАЛЬНЫЙ РАДИУС АТОМА, ЕГО ИЗМЕНЕНИЕ В СИСТЕМЕ ЭЛЕМЕНТОВ.
1.По данным, приведенным в приложении 5, постройте на миллиметровой бумаге график зависимости орбитального радиуса атома от порядкового номера элемента для элементов с Z от 1 до 40. Длина горизонтальной оси 200 мм, длина вертикальной оси 100 мм.
2.Как можно охарактеризовать вид получившейся ломаной линии?

Если сообщить электрону в атоме дополнительную энергию (как это можно сделать, вы узнаете из курса физики), то электрон может перейти на другую АО, то есть атом окажется в возбужденном состоянии . Это состояние неустойчиво, и электрон почти сразу же вернется в исходное состояние, а избыточная энергия выделится. Но если сообщенная электрону энергия достаточно велика, электрон может совсем оторваться от атома, атом при этом ионизируется , то есть, превращается в положительно заряженный ион (катион ). Энергия, необходимая для этого, называется энергией ионизации атома (E и).

Оторвать электрон от единственного атома и измерить необходимую для этого энергию довольно сложно, поэтому практически определяют и используют молярную энергию ионизации (E и m).

Молярная энергия ионизации показывает, какова наименьшая энергия, которую необходимая для отрыва 1 моля электронов от 1 моля атомов (по одному электрону от каждого атома). Эта величина обычно измеряется в килоджоулях на моль. Значения молярной энергии ионизации первого электрона для большинства элементов приведены в приложении 6.
Как же зависит энергия ионизации атома от положения элемента в системе элементов, то есть, как она изменяется в группе и периоде?
По физическому смыслу энергия ионизации равна работе, которую нужно затратить на преодоление силы притяжения электрона к атому при перемещении электрона из атома на бесконечное от него расстояние.

где q – заряд электрона, Q – заряд катиона, оставшегося после удаления электрона, а r o – орбитальный радиус атома.

И q , и Q – величины постоянные, и можно сделать вывод, что, работа по отрыву электрона А , а вместе с ней и энергия ионизации Е и, обратно пропорциональны орбитальному радиусу атома.
Проанализировав значения орбитальных радиусов атомов различных элементов и соответствующие им значения энергии ионизации, приведенные в приложениях 5 и 6, вы можете убедиться, что зависимость между этими величинами близка к пропорциональной, но несколько от нее отличается. Причина того, что наш вывод не очень хорошо согласуется с экспериментальными данными, в том, что мы воспользовались очень грубой моделью, не учитывающей многих существенных факторов. Но даже эта грубая модель позволила нам сделать правильный вывод о том, что с увеличением орбитального радиуса энергия ионизации атома уменьшается и, наоборот, с уменьшением радиуса – возрастает.
Так как в периоде с увеличением порядкового номера орбитальный радиус атомов уменьшается, то энергия ионизации – возрастает. В группе же с увеличением порядкового номера орбитальный радиус атомов, как правило, увеличивается, а энергия ионизации уменьшается. Наибольшая молярная энергия ионизации – у самых маленьких атомов, атомов гелия (2372 кДж/моль), а из атомов, способных образовывать химические связи, – у атомов фтора (1681 кДж/моль). Наименьшая – у самых больших атомов, атомов цезия (376 кДж/моль). В системе элементов направление увеличения энергии ионизации можно схематически показать так:

В химии важно то, что энергия ионизации характеризует склонность атома к отдаче "своих"электронов: чем больше энергия ионизации, тем менее склонен атом отдавать электроны, и наоборот.

ВОЗБУЖДЕННОНЕ СОСТОЯНИЕ, ИОНИЗАЦИЯ, КАТИОН, ЭНЕРГИЯ ИОНИЗАЦИИ, МОЛЯРНАЯ ЭНЕРГИЯ ИОНИЗАЦИИ, ИЗМЕНЕНИЕ ЭНЕРГИИ ИОНИЗАЦИИ В СИСТЕМЕ ЭЛЕМЕНТОВ.
1.Используя данные, приведенные в приложении 6, определите, какую энергию нужно затратить, чтобы оторвать по одному электрону от всех атомов натрия общей массой 1 г.
2.Используя данные, приведенные в приложении 6, определите, во сколько раз больше энергии нужно затратить для отрыва по одному электрону от всех атомов натрия массой 3 г, чем от всех атомов калия такой же массы. Почему это отношение отличается от отношения молярных энергий ионизации этих же атомов?
3.По данным, приведенным в приложении 6, постройте график зависимости молярной энергии ионизации от порядкового номера для элементов с Z от 1 до 40. Размеры графика те же, что и в задании к предыдущему параграфу. Проследите, соответствует ли этот график выбору "периодов"системы элементов.

Вторая важнейшая энергетическая характеристика атома – энергия сродства к электрону (E с).

На практике, как и в случае энергии ионизации, обычно используют соответствующую молярную величину – молярную энергию сродства к электрону ().

Молярная энергия сродства к электрону показывает, какова энергия, выделяющаяся при присоединении одного моля электронов к одному молю нейтральных атомов (по одному электрону к каждому атому). Как и молярная энергия ионизации, эта величина тоже измеряется в килоджоулях на моль.
На первый взгляд может показаться, что энергия при этом выделяться не должна, ведь атом – это нейтральная частица, и никаких электростатических сил притяжения между нейтральным атомом и отрицательно заряженным электроном нет. Наоборот, приближаясь к атому, электрон, казалось бы, должен отталкиваться от таких же отрицательно заряженных электронов, образующих электронную оболочку. На самом деле это не совсем так. Вспомните, приходилось ли вам когда-либо иметь дело с атомарным хлором. Конечно, нет. Ведь он существует только при очень высоких температурах. Практически не встречается в природе даже более устойчивый молекулярный хлор – при необходимости его приходится получать с помощью химических реакций. А с хлоридом натрия (поваренной солью) вам приходится иметь дело постоянно. Ведь поваренная соль каждый день потребляется человеком с пищей. И в природе она встречается довольно часто. Но ведь в состав поваренной соли входят хлорид-ионы, то есть атомы хлора, присоединившие по одному "лишнему"электрону. Одна из причин этого такой распространенности хлорид-ионов состоит в том, что атомы хлора обладают склонностью к присоединению электронов, то есть при образовании хлорид-ионов из атомов хлора и электронов выделяется энергия.
Одна из причин выделения энергии вам уже известна – она связана с возрастанием симметрии электронной оболочки атома хлора при переходе к однозарядному аниону . При этом, как вы помните, энергия 3p -подуровня уменьшается. Есть и другие более сложные причины.
В связи с тем, что на значение энергии сродства к электрону влияет несколько факторов, характер изменения этой величины в системе элементов значительно более сложный, чем характер изменения энергии ионизации. В этом вы можете убедиться, проанализировав таблицу, приведенную в приложении 7. Но так как значение этой величины определяется, прежде всего, тем же электростатическим взаимодействием, что и значения энергии ионизации, то и изменение ее в системе элементов (по крайней мере в А-группах) в общих чертах сходно с изменением энергии ионизации, то есть энергия сродства к электрону в группе уменьшается, а в периоде – возрастает. Максимальна она у атомов фтора (328 кДж/моль) и хлора (349 кДж/моль). Характер изменения энергии сродства к электрону в системе элементов напоминает характер изменения энергии ионизации, то есть направление увеличения энергии сродства к электрону можно схематически показать так:

2.В том же масштабе по горизонтальной оси, что и в предыдущих заданиях, постройте график зависимости молярной энергии сродства к электрону от порядкового номера для атомов элементов с Z от 1 до 40, используя приложение 7.
3.Какой физический смысл имеют отрицательные значения энергии сродства к электрону?
4.Почему из всех атомов элементов 2-го периода отрицательные значения молярной энергии сродства к электрону имеют только бериллий, азот и неон?

Вы уже знаете, что склонность атома отдавать свои и присоединять чужие электроны зависит от его энергетических характеристик (энергии ионизации и энергии сродства к электрону). Какие же атомы более склонны отдавать свои электроны, а какие – принимать чужие?
Для ответа на этот вопрос сведем в таблицу 15 все, что нам известно об изменении этих склонностей в системе элементов.

Таблица 15. Изменение склонности атомов к отдаче своих и присоединению чужих электронов