Допомога по Теле2, тарифи, питання

6.6. Особливості електронної будови атомів хрому, міді та деяких інших елементів

Якщо ви уважно переглянули додаток 4, то, мабуть, помітили, що деякі атоми елементів послідовність заповнення електронами орбіталей порушується. Іноді ці порушення називають "виключеннями", але це не так - винятків із законів Природи не буває!

Першим елементом із таким порушенням є хром. Розглянемо докладніше її електронну будову (рис. 6.16 а). У атома хрому на 4 s-Підрівні не два, як цього слід було б очікувати, а тільки один електрон. Зате на 3 d-підрівні п'ять електронів, адже цей підрівень заповнюється після 4 s-підрівня (див. рис. 6.4). Щоб зрозуміти, чому так відбувається, подивимося, що являють собою електронні хмари. d-підрівня цього атома.

Кожна з п'яти 3 d-Хмар у цьому випадку утворено одним електроном. Як ви вже знаєте з § 4 цього розділу, загальна електронна хмара таких п'яти електронів має кулясту форму, або, як то кажуть, сферично симетричну. За характером розподілу електронної щільності за різними напрямками воно схоже на 1 s-ЕО. Енергія підрівня, електрони якого утворюють таку хмару, виявляється меншою, ніж у разі менш симетричної хмари. У цьому випадку енергія орбіталей 3 d-підрівня дорівнює енергії 4 s-орбіталі. При порушенні симетрії, наприклад, у разі шостого електрона, енергія орбіталей 3 d-підрівня знову стає більше, ніж енергія 4 s-орбіталі. Тому в атома марганцю знову з'являється другий електрон на 4 s-АТ.
Сферичною симетрією має загальну хмару будь-якого рівня, заповненого електронами як наполовину, так і повністю. Зменшення енергії в цих випадках носить загальний характер і не залежить від того, наполовину або повністю заповнений електронами будь-який підрівень. А якщо так, то наступне порушення ми повинні шукати в атома, в електронну оболонку якого останнім "приходить" дев'ятий. d-електрон. В атома міді на 3 d-підрівні 10 електронів, а на 4 s-підрівні лише один (рис. 6.16 б).
Зменшення енергії орбіталей повністю або наполовину заповненого підрівня є причиною цілого ряду важливих хімічних явищ, з деякими з яких ви ще познайомитеся.

У хімії властивості ізольованих атомів, як правило, не вивчаються, оскільки майже всі атоми, входячи до складу різних речовин, утворюють хімічні зв'язки. Хімічні зв'язки утворюються за умови взаємодії електронних оболонок атомів. У всіх атомів (крім водню) в утворенні хімічних зв'язків беруть участь не всі електрони: у бору – три електрони з п'яти, у вуглецю – чотири з шести, а, наприклад, у барію – два з п'ятдесяти шести. Ці "активні" електрони називаються валентними електронами.

Іноді валентні електрони плутають з зовнішнімиелектронами, а це не одне й те саме.

Електронні хмари зовнішніх електронів мають максимальний радіус (та максимальне значення головного квантового числа).

Саме зовнішні електрони беруть участь в утворенні зв'язку в першу чергу, хоча б тому, що при зближенні атомів електронні хмари, утворені цими електронами, приходять перш за все. Але разом із ними участь у освіті зв'язку може брати і частина електронів попереднього(передостаннього) шару, але тільки в тому випадку, якщо вони мають енергію, що не сильно відрізняється від енергії зовнішніх електронів. І ті, й інші електрони атома є валентними. (У лантаноїдів та актиноїдів валентними є навіть деякі "попередні" електрони)
Енергія валентних електронів набагато більша, ніж енергія інших електронів атома, а один від одного валентні електрони за енергією відрізняються істотно менше.
Зовнішні електрони – завжди валентні лише тому випадку, якщо атом взагалі може утворювати хімічні зв'язку. Так, обидва електрони атома гелію - зовнішні, але назвати їх валентними не можна, тому що атом гелію взагалі ніяких хімічних зв'язків не утворює.
Валентні електрони займають валентні орбіталі, які у свою чергу утворюють валентні підрівні.

Як приклад, розглянемо атом заліза, електронна конфігурація якого показана на рис. 6.17. З електронів атома заліза максимальне головне квантове число ( n= 4) мають лише два 4 s-Електрона. Отже, саме вони є зовнішніми електронами цього атома. Зовнішні орбіталі атома заліза – всі орбіталі з n= 4, а зовнішні підрівні – всі підрівні, що утворюються цими орбіталями, тобто 4 s-, 4p-, 4d- і 4 f-ЕПУ.
Зовнішні електрони – завжди валентні, отже, 4 s-Електрони атома заліза - валентні електрони. А якщо так, то і 3 d-Електрони, що мають трохи більшу енергію, також будуть валентними. На зовнішньому рівні атома заліза крім 4 s-АТ є ще вільні 4 p-, 4d- і 4 f-АТ. Всі вони зовнішні, але валентні серед них лише 4 р-АТ, оскільки енергія інших орбіталей значно більше, і поява електронів цих орбіталях для атома заліза не выгодно.

Отже, у атома заліза
зовнішній електронний рівень – четвертий,
зовнішні підрівні – 4 s-, 4p-, 4d- і 4 f-ЕПУ,
зовнішні орбіталі – 4 s-, 4p-, 4d- і 4 f-АТ,
зовнішні електрони – два 4 s-електрона (4 s 2),
зовнішній електронний шар - четвертий,
зовнішня електронна хмара – 4 s-ЕО
валентні підрівні – 4 s-, 4p-, і 3 d-ЕПУ,
валентні орбіталі – 4 s-, 4p-, і 3 d-АТ,
валентні електрони – два 4 s-електрона (4 s 2) та шість 3 d-електронів (3 d 6).

Валентні підрівні можуть бути заповнені електронами частково або повністю, а можуть взагалі залишатися вільними. Зі збільшенням заряду ядра зменшуються значення енергії всіх підрівнів, але через взаємодію електронів між собою енергія різних підрівнів зменшується з різною "швидкістю". Енергія повністю заповнених d- І f-Підрівнів зменшується настільки сильно, що вони перестають бути валентними.

Як приклад розглянемо атоми титану та миш'яку (рис. 6.18).

У разі атома титану 3 d-ЕПУ заповнений електронами тільки частково, і його енергія більша, ніж 4 s-ЕПУ, а 3 d-Електрони є валентними. У атома миш'яку 3 d-ЕПУ повністю заповнений електронами, і його енергія суттєво менше енергії. s-ЕПУ, і, отже, 3 d-Електрони не є валентними.
У наведених прикладах ми аналізували валентну електронну конфігураціюатомів титану та миш'яку.

Валентна електронна конфігурація атома зображається як валентної електронної формули, або у вигляді енергетичної діаграми валентних рівнів.

ВАЛЕНТНІ ЕЛЕКТРОНИ, ЗОВНІШНІ ЕЛЕКТРОНИ, ВАЛЕНТНІ ЕПУ, ВАЛЕНТНІ АТ, ВАЛЕНТНА ЕЛЕКТРОННА КОНФІГУРАЦІЯ АТОМА, ВАЛЕНТНА ЕЛЕКТРОННА ФОРМУЛА, ДІАГРАМ.

1.На складених вами енергетичних діаграмах та в повних електронних формулах атомів Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl, Ar вкажіть зовнішні та валентні електрони. Складіть валентні електронні формули цих атомів. На енергетичних діаграмах виділіть частини, що відповідають енергетичним діаграмам валентних рівнів.
2.Що спільного між електронними конфігураціями атомів а) Li і Na, В і Al, O і S, Ne та Ar; б) Zn та Mg, Sc та Al, Cr та S, Ti та Si; в) H та He, Li та O, K та Kr, Sc та Ga. У чому їх розходження
3. Скільки валентних підрівень в електронній оболонці атома кожного з елементів: а) водню, гелію та літію, б) азоту, натрію та сірки, в) калію, кобальту та германію
4. Скільки валентних орбіталей заповнено повністю у атома а) бору, б) фтору, в) натрію?
5. Скільки орбіталей з неспареним електроному атома а) бору, б) фтору, в) заліза
6. Скільки вільних зовнішніх орбіталей у атома марганцю? А скільки вільних валентних?
7.До наступного заняття підготуйте смужку паперу шириною 20 мм, розділіть її на клітини (20 - 20 мм), і нанесіть на цю смужку природний ряд елементів (від водню до мейтнерію).
8.У кожній клітинці помістіть символ елемента, його порядковий номер та валентну електронну формулу, як показано на рис. 6.19 (скористайтесь додатком 4).

В основу систематизації хімічних елементів покладено природний ряд елементів. і принцип подібності електронних оболонокїх атомів.
З природним рядом хімічних елементів ви вже знайомі. Тепер познайомимося із принципом подібності електронних оболонок.
Розглядаючи валентні електронні формули атомів в ЕРЕ, легко виявити, що деякі атоми відрізняються лише значеннями головного квантового числа. Наприклад, 1 s 1 у водню, 2 s 1 у літію, 3 s 1 у натрію і т. д. Або 2 s 2 2p 5 у фтору, 3 s 2 3p 5 у хлору, 4 s 2 4p 5 у брому і т. д. Це означає, що зовнішні області хмар валентних електронів таких атомів формою дуже схожі і відрізняються тільки розмірами (і, звичайно, електронною щільністю). А якщо так, то електронні хмари таких атомів та відповідні їм валентні конфігурації можна назвати подібними. Для атомів різних елементів із подібними електронними конфігураціями ми можемо записати загальні валентні електронні формули: ns 1 у першому випадку та ns 2 np 5 у другому. Рухаючись природним рядом елементів, можна знайти й інші групи атомів з подібними валентними конфігураціями.
Таким чином, у природному ряді елементів регулярно зустрічаються атоми з подібними валентними електронними конфігураціями. Це і є принцип подібності електронних оболонок.
Спробуймо виявити вид цієї регулярності. Для цього скористаємось зробленим вами природним рядом елементів.

ЕРЕ починається з водню, валентна електронна формула якого 1 s 1 . У пошуках подібних валентних конфігурацій розріжемо природний ряд елементів перед елементами із загальною валентною електронною формулою ns 1 (тобто перед літієм, перед натрієм і т. д.). Ми отримали так звані "періоди" елементів. Складемо "періоди", що виходять так, щоб вони стали рядками таблиці (див. рис. 6.20). В результаті подібні електронні конфігурації будуть лише у атомів перших двох стовпців таблиці.

Спробуємо досягти подібності валентних електронних конфігурацій та інших стовпцях таблиці. Для цього виріжемо з 6-го та 7-го періодів елементи з номерами 58 – 71 та 90 –103 (у них відбувається заповнення 4 f- і 5 f-Підрівнів) і помістимо їх під таблицею. Символи інших елементів посунемо по горизонталі так, як це показано на малюнку. Після цього у атомів елементів, що стоять в одній колонці таблиці, вийдуть подібні валентні конфігурації, які можна виразити загальними валентними електронними формулами: ns 1 , ns 2 , ns 2 (n–1)d 1 , ns 2 (n–1)d 2 і так далі до ns 2 np 6 . Усі відхилення від загальних валентних формул пояснюються тими самими причинами, що й у разі хрому та міді (див. параграф 6.6).

Як бачите, використавши ЕРЕ та застосувавши принцип подібності електронних оболонок, нам вдалося систематизувати хімічні елементи. Така система хімічних елементів називається природною, оскільки заснована виключно на законах природи. Отримана нами таблиця (рис. 6.21) є одним із способів графічного зображення природної системи елементів і називається довгооперіодною таблицею хімічних елементів.

ПРИНЦИП ПОДОБІЯ ЕЛЕКТРОННИХ ОБОЛОЧОК, ПРИРОДНА СИСТЕМА ХІМІЧНИХ ЕЛЕМЕНТІВ ("ПЕРІОДИЧНА" СИСТЕМА), ТАБЛИЦЯ ХІМІЧНИХ ЕЛЕМЕНТІВ.

Ознайомимося докладніше із структурою довгооперіодної таблиці хімічних елементів.
Рядки цієї таблиці, як ви вже знаєте, називаються "періодами" елементів. Періоди нумеруються арабськими цифрами від 1 до 7. У першому періоді лише два елементи. Другий і третій періоди, що містять по вісім елементів, називаються короткимиперіодами. Четвертий та п'ятий періоди, що містять по 18 елементів, називаються довгимиперіодами. Шостий та сьомий періоди, що містять по 32 елементи, називаються наддовгимиперіодами.
Стовпці цієї таблиці називаються групамиелементів. Номери груп позначаються римськими цифрами з латинськими літерами А чи У.
Елементи деяких груп мають свої загальні (групові) назви: елементи ІА групи (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) – лужні елементи(або елементи лужних металів); елементи IIA групи (Ca, Sr, Ba та Ra) – лужноземельні елементи(або елементи лужноземельних металів)(назва "лужні метали" та лужноземельні метали" відносяться до простих речовин, утворених відповідними елементами і не повинні використовуватися як назви груп елементів); елементи VIA групи (O, S, Se, Te, Po) – халькогени, елементи групи VIIA (F, Cl, Br, I, At) – галогени, елементи VIIIA групи (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn) – елементи благородних газів.(Традиційна назва "шляхетні гази" також відноситься до простих речовин)
Елементи, що виносяться в нижню частину таблиці, з порядковими номерами 58 – 71 (Ce – Lu) називаються лантаноїди("наступні за лантаном"), а елементи з порядковими номерами 90 - 103 (Th - Lr) - актиноїди("наступні за актинієм"). Існує варіант довгоперіодної таблиці, в якому лантаноїди та актиноїди не вирізаються з ЕРЕ, а залишаються на своїх місцях у наддовгих періодах. Таку таблицю іноді називають наддовгоперіодний.
Довгоперіодна таблиця ділиться на чотири блоку(або секції).
s-Блоквключає елементи IA та IIA-груп із загальними валентними електронними формулами ns 1 та ns 2 (s-елементи).
р-Блоквключає елементи з IIIA по VIIIA групу із загальними валентними електронними формулами від ns 2 np 1 до ns 2 np 6 (p-елементи).
d-Блоквключає елементи з IIIB по IIB групу із загальними валентними електронними формулами від ns 2 (n–1)d 1 до ns 2 (n–1)d 10 (d-елементи).
f-Блоквключає лантаноїди та актиноїди ( f-елементи).

Елементи s- І p-блоків утворюють А-групи, а елементи d-Блоку - В-групи системи хімічних елементів. Усе f-Елементи формально входять до IIIB групи.
Елементи першого періоду – водень та гелій – є s-елементами і можуть бути поміщені в ІА та ІІА групи. Але гелій частіше поміщають у VIIIA групу як елемент, яким закінчується період, що повністю відповідає його властивостям (гелій, як і всі інші прості речовини, що утворюються елементами цієї групи, – благородний газ). Водень часто поміщають у VIIA групу, оскільки за своїми властивостями він істотно ближче до галогенів, ніж до лужних елементів.
Кожен із періодів системи починається з елемента, що має валентну конфігурацію атомів ns 1 , оскільки саме з цих атомів починається формування чергового електронного шару і закінчується елементом з валентною конфігурацією атомів ns 2 np 6 (крім першого періоду). Це дозволяє легко виділити на енергетичній діаграмі групи підрівнів, що заповнюються електронами в атомів кожного періоду (рис. 6.22). Виконайте цю роботу з усіма підрівнями, зображеними на зробленій вами копії малюнка 6.4. Виділені на малюнку 6.22 підрівні (крім повністю заповнених d- І f-підрівнів) є валентними для атомів всіх елементів цього періоду.
Поява у періодах s-, p-, d- або f-елементів повністю відповідає послідовності заповнення s-, p-, d- або f-Підрівнів електронами. Ця особливість системи елементів дозволяє, знаючи період і групу, до яких входить даний елемент, відразу ж записати його валентну електронну формулу.

ДОВЖИНОПЕРІОДНА ТАБЛИЦЯ ХІМІЧНИХ ЕЛЕМЕНТІВ, БЛОКИ, ПЕРІОДИ, ГРУПИ, лужні елементи, лужноземельні елементи, халькогени, галогени, елементи, елементи, елементи, елементи, елементи, елементи.
Запишіть загальні валентні електронні формули атомів елементів а) IVA та IVB груп; б) IIIA та VIIB груп?
2. Що спільного між електронними конфігураціями атомів елементів А та В груп? Чим вони різняться?
3.Скільки груп елементів входить до а) s-Блок, б) р-Блок, в) d-Блок?
4. Продовжіть малюнок 30 у бік збільшення енергії підрівнів та виділіть групи підрівнів, що заповнюються електронами у 4-му, 5-му та 6-му періодах.
5. Перерахуйте валентні підрівні атомів а) кальцію, б) фосфору, в) титану, г) хлору, д) натрію. 6.Сформулюйте, чим відрізняються один від одного s-, p- та d-елементи.
7.Поясніть, чому приналежність атома до будь-якого елемента визначається числом протонів у ядрі, а чи не масою цього атома.
8.Для атомів літію, алюмінію, стронцію, селену, заліза та свинцю складіть валентні, повні та скорочені електронні формули та зобразіть енергетичні діаграми валентних підрівнів. 9. Атомам яких елементів відповідають такі валентні електронні формули: 3 s 1 , 4s 1 3d 1 , 2s 2 2 p 6 , 5s 2 5p 2 , 5s 2 4d 2 ?

Для різних цілей потрібно знати або повну, або валентну конфігурацію атома. Кожна з цих електронних конфігурацій може бути як формулою, і енергетичної діаграмою. Тобто, повна електронна конфігурація атомавиражається повною електронною формулою атома, або повною енергетичною діаграмою атома. В свою чергу, валентна електронна конфігурація атомавиражається валентною(або, як її часто називають, " короткою ") електронною формулою атома, або діаграмою валентних підрівень атома(Рис. 6.23).

Раніше ми складали електронні формули атомів, використовуючи порядкові номери елементів. При цьому ми визначали послідовність заповнення підрівнів електронами за енергетичною діаграмою: 1 s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7sі так далі. І тільки записавши повну електронну формулу, ми могли записати валентну формулу.
Валентну електронну формулу атома, яка найчастіше використовується, зручніше записувати, виходячи з положення елемента в системі хімічних елементів, за координатами період – група.
Розглянемо докладно, як це робиться для елементів s-, p- І d-Блоків.
Для елементів s-Балка валентна електронна формула атома складається з трьох символів. Загалом її можна записати так:

На першому місці (на місці великої клітини) ставиться номер періоду (рівний головному квантовому числу цих s-електронів), але в третьому (у верхньому індексі) – номер групи (рівний числу валентних електронів). Взявши як приклад атом магнію (3-й період, IIA група), отримаємо:

Для елементів p-Балка валентна електронна формула атома складається з шести символів:

Тут дома великих клітин також ставиться номер періоду (рівний головному квантовому числу цих s- І p-електронів), а номер групи (рівний числу валентних електронів) виявляється рівним сумі верхніх індексів. Для атома кисню (2-й період, VIA група) отримаємо:

2s 2 2p 4 .

Валентну електронну формулу більшості елементів d-Блок можна записати так:

Як і попередніх випадках, тут замість першої клітини ставиться номер періоду (рівний головному квантовому числу цих s-Електронів). Число у другій клітинці виявляється на одиницю менше, тому що на одиницю менше головне квантове число цих d-електронів. Номер гурту тут теж дорівнює сумііндексів Приклад – валентна електронна формула титану (4-й період, IVB група): 4 s 2 3d 2 .

Номер групи дорівнює сумі індексів і для елементів VIB групи, але у них, як ви пам'ятаєте, на валентному s-підрівні всього один електрон, і загальна валентна електронна формула ns 1 (n–1)d 5 . Тому валентна електронна формула, наприклад, молібдену (5-й період) – 5 s 1 4d 5 .
Також просто скласти валентну електронну формулу будь-якого елемента IB групи, наприклад, золота (6-й період)>– >6 s 1 5d 10 , але в цьому випадку слід пам'ятати, що d- електрони в атомів елементів цієї групи ще залишаються валентними, і частина їх може брати участь у освіті хімічних зв'язків.
Загальна валентна електронна формула атомів елементів групи IIB – ns 2 (n – 1)d 10 . Тому валентна електронна формула, наприклад, атома цинку – 4 s 2 3d 10 .
Загальним правилампідпорядковуються і валентні електронні формули елементів першої тріади (Fe, Co та Ni). У заліза елемента VIIIB групи валентна електронна формула 4 s 2 3d 6 . У атома кобальту – на один d-електрон більше (4 s 2 3d 7), а атом нікелю – на два (4 s 2 3d 8).
Користуючись цими правилами написання валентних електронних формул, не можна скласти електронні формули атомів деяких d-елементів (Nb, Ru, Rh, Pd, Ir, Pt), так як у них за рахунок прагнення високосиметричних електронних оболонок заповнення електронами валентних підрівнів має деякі додаткові особливості.
Знаючи валентну електронну формулу, можна записати повну електронну формулу атома (див. далі).
Часто замість громіздких повних електронних формул записують скорочені електронні формулиатомів. Для їх складання в електронній формулі виділяють усі електрони атома крім валентних, поміщають їх символи у квадратні дужки та частину електронної формули, що відповідає електронній формулі атома останнього елемента попереднього періоду (елемента, що утворює благородний газ), замінюють символом цього атома.

Приклади електронних формул різних типів наведено у таблиці 14.

Таблиця 14 Приклади електронних формул атомів

Алгоритм складання електронних формул атомів (на прикладі атома йоду)

Примітки
1. Для елементів 2-го та 3-го періодів третя операція (без четвертої) одразу призводить до повної електронної формули.
2. (n – 1)d 10 Електрони залишаються валентними у атомів елементів IB групи.

ПОВНА ЕЛЕКТРОННА ФОРМУЛА, ВАЛЕНТНА ЕЛЕКТРОННА ФОРМУЛА, СКОРОЧЕНА ЕЛЕКТРОННА ФОРМУЛА, АЛГОРИТМ СКЛАДАННЯ ЕЛЕКТРОННИХ ФОРМУЛ АТОМІВ.
1.Складіть валентну електронну формулу атома елемента а) другого періоду третьої групи А, б) третього періоду другої групи, в) четвертого періоду четвертої групи.
2.Складіть скорочені електронні формули атомів магнію, фосфору, калію, заліза, брому та аргону.

За 100 з лишком років, що минули з моменту відкриття природної системи елементів, було запропоновано кілька сотень найрізноманітніших таблиць, що графічно відображають цю систему. З них, крім довгооперіодної таблиці, найбільшого поширення має так звана короткоперіодна таблиця елементів Д. І. Менделєєва. Короткоперіодна таблиця виходить з довгоперіодної, якщо 4-й, 5-й, 6-й і 7-й періоди розрізати перед елементами IB групи, розсунути і ряди, що вийшли, скласти так, як раніше ми складали періоди. Результат зображено малюнку 6.24.

Лантаноїди та актиноїди тут також містяться під основною таблицею.

В групахцієї таблиці зібрані елементи, в атомів яких однакове число валентних електронівнезалежно від цього, яких орбіталях перебувають ці електрони. Так, елементи хлор (типовий елемент, що утворює неметал; 3 s 2 3p 5) і марганець (елемент, що утворює метал; 4) s 2 3d 5), не володіючи подобою електронних оболонок, потрапляють тут в одну й ту саму сьому групу. Необхідність розрізняти такі елементи змушує виділяти у групах підгрупи: головні– аналоги А-груп довгоперіодної таблиці та побічні- аналоги В-груп. На малюнку 34 символи елементів головних підгруп зсунуті вліво, а елементів побічних підгруп – праворуч.
Щоправда, таке розташування елементів у таблиці має свої переваги, адже саме числом валентних електронів насамперед визначаються валентні можливості атома.
Довгоперіодна таблиця відображає закономірності електронної будови атомів, подібність та закономірності зміни властивостей простих речовин і сполук за групами елементів, закономірна зміна низки фізичних величин, що характеризують атоми, прості речовини та сполуки по всій системі елементів та багато іншого. Короткоперіодна таблиця у цьому відношенні менш зручна.

КОРОТКОПЕРІОДНА ТАБЛИЦЯ, ГОЛОВНІ ПІДГРУПИ, ПОБОЧНІ ПІДГРУПИ.
1. Перетворіть побудовану вами з природного ряду елементів довгоперіодну таблицю на короткоперіодну. Проведіть зворотне перетворення.
2. Чи можна скласти загальну валентну електронну формулу атомів елементів однієї групи короткоперіодної таблиці? Чому?

Чітких кордонів атома немає. Що ж вважати за розміром ізольованого атома? Ядро атома оточене електронною оболонкою, а оболонка складається з електронних хмар. Розмір ЕО характеризується радіусом rео. Усі хмари зовнішнього шару мають приблизно однаковий радіус. Отже, розмір атома можна охарактеризувати цим радіусом. Він називається орбітальним радіусом атома(r 0).

Значення орбітальних радіусів атомів наведено у додатку 5.
Радіус ЕО залежить від заряду ядра і від того, на якій орбіталі знаходиться електрон, що утворює цю хмару. Отже, і орбітальний радіус атома залежить від цих характеристик.
Розглянемо електронні оболонки атомів водню та гелію. І в атомі водню, і в атомі гелію електрони знаходяться на 1 s-АТ, та його хмари мали б однакові розміри, якби заряди ядер цих атомів були однакові. Але заряд ядра атома гелію вдвічі більший, ніж заряд ядра атома водню. За законом Кулона сила тяжіння, що діє на кожен з електронів атома гелію, вдвічі більша за силу тяжіння електрона до ядра атома водню. Отже, радіус атома гелію має бути набагато меншим за радіус атома водню. Так і є: r 0 (He) / r 0(H) = 0,291 Е/0,529 Е 0,55.
У атома літію зовнішній електрон знаходиться на 2 s-АТ, тобто утворює хмару вже другого шару. Природно, що його радіус має бути більшим. Дійсно: r 0(Li) = 1,586 Е.
У атомів інших елементів другого періоду зовнішні електрони (2 s, і 2 p) розміщуються у тому самому другому електронному шарі, а заряд ядра у цих атомів зі збільшенням порядкового номера збільшується. Електрони сильніше притягуються до ядра, і, звичайно, радіуси атомів зменшуються. Ми могли б повторити ці міркування й у атомів елементів інших періодів, але з одним уточненням: монотонно зменшується орбітальний радіус лише за заповненні кожного з подуровней.
Але якщо відволіктися від частковостей, то загальний характер зміни розмірів атомів у системі елементів наступний: зі збільшенням порядкового номера в періоді орбітальні радіуси атомів зменшуються, а в групі – збільшуються. Найбільший атом - атом цезію, а найменший - атом гелію, але з атомів елементів, що утворюють хімічні сполуки (гелій і неон їх не утворюють), найменший - атом фтору.
У більшості атомів елементів, що стоять у природному ряду після лантаноїдів, орбітальні радіуси дещо менші, ніж слід очікувати, спираючись на загальні закономірності. Це пов'язано з тим, що між лантаном та гафнієм у системі елементів розташовані 14 лантаноїдів, і, отже, заряд ядра атома гафнію на 14 ебільше, ніж у лантан. Тому зовнішні електрони цих атомів притягуються до ядра сильніше, ніж притягувалися б за відсутності лантаноїдів (цей ефект часто називають "лантаноїдним стисненням").
Зверніть увагу, що при переході від атомів елементів групи VIIIA до атомів елементів групи IA групи орбітальний радіус стрибкоподібно збільшується. Отже, вибір перших елементів кожного періоду (див. § 7) виявився правильним.

ОРБІТАЛЬНИЙ РАДІУС АТОМА, ЙОГО ЗМІНА В СИСТЕМІ ЕЛЕМЕНТІВ.
1.За даними, наведеними в додатку 5, побудуйте на міліметровому папері графік залежності орбітального радіусу атома від порядкового номера елемента для елементів з Zвід 1 до 40. Довжина горизонтальної осі 200 мм, довжина вертикальної осі 100 мм.
2.Як можна охарактеризувати вигляд ламаної лінії, що вийшла?

Якщо повідомити електрону в атомі додаткову енергію (як це можна зробити, ви дізнаєтеся з курсу фізики), то електрон може перейти на іншу АТ, тобто атом виявиться збудженому стані. Цей стан нестійкий, і електрон майже відразу ж повернеться у вихідний стан, а надмірна енергія виділиться. Але якщо повідомлена електрону енергія досить велика, електрон може зовсім відірватися від атома, атом у своїй іонізується, тобто, перетворюється на позитивно заряджений іон ( катіон). Енергія, необхідна для цього, називається енергією іонізації атома(Eі).

Відірвати електрон від єдиного атома та виміряти необхідну для цього енергію досить складно, тому практично визначають та використовують молярну енергію іонізації(E та m).

Молярна енергія іонізації показує, якою є найменша енергія, яку необхідна для відриву 1 моля електронів від 1 моля атомів (по одному електрону від кожного атома). Ця величина зазвичай вимірюється у кілоджоулях на моль. Значення молярної енергії іонізації першого електрона більшості елементів наведені у додатку 6.
Як залежить енергія іонізації атома від положення елемента в системі елементів, тобто, як вона змінюється в групі і періоді?
За фізичним змістом енергія іонізації дорівнює роботі, яку потрібно витратити на подолання сили тяжіння електрона до атома при переміщенні електрона з атома на відстань.

де q- Заряд електрона, Q- Заряд катіону, що залишився після видалення електрона, а r o – орбітальний радіус атома.

І q, і Q– величини постійні, і можна зробити висновок, що робота з відриву електрона А, а разом із нею і енергія іонізації Еі, навпаки, пропорційні орбітальному радіусу атома.
Проаналізувавши значення орбітальних радіусів атомів різних елементів та відповідні їм значення енергії іонізації, наведені в додатках 5 і 6, ви можете переконатися, що залежність між цими величинами близька до пропорційної, але трохи відрізняється від неї. Причина того, що наш висновок не дуже добре узгоджується з експериментальними даними, у тому, що ми скористалися дуже грубою моделлю, яка не враховує багато суттєвих факторів. Але навіть ця груба модель дозволила нам зробити правильний висновок про те, що зі збільшенням орбітального радіусу енергія іонізації атома зменшується і, навпаки, зі зменшенням радіусу – зростає.
Оскільки у періоді зі збільшенням порядкового номера орбітальний радіус атомів зменшується, то енергія іонізації – зростає. У групі зі збільшенням порядкового номера орбітальний радіус атомів, як правило, збільшується, а енергія іонізації зменшується. Найбільша молярна енергія іонізації – у найменших атомів, атомів гелію (2372 кДж/моль), та якщо з атомів, здатних утворювати хімічні зв'язку, – у атомів фтору (1681 кДж/моль). Найменша – у найбільших атомів, атомів цезію (376 кДж/моль). У системі елементів напрямок збільшення енергії іонізації можна схематично показати так:

У хімії важливо те, що енергія іонізації характеризує схильність атома до віддачі "своїх" електронів: що більше енергія іонізації, то менш схильний атом віддавати електрони, і навпаки.

ПОБУДЕНИЙ СТАН, ІОНІЗАЦІЯ, КАТІОН, ЕНЕРГІЯ ІОНІЗАЦІЇ, МОЛЯРНА ЕНЕРГІЯ ІОНІЗАЦІЇ, ЗМІНА ЕНЕРГІЇ ІОНІЗАЦІЇ В СИСТЕМІ ЕЛЕМЕНТІВ.
1. Використовуючи дані, наведені у додатку 6, визначте, яку енергію потрібно витратити, щоб відірвати по одному електрону від усіх атомів натрію загальною масою 1 г.
2. Використовуючи дані, наведені в додатку 6, визначте, у скільки разів більше енергії потрібно витратити для відриву по одному електрону від усіх атомів натрію масою 3 г, ніж від усіх атомів калію такої самої маси. Чому це відношення відрізняється від відношення молярних енергій іонізації цих атомів?
3.За даними, наведеними в додатку 6, побудуйте графік залежності молярної енергії іонізації від порядкового номера для елементів з Zвід 1 до 40. Розміри графіка ті ж, що й у завданні до попереднього параграфа. Простежте, чи відповідає цей графік вибору "періодів" системи елементів.

Друга найважливіша енергетична характеристика атома енергія спорідненості з електроном(Eс).

Насправді, як й у разі енергії іонізації, зазвичай використовують відповідну молярну величину – молярну енергію спорідненості до електрона().

Молярна енергія спорідненості з електроном показує, яка енергія, що виділяється при приєднанні одного моля електронів до одного молю нейтральних атомів (по одному електрону до кожного атома). Як і молярна енергія іонізації, ця величина також вимірюється в кілоджоулях на моль.
На перший погляд може здатися, що енергія при цьому виділятися не повинна, адже атом – це нейтральна частка, і жодних електростатичних сил тяжіння між нейтральним атомом та негативно зарядженим електроном немає. Навпаки, наближаючись до атома, електрон, здавалося б, повинен відштовхуватися від таких негативно заряджених електронів, що утворюють електронну оболонку. Насправді, це не зовсім так. Згадайте, чи доводилося вам коли-небудь мати справу з атомарним хлором. Звичайно, ні. Адже він існує лише за дуже високих температур. Майже не зустрічається у природі навіть більш стійкий молекулярний хлор – за необхідності його доводиться одержувати з допомогою хімічних реакцій. А з хлоридом натрію (кухонною сіллю) вам доводиться мати справу постійно. Адже кухонна сіль щодня споживається людиною з їжею. І у природі вона зустрічається досить часто. Але ж до складу кухонної солі входять хлорид-іони, тобто атоми хлору, що приєднали по одному "зайвому" електрону. Одна з причин такої поширеності хлорид-іонів полягає в тому, що атоми хлору мають схильність до приєднання електронів, тобто при утворенні хлорид-іонів з атомів хлору та електронів виділяється енергія.
Одна з причин виділення енергії вам вже відома – вона пов'язана із зростанням симетрії електронної оболонки атома хлору під час переходу до однозарядного. аніону. При цьому, як ви пам'ятаєте, 3 p-підрівня зменшується. Є й інші складніші причини.
У зв'язку з тим, що значення енергії спорідненості до електрону впливає кілька чинників, характер зміни цієї величини у системі елементів значно складніший, ніж характер зміни енергії іонізації. У цьому ви можете переконатися, проаналізувавши таблицю, наведену в додатку 7. Але так як значення цієї величини визначається, перш за все, тим самим електростатичним взаємодією, що і значення енергії іонізації, то зміна її в системі елементів (принаймні в А- групах) загалом подібно до зміни енергії іонізації, тобто енергія спорідненості до електрону групи зменшується, а періоді – зростає. Максимальна вона у атомів фтору (328 кДж/моль) та хлору (349 кДж/моль). Характер зміни енергії спорідненості до електрона в системі елементів нагадує характер зміни енергії іонізації, тобто напрямок збільшення енергії спорідненості до електрона можна схематично показати так:

2.В тому ж масштабі по горизонтальній осі, що і в попередніх завданнях, побудуйте графік залежності молярної енергії спорідненості до електрона від порядкового номера для атомів елементів з Zвід 1 до 40, використовуючи додаток 7.
3. Який фізичний сенс мають негативні значення енергії спорідненості з електроном?
4.Чому з усіх атомів елементів 2-го періоду негативні значення молярної енергії спорідненості до електрона мають лише берилій, азот та неон?

Ви вже знаєте, що схильність атома віддавати свої та приєднувати чужі електрони залежить від його енергетичних характеристик (енергії іонізації та енергії спорідненості до електрона). Які ж атоми більш схильні віддавати свої електрони, а які приймати чужі?
Для відповіді це запитання зведемо в таблицю 15 усе, що відомо про зміні цих схильностей у системі елементів.

Таблиця 15. Зміна схильності атомів до віддачі своїх та приєднання чужих електронів