Лекция 3-2009 Электронная структура атомов и периоди­ческая система элементов

Вид материала

Лекция

Содержание Принцип Паули 2. Заполнение электронами энергетических подуровней 3. Максимальное число электронов на энергетических уровнях Стабильное и возбужденное состояние электрона Наиболее устойчивое состояние электрона в атоме соответствует минимальному возможному значению его энергии. 4. Правило Хунда 7. Первое правило Клечковского 8. Переходные d–элементы, второе правило Клечковского 4р(n = 4) и, нако­нец, подуровень 5s (n Размеры атомов и ионов Энергия ионизации и сродство к электрону.

Подобный материал:

• План лекций по общей химии для студентов 1 курса лечебного, педиатрического и медико-профилактического, 26.46kb.
• Закон и Периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева на основе представлений, 132.86kb.
• Лекция: Строение атомов элементов, 214.53kb.
• Рис. Электронная плотность атомов молекулы, 57.21kb.
• Металлы побочных подгрупп характеристика переходных элементов – меди, хрома, железа, 231.82kb.
• Химических элементов Д. И. Менделеева, 32.78kb.
• Химических элементов Д. И. Менделеева. Закономерности изменения свойств элементов малых, 461.43kb.
• Лекция 5 Тема 4 Состав и структура аис. Функциональные и обеспечивающие подсистемы, 39.18kb.
• Система комплекс элементов, находящихся во взаимодействии и единстве (Л. Берталанфи), 47.71kb.
•  Элементы квантовой механики и физики атомов, молекул, твердых тел, 156.85kb.

Лекция 3-2009

Электронная структура атомов и периоди­ческая система элементов

Расшифровка электронной структуры атомов помогает понять суть периодического закона Менделеева, который установлен Дм. Ивановичем фактически эмпирическим способом или дедуктивным методом, что в истории науки бывает довольно часто.

Химические элементы, расположенные в системе Менделеева по соседству отличаются между собой на один протон, соответственно и на один электрон. Но при этом отличаются и порядком заполнения орбиталей. Химические свойства элементов как способность их вступать в связи с другими элементами, обусловлены строением электронных оболочек и, прежде всего, внешней. Следовательно, чтобы четко понимать, чем один элемент отличается от другого, необходимо знать его электронную структуру. Геохимику это также необходимо как школьнику необходимо знать таблицу Пифагора.

Для определения состояния электрона и порядка заполнения электронами оболочек в многоэлектронном атоме необходимо знать ряд правил.

1 Принцип Паули

В. Паули сформулиро­вано положение, согласно которому в атоме не может быть двух электронов, у которых все четыре квантовых числа были бы одинаковыми. То есть каждый электрон в атоме непохож ни на какой другой –индивидуален. Из этого следует, что каждая атомная орбиталь, характеризующаяся определенным сочетанием значений n, 1 и т, может быть занята не более чем двумя элек­тронами, спины которых имеют противоположные знаки. Два та­ких электрона, находящихся на одной орбитали и обладающих противоположно направленными спинами, называются спарен­ными. Максимальное число электронов на подуровне с орбитальным квантовым числом l равно 2 (2/ + 1).

2. Заполнение электронами энергетических подуровней

Пользуясь принципом Паули, подсчитаем, какое максимальное число электронов может находиться на различных энергетических подуровнях в атоме. При 1 = 0 т. е. на s-подуровне, магнитное квантовое число тоже равно нулю (m=0). И это понятно. Нулевой подуровень означает отсутствие вытянутости орбитали, а следовательно, отсутствует и ориентировка этой вытянутости. Поэтому на s-подуровне имеется всего одна орбиталь. Каждую орбиталь для наглядности принято изображать в виде клетки («квантовая ячейка»):

Итак, максимальное число электронов на s-подуровне любого электронного слоя и любого элемента согласно принципа Паули не более 2.

При l = 1 (р-подуровень) возможны уже три различных значения магнитного квантового числа (-1, 0, + 1). Следовательно, на р-подуровне имеется три орби­тали, каждая из которых может быть занята не более чем двумя электронами. Всего на р-подуровне может разместиться до 6 элек­тронов: Подуровень d ( l = 2) состоит из пяти орбиталей, соответствую­щих пяти разным значениям т(0;+2;-2;+1;-1 ); здесь максимальное число элек­тронов будет уже равно 10:

Наконец, на f-подуровне (l = 3) 7 орбиталей на которых может размещаться до 14 элек­тронов. Итак запишем ключ для подсчета электронов в виде таблицы:

Энергетические уровни Главное квантовое число(n) от 0 до7	K 1	L 2	M 3	N 4	O 5	P 6	Q 7
Энергетические подуровни Орбитальное квантовое число(l от 0 до n-1)	s 0	s p 0 1	s p d 0 1 2	s p d f 0 1 2 3	s p d f 0 1 2 3 4	s p d f 0 1 2 3 4 5	s p d f 0 1 2 3 4 5 6
Азимутальные (магнитные) числа m (от +1до -1) m=2l+1	0	0 3	0 3 5	0 3 5 7	0 3 5 7 9	0 3 5 7 9 11	0 3 5 7 9 11 13
Число орбиталей (равно числу значений m)	1	1 3	1 3 5	1 3 5 7	1 3 5 7 9	1 3 5 7 9 11	1 3 5 7 9 11 13
Макс число электронов =2n2	2	2 6	2 6 10	2 6 10 14	2 6 10 14 18	2 6 10 14 18 22	2 6 10 14 18 22 26

3. Максимальное число электронов на энергетических уровнях Стабильное и возбужденное состояние электрона

Первый энергетический уровень (К-слой, n = 1) содержит только s-подуровень, второй энергетический уровень (L-слой, n = 2) состоит из двух подуровней s- и р-подуровней, третий из трех s p d и т. д

Максимальное число электронов на каждом энергетическом уровне равно 2n^2, где n - соответствующее значение главного квантового числа. Так, в К-слое может находиться максимум 2 электрона (2. I² = 2), в L-слое-8 электронов (2.2² = 8), в М-слое-18 электронов (2 . 3² = 18) и т. д..

Наиболее устойчивое состояние электрона в атоме соответствует минимальному возможному значению его энергии. Любое другое его состояние является в о з б у ж д е н н ы м, неустойчивым: из него электрон самопроизвольно переходит в состояние с более низкой энергией. Поэтому в невозбужденном атоме водорода (заряд ядра Z = 1) единственный электрон находится в самом низком из воз­можных энергетических состояний, т. е. на Is-подуровне. Электрон­ную структуру атома водорода можно представить схемой

или записать так: Is^l (читается «один эс один»).

В атоме гелия (Z = 2) второй электрон , но с иным спином также находится в со­стоянии Is. Электронная структура гелия (1s² - читается «один эс' два») Изображается схемой:

У этого элемента заканчивается заполнение ближайшего к ядру К-слоя и тем самым завершается построение первого периода системы элементов

У следующего за гелием элемента - лития (Z = 3) третий электрон уже не может разместиться на орбитали К-слоя: это противоречило бы принципу Паули. Поэтому он занимает s-co­стояние второго энергетического уровня (L-слой, n = 2). Его элек­тронная структура записывается формулой Is²2s^l, что соответ­ствует схеме:

Число и взаимное расположение квантовых ячеек на последней схеме показывает, что: l) электроны в атоме лития расположены на двух энергетических уровнях, причем первый - K из них состоит из одного подуровня (1s) и целиком заполнен; 2) второй L -:- внешний энергетический уровень соответствует более высокой энергии и состоит из двух подуровней (2s и 2р); 3) 2s-подуровень вклю­чает одну орбиталь, на которой в атоме лития находится лишь один электрон; 4) 2р-подуровень включает три энергетически равноцен­ные орбитали, которым соответствует более высокая энергия, чем энергия, отвечающая 2S-орбитали; но в невозбужденном атоме лития 2р-орбитали остаются свободными.

В дальнейшем на электронных схемах мы для упрощения бу­дем указывать только не полностью занятые энергетические уровни. В соответствии с этим, строение электронной оболочки атома сле­дующего элемента второго периода - бериллия (Z = 4) - выра­жается схемой

или формулой Is²2s². Таким образом, как и в первом периоде, построение второго периода начинается с элементов, у которых впер­вые появляются s-электроны нового электронного слоя. Вследствие сходства в структуре внешнего электронного слоя, такие элементы проявляют много общего и в своих химических свойствах. Поэтому их принято относить к общему семейству s-э л е м е н т о в. ­Это к примеру щелочноземельные элементы второй группы в периодической системе

Электронная структура атома следующего за бериллием эле­мента - бора (Z = 5) изобразится схемой



и может быть выражена формулой Is²2s²2p^l. .При увеличении заряда ядра еще на единицу, т. е. при переходе к углероду (Z = 6), число электронов на 2р-подуровне воз­растает до 2:

4. Правило Хунда

Электронное строение атома углерода выражается формулой Is²2s²2p². Однако этой формуле могла бы соответство­вать любая из трех схем, для 2р-подуровня не противоречащая принципу Паули:

1 сумма s=0 2. сумма s=0 3. сумма s=1

Согласно схеме (1), оба 2р-электрона в атоме углерода зани­мают одну и ту же орбиталь, т. е. их магнитные квантовые числа одинаковы, а направления спинов противоположны; схема (2) означает, что 2р-электроны занимают разные орбитали (т. е. обла­дают различными значениями т) и имеют противоположно направленные спины; наконец, из схемы (3) следует, что двум 2р-электронам соответствуют разные орбитали, а спины этих элек­тронов направлены одинаково.

Анализ атомного спектра углерода показывает, что для невоз­бужденного атома углерода реализуется именно последняя схема, соответствующая наибольшему возможному значению с у м м а р­ н о г о с n и н а а т о м а (так называется сумма спинов всех вхо­дящих в состав атома электронов; для схем атома углерода (1)

и (2) эта сумма равна нулю, а для схемы (3) равна единице).

Такой порядок размещения электронов в атоме углерода пред­ставляет собой частный случай общей закономерности, названной п р а в и л о м Хунда: устойчивому состоянию атома соответ­ствует распределение электронов, при котором абсолютное значение суммарного. спина атома максимально.

Отметим, что правило Хунда не запрещает другого распределе­ния электронов в пределах подуровня. Оно лишь утверждает, что максимальное значение суммарного спина атома соответствует ­устойчивому, т. е. невозбужденному состоянию, в котором атом об­ладает наименьшей возможной энергией; при любом другом распределении электронов энергия атома будет иметь большее значение, так что он будет находиться в возбужденном, неустойчивом состоянии. Пользуясь правилом Хунда, нетрудно составить схему элек­тронного строения для атома следующего за углеродом элемента-азота {Z = 7):

Этой схеме соответствует формула Is²2s²2р^З.

Теперь, когда каждая из 2р-орбиталей занята одним электро­ном, начинается попарное размещение электронов на 2р-орбита­лях. Атому кислорода (Z = 8) соответствует формула электронного строения ls²2s²2p⁴ у атома фтора (Z = 9) появляется' еще один 2p-электрон. Его электронная структура выражается, следовательно, формулой. ls² 2s²

Наконец, у атома неона (Z = 10) заканчивается заполнение 2р-подуровня, а тем самым заполнение второго энергетического­ уровня (L-слоя) и построение второго периода системы эле­ментов.

Таким образом, начиная с бора (Z = 5) и заканчивая неоном (Z = 10), происходит заполнение р-подуровня второго внешнего электрон­ного слоя; элементы этой части второго периода относятся, следо­вательно, к семейству р-э л е м е н т о в.

Атомы натрия (Z = 11) и магния (Z = 12) подобно первым элементам второго периода - литию и бериллию - содержат во внешнем слое соответственно один или два s-электрона. Их строению отвечают электронные формулы Is²2s²2p⁶3s¹ (натрий) и Is²2s²2p⁶3s² (магний

Далее, начиная с алюминия (Z = 13), происходит заполнение подуровня 3р. Оно заканчивается у благородного газа аргона Z = 18), электронное строение которого выражается формулой Is²2s²2p⁶3s²3p⁶


Таким образом, третий период, подобно второму, начинается с двух s-элементов, за которыми следует шесть р-элементов. Струк­тура внешнего электронного слоя соответствующих элементам второго и третьего периодов оказывается, следовательно, анало­гичной. Так, у атомов лития и натрия во внешнем электронном слое находится по одному s~электрону, у атомов азота и фосфора -­ .по два s- и по три р-электрона и т. д. Иначе говоря, с увеличением заряда ядра электронная структура внешних электронных слоев атомов периодически повторяется. Ниже мы увидим, что это спра­ведливо и для элементов последующих периодов. Отсюда следует, что расположение элементов в периодической системе соответ­ствует электронному строению их атомов. Но электронное строение атомов определяется зарядом их ядер

В этом и состоит сущ­ность периодической зависимости свойств элементов от заряда ядра их атомов и соответственно строением электронных оболочек, У атома аргона целиком заполнены 3s- и 3р-подуровни, но остаются незанятыми все орбитали 3d-под­уровня. (составить схемы самостоятельно!)

7. Первое правило Клечковского

Однако у следующих за аргоном элементов – калия (Z = 19) и кальция (Z = 20) - заполнение третьего электрон­ного слоя на 3d подуровне не происходит, а начинает формироваться s-подуровень четвертого слоя. Электронное строение атома кa­лия выражается формулой Is²2s²2p⁶3s²3p⁶4s¹, атома кальция­ Is²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²

Причина такой последовательности заполнения электронных энергетических подуровней заключается в следующем. Энергия электрона в многоэлектронном атоме опре­деляется значениями не только главного, но и орбитального кванто­вого числа. Последовательность расположе­ния энергетических подуровней отвечает возрастанию энергии электрона. Но подуровень 4s характеризуется более низкой энергией, чем подуровень 3d, что связано с более сильным экранированием d-электронов в сравнении с s-электронами. В со­ответствии с этим размещение внешних электронов в атомах калия и кальция на 4s-подуровне соответствует наиболее устойчи­вому состоянию этих атомов. Это можно выразить и количественно, используя первое правило Клечковского.

Последовательность заполнения атомных электронных орбита­лей в зависимости от значений главного и орбитального кванто­вых чисел была исследована советским ученым В. М. Клечковским, который установил, что энергия электрона возрастает по мере увеличения суммы этих двух квантовых чисел, т. е. величины (п + 1). в соответствии с этим, им было сформулировано следующее положение (первое правило Клечковского): при увеличении заряда ядра атома последовательное заполнение элек­тронных орбиталей происходит от орбиталей с меньшей суммой главного и орбитального квантовых чисел (п + 1) к орбиталя с большим значением этой суммы.

Электронное строение атомов калия и кальция соответствует этому правилу. Действительно, для 3d-орбиталей (п = 3, 1= 2) сумма (п + 1) равна 5, а для 4s орбитали (п = 4, 1= 0) - равна 4. Следовательно, 4s-подуровень должен заполняться раньше, чем подуровень 3d, что в действительности и происходит. Итак, у атома кальция завершается построение 4s-подуровня.

8. Переходные d–элементы, второе правило Клечковского

При переходе к следующему элементу - скандию (Z = = 21) - возникает вопрос: какой из подуровней с одинаковой сум­мой (п + 1) (равной 5) 3d (п + 1) - (п = 3; 1= 2), или 4р (п = 4; I = 1) или же 5s (п = 5, 1= 0) - должен заполняться? Оказывается, при одинаковых вели­чинах суммы (п + 1) энергия электрона тем выше, чем больше значение главного квантового числа п. Поэтому в подобных слу­чаях порядок заполнения электронами энергетических подуровней определяется вторым правилом Ключевского согласно которому при одинаковых значениях суммы (n + 1)заполнение орбиталей происходит последовательно в направлении возрастания зна­чения главного квантового числа n.

В соответствии с этим правилом в случае (n + 1) = 5 сначала должен заполняться подуровень 3d(n = 3), затем - подуровень 4р(n = 4) и, нако­нец, подуровень 5s (n = 5). У атома скандия, сле­довательно, должно начинаться заполнение 3d-op­биталей, так что его электронное строение в последовательности заполнения соответствует формуле ls² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s²3d¹ , но принято записывать иначе: последовательно записывая все состояния в пределах энергетического уровня, а затем уж переходить к другому уровню, следовательно запись должна выглядеть так ls² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d¹4s²


Заполнение 3d-подуровня продолжается и у следующих за скандием элементов - титана, ванадия и т. д. - и полностью за­канчивается у цинка (Z = 30), строение атома, которого соответствует формуле ls² 2s² 2p⁶ 3$² 3p⁶ 4s²3d¹⁰

Десять d-элементов, начиная со скандия и кончая цинком, принадлежат к п е р е х о д н ы м э л е м е н т а м

Особенность по­строения электронных оболочек этих элементов по сравнению с предшествующими (s- и р-элементами) заключается в том, что при переходе к каждому последующему d-элементу новый электрон появляется не во внешнем (п=4),а во втором снаружи (п=3) электронном слое

В связи с этим важно отметить, что химические свойства элементов в первую очередь определяются структурой внешнего электронного слоя их атомов и лишь потом от строения предшествующих (внутренних): электронных слоев. У атомов всех переходных элементов внешний электронный слой образован двумя s-электронами *(Существуют d-элементы (например, хром, молибден, элементы подгруппы меди), у атомов которых во внешнем электронном слое имеется только один s-электрон. Причины этих отклонений от «нормального» порядка заполнення электронных энергетнческих подуровней рассмотрены позже.); поэтому химические свойства d-элементов с увеличением атомного номера изменяются не так резко, как свойства s- и р-элементов. Все d-элементы принадлежат к металлам, тогда как заполнение внешнего р-подуровня приводит к переходу от металла к типичному неметаллу и, наконец, к благородному газу.

После заполнения 3d-подуровня (п = 3, 1 = 2) электроны, в coответствии со вторым правилом Клечковского, занимают подуровень 4р (п = 4, 1 = 1), возобновляя тем самым построение N-слоя. Этот процесс начинается у атома галлия (Z = 31) и заканчивается у атома криптона (Z = 36), электронное строение которого выpaжается формулой Is2 2s2 2рб 3s2 3d10 4s2 4рб. Как и атомы предше­ствующих благородных газов - неона и аргона,- атом криптона характеризуется структурой внешнего электронного слоя пs2 прб, где п - главное квантовое число (неон- 2s² 2р^б, аргон - 3s² 3p⁶ криптон - 4s² 4р^б).

Начиная с рубидия, заполняется 5s-подуровень; это тоже соответствует второму правилу Клечковского. У атома рубидия (Z = 37) появляется характерная для щелочных металлов структура с одним s-электроном во внешнем электронном слое. Тем самым начинается построение нового - пятого - периода системы эле­ментов. При этом, как и при построении четвертого периода, остается незаполненным d-подуровень предвнешнего электронного слоя. Напомним, что в четвертом электронном слое имеется уже и f-подуровень, заполнения которого в пятом периоде тоже не про­исходит.

У атома стронция (Z = 38) подуровень 5s занят двумя элек­тронами, после чего происходит заполнение 4d-подуровня, так что следующие десять элементов - от иттрия (Z = 39) до кадмия (Z = 48) - принадлежат к переходным d-элементам. Затем от ин­дия до благородного газа ксенона расположены шесть р-элементов, которыми и завершается пятый период. Таким образом, чет­вертый и пятый периоды по своей структуре оказываются вполне аналогичными. ­

Шестой период, как и предыдущие, начинается с двух s-элемен­тов (цезий и барий), которыми завершается заполнение орбиталей с суммой (п + 1), равной 6. Теперь, в соответствии с правилами Клечковского, должен заполнятся подуровень 4f ( п = 4, 1 = 3) появляется не М-, а 5d-электрон, так что его электронная струк­тура соответствует формуле Is2 2s2 2р6 3s2 3р6 3d10 4s2 р6 4dl0 5s2 5р6 5dI 6s2. Однако уже у следующего за лантаном элемента церия (Z = 58) действительно начинается застройка подуровня 4f, на который пе­реходит и единственный 5d-электрон, имевшийся в атоме лантана; в соответствии с этим, электронная структура атома церия выражается формулой IS2 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3dl⁰ 4s²4p⁶ 4dl⁰ 4f² 5s2 5p⁶ 6s²

Таким образом, отступление от второго правила Клечковского, имеющее место у лантана, носит временный характер: начиная с церия, про­исходит последовательное заполнение всех орбиталей 4f-подуровня. Расположенные в этой части шестого периода четырнадцать лан­таноидов относятся к f - э л е м е н т а м и близки по свойствам к лантану. Характерной особенностью построения электронных обо­лочек их атомов является то, что при переходе к последующему f-элементу новый электрон занимает место не во внешнем (п = 6)и не в предшествующем (п =5), а в еще более. глубоко располо­женном , третьем снаружи электронном слое п=4

Благодаря отсутствию у атомов лантаноидов существенных раз­личий в структуре внешнего и предвнешнего электронных слоев, все лантаноиды проявляют большое сходство в химических свой­ствах

Заполнение 5d-подуровня, начатое у лантана, возобновляется у гафния (Z = 72) и заканчивается у ртути (Z = 80). После этого, как и в предыдущих периодах, располагаются шесть р-элементов. Здесь происходит построение 6р-подуровня: оно начинается у тал­лия (Z= 81) и заканчивается у благородного газа радона(Z = 86), которым и завершается шестой период.

Седьмой, пока незавершенный период системы элементов по­строен аналогично шестому, После двух s-элементов (франций и радий) и одного d-элемента (актиний) здесь расположено 14 f-элементов, свойства которых проявляют известную близость к свойствам актиния. Эти элементы, начиная с тория (Z = 90) и кончая элементом 103 называют актиноидами. Среди них менделевий (Z= 101), искусственно полученный американскими физиками в 1955 г. и названный в честь Д. И. Менделеева. Непосредственно за актиноидами рас­положен курчатовий (Z = 104) и элемент 105. Оба эти элемента искусственно получены группой ученых во главе с академиком Г.Н. Федоровым; они принадлежат к d-элементам и завершают известную пока часть периодической системы элементов. Распределение электронов по энергетическим уровням в атомах всех известных химических элементов приведено в периодической системе элементов, помещенной в начале книги. По­следовательность заполнения электронами энергетических уров­ней и подуровней в атомах схематически представлена на рис. 23, графически выражающем правила Клечковского. Заполнение про­исходит от меньших значений суммы (п + [) к большим в порядке, указанном стрелками. Нетрудно заметить, что эта последователь­ность совпадает с последовательностью заполнения атомных орби­талей, показанных на 22

Следует иметь в виду, что последняя схема (как и сами правила Клечков­ского) не отражает частных особенностей электронной структуры атомов неко­торых элементов. Например, при переходе от атома никеля (Z = 28) к атому меди (Z = 29) число 3d-электронов увеличивается -не на один, а сразу на дв за счет «проскока» одного из 4s-электронов на подуровень 3д. Таким образом, электронное строение атома меди выражается формулой Is22s22р63s23р63dlЧsl. Аналогичный «проскок» электрона с внешнего s- на d-подуровень предыдущего слоя происходит и в атомах аналогов меди - серебра и золота. Это явление связано с повышенной энергетической устойчивостью электронных структур, от­вечающих полностью занятым энергетическим подуровням (см. § 34). Переход электрона в атоме меди с подуровня 4s ~a подуровень 3d (и аналогичные пере­ходы в атомах серебра и золота) приводит к образованию целиком заполнен­ного d-подуровня и поэтому оказывается энергетически выгодным.

Упомянутые выше нарушения «нормального» порядка заполнения энергети­ческих состояний в атомах лантана (появление 5d-, а не 4f-электрона) и церия (появление сразу двух 4f-электронов) и аналогичные особенности в построении электронных структур атомов элементов седьмого периода объясняются следую­щим. При увеличении заряда ядра электростатическое притяжение к ядру элек­трона, находящегося на данном энергетическом подуровне, становится более сильным, и. энергия электрона уменьшается. При этом энергия электронов находящихся на разных подуровнях, изменяется неодинаково, поскольку по отно­шению к этим электронам заряд ядра экранируется в разной степени. В частно­сти, энергия 4f-электронов уменьшается с ростом заряда ядра более резко, чем энергия 5d-электронов (см. рис. 24). Поэтому оказывается, что у лантана(Z = 57) энергня 5d-электронов ниже, а у церия (Z = 58.) выше, чем энергия 4f-iэлектронов. В соответствии с этим, электрон, находившийся у лантана на под­уровне 5d, переходит у церия на подуровень 4f.


Размеры атомов и ионов

Рассмотрим зависимость некото­рых свойств атомов от строения их электронных оболочек. Оста­новимся, прежде всего, на закономерностях изменения атомных и ионных радиусов. Электронные облака не имеют резко очерченных границ. Поэтому понятие о размере атома не является строгим. Но если представить себе атомы в кристаллах простого вещества в виде соприкасающихся друг с другом шаров, то расстояние между центрами соседних шаров (т. е. между ядрами соседних атомов) можно принять равным удвоенному радиусу атома. Так, наимень­шее межъядерное расстояние в кристаллах меди равно 0,256 нм; это позволяет считать, что радиус атома меди равен половине этой величины, т. е. 0,128 нм. Зависимость атомных радиусов от заряда ядра атома Z имеет периодический характер. В пределах одного периода с увеличе­нием Z проявляется тенденция к уменьшению размеров атома, что особенно четко наблюдается в коротких периодах (радиусы ато­мов приведены в нм):

LI Ве В С N О F

0,155 0,113 0,091 0,077 0,071 0,066 0.064

Na Mg AI SI Р S Сl

0,189 0,160 0,143 0,134 0,130 0,104 0,099

Это объясняется увеличивающимся притяжением электронов внешнего слоя к ядру по мере возрастания его заряда. С началом застройки нового электронного слоя, более удаленного от ядра, т. е. при переходе к следующему периоду, атомные радиусы возрастают (сравните, например, радиусы атомов фтора и натрия). В результате в пределах подгруппы с возрастанием заряда ядра размеры атомов увеличиваются. Приведем в качестве примера значения атомных радиусов (в нм) элементов некоторых главных подгрупп

I группа		11 группа		V группа
LI	0,155	Ве	0,113	N	0,071
Na	0,189	Mg	0,160	Р	0,130
К	0,236	Са	0,197	As	0,148
РЬ	0,248	Sr	0,215	Sb	0,161
Cs	0,268	Ва	0,221	ВI	0;182

Электроны наружного слоя, наименее прочно связанные с ядром, могут отрываться от атома и присоединяться к другим атомам, входя в наружный слой последнего. Атомы, лишившиеся одного или нескольких электронов, становятся заряженными положительно, так как заряд ядра атома превышает сумму заря­дов оставшихся электронов. Наоборот, атомы, присоединившие к себе лишние электроны, заряжаются отрицательно. Образующиеся заряженные частицы называются и о н а м и. Ионы обозначают теми же символами, что и атомы, указывая справа в верху их заряд Потеря атомом электронов приводит к уменьшению его эф­фективного размера, а присоединение избыточных электронов­ к увеличению. Поэтому радиус положительно заряженного иона ( к а т и о н а) всегда меньше, а радиус отрицательно заряженного иона (а н и о н а) всегда больше радиуса соответствующего элек­тронейтрального атома. Так,' радиус атома калия составляет0,236 нм, а радиус иона К+- 0,133 нм; радиусы атома хлораи иона CI- соответственно равны 0,099 и 0,181 нм. При этом ра­диус иона тем сильней отличается от радиуса атома, чем больше заряд иона. Например, радиусы атома хрома и ионов Сг2+ и Сг3+составляют соответственно 0,127, 0,083 и 0,064 нм.

В пределах одной подгруппы радиусы ионов одинакового за­ряда возрастают с увеличением заряда ядра. Это иллюстрируется следующими примерами (радиусы ионов даны в нм):

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


Энергия ионизации и сродство к электрону.

Наиболее ха­рактерным химическим свойством металлов является способность их атомов легко отдавать внешние электроны и превращаться в положительно заряженные ионы, а неметаллы, наоборот, харак­теризуются способностью присоединять электроны с образованием отрицательных ионов. Для отрыва электрона от атома с превраще­нием последнего в положительный ион нужно. затратить некото­рую энергию, называемую э н е р г и е й и о н и з а ц и и'.

Энергию ионизации можно определить путем бомбардировки атомов электронами, ускоренными в электрическом поле. То наи­меньшее напряжение поля, при котором скорость электронов ста­новится достаточной для ионизации атомов, называется п о т е н ­ц и а л о м и о н.и з а ц и и атомов данного элемента и выражается в вольтах