Периодичность атомных характеристик
Открытая химия / Электронное строение атомов / Открытая химия / Электронное строение атомов / Периодичность атомных характеристик Периодичность атомных характеристик
Страница 1

Атомный радиус. За радиус свободного атома принимают положение главного максимума плотности внешних электронных оболочек. Это так называемый орбитальный радиус. При изучении строения молекул и кристаллов атомы и ионы можно рассматривать как имеющие некий эффективный радиус, зависящий от типа химической связи. Если рассматривать только относительные величины атомных радиусов, то легко обнаружить периодичность их зависимости от номера элемента.

В периодах орбитальные атомные радиусы по мере увеличения заряда ядра Z в общем монотонно уменьшаются из-за роста степени взаимодействия внешних электронов с ядром.

В подгруппах радиусы в основном увеличиваются из-за возрастания числа электронных оболочек.

У s- и p-элементов изменение радиусов как в периодах, так и в подгруппах более ярко, чем у d- и f-элементов, поскольку d- и f-электроны внутренние. Уменьшение радиусов у d- и f-элементов в периодах называется d- и f-сжатием. Следствием f-сжатия является то, что атомные радиусы электронных аналогов d-элементов пятого и шестого периодов практически одинаковы:

 

Zn – Hf

Nb – Ta

rатома, нм

0,160 – 0,159

0,145 – 0,146

Таблица 2.3

Эти элементы из-за близости их свойств называются элементами-близнецами.

Образование ионов приводит к изменению ионных радиусов по сравнению с атомными. При этом радиусы катионов всегда меньше, а радиусы анионов всегда больше соответствующих атомных радиусов. Ковалентный радиус равняется половине межатомного расстояния в молекулах или кристаллах простых веществ. Ионные радиусы элементов представлены в табл. 2.4.

Энергией ионизации атома I называется количество энергии, необходимое для отрыва электрона от невозбужденного атома или иона.

Энергия ионизации I выражается в кДж∙моль–1 или эВ∙атом–1. Значение I в электронвольтах численно равно потенциалу ионизации, выраженному в вольтах, поскольку E = e-·I.

Э+ – e– = Э+, ΔH = I1 – первый потенциал ионизации; Э – e– = Э2+, ΔH = I2 – второй потенциал ионизации и т.д. I1 < I2 < I3 < I4 .

Энергия ионизации определяет характер и прочность химической связи и восстановительные свойства элементов.

Элемент

I1, эВ

Элемент

I1, эВ

H

13,6

Na

5,1

He

24,6

Mg

7,6

Li

5,4

Al

6,0

Be

9,3

Si

8,1

B

8,3

P

10,5

C

11,3

S

10,4

N

14,5

Cl

13,0

O

13,6

Ar

15,8

F

17,4

K

4,3

Ne

21,6

Ca

6,1

Таблица 2.5

Потенциалы (энергии) ионизации I1

Энергия ионизации изменяется периодически по мере заполнения электронами оболочек атомов (рис. 2.4).

I1 максимален у элементов с полностью заполненными валентными оболочками (у благородных газов), при переходе к следующему периоду I1 резко понижается – он минимален у щелочных металлов.

height=300 src=

Рисунок 2.4

Потенциалы ионизации нейтральных атомов

Страницы: 1 2 3