ПЕРІОДИЧНО ЗМІНЮЮТЬСЯ ВЛАСТИВОСТІ АТОМІВ

Ми вже наголошували (див. Параграф 16) про періодичність зміни атомних обсягів - першої періодичної залежності, виявленої у атомів. Після появи методу рентгеноструктурного аналізу і створення теорії будови атомів з'явилася можливість визначати атомні радіуси і правильно зрозуміти сутність цієї характеристики атома. Атом нс має чітко визначеної зовнішнього кордону, так як щільність зовнішніх електронних хмар поступово зменшується в міру віддалення від центру атома. Тому розміри атомів визначають на основі середніх відстаней між атомами в молекулах, а також виходячи з відстаней між атомами в кристалічних речовинах. Наприклад, відстані між атомами вуглецю в алмазі складають 154 пм. Розподілом цієї відстані на два отримуємо радіус атома вуглецю, що дорівнює 77 пм. У молекулі хлору відстань між атомами 198 пм, звідки можна отримати радіус атома хлору, рівний 99 пм. Отримані таким чином радіуси називаютьсяковалентними. Перевіримо, чи зберігають ці радіуси сталість. Складаючи радіуси вуглецю і хлору, ми, ймовірно, можемо отримати довжину хімічного зв'язку С-Cl. Ця сума дорівнює 176 пм. Експериментальне вивчення тетрахлорида вуглецю СС1 ₄ підтвердило, що відстань між атомами вуглецю і хлору одно 176 пм. Таким чином, ковалентний радіус можна використовувати для характеристики розміру атома.

Цікаво також з'ясувати, на якій мінімальній відстані можуть знаходитися не пов'язані між собою атоми. Вивчення хлору в кристалічному стані показало, що відстань між атомами хлору в сусідніх молекулах становить 360 пм, звідки для радіуса атома виходить значення 180 ім. Це значно більше, ніж відстань між атомами всередині молекули. Таку відстань виникає в результаті встановлення рівноваги сил електростатичного притягання і відштовхування між усіма електронами і ядрами сусідніх, не пов'язаних між собою атомів. Радіус атома, певний таким способом, називається вандерваальсова. Очевидно, що вандерваальсов радіус потрапляє в область меншої щільності ймовірності електронної хмари, ніж ковалентний радіус.

Хід зміни радіусів в періодах і групах таблиці Менделєєва слід аналізувати, використовуючи значення радіусів, отримані одним і тим же методом. На рис. 5.10 представлена залежність ковалентних радіусів атомів від заряду ядра. З малюнка слід, що при переході уздовж 2-го періоду від бору до фтору радіус атома поступово зменшується. У неону радіус дещо збільшується. Але при переході до наступного за неоном натрію радіус різко зростає, а потім від натрію до хлору знову поступово зменшується. Далі спостерігається різке збільшення радіусу у калію. Виходить характерна періодична пілообразная крива, кожна ділянка якої характеризує зміну радіусу в періоді: ми спостерігаємо зменшення радіуса при переході зліва направо. Цікаво також з'ясувати характер зміни радіусів в групах елементів. Для цього треба провести лінію через елементи однієї групи. Відповідно до положення галогенів F-С1-ВГ безпосередньо видно, що радіуси атомів при переході в групі зверху вниз збільшуються. Так само змінюються радіуси атомів і в інших групах. Такий хід збільшення радіусів по групах пов'язаний зі збільшенням числа електронних оболонок.

Мал. 5.10. Періодична залежність атомних радіусів від заряду ядра

Від радіусів залежать багато інших властивостей атомів, як фізичні, так і хімічні. Наприклад, збільшенням радіусів атомів можна пояснити зниження температур плавлення лужних металів від літію до цезію:

Розміри атомів пов'язані з їх енергетичними властивостями. Чим більше радіус зовнішніх електронних хмар, тим легше атом втрачає електрон. При цьому він перетворюється в позитивно заряджений іон.

Іон - одне з можливих станів атома, в якому він має електричний заряд внаслідок втрати або приєднання електронів.

Здатність атома переходити в позитивно заряджений іон характеризується енергією іонізації Е _н . Це мінімальна енергія, необхідна для відриву зовнішнього електрона від атома в газовому стані:

Утворився позитивно заряджений іон теж може втрачати електрони, стаючи двозарядних, трехзарядним і т.д. Величина енергії іонізації для кожного наступного електрона сильно зростає.

Енергія іонізації атомів збільшується в періоді при переході зліва направо по мірі зменшення радіусів атомів і зменшується в групах при переході зверху вниз у міру збільшення радіусів. Для 2-го періоду і групи I таблиці Менделєєва це виглядає наступним чином:

Атоми здатні не тільки втрачати електрони, а й приєднувати додатковий електрон, перетворюючись при цьому в негативно заряджений іон А ^- . Це властивість характеризується енергією спорідненості до електрону ? _ср . Утворений іон А ^- стійкий, якщо спорідненість до електрона позитивна, тобто виділяється в процесі

Атоми елементів груп ПА і VIIIA, що мають відповідно заповнений зовнішній s-підрівень і заповнений зовнішній ^ -подуровень, спорідненості до електрона не виявляють. Загальний хід зміни Е _н і? _ср в періодах і групах однаковий.

Приклад 5.3. Чи можуть атоми магнію і аргону в газовому стані утворити позитивно і негативно заряджені іони?

Рішення. Позитивно заряджені іони можуть утворювати всі атоми. Негативно заряджені іони дані атоми утворити не можуть, так як вони відносяться до груп НА та VIIIA.

Іони з позитивними і негативними зарядами притягуються між собою, що веде до різноманітних перетворень. Найбільш простий випадок - це утворення іонних зв'язків, тобто об'єднання іонів в речовину під дією електростатичного притягання. Тоді виникає іонна кристалічна структура, характерна для кухонної солі NaCl і безлічі інших солей. Але може бути так, що негативний іон не надто міцно утримує свій зайвий електрон, а позитивний іон, навпаки, прагне відновити свою електронейтральність. Тоді взаємодія між іонами може привести до утворення молекул. Очевидно, що іони різного знака заряду Н ⁺ і Н ~ притягуються між собою. Але в силу того що це іони однакових атомів, вони утворюють молекулу водню Н ₂ з нульовими зарядами на атомах.

Величина енергії іонізації безпосередньо пов'язана з відновлювальною здатністю атомів: чим ця енергія менше, тим легше атом віддає електрон, тим сильніше його відновні властивості.

Відповідно, величина спорідненості до електрону характеризує окислительную здатність атомів: чим ця енергія більше, тим легше атом приєднує електрон, тим сильніше його окисні властивості.