Периодичность изменения основных характеристик атомов химических элементов

I. Радиусы атомов (ковалентные, металлические, ионные; эффективные, орбитальные).

Из квантовой механики следует, что атом не имеет строго определенного размера, так как электронная плотность обращается в 0 лишь на бесконечно большом расстоянии от ядра. Поэтому определить абсолютные размеры атома невозможно.

Из экспериментальных данных по межъядерным расстояниям в молекулах и кристаллах вычисляют так называемые эффективные (кажущиеся) радиусы атомов, проявляющиеся в действии, т.е. в химических соединениях. Они зависят от структуры вещества, характера связи, степени окисления и т.д. При этом предполагается, что атомы представляют собой несжимаемые шары, которые соприкасаются своими поверхностями в соединениях.

Поэтому различают эффективные радиусы в соединениях с ковалентной связью − ковалентные; в соединениях с металлической связью − металлические; в соединениях с преимущественно ионной связью − ионные радиусы.

Ковалентный радиус − есть половина межъядерного расстояния в ковалентных молекулах.

Металлический радиус − есть половина между центрами двух соседних атомов в кристаллической решетке металла.

Эффективный радиус, рассчитанный для кристаллов с преимущественно ионным типом связи, называют ионным радиусом. Различают ионные радиусы катионов,− всегда меньше атомных радиусов, и анионные,− всегда больше атомных радиусов.

Для одного и того же элемента эффективные радиусы (ковалентный, ионный, металлический) не совпадают между собой.

Начиная с 1965 г. появилось понятие об орбитальном радиусе атома. Орбитальный радиус − это теоретически рассчитанное расстояние от ядра до главного максимума электронной плотности внешней орбитали. Это характеристика свободного атома или иона, поэтому орбитальный радиус не зависит от природы химической связи.

Орбитальный радиус ближе к истинному размеру атома, чем эффективный радиус. Для любого атома может быть один орбитальный радиус в нормальном состоянии и сколь угодно значений орбитального радиуса в возбужденных состояниях.

Закономерности изменения радиусов:

а) по периоду слева направо с ростом заряда ядра радиусы атомов уменьшаются;

б) в группах сверху вниз с ростом заряда ядра радиусы увеличиваются, при этом в подгруппах А такое увеличение происходит в большей степени, чем в подгруппах Б;

в) радиусы ионов, содержащих одинаковое число электронов (так называемые изоэлектронные ионы), уменьшаются с ростом заряда иона. Например, радиус уменьшается в ряду: S²⁻, Cl⁻, K⁺, Ca²⁺.

г) у ионов, имеющих электронную конфигурацию атомов благородных газов, радиусы больше, чем у ионов, имеющих во внешнем слое d-электроны.

II. Степень окисления атомов элементов. Синонимы: ”окислительное число”, ”степень окисленности”, ”электрохимическая валентность”, ”электровалентность”. Это формальное понятие в химии.

Степень окисления − условный заряд атома элемента в соединении, который определяется из предположения ионного строения вещества.

Определение степени окисления:

а) степень окисления кислорода принимается равной (−2). Исключение: в пероксидах Na₂O₂ (−1); надпероксидах KO₂ (−½); озонидах KO₃ (−⅓); во фторидах OF₂(+2);

б) водород имеет степень окисления (+1); только в гидридах, например, CaH₂ (−1);

в) степень окисления щелочных металлов (+1), щелочноземельных (+2);

г) степень окисления атомов, входящих в состав простых веществ, равна 0;

д) в любом ионе алгебраическая сумма всех степеней окисления равна заряду иона, а в нейтральных молекулах эта сумма равна 0.

Кривая изменения максимальной положительной степени окисления имеет периодический характер в зависимости от порядкового номера элемента.

Высшая положительная степень окисления элементов данной группы определяется номером группы Периодической системы (исключение составляют металлы подгруппы меди, кислород, фтор, металлы семейства железа и некоторые другие).

Степень окисления не следует путать с истинными зарядами атомов в соединениях и валентностью элемента. Например, в молекуле HCl степень окисления H (+1), Cl (−1); истинные же равны δ+ = +0,17, δ− = −0,17 (H^δ⁺Cl^δ⁻).

Валентность атома определяется как число химических связей, которыми данный атом соединен с другими атомами, не может иметь знак «+» и «−» и быть равной 0.

III. Магнитные характеристики (свойства) атомов характеризуют их поведение во внешнем магнитном поле. Если вещество выталкивается из внешнего магнитного поля, то атомы этого вещества называют диамагнитными. Если же вещество втягивается во внешнее магнитное поле и ориентируется вдоль его силовых линий, то атомы этого вещества получили название парамагнитных.

Парамагнетизм обусловлен наличием в атомах, молекулах или молекулярных ионах неспаренных электронов и их движением (орбитальным движением или спином). Чем их больше, тем в большей степени проявляются парамагнитные свойства.

У диамагнитных веществ в атомах все электроны спарены. Например,