2.4. Енергетичні характеристики атомів

Потенціал йонізації

Потенціал йонізації І – енергія необхідна для відриву електрона від атома в його нормальному стані; тобто енергію процесу: Е = Е¹⁺+1ē. Потенціал йонізації – міра металічності елемента. Енергію йонізації виражають у будь-яких одиницях, що мають розмірність енергії (кілоджоулях, електронвольтах). Для багатоелектроних атомів в принципі існує стільки енергій йонізіції, скільки електронів є в атомі.

У періоді при переході від лужного металу до інертного газу спостерігається зростання потенціалу йонізації. Це пояснюється зростанням заряду ядра при сталості числа електронних шарів. Зростання потенціалу йонізації першого порядку (відривається перший електрон від електронейт-рального атома) відбувається в середині періоду нерівномірно. Це пояснюється підвищеною стабільністю атомів, у яких зовнішня електронна оболонка зовсім не заселена електронами, або заповнена наполовину.

У групі в напрямку зверху донизу спостерігається зменшення потенціалу йонізації, оскільки з збільшенням числа електронних шарів сильно зростає віддаль зовнішнього електрона від ядра атома. У елементів вставних декад (d-еле-менти) ця тенденція дещо ослаблена в порівнянні з елементами головних підгруп, що обумовлено ефектом проникнення s-електронів зовнішнього рівня до ядра атома.

Споріднення до електрона

Під спорідненням до електрона Е розуміють ту енергію, яка виділяється при приєднані електрона до нейтрального атома, тобто енергію процесу: Еº + 1ē = Е¹⁻. Е  –  міра неметалічності елемента.

У періоді споріднення до електрона зростає, досягаючи максимального значення у p-елементів VII-А групи, що пояснюється зростанням заряду ядра атома в межах енергетичного рівня. У групі споріднення до електрона зростає в напрямку знизу догори. Це пояснюється зменшенням відстані від зовнішніх електронів до ядра атома (тобто зменшенням радіуса атома).

2.5. Радіуси атомів

З точки зору квантової механіки ізольований атом немає строго визначених розмірів, так як електронна густина перетворюється в нуль на нескінчено великій відстані від ядра. Тому ми будемо розглядати так звані ефективні атомні радіуси, що визначаються експериментально за величиною міжядерних віддалей у молекулах і кристалах.

Для одного й того ж елемента ефективні радіуси (ковалентний, механічний та йонний) не співпадають між собою. Це свідчить про залежність ефективних радіусів не лише від природи атома, але й від характеру хімічного зв’язку, координаційного числа та інших факторів.

У періодах в міру зростання заряду ядра ефективні радіуси атомів зменшуються, так як відбувається стягування електронних шарів до ядра. Найбільше зменшення характерне для s- і p-елементів. У великих періодах для d- і f-елементів спостерігається більш плавне зменшення ефективних радіусів, яке називається d- і f-стисненням. У підгрупах Періодичної таблиці ефективні радіуси атомів збільшуються тому, що зростає число електронних шарів. При цьому в підгрупах s- і p-елементів ефективні радіуси зростають помітніше в порівнянні з підгрупами із d- і f-елементів, що пояснюється інтенсивним зростанням заряду ядер атомів останніх.

Останнім часом у зв’язку з розвитком електронно-обчислювальної техніки набуло розповсюдження поняття про орбітальний радіус атома – відстань від ядра до найбільш віддаленого від нього максимуму функції радіального розподілу.

Ступінь окиснення елементів

Це формальне поняття в хімії має дуже важливе значення. Під ступенем окиснення слід розуміти той умовний заряд атома елемента в сполуці, який ми йому приписуємо, виходячи з міркування, що всі зв’язки в сполуці є йонними.

Важливість окиснювального числа полягає в тому, що номер групи періодичної системи вказує на найвищий позитивний ступінь окиснення (характеристичний ступінь окиснення).

Крива зміни максимального позитивного ступеня окиснення має періодичний характер в залежності від порядкового номера елемента. При цьому в межах кожного періоду ця залежність є складною і своєрідною. Мінімальний ступінь окиснення визначається як різниця номера групи і числа 8.

Не можна ототожнювати ступінь окиснення з валентністю елемента.

Зверніть увагу!

Правильне місце написання протонного числа (1), масового числа (2), заряду йона (п) (3), ступеня окиснення (п) (4) та валентності (позначається римськими цифрами) (5):

5

2 4

  3



1

ІІІ

+3

Наприклад:

1) ₁₃А1 ; 2) ²⁷А1 ; 3) А1³⁺ ; 4) А1 ; 5) А1

Запитання для самоконтролю

1.  Що використано Д.І. Менделєєвим в якості аргументу, що визначає властивості елементів та їх сполук?

2.  Які відкриття кінця ХІХ століття вказували на складність будови атома?

3.  У чому суть моделі будови атома за Дж. Томсоном?

4.  Схема досліду Е. Резерфорда з розсіювання α - частинок.

5.  Як Е. Резерфорд інтерпретував результати досліду з розсіювання α-частинок?

6.  Які протиріччя теорії Е. Резерфорда з класичною фізикою?

7.  Сформулюйте постулати Н. Бора?

8.  На що вказують та які значення можуть приймати квантові числа?

9.  У чому суть принципу Паулі?

10. Який порядок розміщення електронів у межах енергетичного підрівня відповідає стійкому стану атома?

11. Сформулюйте правила Клечковського.

12. Чому при монотонному зростанні заряду атома зміна влас-тивостей елементів та їх сполук відбувається періодично?

13. Які елементи називають груповими аналогами?

14. Яка додаткова вимога ставиться до елементів, щоб їх можна було вважати не лише груповими, а й типовими аналогами?

15. Фізичний зміст номеру періоду в якому знаходиться елемент.

16. В якому періоді відбувається заповнення електронами у s-, p-, d-, f-елементів?

17. Що таке потенціал йонізації та які закономірності його зміни в групі та періоді?

18. Яку енергетичну величину називають спорідненням до електрона? Які закономірності її зміни у Періодичній таблиці?

19. Які закономірності зміни ефективних радіусів атомів? Які закономірності її зміни у Періодичній таблиці?

20. Що таке ступінь окиснення елемента? Як визначити максимальний, мінімальний ступінь окиснення та ступінь окиснення елемента у сполуці?