Какие именно электроны отвечают за свойства атомов
Теперь установим более точно, в какой зависимости от строения электронных оболочек находятся химические свойства атомов. При этом необходимо учитывать не только число электронов в атомах и их распределение по слоям, но и относительные размеры атомов, о которых дает представление рис. 48.
Рассмотрим вначале изменение свойств в периодах. В пределах каждого периода (кроме первого) металлические свойства, наиболее резко выраженные у первого члена периода, при переходе к последующим членам постепенно ослабевают и уступают место металлоидным свойствам: в начале периода стоит типичный металл, в конце—типичный металлоид и за ним инертный газ.
Закономерное изменение свойств элементов в периодах может быть объяснено следующим образом. Как уже указывалось, наиболее характерным свойством металлов с химической точки зрения является способность их атомов легко отдавать внешние электроны и превращаться в положительно заряженные ионы, тогда как металлоиды, наоборот, характеризуются способностью присоединять электроны с образованием отрицательных ионов.
Рис. 48. Относительные размеры атомов.
Для отрыва электрона от атома с превращением последнего в положительный ион нужно затратить некоторую энергию, которая называется энергией ионизации и выражается обычно в килограммкалориях на грамматом элемента.
Энергию ионизации определяют путем бомбардировки атомов, находящихся в электрическом поле, быстро летящими электронами. То наименьшее напряжение поля, при котором скорость электронов становится достаточной для ионизации атомов, называется потенциалом ионизации атомов данного элемента и выражается в вольтах.
Энергия ионизации связана с потенциалом ионизации простым соотношением, что позволяет выражать легкость потери электронов атомами как в килограммкалориях на грамматом, так и в вольтах.
Потенциал ионизации имеет наименьшее значение у элементов, начинающих период, т. е. у водорода и щелочных металлов, и наибольшее — у элементов, заканчивающих период, т. е. инертных газов. Величина его может служить мерой большей или меньшей «металличности» элемента: чем меньше потенциал ионизации, чем легче оторвать электрон от атома, тем сильнее должны быть выражены металлические свойства элемента.
Величина потенциала ионизации зависит от трех причин: от величины заряда ядра, от радиуса атома и от особого рода взаимодействия между электронами в электрическом поле ядра, вызванного их волновыми свойствами. Очевидно, что чем больше заряд ядра и чем меньше радиус атома, тем сильнее притягивается электрон к- ядру, тем больше потенциал ионизации.
У элементов одного и того же периода при переходе от щелочного металла к инертному газу заряд ядра постепенно возрастает, а радиус атома уменьшается. Следствием этого и является постепенное увеличение потенциала ионизации и ослабление металлических свойств. У инертных газов, хотя радиусы их атомов больше, чем радиусы атомов галогенов, стоящих в том же периоде, потенциалы ионизации больше, чем у галогенов. В этом случае сильно сказывается действие третьего из вышеупомянутых факторов — взаимодействия между электронами, вследствие чего внешняя электронная оболочка атома инертного газа имеет особую энергетическую устойчивость и удаление из нее электрона требует значительно большей затраты энергии.
Присоединение электрона к атому металлоида, превращающее его электронную оболочку в устойчивую оболочку атома инертного газа, сопровождается выделением энергии. Величина этой энергии при расчете на 1грамматом элемента служит мерой так называемого сродства к электрону. Чем больше сродство к электрону, тем легче атом присоединяет электрон. Сродство атомов металлов к электрону равно нулю, — атомы металлов неспособны присоединять электроны. У атомов же металлоидов сродство к электрону тем больше, чем ближе к инертному газу стоит металлоид в периодической системе. Поэтому в пределах периода металлоидные свойства усиливаются по мере приближения к концу периода.
Переход от металлических свойств к металлоидным у элементов малых периодов связан также с изменением числа наружных электронов в их атомах, которое равномерно растет, начиная с одного в первом члене периода и доходя до восьми в последнем. В то же время понижается способность атомов отдавать электроны (проявление металлических свойств) и появляется способность к присоединению электронов (металлоидные свойства).
Опыт показывает, что, начиная с лития, атомы, имеющие в наружном слое небольшое число электронов (меньше четырех), могут только отдавать электроны, но никогда не присоединяют их. Таковы атомы элементов, которые мы называем металлами. Наоборот, атомы с большим числом наружных электронов, хотя и могут отдавать электроны, но гораздо легче присоединяют их, и тем легче, чем больше электронов уже имеется в наружном слое. Этим свойством обладают атомы металлоидов.
В больших периодах изменение свойств в общем происходит так же, как и в малых, только металлические свойства ослабевают гораздо медленнее. Причина этого лежит в неравномерном росте наружного электронного слоя, так как, начиная с третьего члена периода и вплоть до конца первой его половины, идет пополнение электронами предпоследнего недостроенного слоя, а в атомах редкоземельных элементов, находящихся в шестом периоде, заполняется даже не предпоследний, а третий снаружи слой. Поэтому все элементы первой половины периода имеют в наружной оболочке атома не больше двух электронов и характеризуются преобладанием металлических свойств (сродство к электрону равно нулю). Радиусы атомов этих элементов уменьшаются на небольшую величину, а потенциалы ионизации почти не возрастают, вследствие чего и ослабление металлических свойств происходит медленно. Только во второй половине периода число наружных электронов растет так же последовательно, как и в малых периодах, и металлические свойства постепенно сменяются металлоидными. Период заканчивается инертным газом.
Указанные выше соотношения между строением атомов и их химическими свойствами представляют глубокий интерес. Мы видим, что на химические свойства атома оказывают влияние главным образом электроны наружного слоя. Строение предпоследнего слоя влияет на химические свойства значительно меньше. Так, например, элементы больших периодов, в атомах которых идет достройка предпоследнего электронного слоя, сравнительно
мало отличаются друг от друга по своему химическому характеру (например, Cr, Mn, Fe, Со, Ni). Ho все же по мере заполнения электронами предпоследнего слоя свойства элементов изменяются в определенном направлении. Наконец, почти полное сходство свойств редкоземельных элементов показывает, что изменение числа электронов в третьем снаружи слое атома оказывает лишь ничтожное влияние на его химические свойства. Однако и здесь увеличение числа электронов вызывает постепенное, хотя и небольшое изменение свойств, проявляющееся, например, в понижении силы оснований от элемента № 58 (церия) к элементу № 71 (лютецию).
Как известно, все элементы расположены в таблице так, что они образуют девять вертикальных столбцов (групп). Номер группы соответствует наибольшей положительной валентности (или так называемой валентности по кислороду), которую могут проявлять элементы данной группы. Сопоставляя эту величину с расположением электронов в атомах, нетрудно убедиться, что у всех элементов, стоящих в малых периодах (кроме кислорода и фтора), наибольшая валентность как раз равна числу электронов в наружном слое атома.
Несколько иначе обстоит дело в больших периодах. В атомах элементов, находящихся в малых периодах, число электронов в предпоследнем слое равно двум или восьми. Отдавая наружные электроны, эти атомы превращаются в ионы с устойчивой структурой инертных газов и, естественно, не могут больше терять электроны. В больших же периодах только первые два члена имеют по восемь электронов в предпоследнем слое. В атомах следующих за ними элементов число электронов в предпоследнем слое постепенно растет, пока не достигнет 18 (у первого члена второй половины периода). Но слой из 18 электронов оказывается почти таким же устойчивым, как и слой из восьми электронов. Поэтому атомы, имеющие восемнадцать электронов в предпоследнем слое (например, Сu, Zn, Ga и др.), потеряв наружные электроны, тоже превращаются в ионы с устойчивой оболочкой. Таким образом, максимальная валентность атомов второй половины каждого большого периода, имеющих в предпоследнем слое 18 электронов (так же как и валентность атомов с двумя или восьмью электронами в предпоследнем слое), равна числу электронов наружного слоя .
Что же касается остальных элементов больших периодов, содержащих в предпоследнем слое больше восьми, но меньше 18 электронов, то они могут отдавать, кроме наружных электро-нов еще и часть электронов предыдущего слоя, а именно столько,
Исключение составляют медь, серебро и золото, максимальная валентность которых равна двум и трем, хотя наружный слой содержит только один электрон.
чтобы остающиеся электроны образовали устойчивую восьми-электронную оболочку. Например, элемент скандий (№ 21)может отдать всего три электрона, титан — четыре, ванадий — пять и т. д. Общее число отдаваемых электронов и определяет максимальную валентность этих элементов, указываемую номером соответствующей группы .
Еще задолго до возникновения учения о строении атома было установлено, что между максимальной валентностью элемента по кислороду и его валентностью по водороду существует определенная зависимость: сумма валентностей по кислороду и по водороду всегда оказывается равной восьми.
Эта зависимость очень просто объясняется с точки зрения электронны представлений о валентности. Так как в соединениях с кислородом атомы всех элементов (за исключением фтора) заряжены положительно, а в соединениях с водородом — отрицательно, то валентность по кислороду есть не что иное, как положительная валентность, обусловленная потерей или смеще; нием валентных электронов; наоборот, валентность по водороду есть отрицательная валентность, которую атом проявляет, присоединяя к наружному слою недостающее до восьми число электронов. Понятно, что сумма этих двух валентностей должна равняться восьми.
Нужно, однако, заметить, что это правило распространяется только на металлоиды, образующие газообразные соединения с водородом.
Некоторые металлы тоже образуют соединения с водородом, но не газообразные, а твердые. Всоединениях такого типа металл заряжен положительно, а водород отрицательно. Вэтом случае валентность по водороду является положительной валентностью и, конечно, одинакова с валентностью того же металла по кисло-
Как уже указывалось , элементы каждой, группы периодической системы, начиная с четвертого горизонтального ряда, делятся на две подгруппы: четную, составленную из элементов, у которых преобладают металлические свойства, и нечетную, образованную элементами, у которых металлические свойства ослаблены или преобладают металлоидные свойства.
Различие в свойствах элементов четных и нечетных подгрупп непосредственно вытекает из строения их атомов. Вто время как в наружном слое атомов элементов четных подгрупп никогда не бывает больше двух электронов, в атомах элементов нечетных подгрупп число наружных электронов может доходить до семи. Поэтому элементы четных подгрупп не присоединяют электроны, что характеризует их как металлы.
Нечетные подгруппы тоже содержат металлы, но главным образом состоят из элементов, легко присоединяющих электроны, т. е. металлоидов.
Усиление металлических свойств с увеличением порядкового номера у элементов главных подгрупп тоже легко объясняется строением их атомов. Хотя с увеличением порядкового номера заряд ядра и увеличивается, но одновременно возрастает число электронных слоев в атоме и их отталкивающее действие на наружные электроны. Значительно увеличиваются также радиусы атомов, вследствие чего потенциалы ионизации, а следовательно, и металлоидные свойства элементов уменьшаются.
55 56 57
Вы читаете, статья на тему Свойства элементов от строения атомов
Теория строения атомов объясняет периодическое изменение свойств элементов при увеличении порядкового номера.
Важнейшими свойствами элементов являются металличность (металлические свойства) и неметалличность (неметаллические свойства).
Металличность — это способность атомов элемента отдавать электроны. Количественной характеристикой металличности элемента является энергия ионизации (I).
Энергия ионизации атома — это количество энергии, которое необходимо для отрыва электрона от атома элемента (Э), т. е. для превращения атома в положительно заряженный ион:
Э0 + I = Э+ + ē
Чем меньше энергия ионизации, тем легче атом отдает электрон, тем сильнее металлические свойства элемента.
Неметалличность — это способность атомов элемента присоединять электроны.
Количественной характеристикой неметалличности элемента является сродство к электрону (Еср). Сродство к электрону — это энергия, которая выделяется при присоединении электрона к нейтральному атому, т. е. при превращении атома в отрицательно заряженный ион:
Э0 + ē = Э— + Еср
Чем больше сродство к электрону, тем легче атом присоединяет электрон, тем сильнее неметаллические свойства элемента.
Универсальной характеристикой металличности и неметалличности элементов является электроотрицательность элемента (ЭО).
Электроотрицательность элемента характеризует способность его атомов притягивать к себе электроны, которые участвуют в образовании химических связей с другими атомами в молекуле.
Чем больше металличность, тем меньше ЭО.
Чем больше неметалличность, тем больше ЭО.
При определении значений относительной электроотрицательности различных элементов за единицу принята ЭО лития.
Относительная электроотрицательность элементов I – IV периодов
Рассмотрим, как изменяются некоторые характеристики элементов в малых периодах слева направо:
— Заряд ядер атомов увеличивается.
— Число электронных слоев атомов не изменяется.
— Число электронов на внешнем слое атомов увеличивается от до 8.
— Радиус атомов уменьшается.
— Прочность связи электронов внешнего слоя с ядром увеличивается.
— Энергия ионизации увеличивается.
— Сродство к электрону увеличивается.
— Электроотрицательность увеличивается.
— Металличность элементов уменьшается.
— Неметалличность элементов увеличивается.
В больших периодах с увеличением заряда ядер электронное строение атомов изменяется сложнее, чем в малых периодах. Поэтому и изменение свойств элементов в больших периодах более сложное.
Рассмотрим это изменение свойств на примере четвертого периода. Он начинается, как и малые периоды, двумя s-элементами — K и Са, в атомах которых на внешнем слое находится соответственно 1 и 2 электрона. Эти элементы имеют наибольшие радиусы атомов среди всех элементов IV периода, поэтому электроны внешнего слоя слабо связаны с атомами, и эти элементы являются типичными металлами. Эти элементы имеют самые низкие в IV периоде значения ЭО.
В атомах следующих десяти элементов (от Sc до Zn) происходит заполнение d-подуровня предвнешнего слоя; на внешнем слое число электронов в атомах всех этих элементов равно 2 или 1 (Cr, Сu). Радиусы атомов d-элементов мало различаются между собой. Поэтому d-элементы похожи по своим свойствам — все они являются металлами (но менее активными, чем K и Са, которые имеют меньшие заряды ядер и большие радиусы атомов). ЭО всех d-элементов IV периода изменяется в небольшом интервале от 1,3 до 1,9.
В атомах последних шести элементов IV периода (от Gа до Kr) заполняется р-подуровень внешнего слоя, поэтому количество электронов на внешнем слое увеличивается от 3 до 8. Радиусы атомов этих элементов уменьшаются слева направо. Уменьшение радиуса атомов и увеличение числа электронов на внешнем слое являются причиной уменьшения металличности и увеличения неметалличности элементов слева направо. ЭО этих элементов изменяется от 1,6 у Gа до 2,8 y Br.
Рассмотрим, как изменяются некоторые характеристики элементов в главных подгруппах сверху вниз:
В малых периодах закономерно изменяется высшая валентностъ элементов: во втором периоде от I у Li до V у N; в третьем периоде от у Na до VII у Cl. В большом четвертом периоде высшая валентность увеличивается от I у K до VII у Мn; у следующих элементов она понижается до II у Zn, а потом снова увеличивается от III у Gа до VII у Вr.
Периодическое изменение высшей валентности объясняется периодическим изменением числа валентных электронов в атомах.
Валентные электроны — это электроны, которые могут участвовать в образовании химических связей.
В атомах s- и р-элементов валентными являются, как правило, все электроны внешнего слоя.
В атомах d-валентными являются электроны внешнего слоя (2 или 1), а также все или некоторые d-электроны предвнешнего слоя.
Число валентных электронов для большинства элементов равно номеру группы.
Значение периодического закона и периодической системы элементов Д. И. Менделеева
Ученые разных стран — У. Одлинг и Дж. Ньюлендс (Англия), Ж. Дюма и А. Шанкуртуа (Франция), И. Деберёйнер и Л. Мёйер (Германия) и другие пытались классифицировать химические элементы. Они установили существование групп, похожих по свойствам элементов, но не обнаружили взаимосвязь всех химических элементов. Эту взаимосвязь открыл великий русский ученый Д. И. Менделеев и выразил ее в периодическом законе. На основе периодического закона Д. И. Менделеев предсказал существование двенадцати элементов, которые в то время еще не были открыты и определил их положение в периодической системе. Свойства трех из этих элементов он подробно описал и условно назвал их «экабором», «экаалюминием» и «экасилицием», так как считал, что эти элементы должны быть похожи по свойствам на бор, алюминий и кремний. Через несколько лет (еще при жизни Менделеева) эти элементы были открыты и получили названия — галлий Gа, скандий Sc и германий Gе.
Физический смысл периодического закона стал понятен после создания теории строения атома. Но сама эта теория развивалась на основе периодического закона и периодической системы.
Периодический закон — один из основных законов природы и важнейший закон химии. Современный этап развития химической науки начинается с открытия периодического закона. Он помогает ученым создавать новые химические элементы и новые соединения элементов, получать вещества с нужными свойствами. Этот закон играет важную роль в развитии всего естествознания (физики, биологии и других наук).
Периодический закон имеет большое философское значение — он подтвердил наиболее общие законы развития природы.
А́том (от др.-греч. ἄτομος — неделимый) — частица вещества микроскопических размеров и массы, наименьшая часть химического элемента, являющаяся носителем его свойств.
Атом состоит из атомного ядра и электронов. Если число протонов в ядре совпадает с числом электронов, то атом в целом оказывается электрически нейтральным. В противном случае он обладает некоторым положительным или отрицательным зарядом и называется ионом.В некоторых случаях под атомами понимают только электронейтральные системы, в которых заряд ядра равен суммарному заряду электронов, тем самым противопоставляя их электрически заряженным ионам.
Ядро, несущее почти всю (более чем 99,9 %) массу атома, состоит из положительно заряженных протонов и незаряженных нейтронов, связанных между собой при помощи сильного взаимодействия. Атомы классифицируются по количеству протонов и нейтронов в ядре: число протонов Z соответствует порядковому номеру атома в периодической системе и определяет его принадлежность к некоторому химическому элементу, а число нейтронов N — определённому изотопу этого элемента. Число Z также определяет суммарный положительный электрический заряд (Ze) атомного ядра и число электронов в нейтральном атоме, задающее его размер.
Атомы различного вида в разных количествах, связанные межатомными связями, образуют молекулы.
Свойства атома
По определению, любые два атома с одним и тем же числом протонов в их ядрах относятся к одному химическому элементу. Атомы с одним и тем же количеством протонов, но разным количеством нейтронов называют изотопами данного элемента. Например, атомы водорода всегда содержат один протон, но существуют изотопы без нейтронов (водород-1, иногда также называемый протием — наиболее распространённая форма), с одним нейтроном (дейтерий) и двумя нейтронами (тритий). Известные элементы составляют непрерывный натуральный ряд по числу протонов в ядре, начиная с атома водорода с одним протоном и заканчивая атомом унуноктия, в ядре которого 118 протонов. Все изотопы элементов периодической системы, начиная с номера 83 (висмут), радиоактивны.
Масса
Поскольку наибольший вклад в массу атома вносят протоны и нейтроны, суммарное число этих частиц называют массовым числом. Массу покоя атома часто выражают в атомных единицах массы (а. е. м.), которая также называется дальтоном (Да). Эта единица определяется как 1⁄12 часть массы покоя нейтрального атома углерода-12, которая приблизительно равна 1,66·10−24 г. Водород-1 — наилегчайший изотоп водорода и атом с наименьшей массой, имеет атомный вес около 1,007825 а. е. м. Масса атома приблизительно равна произведению массового числа на атомную единицу массы Самый тяжёлый стабильный изотоп — свинец-208 с массой 207,9766521 а. е. м.
Так как массы даже самых тяжёлых атомов в обычных единицах (например, в граммах) очень малы, то в химии для измерения этих масс используют моли. В одном моле любого вещества по определению содержится одно и то же число атомов (примерно 6,022·1023). Это число (число Авогадро) выбрано таким образом, что если масса элемента равна 1 а. е. м., то моль атомов этого элемента будет иметь массу 1 г. Например, углерод имеет массу 12 а. е. м., поэтому 1 моль углерода весит 12 г.
Размер
Атомы не имеют отчётливо выраженной внешней границы, поэтому их размеры определяются по расстоянию между ядрами соседних атомов, которые образовали химическую связь (Ковалентный радиус) или по расстоянию до самой дальней из стабильных орбит электронов в электронной оболочке этого атома (Радиус атома). Радиус зависит от положения атома в периодической системе, вида химической связи, числа ближайших атомов (координационного числа) и квантово-механического свойства, известного как спин. В периодической системе элементов размер атома увеличивается при движении сверху вниз по столбцу и уменьшается при движении по строке слева направо. Соответственно, самый маленький атом — это атом гелия, имеющий радиус 32 пм, а самый большой — атом цезия (225 пм). Эти размеры в тысячи раз меньше длины волны видимого света (400—700 нм), поэтому атомы нельзя увидеть в оптический микроскоп. Однако отдельные атомы можно наблюдать с помощью сканирующего туннельного микроскопа.
Малость атомов демонстрируют следующие примеры. Человеческий волос по толщине в миллион раз больше атома углерода. Одна капля воды содержит 2 секстиллиона (2·1021) атомов кислорода, и в два раза больше атомов водорода. Один карат алмаза с массой 0,2 г состоит из 10 секстиллионов атомов углерода. Если бы яблоко можно было увеличить до размеров Земли, то атомы достигли бы исходных размеров яблока.
Учёные из Харьковского физико-технического института представили первые в истории науки снимки атома. Для получения снимков учёные использовали электронный микроскоп, фиксирующий излучения и поля (field-emission electron microscope, FEEM). Физики последовательно разместили десятки атомов углерода в вакуумной камере и пропустили через них электрический разряд в 425 вольт. Излучение последнего атома в цепочке на фосфорный экран позволило получить изображение облака электронов вокруг ядра.