Какими свойствами обладают атомы этих элементов и почему
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
Данный урок посвящен изучению особенностей строения атомов и некоторых свойств элементов неметаллов. Из материалов урока вы узнаете, почему химических элементов неметаллов намного меньше, чем металлов; как различаются по строению атомы металлов и неметаллов, а также какими свойствами обладают неметаллические элементы.
Положение химических элементов-неметаллов в Периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева
Из более сотни известных химических элементов простые вещества неметаллы образуют 22 элемента, причем все они находятся в главных (А) подгруппах.
Элементы-неметаллы находятся в правом верхнем углу Периодической таблицы, в главных подгруппах выше диагонали бериллий – астат. Причем с увеличением номера главной подгруппы число неметаллов в ней закономерно увеличивается на один (рис. 1).
Рис. 1. Расположение неметаллов среди элементов подгрупп А (выделены красным)
Особенности строения атомов неметаллов
Неметаллические свойства связаны со способностью атомов элементов присоединять к себе электроны. Притяжение внешних электронов к ядру тем сильнее, чем меньше размеры атома и больше заряд ядра. В периоде с ростом заряда ядра от элемента к элементу радиус атома уменьшается, сильнее становится притяжение внешних электронов к ядру и неметаллические свойства усиливаются. Вместе с тем от периода к периоду радиус атома увеличивается из-за увеличения числа электронных слоев, и ядра этих атомов все слабее притягивают к себе внешние электроны. Поэтому с ростом номера периода в нем уменьшается количество элементов-неметаллов.
На внешнем электронном слое в атомах неметаллов большее число электронов, чем в атомах металлов. Электроотрицательность атомов неметаллов существенно выше, чем атомов металлов.
Особенности строения элементов VIII-A подгруппы
Элементы VIII-А подгруппы завершают каждый период.
Особенностью строения атомов неона, аргона, криптона, ксенона и радона является устойчивый восьмиэлектронный внешний слой (октет), а гелия – двухэлектронный (дуплет). При обычных условиях их простые вещества, как правило, не вступают в химические реакции и представляют собой одноатомные газы. Поэтому их часто называют инертными, или благородными, газами. Последнее название более целесообразно, так как известны некоторые соединения этих элементов (например, оксид ксенона, фторид радона и др.).
Изменение свойств неметаллов в группах
В группах с увеличением заряда ядра увеличивается радиус атома, т. к. растет число электронных слоев в атоме. Следовательно, способность притягивать электроны, электроотрицательность и окислительные свойства уменьшаются.
В периодах же, наоборот, с увеличением заряда ядра электроотрицательность и окислительные свойства увеличиваются, т. к. уменьшается радиус атома.
Самый электроотрицательный элемент – это фтор. Поэтому он и самый активный неметалл.
Изменение некоторых свойств элементов неметаллов рассмотрено в таблице на рис. 2 на примере элементов третьего периода.
Свойства | Si | P | S | Cl |
Порядковый номер | 14 | 15 | 16 | 17 |
Число внешних электронов | 4 | 5 | 6 | 7 |
Радиус атома в нм | 0,117 | 0,111 | 0,104 | 0,099 |
Высшая степень окисления | +4 (SiO2) | +5 (Р2О5) | +6(SO3) | +7 (Cl2O7) |
Низшая степень окисления | -4 (SiH4) силан | -3 (PH3) фосфин | -2 (H2S) сероводород | -1 (HCl) хлороводород |
Неметаллический характер | усиливается | |||
Рис. 2. Сравнение свойств неметаллов третьего периода
Распространенность в природе
Распространенность неметаллов в космосе и на земле различна.
Самый распространенный элемент земной коры – кислород, он составляет примерно половину общей массы элементов, образующих земную кору (49,13 %). Кислород также является составной частью атмосферы, он занимает 21 % ее объема.
Вторым по распространенности на земле элементом является кремний. Его в земной коре 27,6 % по массе. Кремний с кислородом образует самые разнообразные природные соединения вследствие своего особенного родства с кислородом.
К распространенным элементам неметаллам следует отнести и азот. В земной коре его 0,01 % по массе, а в атмосфере – 78 % по объему.
Водород распространен в земной коре незначительно – всего 1 % по массе. Но во Вселенной он является господствующим элементом. Его особая роль в жизни Вселенной заключается в том, что водород является источником энергии, питающей Солнце и другие звезды.
В значительно меньших количествах, чем перечисленные элементы, в природе встречаются углерод, фосфор, сера. Но эти элементы наряду с кислородом, углеродом и водородом входят в состав живых организмов и выполняют важные биологические функции. Поэтому их называют биогенными элементами.
Подведение итогов урока
Из материалов урока вы узнали, почему химических элементов-неметаллов намного меньше, чем металлов, как различаются по строению атомы металлов и неметаллов, а также какими свойствами обладают неметаллические элементы.
Список литературы
1. Оржековский П.А. Химия: 9-й класс: учеб для общеобр. учрежд. / П.А. Оржековский, Л.М. Мещерякова, М.М. Шалашова. – М.: Астрель, 2013. (§16)
2. Рудзитис Г.Е. Химия: неорган. химия. Орган.химия: учеб. для 9 кл. / Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. – М.: Просвещение, ОАО «Московские учебники», 2009. (§§ 7, 15, 24)
3. Хомченко И.Д. Сборник задач и упражнений по химии для средней школы. – М.: РИА «Новая волна»: Издатель Умеренков, 2008.
4. Энциклопедия для детей. Том 17. Химия / Глав.ред. В.А. Володин, вед. науч. ред. И. Леенсон. – М.: Аванта+, 2003.
Дополнительные рекомендованные ссылки на ресурсы сети Интернет
1. Фоксфорд. Учебник (Источник)
2. Л.Н. Мишенина. Неорганическая химия. Учебно-методический комплекс (Источник)
Домашнее задание
1.с. 113 №№ 3–6из учебника П.А. Оржековского «Химия: 9-й класс» / П.А. Оржековский, Л.М. Мещерякова, М.М. Шалашова. – М.: Астрель, 2013.
2. Почему элементов неметаллов значительно меньше, чем металлов?
3. Сравните свойства простых веществ, образованных элементами V-А подгруппы – азотом и фосфором.
Для начала выясним что такое элемент?
Элемент — это вещество, которое состоит исключительно из атомов одного вида.
Например кусок висмута содержит только атомы висмута, причем все они химически идентичны. Мы можем этот кусок размельчить кузнечным молотом, а затем размолоть в порошок. Однако каждый кусок, каждая отдельная частичка порошка — это все еще висмут. Мы можем нагревать его до тех пор, пока он не потечет как вода, или пока он не закипит, и каждый атом не вылетит в воздух. Но мы все еще будем иметь те же атомы химического элемента висмута и ничего более.
Большинство атомов способно соединяться с другими, образуя при этом молекулы. Атом одного химического элемента может соединяться с другими подобными атомами. Так, два атома кислорода образуют молекулу кислорода. Атом может также соединяться с одним или с несколькими атомами других элементов, образуя молекулы или химические соединения.
Удивительно в химическом процессе то, что при соединении двух различных атомов образуется совершенно иное вещество с новыми свойствами. Сильно воспламеняющийся газ — водород, соединяясь с кислородом, образует воду. Два ядовитых вещества: газообразный хлор и мягкий серебристо-белый металл натрий, соединяясь, образуют обычную столовую соль.
Другое хорошо известное соединение — сахар удается без труда разложить на более простые составные части. Для этого нужно положить некоторое количество сахара в реторту и нагреть ее. Вскоре молекулы сахара начнут распадаться. Образующийся черный остаток указывает на то, что сахар частично состоит из углерода. Другие атомы, которые были связаны в молекуле сахара, разъединяются, испаряются и конденсируются в виде капелек, которые стекают в стакан. Оказывается, эти капли — обычная вода. Мы можем пойти еще дальше и пропустить электрический ток через полученную воду, поместив ее в аппарат для электролиза. При этом молекула воды разлагается на водород и кислород, которые выделяются в виде отдельных пузырьков.
Сахар, таким образом, состоит из следующих химических элементов: углерода, водорода и кислорода. Каждая молекула сахара содержит 12 атомов углерода, 22 атома водорода и 11 атомов кислорода.Значит, химическая формула сахара выглядит так: С12Н22О11.
В реторте мы имели дело с миллиардами миллиардов молекул сахара, но интересно выяснить, что же происходит с каждой молекулой в отдельности.
Наглядное представление об этом процессе можно получить с помощью модели.
Черные шарики изображают атомы углерода, белые — атомы водорода и красные — атомы кислорода. Палочки показывают химические связи, которые удерживают отдельные атомы элемента вместе. Это, конечно, не совсем та молекула сахара, которая оказалась бы на самом деле, если бы мы могли увидеть ее, но все же модель хорошо иллюстрирует общее расположение атомов внутри молекулы.
При нагревании молекула разлагается. 12 атомов углерода остаются на дне реторты, а 11 молекул воды переходят в пар. Этот результат можно выразить таким уравнением:
С12Н22О11 — 12С +11Н20.
Другими словами, из одной молекулы сахара образуется 12 атомов углерода и 11 молекул воды. Наконец, когда молекулы воды разлагаются, из них возникают 22 атома водорода и 11 атомов кислорода. Они соединяются парами, образуя 11 молекул водорода (Н2) и 51/2 молекул кислорода (О2) на каждую разложенную молекулу сахара.
Можно написать эту реакцию при помощи целых чисел, если удвоить число молекул воды, участвующих в реакции:
22Н2О — 22Н2 + 1102.
В другом эксперименте будем нагревать химическое соединение — окись ртути, представляющее собой порошок красного цвета. Название этого соединения говорит о том, что оно состоит из ртути и кислорода.
Вначале окись ртути изменяет окраску. Затем она закипает и начинает испаряться из колбы. Образовавшиеся газы, после того как они вырываются через шейку реторты, охлаждаются. Ртуть образует капли, которые собираются в стакане. Кислород также выделяется из реторты.
Мы не можем увидеть газообразный кислород, но зато сможем установить его присутствие, поднеся к реторте тлеющую деревянную лучинку. В атмосфере почти чистого кислорода лучинка загорается ярким пламенем.
Таким образом, нами установлено, что сухой красный порошок состоит из блестящего жидкого металла и газа, способного поддерживать горение. Молекула окиси ртути намного проще молекулы сахара. Она состоит всего лишь из двух атомов — ртути (символ которой — Hg) и кислорода. Это сразу видно из формулы окиси ртути: HgO.
При нагревании молекулы окиси ртути разлетаются в стороны, ударяются друг о друга или о стенки реторты. Каждая молекула разрушается, атом кислорода отскакивает от атома ртути.
Одиночные атомы ртути проходят через шейку реторты,, как обычный газ, и при охлаждении конденсируются в форме капелек. Атомы кислорода соединяются попарно и выделяются в виде газа. Этот процесс можно совсем просто записать с помощью химических символов:
HgO — Hg+O.
Однако, так как молекулы кислорода состоят из двух атомов, то свободный кислород, т. е. молекулу кислорода, надо обозначить символом О2. Так что мы должны поправить эту запись, заменив одну молекулу окиси ртути на две:
2HgO — 2Hg + 02
Это означает, что две молекулы HgO образуют два атома ртути и одну молекулу кислорода, которая, естественно, содержит два атома кислорода. Таким образом, окись ртути, как и сахар, является скоплением одинаковых молекул, каждая из которых построена из атомов более чем одного сорта.
Пять чистых жидкостей, которые мы испытывали ранее, также были простыми соединениями (точнее, последняя из них была раствором двух соединений). Кстати, все пять жидкостей состояли только из газообразных или из газообразных и твердых элементов. Эти жидкости:
- Вода (водород и кислород).
- Ацетон (водород, кислород и углерод) — та жидкость, которая воспламенялась.
- Четыреххлористый углерод (углерод и хлор) — та жидкость, которая гасила пламя.
- Азотная кислота (водород, кислород, азот) — та, которая химически реагировала с медной пластинкой.
- Раствор кобальта-60 (вода плюс нитрат, азот и кислород, радиоактивного кобальта) — та, которая заставляла счетчик Гейгера трещать, как пулемет.
Для получения пяти различных жидкостей было использовано всего шесть элементов. Но даже если взять всего два элемента — водород и углерод, то из них можно получить тысячи различных соединений, в частности парафин, керосин, пластмассы.
Свойства таких углеводородов зависят только от относительного числа атомов углерода и водорода в каждой молекуле, а также от способа, по которому атомы соединяются вместе.
Химические формулы для различных углеводородов сразу показывают нам числа атомов углерода и водорода в каждой молекуле. Например, СН4 — это метан. А вот и некоторые другие соединения:
- С2Н2 — ацетилен,
- С2Н4 — этилен,
- С8Н18 — октан,
- C10H18 — декагидронафталин.
Конечно, нужно взять много квадриллионов молекул, чтобы получить видимые или весомые количества углеводорода или какого-либо другого соединения. Ведь размер атома углерода порядка одной пятидесятимиллионной сантиметра.
Свойства атомов химических элементов
Что же касается атомного ядра, то оно еще меньше атома: диаметр атома превосходит диаметр его ядра примерно в десять тысяч раз. Если мы представим себе атом углерода увеличенным до размеров футбольного поля, то электроны будут похожи на мух, летающих над стадионом, а ядро — на футбольный мяч, причем этот мяч будет а тысячи раз тяжелее всех мух (т. е. электронов) вместе взятых.
Это означает, что более 99,9% всего вещества Вселенной сконцентрировано в очень маленьких ядрах атомов. И таким образом, атом является в основном пустым пространством.
О весе атома можно получить представление, основываясь на том, что равные объемы всех простых газов и паров содержат одинаковое число молекул. Если мы на каждую чашку весов положим колбы горловинами вниз, мы уравновесим один литр воздуха другим. Если теперь одну из колб наполнить водородом, вытеснив из нее воздух, то разница в весах этих колб покажет, насколько литр воздуха тяжелее литра водорода.
Можно пересчитать это на одну молекулу — путем очень длинного деления. Ведь известно, что в каждой колбе имеется одинаковое число молекул — примерно 26 870 000 000 000 000 000 000.
Число атомов будет вдвое больше, ибо свободные азот и кислород (основные компоненты воздуха), как и водород, имеют по два атома в молекуле.
Равные объемы некоторых металлов также весят по-разному, в зависимости от весов их атомов* Например, одинаковые кубики магния, железа, свинца и урана, подвешенные на одинаковых резинках, растянут их на разную длину.
Это, однако, дает только приблизительное представление об относительных весах атомов. Получить же их точные веса несравненно труднее: надо знать, насколько тесно атомы твердых элементов упакованы в различных материалах. Действительные атомные веса, взятые относительно веса атома кислорода, принятого равным 16, указаны в периодической системе. Они приблизительно равны: 238 — для урана, 207 — для свинца, 56 — для железа и 24 — для магния.
Следовательно, атом урана весит приблизительно столько, сколько весят 238 атомов водорода или 15 атомов кислорода.
Таково одно из многих сведений, содержащихся в периодической таблице. Периодическая таблица указывает также основные данные, которые необходимы для выяснения того, как атомы соединяются между собой.
Строение атомов химических элементов
Начнем с первого элемента — водорода, потому что его ядро представляет собой всего-навсего один протон. А протоны, как нам уже известно, являются основными частицами, из которых состоят ядра всех других элементов.
Каждый материальный объект во Вселенной состоит из атомов одного или более элементов. Общее число элементов немного больше ста, так что мы будем правы, если назовем атомы химическтх элементов строительными кирпичиками материи.
Но все элементы построены из одних и тех же основных ( фундаментальных ) частиц — протонов, нейтронов и электронов. Что же делает один элемент отличным от другого? Не что иное, как число протонов, нейтронов и электронов, входящих в его состав.
Протон — это частица с единичным зарядом положительного электричества. Он в то же время является ядром атома водорода и составляет более 99,9% его атомного веса.
Итак, ядро водорода — протон имеет заряд 1, как можно видеть из периодической таблицы, в которой указано, что атомный номер водорода равен 1. Мы можем изобразить его в виде кружочка со знаком +. Если мы добавим к протону вторую частицу такого же веса, но без электрического заряда, то такая система будет иметь вес, равный двум. Но ее заряд остается равным 1, так как в ней имеется только один протон. Нейтральная частица — нейтрон имеется в ядре каждого элемента, за исключением обычного водорода. Если теперь добавить сюда второй протон и второй нейтрон, то получится сложная частица с зарядом 2 и весом 4.
Из периодической таблицы нетрудно установить, что эта частица представляет собой ядро атома гелия, у которого атомный номер равен 2, а массовое число — 4. Массовое число — это общее число протонов и нейтронов, т. е. это атомный вес элемента, округленный до целого числа.
Если мы добавим к ядру гелия третий протон и третий нейтрон, то получим ядро лития, называемое литием-6. Это ядро имеет положительный заряд 3 и массовое число 6.
Наиболее распространенной формой этого серебристо-белого металла является литий-7, в состав которого входит еще один нейтрон. 92% природного лития состоит из лития-7, имеющего атомный вес 7,02 и массовое число 7. Средний же атомный вес природного лития (содержащего литий-6 и литий-7) равен 6,940.
Прибавляя протоны и нейтроны к этому ядру, мы будем получать ядра все более тяжелых элементов.
Но атом не станет атомом до тех пор, пока ядро не будет окружено соответствующим числом электронов — по одному электрону на каждый протон. Электрон — это единичный заряд отрицательного электричества, и он точно уравновешивает положительный заряд протона.
Таким образом, атом водорода состоит из одного протона и единственного электрона, вращающегося вокруг него.
Для атома химического элемента гелия потребуются два электрона, чтобы уравновесить положительный заряд 2, обусловленный его двумя протонами. Для атома характерно то, что только строго определенное число электронов может находиться на каждой данной орбите, или оболочке. Орбита, ближайшая к ядру, может иметь только два электрона. В этом случае считается, что первая оболочка заполнена, и далее начнет заполняться следующая орбита, на которой может находиться 8 электронов. Так, в атоме лития, как и в атоме гелия имеются два электрона на первой оболочке и, кроме того, третий электрон, одиноко вращающийся на внешней орбите.
В действительности орбиты трехмерны, а электроны движутся по поверхности воображаемой сферы. Причем их реальные пути намного сложнее, чем можно представить себе из нашего упрощенного описания.
Рассмотрев следующие семь элементов, мы обнаружим, что у них постепенно заполняется вторая оболочка. Последний из них, неон, имеет 10 протонов в ядре и 10 электронов на двух оболочках.
В атоме неона вторая оболочка с ее восемью свободными местами заполнена до предела. Внутренняя, двухэлектронная оболочка, конечно, тоже заполнена. Таким образом, неон, подобно гелию, является также «укомплектованным» атомом — в нем нет свободных мест или внешних, избыточных электронов.
После неона идет натрий, имеющий 11 протонов и 11 электронов. Одиннадцатый электрон одиноко вращается на третьей оболочке. Натрий, который в периодической таблице помещен непосредственно под литием и водородом, имеет, так же как и они, единственный электрон на своей внешней орбите.
Теперь мы начинаем понимать, почему мы говорим — периодическая таблица элементов. Мы установили, что определенные свойства атомов периодически повторяются, если располагать элементы по порядку возрастания их атомных номеров.
Важно, что каждый раз, когда к ядру прибавляется один протон, атом также должен получить и один дополнительный электрон. Этот электрон, обычно помещаемый на внешнюю орбиту, необходим для того, чтобы сохранить электрическую нейтральность атома в целом.
Следовательно, от числа протонов в ядре зависит количество электронов, вращающихся вокруг ядра. В нейтральном атоме должно находиться всегда одинаковое число протонов и электронов.
Число этих электронов и характер их размещения на возможных орбитах — это и определяет химические свойства любого данного элемента. Химические свойства просто означают, как элемент должен соединяться (или отказываться соединяться) с другими элементами. Они указывают также на то, насколько легко элемент должен соединяться и насколько устойчиво будет это соединение.
Химические свойства зависят от числа и расположения электронов в атоме и никак не связаны с протонами и нейтронами, находящимися в самом ядре.
Число нейтронов в атомном ядре, однако, различно для различных изотопов одного и того же элемента. Слово изотоп означает: занимающий то же самое, или равное (iso), место (topos). Изотопы элемента занимают одно и то же место в периодической системе и имеют одинаковое число протонов и электронов. Хорошим примером может служить природный литий, который содержит два изотопа: литий-6 и литий-7.
Главное, что отличает изотопы,— это их разные атомные веса, а нередко и радиоактивность.
Если мы возьмем атом водорода (протон с вращающимся вокруг него электроном) и добавим к его ядру нейтрон, то нам нет нужды прибавлять электрон: нейтрон не имеет заряда и не нуждается в электроне для сохранения электронейтральности атома. А так как мы не изменили числа электронов, то не изменили и химических свойств атома.
Единственное, что изменено, так это вес атома. У водорода имеется три изотопа: обычный водород, содержащий только протон в ядре; дейтерий, который имеет еще нейтрон, и поэтому его атомный вес равен 2; наконец, радиоактивный тритий, который имеет вес примерно три атомных единицы и содержит 1 протон и 2 нейтрона в ядре.
Природный уран — это, главным образом, изотоп U-238 с 92 протонами и 146 нейтронами в ядре. Но в природном уране содержится и другой хорошо известный изотоп U-235, способный к делению и служащий поэтому источником атомной энергии. U-235 имеет также 92 протона, но только 143 нейтрона, т. е. три единицы меньше атомного веса U-238. Наличие изотопов означает, что мы были не совсем точны, когда определяли элемент как вещество, все атомы которого идентичны.
Ядро атома трехмерное, а не плоское, каким мы его изображали. Некоторые ядра имеют почти сферическую форму, подобно футбольному мячу. Зато другие, в частности уран, более похожи на мяч для игры в регби (по форме он напоминает дыню).