В главных и побочных подгруппах сверху вниз радиус атома увеличивается, так как увеличивается число энергетических уровней в атоме и увеличивается поэтому удаленность внешних электронов от ядра. Но в главных подгруппах радиус атома сверху вниз (например, от лития к францию для элементов 1 группы) увеличивается сильно, а в побочных подгруппах (например, от меди Сu к золоту Аu) радиус атома увеличивается мало.
2) Энергия ионизации (J) или потенциал ионизации атома - это то количество энергии, которое необходимо затратить для отрыва электрона от атома (т.е. для превращения атома Эо в положительный ион Э+), т.е. Эо + J > Э+ + е или Nao + J > Na+ + e или Nao - 1e > Na+ - J. Чем легче атом отдает электрон, тем меньше значение энергии ионизации (т.е. меньше надо затратить энергии на отрыв электрона), тем сильнее выражены восстановительные (металлические) свойства атома.
В периоде слева направо (>) значение энергии ионизации увеличивается, так как положительный заряд ядра увеличивается, а радиус атома уменьшается, поэтому электрон все труднее оторвать от атома. Так, атом натрия будет иметь наименьшую энергию ионизации из всех элементов 3 периода, поэтому он будет самым сильным восстановителем и самым активным металлом. В главных подгруппах сверху вниз (например, от азота к висмуту в 5 группе) значение энергии ионизации уменьшается, так как сильно увеличивается радиус атома. Поэтому восстановительные свойства атомов сверху вниз увеличиваются.
Энергия сродства к электрону (или сродство к электрону) - это энергия, которая выделяется или затрачивается при присоединении электрона к нейтральному атому Эо с превращением его в отрицательный ион Э-, т.е.:
Эо + 1е > Э- ± Е. Например, Сlo + 1e > Cl- + E. Энергия сродства к электрону может быть как положительна (если она выделяется), так и отрицательна (если она затрачивается). Наибольшим сродством к электрону обладают галогены (F, Cl, Br, J), т.е. при присоединении к атомам галогенов электрона выделяется больше всех энергии. И, наоборот, сродство к электрону атомов большинства металлов отрицательно, т.е. энергия в этом случае затрачивается, т.е. присоединение электрона к атомам металла в большинстве случаев энергетически невыгодно.
4) Электроотрицательность элементов - это способность атома данного элемента оттягивать к себе электроны от других атомов в данной молекуле (в данном соединении). Таким образом, при образовании связи между двумя атомами разных элементов общая электронная пара смещается к более электроотрицательному элементу, причем это смещение электронов будет тем больше, чем больше различаются электроотрицательности атомов. Например, в молекуле НСl общая электронная пара (Н:Сl) сме-щена к более электроотрицательному атому хлора.
Электроотрицательность (ЭО) элементов в ПСЭ тоже изменяется периодически. В периодах слева направо (>) ЭО элементов увеличивается, а в главных подгруппах ЭО уменьшается. Чем более типичным металлом является элемент, тем меньше его ЭО. И, наоборот, чем больше ЭО элемента, тем сильнее он проявляет неметаллические свойства. Наибольшая ЭО у фтора, поэтому он самый активный неметалл.
Периодический характер изменения свойств простых веществ и оксидов элементов
В периоде слева направо (>) увеличиваются окислительные и неметаллические свойства элементов, а восстановительные и металлические свойства уменьшаются. Так, из всех элементов 3 периода натрий будет самым активным металлом и самым сильным восстановителем, а хлор - самым сильным окислителем.
Свойства оксидов элементов тоже изменяются: в периоде слева направо усиливается кислотный характер оксидов, а основной характер уменьшается.
В главных подгруппах сверху вниз основной характер оксидов увеличивается, а кислотный характер (кроме элементов I - II групп) уменьшается.
Для каждого атома в принципе возможно неограниченное число отдельных состояний, различающихся по своей энергии. Среди них одно единственное состояние с наименьшей энергией называется нормальным или невозбужденным.
Все остальные энергетические состояния с большим запасом энергии называются возбужденными.
Для перевода атома из нормального в возбужденное состояние необходимо сообщить ему некоторую энергию -- энергию возбуждения. Когда речь идет об электронной структуре атомов, имеют в виду прежде всего их нормальное состояние.
При переходе атома из возбужденного в нормальное состояние полностью восстанавливается структура электронной оболочки. Если строение атомов можно было бы описать классической физикой, отражающей непрерывность изменения свойств, атомы одного и того же химического элемента в нормальном состоянии имели бы различные электронные структуры и утратили свою индивидуальность. При этом исчезло бы различие между элементами и само понятие химического элемента утратило бы свой смысл.
Существование химических элементов с их специфическими свойствами связано с квантовыми закономерностями, согласно которым структура электронной оболочки атома в нормальном состоянии однозначно определяется зарядом ядра или порядковым номером элемента в Периодической системе.
При заполнении электронных слоев и оболочек атомы подчиняются:
1) условию минимума энергии, согласно которому электроны сначала заселяют вакантные орбитали с минимальной энергией;
2) правилу Гунда -- на вырожденных орбиталях заполнение электронами происходит так, чтобы атом имел максимальное число параллельных спинов.
Рассмотрим связь между электронным строением атомов и положением элементов в короткой 8-клеточной Периодической системе. У каждого последующего элемента Периодической системы на один электрон больше по сравнению с предыдущим.
Наиболее прост первый период Системы, состоящий лишь из двух элементов. У водорода единственный электрон заселяет наинизшую энергетическую орбиталь 1s, а у гелия на этой же орбитали два электрона с антипараллельными спинами.
Гелием заканчивается первый период cистемы и исчерпаны все вариации квантовых чисел при n = 1. Таким образом, атом гелия полностью формирует наиболее близкий к ядру К-слой.
Формирование L-слоя (n = 2) начинается с лития, у которого имеется три электрона. Два первых электрона, как у гелия, заполняют К-слой. Третий электрон лития не может находиться в этом слое, так как на ls-орбитали электронных вакансий нет. Помещение третьего электрона на s-орбиталь, максимальная электронная емкость которой равна двум, противоречило бы принципу Паули. У последнего элемента второго периода неона все s- и р-орбитали при n = 2 заполнены.
Третий период (n = 3) начинается с натрия, электронная формула которого 1s22s22p63s1 или, согласно табл. 3, [Ne]3s1.
У аргона заполняются полностью все s- и р-оболочки при n = 3. Аргоном заканчивается третий период Периодической системы. Однако не исчерпаны все возможности вариации квантовых чисел при главном квантовом числе, равном трем. При n = 3 существуют пять 3d-орбиталей (l = 2), каждая из которых вмещает по два электрона. Пока все эти орбитали вакантны, а следующим после аргона элементом является калий -- первый представитель четвертого периода Системы.
Хотя в третьем слое остается незаполненной вся d-оболочка (10 вакансий), у калия и кальция начинает заполняться четвертый слой (n = 4). Об этом свидетельствуют спектры и химические свойства этих элементов, являющихся химическими аналогами соответственно натрия и магния. Если у последних наружными являются 3s-электроны, то у калия и кальция наиболее удалены от ядра периферические электроны 4s.
Начинай с 21-го элемента скандия заполняется 3d-оболочка, которая формально принадлежит предыдущему слою при n = 3. Поэтому в четвертом ряду Периодической системы слева направо не наблюдается заметного убывания металлических свойств, так как на внешнем электронном слое (n = 4) имеется всего два электрона 4s2. Исключение вставляет лишь хром, для которого наблюдается «провал» одного электрона с 4s2 на 3d. Провалы электронов наблюдаются и для других элементов. Они оправданы энергетически, т.е. подчиняются принципу наименьшей энергии, и находят экспериментальное подтверждение при изучении тонкой структуры спектров.
Полностью 3d-оболочка укомплектована у цинка, у которого на ней все 10 электронов. У галлия, подобно алюминию, появляется один электрон на р-оболочке, точнее на 4р1. Четвертый период заканчивается также благородным газом криптоном с полностью заполненной 4р6-оболочкой. Между кальцием (4s2) и галлием (4р1) как бы «вклиниваются» десять элементов от скандия до цинка, для которых характерно заселение электронами 3d-орбиталей. Эти металлы Sc Zn образуют первую десятку элементов вставной декады.
Пятый период аналогичен четвертому. Здесь вторую десятку элементов вставной декады составляют металлы Y Cd, для которых свойственно заполнение 4d-орбиталей. С индия начинается заполнение 5р-оболочки, которое заканчивается в атоме ксенона. При этом 4f, 5d и 5f остаются совершенно вакантными, а пятый период полностью завершен. Объясняется это тем, что периоды формируются быстрее, чем квантовые слои. Эта закономерность четко прослеживается, начиная с третьего периода.
В шестом периоде после лантана, у которого на оболочке 5d появляется один электрон, следуют 14 лантаноидов. Для них характерно заполнение в общем 4f-оболочки. Один электрон на Sd-орбитали (как у лантана) сохраняется только у гадолиния (Z = 64) и лютеция (Z = 71). Поскольку у лантаноидов, представителей шестого периода, происходит заполнение глубоколежащего внутреннего (n -- 2)-слоя, структура внешнего и второго снаружи слоя совершенно идентична, Это является определяющим в химическом поведении лантаноидов, оно объясняет аномально сильно выраженную аналогию в химических свойствах этих элементов.
Второй электрон на Sd-оболочке появляется только у гафния (Z = 72). А полностью Sd-орбитали заполняются у атома ртути. Таким образом, десять металлов от лантана до ртути (без лантаноидов) входят в третью десятку элементов вставной декады. Тогда лантаноиды, у которых происходит заселение 4f-орбиталей, являются вставкой во вставку, так как они вклиниваются между лантаном и гафнием. У таллия начинает заполняться 6р-оболочка, которая завершается в атоме радона.
В незаконченном седьмом периоде у Франция начинается, а у радия заканчивается заполнение 7s-оболочки. Атом актиния, как и лантана, начинает заполнение d-оболочки. В случае актиния это будут 6d-орбитали. Актиноиды (90--103) застраивают 5f-оболочку. Так как с ростом порядкового номера разница в энергиях соответствующих орбиталей делается все меньше, в атомах актиноидов происходит своеобразное соревнование в заполнении 5f- и 6d-орбиталей, энергии которых очень близки.
У 104-го элемента курчатовия, открытого в Дубне под руководством акад. Флерова Г. Н., очередной электрон заселяет 6d-оболочку, доводя ее до 6d2. Поэтому курчатовий является химическим аналогом гафния, что доказано экспериментально. По-видимому, у 105-го элемента (впервые также полученного в лаборатории акад. Флерова в 1969 г.) 6d-оболочка будет состоять из трех электронов, т. е. 105-й элемент должен быть химическим аналогом тантала экатанталом.
Особенности заполнения электронных слоев и оболочек атомов Периодической системы
1. Номер периода совпадает с максимальным значением главного квантового числа для элементов данного периода, т. е. начало каждого периода совпадает с началом нового электронного слоя.
2. Каждый период начинается с элементов (водорода и щелочных металлов), для которых наружная оболочка состоит из одного электрона ns1. Завершается любой период благородным газом с октетной (кроме гелия) внешней электронной оболочкой ns2np6 при n > 1.
3. У типических элементов и элементов главных подгрупп, непосредственно следующих за типическими по вертикали, заполняются либо внешние ns-оболочки (I и II группы), либо внешние nр-оболочки (III--VIII группы).
Первые, для которых характерно заселение ns-оболочек, называются s- элементами, а вторые с заполняющимися nр-оболочками именуются р-элементами. У элементов побочных подгрупп, включая побочную подгруппу VIII группы, происходит заполнение внутренних (n -- 1)d-оболочек (если не считаться с отдельными провалами электронов). Они называются d-элементами.
4. Для лантаноидов и актиноидов характерно заполнение глубинных (n -- 2)f-оболочек (соответственно 4f- и 5f-оболочек). Поэтому лантаноиды и актиноиды относят к f-элементам.
5. Для элементов-аналогов наблюдается одинаковое число электронов на одноименных оболочках при разных значениях главного квантового числа. Поэтому физический смысл Периодического закона заключается в периодическом изменении свойств элементов в результате периодически возобновляющихся сходных электронных оболочек атомов при последовательном возрастании значений главного квантового числа.