ЧАСТЬ И

ОБЩАЯ ХИМИЯ

СТРОЕНИЕ АТОМА

Строение электронных оболочек и свойства химических элементов

Металлические и неметаллические элементы

Химические свойства элементов обусловливаются не всеми электронами, а только теми, которые имеют наибольшую энергию. Эти электроны называют валентными.

В атомах элементов главных подгрупп валентными е электроны внешнего энергетического уровня. Завершены внутренние энергетические уровни атомов существенно не влияют на их химические свойства. Число валентных электронов равно номера группы, в которой находится химический элемент. Например, атомы Водорода, Лития, Натрия и Калия, которые расположены в главной подгруппе i группы, имеют по одному валентному электрону, а атомы элементов главной подгруппы IV группы - Углерода и Кремния - по четыре.

Именно от числа валентных электронов зависит то, есть элемент металлом или неметалом, свойства его соединений и значение валентности в этих соединениях.

Если в атомах элементов на внешнем уровне небольшое число электронов (преимущественно от одного до четырех), то элемент проявляет металлические свойства, а если на внешнем уровне имеется более четырех электронов, то элемент проявляет преимущественно неметаллические свойства. Чем больше число электронов на внешнем уровне, тем более выраженные неметаллические свойства и меньше - металлические.

Со увеличением порядкового номера элемента в Периодической системе число валентных электронов периодически повторяется, что приводит к периодической смене свойств элементов и образованных ими веществ. Именно поэтому каждый период начинается с металлического элемента и заканчивается неметалічним.

В атомах переходных элементов (d-элементов) на внешнем энергетическом уровне в основном содержится два электрона. Благодаря этому все переходные элементы относят к металлических. Все f-eкрики так же относят к металлических.

Атомы, которые содержат на внешнем уровне число электронов, промежуточное между металлическими и неметаллическими (обычно это три-четыре), образуют амфотерные соединения.

Зависимость металлических и неметаллических свойств от строения внешнего электронного слоя

Завершены энергетические уровни, а также внешние уровни, которые содержат восемь электронов, имеют повышенную устойчивость. Именно этим объясняется химическая инертность гелия, неона и аргона: они вообще не вступают в химические реакции. Атомы всех других химических элементов пытаются отдать или присоединить электроны, чтобы их электронная оболочка стала устойчивой, при этом они превращаются в заряженные частицы.

Заряженный атом или группу атомов называют ионом. Различают катионы - ионы с положительным зарядом, и анионы - отрицательно заряженные ионы.

Рассмотрим щелочной металл Натрий - элемент главной подгруппы И группы. Натрий - активный металл, он легко горит на воздухе, реагирует не только с кислотами, но и с водой. Высокая химическая активность натрия объясняется наличием в его атомах одного валентного электрона. Теряя этот электрон, атом Натрия превращается на положительно заряженный ион Na⁺ с электронной конфигурацией инертного газа Неона. Ионы Na⁺ входят в состав всех соединений Натрия, например соды и поваренной соли. В отличие от атомов Натрия, ионы Натрия химически инертны и практически безвредны для организма. Весь Натрий, содержащийся в организме человека (приблизительно 90 г), находится в виде ионов.

Чем большее число электронов содержится на внешнем электронном слое, тем сложнее их отдавать, поэтому с увеличением числа электронов на внешнем уровне (в периодах) металлические свойства элементов уменьшаются.

В атомах галогенов, которые образуют главную подгруппу VII группы, семь электронов на внешнем уровне. До его завершения им не хватает всего одного электрона, поэтому для них наиболее характерен процесс присоединения электрона. Так, атом Фтора, присоединяя один электрон, превращается в ион F^-, что имеет электронную конфигурацию инертного газа и по химическим свойствам значительно отличается от простого вещества фтора, которая состоит из молекул F₂.

Атомы других неметаллических элементов, так же, как и атомы галогенов, стремятся завершить внешний энергетический уровень путем присоединения электронов, потому что ионы с электронной конфигурацией инертного газа имеют повышенную устойчивость. Чем больше электронов не хватает до завершения электронного слоя, тем труднее их присоединять, ведь чем меньше электронов на внешнем уровне, тем слабее обнаружены неметаллические свойства.

Таким образом, металлические свойства обуславливаются способностью отдавать электроны, а неметаллические - способностью их присоединять. В периоде с увеличением порядкового номера металлические свойства уменьшаются, а неметаллические - растут. Каждый период начинается наиболее активным (среди элементов определенного периода) металлическим элементом, а в конце периода расположен наиболее активный неметаллические элемент (в группе VII) и инертный газ (в группе VIII).

Электронные конфигурации ионов можно вывести из электронных конфигураций атомов, добавив к них или отняв от них нужное число электронов. Например, электронная конфигурация атома Лития - 1s²2s¹, а иона Лития Li⁺ - 1s², что совпадает с конфигурацией атома инертного газа Гелия.

При образовании анионов дополнительные электроны занимают свободные орбитали. Например, конфигурация атома Хлора 1s² 2s² 2р⁶ 3s² Зр⁵, а иона Сl^- - 1s² 2s² 2p⁶ 3s² Зр⁶, что совпадает с электронной конфигурацией атома инертного газа Аргона.

Радиус атома

Размер ядра атома по сравнению с размером атома очень незначительный, поэтому атомное ядро никоим образом не влияет на размер атомов. Радиус атомов полностью обусловливается размером электронной оболочки, а точнее - числом электронных слоев (энергетических уровней).

В атомов химических элементов одного периода число электронных слоев, что заполняется, одинаковое, ведь и радиус их атомов должно быть одинаковым. Однако в периоде с увеличением порядкового номера химического элемента заряд ядра последовательно растет. Электроны с увеличением заряда ядра притягиваются к нему сильнее, и поэтому в периоде радиус атомов уменьшается.

В главных подгруппах с увеличением порядкового номера элемента (сверху вниз) растет число занятых энергетических уровней. Именно поэтому радиус атомов химических элементов одной группы увеличивается.

Изменение радиусов атомов в группах объясняет изменение металлических свойств элементов одной группы. Чем дальше от ядра расположены валентные электроны (электроны внешнего энергетического уровня), тем меньше они притягиваются к ядру, ведь внешние электроны с увеличением радиуса легче отдавать, и это приводит к тому, что металлические свойства, которые обусловлены способностью элементов отдавать электроны, в группах возрастают. Одновременно неметаллические свойства элементов в группах с увеличением радиуса атомов (порядкового номера) уменьшаются. Металлические свойства, таким образом, наиболее ярко выраженные в нижнего элемента подгруппы, а неметаллические - у верхнего.

С учитывая изменения металлических свойств в периодах, можно утверждать, что среди всех химических элементов наиболее активным металлическим элементом является Франций (поскольку Франций в природе не обнаружен, а добытый искусственно ядерным синтезом, то среди существующих элементов наиболее активный металлический элемент - Цезий). А наиболее активный неметаллические элемента - Фтора.

Электроотрицательности химических элементов

Способность атома притягивать к себе валентные электроны других атомов называют електронегативністю. Сильнее всего притягивают электроны атомы наиболее активных неметаллических элементов - Фтора, Кислорода, Хлора, - ведь им для завершения внешнего уровня не хватает одного или двух электронов, И электроны, которые они будут принимать, расположатся достаточно близко к ядру - на втором или третьем электронном слое. Поэтому электроотрицательности этих элементов наибольшая. Легче всего отдают электроны атомы активных металлических элементов, в первую очередь щелочных: Лития, Натрия, Калия и др. Они характеризуются наименьшей електронегативністю.

Поскольку электроотрицательности - это свойство, которая также связана с приемом-потерей электронов, то и меняться в Периодической системе она будет так же, как и металлические свойства в периодах электроотрицательности увеличивается слева направо, а в группах снизу вверх, ведь элемент с наибольшей електронегативністю - Фтора, а с наименьшей - Цезий.

Способ количественного определения электроотрицательности впервые разработал американский химик Лайнус Полинг. По шкале Полинга, электроотрицательности Фтора составляет 3,98 (округленно 4), на втором месте находится Кислород (3,44), на третьем - Хлор (3,16). Водород и типичные неметаллические элементы расположены посредине шкалы; значение их электроотрицательностей примерно равны 2. Активные металлические элементы имеют значение электроотрицательностей меньше, чем 1,6.