Атомни системи. Основни положения в класическата атомна теория
Изтегляне 3.41 Mb.
|
- Навигация на страницата:
- 11.2. Атомен радиус .
- Йонен радиус
- 11.4. Ковалентен радиус
- 11.5. Метален радиус
| Свойствата на елементите са в периодична зависимост от техните поредни номера в Периодичната таблица, които отговарят на ядрените заряди (броят на протоните) на техните атоми.
Строежът на периодичната таблица, според модерните разбирания за строежа на атомите на елементите се основава на техните квантови числа. Основните величини и индекси, характеризиращи атомите на елементите са както следва: 11.2.Атомен радиус. Атомният радиус се дефинира, като половината на два атома от даден елемент, които се допират един до друг. 1 1.3.Йонен радиус Идеята за йонен радиус беше дадена от американският учен Лайнус Полинг във връзка с определянето на клетката на даден йонен кристал в кристалографията. По този проблем са работили, както Полинг, така и Виктор Голдшмит, но теорията на Полинг е в обръзщение сега. Трябва, обаче, да се отбележи, че експертименталното определяне на точният йонен радиус е доста труден проблем, който изиосква и до голяма степен научна интуиция. Така например дължината на йонната връзка Na-Cl е 2[rion(Na+) + rion(Cl−)] = 564.02 pm (5.6402 А) Атомен радиус К акто атомните, така и йонните и ковалентните радиуси се измерват или в пикометри (10-12m) или в ангстрьоми (10-10 m). Там е работата, че много е трудно да се определи, каква порция от връзката се пада на йона на Na+ и каква на атома на Cl−. Полинг предлага като база за определяне на йонните радиуси стойността 140 pm (1.40 A) за йона на O-2. Трябва да се отбележи, че йонният радиус зависи от елемента, с който е свързан дадения йон, от степента на йонност и спиновото състояние на йона. 11.4. Ковалентен радиус Ковалентният радиус е аналогичен ан йонния радиус, но се определя от ковалентни връзки. За чисто ковалетна връзка, образувана от два еднакви атома ковалетният радиус е половината на дължината на връзката. При два различни атома ковалетният радиус се дава със следното равенство: Където rA-A и rBB са съответните ковалетни радиуси при еднакви атоми. 11.5.Метален радиус Металният радиус е аналогичен на ковалетният, но се отнася до металната решетка. Най-общо казано атомният, ковалентния, йонния и металният радиуси растат от горе надолу в в групите и намаляват отляво надясно в периодите. Това може да се види на Фигура ХХ за елементите от IA група. С нарастване на атомния номер (съответно нарастването на броят на протоните, а от там и на заряда на атомите) от горе надолу в групите се прибавят нови орбитали, което прави да расте атомният радиус. Обратно нарастването на поредния номер на атома от ляво надясно по периода, нараства броят на протоните, а от там и ядреният заряд на атома, едновременно с това се добавят нови електрони, обаче върху съществуващата орбитала, което не води до по-добро екраниране, така положително натовареното ядро притегля орбиталите и атомният радиус намалява. Това важи и за другите радиуси. 1 1.6.Йонизационна енергия (Йонизационен потенциал I (ev) Йонизационната енергия е енергията, която е нужна за да бъде избит един, два, или повече електрони. Йонизационната енергия зависи от атомните радиуси. Колкото повече нараства атомният радиус (от горе надолу в групите) и от дясно наляво в периодите, толкова повече крайните (валентните) електрони се отдалечават от ядрата и от там привличането между валентните електрони и ядрата намалява от там по-малка йонизационна енергия (йонизационен потенциал) се изисква. Така, че йонизационната енергия ще намалява отгоре надолу в групите и нараства отляво надясно по периодите. Колкото йонизационната енергия (йонизационния потенциал) е по-голяма и по-трудно се избиват електрони толкова неметалния характер на елемента е по-силно изразен. Обрастно, колкото по-ниска е йонизационната енергия, толкова по-лесно се избиват електрони и толкова металният характер е по-силно изразен. Така, че металният характер се усилва отгоре надолу по групите и отдясно наляво по перидодите, а неметалният характер отляво надясно в периодите и отдолу нагоре в групитр. Така, че най-изявения неметал е флуорът. Така, че се формира една периодична зависимост на тези величини. На Фигура ХХ е дадена периодичната зависимост на йонизационната енергия. 11.7.Сродство към електрона Сходството към електрона е необходимата енергия за добавяне на един електрон към неутралният атома на даден елемент, за да се образува отрицателен йон. Ако полученият йон има по-ниска енергия т.е. процесът А + e− → А− е екзотермичен, то сходството е положително Eea = Eначална − Eкрайна Има и друга дефиниция, според която електронното сходство се дава, като количеството енергия, нужна да се присъедини един електрон към отрицателен йон с единица заряд, т.е. енергията нужна за протичане на процеса: А− → X + А− Така, че един атом с положително сходство към електрона, често се нарича електро-акцептор. Не-металите са по-силни електро-акцептори, така Cl е най-добрият електроно-акцептор. И обратно живакът има най-ниско сродство към електрона. Така, че обикновено, неметалите имат по-високо сродствокъм електрона, отколкото металите. 11.8.Електроотрицателност. Електроотрицателността е още една величина, която характеризира склонността на елементите да отдава или да привлича електрони. Тясе отбелязва с гръцката буква χ. Електроотрицателността не се получава опитнo, тя е теоретична величина, която се изчислява по наяколко метода, като най-използваният е този на Полинг. Според него електроотрицателността се дава, като съотношението: χ =(I+A)/2 където И е йонизационния потенциал, а А е сродството към електрона. Тези методи, обаче дават подобни резултати. На следващата таблица са представени стойностите на електроотрицателността в периодичната система. Tаблица на сходството към електрона:
Изтегляне 3.41 Mb. Сподели с приятели:
|