ПОИСК Статьи Рисунки Таблицы Периодическая таблица из "Химическая связь" Периодическая таблица представляет собой одно из выдаЮ щихся систематизирующих достижений в физике. Среди примерно ста элементов есть группы, имеющие очень близкие химические и физические свойства галогены Р, С1, Вг, I и щелочные металлы Ы, N8, К, КЬ, Сз служат типичными примерами таких групп. В середине XIX в. было предпринято много попыток выявить тот признак элементов, на основании которого можно было бы естественным образом распределить их по группам с одинаковыми свойствами. Эта задача была решена Д. И. Менделеевым, указавшим в 1869 г., что физические и химические свойства элементов и их соединений периодически зависят от их атомных весов. [c.50] На основе этой классификации Менделеев смог постулировать существование некоторых неизвестных в то время элементов, например Ое, и предсказать их свойства, что подтвердилось впоследствии с замечательной точностью. За исключением замены атомного веса атомным номером (зарядом ядра) в качестве принципа построения и включения новых элементов, современная периодическая таблица по существу та же, что и предложенная Менделеевым. Современная ее форма приведена в виде табл. 4.1. В ней элементы расположены в порядке увеличения атомных номеров слева направо и сверху вниз. [c.50] Первое удовлетворительное объяснение периодической таблицы на основе электронной теории атома было дано Бором в 1921 г. Он ввел концепцию, которая теперь известна как принцип заполнения . [c.50] В 1925 г. Уленбек и Гаудсмит предположили, что электрон ведет себя как вращающаяся частица и имеет внутренний угловой (спиновый) и связанный с ним магнитный моменты. Эта гипотеза позволила объяснить некоторые небольшие расщепления, наблюдавшиеся в атомных спектральных линиях. Уленбек и Гаудсмит нашли, что необходимо постулировать по-луцелое квантовое число спинового углового момента (спина) 5 = 2 в противоположность целым значениям / = О, 1, 2,. .., которые может принимать квантовое число орбитального углового момента электрона. В предыдущей главе было показано, что орбитали с данным значением / вырождены 2/-+- 1-кратно, каждое из 2/-+- 1-состояний соответствует различным значениям т. По аналогии следует ожидать, что так как для электрона 5 = /2, то существует 25 + 1 2 разных компонент спина, т. е. Шз принимает значения /2 или — /2. Такова была гипотеза Уленбека и Гаудсмита. Позднее выяснилось, что еще за три года до их гипотезы Штерном и Герлахом были выполнены эксперименты, подтверждающие этот вывод. Эти ученые пропускали пучок атомов серебра через неоднородное магнитное поле и установили, что он расщепляется на два пучка, так как если бы атомы серебра имели именно два допустимых направления магнитных моментов относительно направления магнитного поля. Так как в атомах серебра имеется лишь один электрон на 5-орбитали сверх замкнутой (и поэтому сферической) оболочки, поведение атомов серебра в магнитном поле определяется свойствами этого электрона. Поэтому расщепление, наблюдавшееся Штерном и Герлахом, очевидно, обусловлено существованием двух возможных значений Шз для электрона. [c.52] В случае атома водорода или два электрона с противоположными спинами в случае атома гелия, но следующий электрон должен занять уже 25-орбиталь (Ь1), которая может принять второй электрон (Ве). Далее, поскольку 25-орбитали уже заполнены полностью, начинается заполнение 2р-орбиталей, и получается электронная структура следующих шести элементов (В, С, О, Ы, Р, N6). В табл. 4.2 приведены в качестве примера значения квантовых чисел для десяти электронов атома Ые. [c.53] Картина заполнения 45-, 3 - и 4р-электронов повторяется для случая 55-, и 5р-подоболочек, и создаются электронные конфигурации переходных металлов второго ряда. Затем после заполнения электронами б5-орбнтали начинается заполнение 4/-орбиталей, и образуется последовательность атомов редкоземельных элементов. Аналогичным образом в конце периодической таблицы при заполнении 5/-орбиталей происходит образование актиноидов. Элементы, следующие за ураном (порядковый номер 92), были получены бомбардировкой атомов тяжелых элементов нейтронами они являются в основном ко-роткоживущими. [c.54] Потенциал ионизации — это энергия, необходимая для удаления электрона из атома, находящегося в наинизшем по энергии состоянии, приче л электрон и ион в конечном состоянии имеют нулевую кинетическую энергию. Другими словами, это минимальная энергия, необходимая для отрыва электрона. На рис. 4.1 показано изменение потенциала ионизации с изменением атомного номера в периодической таблице. Главные пики приходятся на атомы благородных газов, в то время как впадины соответствуют щелочным металлам. Чем меньше потенциал ионизации, тем легче элемент образует ионные соединения, в которых он положительно заряжен. [c.55] Потенциалы ионизации атомов переходных элементов изменяются с изменением атомного номера гораздо медленее, чем потенциалы ионизации элементов главных подгрупп. Это обусловлено сильным экранированием потенциала ядра, действующего на один из -электронов, другими -электронами. [c.56] На рис. 4.1 видны небольшие изменения первого потенциала ионизации в пределах одного периода. Обычно эти флуктуации легко объясняются особенностями заполнения орбиталей электронами. Так, потенциал ионизации бора ниже потенциала ионизации бериллия, потому что бериллий имеет заполненную 25-орбиталь, в то время как наиболее легко ионизирующийся электрон в атоме бора находится на 2р-орбитали. [c.56] Отрыв каждого последующего электрона требует все большей энергии, так как электрон в процессе п-й ионизации должен покинуть ион с суммарным зарядом п— I. В качестве иллюстрации в табл. 4.4 приведены значения первых трех потенциалов ионизации элементов первого переходного ряда. Эти элементы в соединения обычно входят в виде многозарядных ионов (например, Fe +), что могло бы показаться удивительным, так как энергии, необходимые для образования таких ионов, очень велики. Однако значения, приведенные в табл. 4.4, относятся к энергии образования изолированных ионов в газовой фазе, в растворе они в значительной мере компенсируются энергией сольватации иона. Энергия сольватации в основном обусловлена электростатическим взаимодействием между ионом и дипольными молекулами растворителя (например, воды). [c.57] Сродство атома к электрону (Л) есть энергия, выделяющаяся при присоединении электрона (не обладавшего кинетической энергией) к изолированному атому. Сродство атома М к электрону совпадает по величине и знаку с потенциалом ионизации отрицательного иона М . Величины сродства к электрону не известны с такой высокой степенью точности, как потенциал ионизации, потому что обычно они не могут быть найдены спектроскопическим методом и определяются экспериментально по прилипанию электрона. [c.57] В табл. 4.5 приведены значения сродства к электрону для некоторых наиболее часто встречающихся элементов [1]. [c.58] Для качественного понимания природы химической связи больщое значение имеет концепция электроотрицательности атома %. Это мера способности атома к образованию иоиных соединений, точнее говоря, ионный характер связи АВ зависит от разности электроотрицательностей двух атомов. [c.58] Смысл этой формулы состоит в том, что способность атома приобретать электроны определяется взаимодействием двух факторов готовностью принять электроны (мерой чего является А) и трудностью, с которой он теряет электроны (мерой чего служит /). В табл. 4.6 приведены электроотрицательности по Малликену для некоторых элементов. [c.59] Дипольные моменты даны в дебаях. 1Д—10 эл.- ст. ед. см —3,330 Кл м. [c.59] Концепция атомных радиусов не является строго определенной. Их значение зависит либо от метода расчета на основе атомных волновых функций, либо от экспериментальной величины, из которой они определяются. Однако эта концепция качественно полезна, так как позволяет оценить, насколько сближаются атомы в случае, когда имеется или отсутствует химическая связь. [c.60] В табл. 4.7 приведены значения этих типов атомных радиусов, а также вычисленная величина радиуса максимальной электронной плотности наиболее диффузной атомной орбитали, найденной по методу ССП. Последний представляет собой расстояние от ядра, на котором с максимальной вероятностью можно обнаружить электрон. Более всего согласуются между собой радиус максимальной плотности и вандерваальсов радиус. Определение как ковалентного, так и ионного радиусов сталкивается с проблемой, как представить экспериментальное межъ-ядерное расстояние в виде суммы двух атомных радиусов. Исходя из одних и тех же длин связей, можно построить разные шкалы атомных радиусов. Поскольку понятие о размерах атомов само по себе не является строгим, то не столь уж важно, на основе какого метода определены радиусы атомов. Так, недавно стало ясно что общепринятые значения ионных радиусов (приведенные в табл. 4.7) не согласуются со значениями, измеренными методом дифракции рентгеновских лучей на ионных кристаллах [5]. Такие измерения со всей очевидностью показали, что вопреки обычным предположениям радиус иона не является постоянной величиной. [c.61] Имеется перевод изд. 1966 г. Коттон Ф., Уилкинсон Дж. Современная неорганическая химия.— М. Мир, 1969. [c.61] Простейшая молекулярная система Н содержит один электрон и два протона. Волновая функция, которая определяла бы положение каждой нз частиц, была бы функцией девяти переменных (по три пространственные координаты для каждой частицы). Однако в отсутствие внешних полей достаточно определить положение частиц относительно друг друга. Это мож-но сделать, выбрав начало координат в центре масс системы. Таким образом, волновая функция, описывающая относителЬ ное положение частиц, будет функцией только шести переменных, Но и это число переменных слишком велико, тем более что речь идет о простейшей молекуле. [c.62] Вернуться к основной статье