Атомные радиусы. 
Химия

Вследствие волнового характера движения электронов атом не имеет строго определенных границ. За радиус атома принимается теоретически рассчитанное положение главного максимума плотности внешних электронных облаков.

Радиус атомов в группах увеличивается, причем в главных подгруппах больше, чем в побочных (рис. 3.4). Так, разница атомных радиусов между элементами четвертого и шестого периодов в подгруппе VA (As — Bi) Ar = 0,034 нм, а в подгруппе VB (V — Та) А г = = 6,012 нм.

Радиус атомов в периодах уменьшается. В больших периодах в пределах семейств d- и /-элементов наблюдается постепенное уменьшение радиусов. Это уменьшение называется соответственно (1- и /-сжатием.

Рис. 3.4. Зависимость орбитальных радиусов атомов от порядкового номера элементов.

Окислительно-восстановительные свойства атомов элементов.

Энергетический выигрыш сопровождает переход атома к устойчивому состоянию электронных конфигураций: /?⁰'³'⁶; г/⁰'⁵*¹⁰; /°'⁷«¹⁴. Переход в устойчивое состояние (например,^{-конфигурация} внешнего слоя — s²p⁶) может осуществляться путем отдачи или присоединения электронов. Если на внешнем уровне находятся 1—2 электрона, то устойчивое состояние достигается отдачей электронов, если внешний уровень содержит 5—7 электронов, то — присоединением.

Процесс отдачи электронов — окисление, присоединение — восстановление. Восстановительные свойства атомов определяются способностью отдавать электроны. Восстановительные свойства характеризуются энергией ионизации — энергией, необходимой для отрыва электрона от атома и превращения его в положительный ион, обозначается I (в килоджоулях на моль) Э° - ё —> Э⁺ — /.

В периодах энергия ионизации увеличивается не монотонно, так как конфигурации s² и р³ более устойчивы, для отрыва электрона в этих случаях требуется большая энергия ионизации (рис. 3.5). В группах с ростом радиуса атома энергия ионизации уменьшается, что легко объяснить с позиций закона Кулона: сила притяжения к ядру уменьшается обратно пропорционально квадрату расстояния между зарядами (чем дальше электрон от ядра, тем легче его оторвать). Самым низким значением энергии ионизации обладают щелочные металлы, самым высоким — благородные газы, у которых в устойчивой электронной конфигурации находится восемь электронов (сила взаимодействия зарядов пропорциональна их величине). В побочных подгруппах, в отличие от главных, восстановительные свойства элементов (сверху вниз) ослабевают из-за ^/-сжатия.

Рис. 35. Зависимость первой энергии ионизации от порядкового

номера элемента Z

Окислительные свойства характеризуются энергией сродства к электрону — энергией, выделяющейся при присоединении электрона к атому, обозначается Е (кДж/моль): Э° + ё —" Э^- + Е.

В периодах энергия сродства к электрону растет, в группах падает. Наибольшие значения энергии сродства к электрону имеют галогены, кислород, сера, а наименьшие и даже отрицательные значения ее — элементы с электронной конфигурацией s²(He, Be, Mg, Zn), с полностью или наполовину заполненными^{-подуровнями} (Ne, Аг, Кг).

Для характеристики окислительно-восстановительных свойств атомов вводится понятие электроотрицательное™. Электроотрицательность (ЭО) равна полусумме энергий ионизации и сродства к электрону:

Например, для фтора: ЭО(F) = ———= 1068(кДж/моль).

Для сравнения свойств различных элементов более удобно пользоваться относительной электроотрицательностью (ОЭО), которая показывает, во сколько раз ЭО элемента отличается от ЭО лития. ЭО лития принята за единицу. У фтора самая высокая ОЭО, она равна четырем. ОЭО характеризует способность атома притягивать к себе электроны. Чем выше значение ОЭО, тем сильнее окислительные свойства элемента и слабее восстановительные. В периодах ОЭО растет, в главных подгруппах — падает (приложение 12).