Атомы, ионы и периодическая таблица

Атомы — это мельчайшие единицы материи, которые сохраняют характеристики элемента. Они состоят из очень малых массивных ядер, состоящих в свою очередь из протонов и нейтронов, окруженных значительно большей областью, редко населенной электронами. Хотя атомы так малы, что невозможно увидеть их даже в электронный микроскоп с наивысшим увеличением, их размеры были измерены и обычно выражаются как атомные радиусы в ангстремах (А). Например, самый маленький атом водорода имеет радиус 0,46 А, тогда как самый большой — цезия — 2,62 А (табл. 4.3).

Наиболее широко принятым представлением об атомах мы обязаны датскому физику Нильсу Бору. В 1912 г. он развил концепцию «планетарного» атома, в котором изображаются электроны, кружащиеся вокруг ядра по «орбитам», или энергетическим уровням, на некотором расстоянии от ядер, зависящем от энергии электронов. Согласно этой механической модели, атом можно рассматривать как малую солнечную систему. В центре, соответствующем солнцу, расположено ядро, которое у всех атомов, кроме водорода, состоит из протонов и нейтронов. Водородное ядро состоит из одного протона. Каждый протон несет единичный заряд положительного электричества; нейтрон, как явствует из его названия, электрически нейтрален. Каждый электрон, который, подобно планете солнечной системы, движется по орбите вокруг ядра, несет заряд отрицательного электричества. Поскольку атом в целом электрически нейтрален, электронов должно быть столько же, сколько и протонов. Масса атома сконцентрирована в ядре, так как масса электрона составляет только 1/837 массы самого легкого ядра. Хотя электроны и ядра исключительно малы, электроны движутся вокруг ядра так быстро, что сообщают атомам относительно большой эффективный диаметр, в десять-двенадцать тысяч раз больший, чем диаметр ядра.

Статистически электроны ограничены определенными энергетическими уровнями, или орбитальными оболочками, которые отличаются друг от друга на дискретное количество энергии, или квант. Представление, что атомные частицы могут существовать только с определенной энергетической конфигурацией, было развито немецким физиком Максом Планком и составляет основу квантовой теории. Согласно этой теории, энергия в атомном масштабе существует только в виде дискретных узлов, а не как непрерывно делимый спектр. Следовательно, электроны, окружающие ядро, будут занимать только определенные энергетические уровни, отличающиеся на дискретное количество квантов. Дальнейшее развитие волновой механики не позволяет нам рисовать электрон как физическую частицу, движущуюся по орбите определенной геометрической формы. Вместо этого можно говорить только о вероятности распределения электронной плотности. Хотя в действительности электроны имеют свойства как волн, так и частиц, нам в дальнейшем достаточно рассматривать их просто как отрицательно заряженные частицы.

Внутренняя оболочка, ближайшая к ядру, называется К-оболочкой (n = 1) и содержит максимум два электрона. Внешние орбиты, представляющие уровни более высокой энергии, обозначаются как L (n = 2), M (n = 3), N (n = 4) и т. д. L-оболочка может принимать 8 электронов, М-оболочка — 18 и N-оболочка — 32. Более высокие оболочки заполнены не полностью. Кроме того, в пределах конкретной оболочки наблюдаются подоболочки с различной энергией. В порядке увеличения энергии — это подоболочки s, р, d и f. В некоторых случаях более высокая подоболочка (например, 5s в О-оболочке) будет заполняться прежде, чем электроны войдут на Af подоболочку оболочки N, поскольку 5s имеет более низкую энергию, чем Af. Электронная конфигурация элементов представлена табл. 4.4. Хотя в атоме Бора форма оболочек и подоболочек предполагается сферической, электронная плотность отдельных подоболочек значительно отличается от плотности сферической модели.

Простейшим атомом является водород, вокруг ядра которого движется один электрон, как схематически показано (в боровском представлении атомов) на рис. 4.2. Атомы других природных элементов имеют от двух электронов (гелий) до 92 электронов (уран), движущихся по орбитам вокруг своих ядер.

Фундаментальное различие между атомами отдельных элементов лежит в электрическом заряде ядра. Этот положительный заряд такой же, как и число протонов, и это число, равное числу электронов в незаряженном атоме, называется атомным номером (z). Сумма протонов и нейтронов определяет характеристическую массу, или массовый помер элемента. Атомы одного и того же элемента, но с различным числом нейтронов, называются изотопами. Например, кислород (z = 8) имеет 3 изотопа, самый обычный из которых имеет ядро с 8 протонами и 8 нейтронами (z = 16); он известен как 16O. Более редкие и тяжелые изотопы кислорода содержат 8 протонов и 9 или 10 нейтронов. Это, соответственно, 17O и 18O.

Элементы в периодической таблице (см. табл. 4.3) располагаются в соответствии с увеличением атомного номера (г). Атомная масса элемента — это число, выражающее его относительную массу в единицах массы элемента кислорода, который принят за 16. Атомные массы элементов приведены вместе с символами этих элементов в табл. 4.5. Свойства элемента зависят в большой степени от конфигурации электронной структуры его атомов. В табл. 4.4 приводится заполненность электронных оболочек от n = 1 до n = 7 в структурах атомов. Существует тесная связь между электронной структурой атомов, химическими свойствами элементов и их местом в периодической таблице (см. табл. 4.3). В группах Ia, IIa, IIIб, IVб, Vб, VIб и VIIa число электронов на самой верхней оболочке (см. табл. 4.4) одинаково для атомов каждого элемента в группе и равно номеру группы. Атомы щелочных металлов (группа Ia) имеют один такой электрон, а атомы галогенов (группа VIIa) — 7 таких электронов. Именно число этих электронов на внешней оболочке, или валентных электронов, в значительной степени определяет химические свойства элементов. За исключением гелия, единственная оболочка которого занята двумя электронами, атомы остальных инертных газов из восьмой группы содержат восемь электронов на верхней оболочке.

Изменение в размерах иона также правильно отображается расположением элементов периодической таблицы. Для элементов одной и той же группы ионный радиус увеличивается по мере увеличения атомного номера. Например, в группе IIa наименьшим ионом является Be2+ — 0,35 А, а наибольшим ионом Ra2+ — 1,43 А. В явное противоречие с этим правилом вступают редкоземельные элементы. Трехвалентные ионы этих элементов уменьшаются в радиусе с увеличением атомного номера от La3+ (z = 57) с радиусом 1,14 А до Lu3+ (z = 71) с радиусом 0,85 А. Эта особенность, известная как лантанидное сжатие, является результатом заполнения внутренней электронной оболочки вместо добавления новой оболочки (см. табл. 4.4). В результате увеличения заряда ядра увеличивается притяжение внешних электронов, что вызывает эффективное уменьшение ионного радиуса.

Для положительных ионов с одной и той же электронной структурой радиус уменьшается с увеличением заряда. Например, ионный радиус элементов во втором горизонтальном ряду, в котором все атомы имеют два электрона в первой оболочке и восемь во второй оболочке, уменьшается от Na+ с радиусом 0,97 А до CI7+ с радиусом 0,27 А. Размер ионов с аналогичной электронной конфигурацией уменьшается, так как увеличивающийся заряд ядра воздействует с большей силой на электроны, уменьшая таким образом эффективный радиус иона.

Для элементов, которые могут существовать в различных валентных состояниях (ионы одного и того же элемента с различными зарядами), чем больше заряд положительного иона, тем меньше его радиус. Например, для Mn2+ радиус равен 0,80 A, Mn3+ — 0,66 А, для Мп4+ — 0,60 А и Mn5+ — 0,46 А. Это уменьшение размеров вызвано большим притяжением, оказываемым ядром на уменьшенное электронное облако.