RSzwzAMCfuEr7

Ilustracja przedstawia schematycznie wytłumaczone pojęcie promienia atomowego. Na zdjęciu są dwie czarne kropki. To jądra atomów. Wokół każdego z nich jest szara otoczka (rozmyta na całej płaszczyźnie). Odległość między jądrami zaznaczono jako d. Na górze ilustracji jest zapis: r równa się d dzielone przez dwa.

Spójrzmy na promienie atomowe pierwiastków 2. okresu, które dla danego pierwiastka są umieszczone w zielonym półkolu (w układzie okresowym zamieszczonym poniżej) i wyrażone w pm (pikometr, ${10}^{-12 }\text{m}$). Promień atomowy atomu litu wynosi $152 \text{pm}$, kolejnego w okresie atomu, czyli berylu, wynosi $114 \text{pm}$. Przechodząc do podpowłoki typu p, promień atomowy boru osiąga wartość $88 \text{pm}$, węgla $77 \text{pm}$, azotu $70 \text{pm}$, tlenu $66 \text{pm}$ i fluoru $58 \text{pm}$. Promień atomowy w okresie maleje. Od reguły tej są jednak wyjątki (zwróć uwagę, że w czasie rozważań bierzemy pod uwagę wyłącznie pierwiastki grup głównych układu okresowego i pomijamy również atomy gazów szlachetnych). Powodem, który sprawia, że atomy kolejnych pierwiastków danego okresu są coraz mniejsze, jest systematyczny wzrost ładunku jądra atomowego. Mocniej naładowane dodatnio jądro silniej przyciąga elektrony chmury elektronowej – skutkuje to przybliżeniem elektronów do jądra, a więc spadkiem wartości promienia atomowego.

Przykładowo atom litu posiada trzy protony w jądrze i trzy elektrony osadzone na dwóch powłokach. Natomiast atom berylu ma w jądrze cztery protony i cztery elektrony umieszczone na dwóch powłokach. W przypadku atomu berylu, przyciąganie elektronów przez jądro jest silniejsze niż w przypadku atomu litu, ponieważ im więcej protonów znajduje się w jądrze, tym większy ładunek jądra i tym silniej przyciągane są elektrony. Wraz ze wzrostem siły przyciągania między protonami a elektronami, promień zmniejsza się. Ten sam efekt zmniejszania się wartości promienia atomowego obserwujemy w przypadku pierwiastków trzeciego okresu.

Po przeanalizowaniu zmian wartości promieni atomowych pierwiastków w pozostałych okresach, można wyciągnąć wniosek, że wartość promienia atomowego (wykluczając metale bloku d z rozważań oraz nieliczne wyjątki) maleje w okresie od grupy $1.$ do $17$. Wynika to z faktu, że każdy kolejny atom w okresie posiada o więcej protonów i elektronów od poprzedniego, w związku z czym występuje silniejsze przyciąganie między protonami a elektronami, co skutkuje zmniejszeniem promienia atomowego.

Pierwszy jest atom litu – jego elektron walencyjny znajduje się na drugiej powłoce elektronowej, a promień wynosi $152 \text{pm}$. Energia jonizacji dla atomu litu wynosi $5,39 \text{eV}$. Oznacza to, że dla jednego atomu litu należy dostarczyć $5,39 \text{eV}$, aby oderwać jeden elektron i utworzyć jeden kationów litu:

Kolejny w okresie atom to beryl. Elektron, który oderwany zostanie od atomu, znajduje się również na drugiej powłoce (jak w przypadku litu). Ze względu na silniejsze przyciąganie między jądrem atomowym a elektronami (związane z większą ilością protonów w jądrze i większą ilością elektronów na powłoce drugiej), promień atomu berylu jest mniejszy od promienia atomu litu i wynosi $114 \text{pm}$. Oznacza to, że odrywany elektron jest bliżej jądra atomowego, a zatem trudniej go oderwać, ponieważ działa na niego silniejsze przyciąganie od jądra atomowego. Energia jonizacji dla atomu berylu wynosi $9,32\text{ eV}$. Oznacza to, że należy dostarczyć $9,32\text{ eV}$ energii do atomu berylu, aby oderwać jeden elektron i utworzyć kation berylu:

Atom boru nieco łatwiej odda elektron niż atom berylu, ponieważ w czasie jonizacji powstaje względnie stabilna konfiguracja elektronowa – jon ${\mathrm{\text{B}}}^{+}$ posiada całkowicie zamkniętą podpowłokę $2\mathit{\text{s}}$ i pustą podpowłokę $2\mathit{\text{p}}$. Zapamiętaj od teraz, że zamknięcie danej powłoki jest dla atomu korzystne energetycznie.

Zwróć teraz uwagę jak przebiega proces jonizacji atomu tlenu. W czasie oderwania pierwszego elektronu jon ${\mathrm{\text{O}}}^{+}$ zyskuje względnie stabilną konfigurację – powłoka $2\mathit{\text{p}}$ zostaje połowicznie obsadzona. Teraz już wiesz, że stabilne konfiguracje elektronowe gwarantuje nie tylko całkowite zapełnienie danej podpowłoki, ale również jej połowiczne zapełnienie. Jak już wiesz, jest to również szczególnie widoczne w przypadku pierwiastków bloku d. Przypomnij sobie, że atom chromu rozmieszcza swoje elektrony walencyjne w postaci konfiguracji $4s^{1}3d^5$, a nie $4s^{2}3d^4$. Połowiczne zapełnienie podpowłoki d daje bowiem dużo większą stabliność i korzyści energetyczne niż zamknięcie podpowłoki $4s$.

Powinowactwo wskazuje nam zatem, jak „chętnie” anionem stanie się dany atom. Im wyższa, dodatnia wartość powinowactwa, tym większa „chęć” atomu do przyłączenia elektronu. Ujemne powinowactwo spotyka się w przypadku pierwiastków, które nie potrzebują i nie chcą przyłączać elektronu.

Powinowactwa elektronowego nie zmienia się regularnie, ani w grupie, ani w okresie. Możemy wymienić prawidłowość, polegającą na tym, że w sekwencji pierwiastków $15.$, $16.$ i $17$. grupy tego samego okresu powinowactwo rośnie i przyjmuje wysokie wartości. Związane jest to z faktem, że maleje promień atomowy, a im bliżej jądra znajdować się będzie dołączony elektron, tym silniejsze przyciąganie będzie na niego działać.

Elektroujemność pierwiastków rośnie w okresie, co jest konsekwencją malejącej odległości między jądrem atomowym a powłoką walencyjną, na której ma pojawić się nowy elektron. Im bliżej jądra atomowego obecna jest powłoka walencyjna, tym łatwiej umieścić na niej nowy elektron, ze względu na silniejsze przyciąganie elektrostatyczne. Jeśli powłoka walencyjna znajduje się dalej od jądra atomowego, to trudniej umieścić na niej elektron, ponieważ siły przyciągania elektrostatycznego są mniejsze.

Charakter metaliczny pierwiastków wiąże się ze zdolnością oddawania elektronu lub elektronów walencyjnych. Proces ten zachodzi łatwo, jeśli wymaga dostarczenia niewielkiej energii, a więc dotyczy pierwiastków charakteryzujących się niską wartością energii jonizacji. Jak już ustaliliśmy wcześniej, energia jonizacji (pomijając wyjątki) rośnie w okresie (biorąc pod uwagę tylko gtupy główne), a zatem charakter metaliczny maleje w okresie. Najsilniejsze właściwości metaliczne posiadają pierwiastki bloku s, nieco słabsze pierwiastki bloku d, natomiast najlżejsze pierwiastki bloku p to głównie niemetale.

Charakter niemetaliczny pierwiastków polega na przyłączaniu elektronów do powłoki walencyjnej. Proces ten zachodzi łatwo, jeśli w jego wyniku wydziela się dużo energii, a więc dotyczy pierwiastków charakteryzujących się wysoką wartością powinowactwa elektronowego. Najwyższe wartości powinowactwa elektronowego posiadają pierwiastki $17.$ grupy. Charakter niemetaliczny rośnie zatem w stronę prawą w okresie, a więc ze wzrostem liczby atomowej.

Słownik

Bibliografia

Encyklopedia PWN

Pazdro K., Rola – Noworyta A., Chemia. Repetytorium dla przyszłych maturzystów i studentów, Warszawa 2014.