If you're seeing this message, it means we're having trouble loading external resources on our website.

Ако си зад уеб филтър, моля, увери се, че домейните *. kastatic.org и *. kasandbox.org са разрешени.

Основно съдържание

Курс: Химична библиотека > Раздел 8

Урок 2: Периодичен закон и периодична система

Периодични модели и закон на Кулон

Периодичните модели (като електроотрицателност, електронен афинитет, атомни и йонни радиуси и йонизационна енергия) могат да бъдат обяснени със закона на Кулон, който е Fₑ = (qq₂)/r². Да разгледаме като пример първата йонизационна енергия: съгласно закона на Кулон колкото по-голям е ядреният заряд (q₁) и колкото по-късо е разстоянието между ядрото и най-външния електрон (r), толкова по-силно е привличането между ядрото и електрона. В резултат на това ще е нужна повече енергия, за да се отдели електронът. Създадено от Сал Кан.

Искаш ли да се присъединиш към разговора?

Все още няма публикации.
Разбираш ли английски? Натисни тук, за да видиш още дискусии в английския сайт на Кан Академия.

Видео транскрипция

В това видео ще разгледаме как се променят някои свойства на химичните елементи в зависимост от поредния им номер в в периодичната система като това са тяхната йонизационна енергия, атомните и йонните радиуси, електронното сродство и електроотрицателността. И така, ще започнем с един от най-основните закони в химията и физиката и това е законът на Кулон. За нашите цели ще формулираме закона на Кулон по следния начин: силата на взаимодействие между две заредени частици е пропорционална – този знак означава пропорционално – е пропорционална на заряда на първата частица по заряда на втората частица, разделено на квадрата на разстоянието между двете частици. Когато разглеждаме този закон в контекста на периодичната система и на атомите на различните елементи, можем да разглеждаме q1 като ефективния положителен заряд на протоните в ядрото на дадения атом, а q2 можем да разглеждаме като заряда на един електрон. Всички електрони имат еднакъв отрицателен заряд, но когато опитваме да определим закономерностите в периодичната система на елементите, всъщност електроните от най-външния слой, валентните електрони, са най-интересни. Те са тези, които определят реактивността на елементите. Когато разглеждаме разстоянието между двата заряда, предимно ще разглеждаме разстоянието между ядрото и тези най-външни валентни електрони. Можем да приемем, че този ефективен заряд, ще го нарека z-ефективен, е равен на разликата между заряда на ядрото – можеш да приемем, че той е равен на поредния номер на елемента, т.е. на броя на протоните, които съдържа ядрото на атомите на този елемент, разликата между заряда на ядрото и една величина, която означаваме със S, и която показва степента на екраниране. Степента на екраниране се описва със сложни модели, но за нашите цели в този курс по химия ще кажем, че тя е приблизително равна на броя на вътрешните електрони. Спомни си, че ни интересува това, което се случва с валентните електрони. Ако си представиш едно атомно ядро – (чертае) ще го направя в оранжево – то съдържа протони. Имаме вътрешни електрони. Да кажем, че това са вътрешните електрони в първи слой, а после имаш вътрешни електрони във втори слой. Да кажем, че валентните електрони са в трети слой. Да кажем, че това тук са валентни електрони, те са в тези орбитали. Тези валентни електрони, които имат отрицателен заряд, се привличат от положителния заряд на ядрото, но те също така са отблъсквани от тези вътрешни електрони, които са между тях и ядрото. Затова приблизителният ефективен заряд, който действа върху тези валентни електрони, е зарядът на ядрото минус – и това е приблизително – минус броя на вътрешните електрони. Ако използваме този опростен начин за представяне на z-ефективно, тогава според теб какви закономерности ще наблюдаваме при промяната на номера на елементите в периодичната система? Какъв ще е ефективният заряд при елементите от първа група? Водородът няма вътрешни електрони и неговият атомен (пореден) номер е 1. 1 – 0 е едно, значи той ще има ефективен заряд приблизително 1. Атомният номер на лития е 3, минус 2 вътрешни електрона, които са в 1s подслоя, имаме 3 минус 2, което е 1, значи ефективният му заряд е 1. Можем да обобщим, че всички тези елементи от първа група ще имат ефективен заряд 1. Какво наблюдаваме при халогенните елементи? Какъв е техният ефективен заряд? Ако разгледаме флуора, който е с атомен номер 9, при него има два вътрешни електрона в първи слой, така че той има ефективен заряд 7. Хлорът има ефективен заряд 7 поради същата причина – атомният му номер е 17 и има 10 вътрешни електрона. Ако отидеш още по-надясно, към благородните газове, виждаш, че хелият има ефективен заряд 2 – атомният му номер е 2, минус 0 вътрешни електрони. Когато стигнеш до неона – той има атомен номер 10, минус само 2 вътрешни електрона. Виждаш, че с нарастване на поредния номер в групата на благородните газове всички елементи след хелия имат ефективен заряд 8. И общата закономерност е, че ефективният заряд е нисък отляво, ефективният заряд е нисък при елементите в първа група, а после като се движим надясно в периодичната система, ефективният заряд z-ефективно нараства. В даден период или в даден ред на периодичната система на елементите външните електрони, валентните електрони, се разполагат в един и същи слой. Но ефективният заряд се увеличава, когато се движим от ляво надясно, т.е. когато нараства поредният номер на елементите. Зарядът q1 се увеличава. Какъв е радиусът на този атом? Съгласно закона на Кулон силата на взаимодействие между тези противоположни заряди ще нараства. И въпреки че добавяме електрони, когато се движим от ляво надясно в даден ред, в даден период, атомите по същество стават по-малки. Ще го запиша по следния начин. Когато се движим от ляво надясно в даден период, в общия случай, радиусът на атомите намалява. Каква закономерност се наблюдава в една група? Един начин да разсъждаваме е, че когато се движим надолу в една колона, когато слизаме надолу в групите, (т.е. поредните номера на елементите нарастват) се запълват с електрони все по-външни слоеве. Можем да очакваме, че радиусът ще се увеличава, когато слизаме надолу по колоната, или слизаме надолу в дадена група. Можеш да кажеш, че радиусът намалява, когато се качваме нагоре в една група. Радиусът намалява. Как можем да обобщим тази закономерност в периодичната система на елементите? Атомният радиус намалява, когато се движим нагоре и надясно. Можем да начертаем една такава стрелка. И наистина – съгласно повечето измервания хелият се смята за най-малкия атом, неутралният хелиев атом, а францият се смята за най-големия атом. Можем ли да използваме това, за да разсъждаваме за други закономерности в периодичната таблица на елементите? Например за йонизационната енергия? Само да припомня: първата йонизационна енергия е минималната енергия, която е нужна, за да се откъсне първият електрон от неутрален атом на даден елемент. И тъй като това е минималната енергия, имаме предвид един от тези най-външни електрони. Това ще е един от валентните електрони. Какъв ефект ще има това? Вероятно се досещаш, че йонизационната енергия ще е висока тогава, когато силите на Кулон са високи. В кои случаи силите на Кулон са високи? Силите на Кулон са високи, когато имаме висок ефективен заряд и малък атомен радиус. Малкият атомен радиус прави силите на Кулон високи. И ефективният заряд прави силите на Кулон високи. При кои елементи наблюдаваме това? Най-малки атомни радиуси имат елементите горе вдясно, и най-високи ефективни заряди също имат елементите отдясно. Така че ще очакваш най-високи йонизационни енергии да имат елементите горе вдясно в периодичната система. Висока йонизационна енергия имат елементите горе вдясно. И това е логично. Тези благородни газове са много стабилни. Те не искат да освобождават електрон. Нужна е много енергия, за да се отнеме един от техните електрони. Флуорът или хлорът са толкова близо до запълването на слой, че последното нещо, което искат да направят, е да изгубят електрон. Повтарям, нужна е много енергия, за да се отнеме първият от техните електрони. От друга страна, ако разгледаме например атома на франция, той има един валентен електрон. Този валентен електрон е доста далеч от ядрото. Ефективният заряд е нисък, въпреки големия брой протони, понеже има твърде голямо отблъскване (екраниране) от всички тези вътрешни електрони. Не е учудващо, че не е нужна много енергия, за да се отнеме валентният електрон на франция. Другата закономерност, която наблюдаваме, и която е донякъде противоположна на тази, е свързана с електронното сродство. Йонизационата енергия представлява енергията, нужна за отнемане на електрон. Електронното сродство представлява енергията, която би била освободена, ако добавим електрон към неутрален атом на даден елемент. Елементи с високо електронно сродство са тези, които силно привличат електрони. Съгласно закона на Кулон силата на взаимодействие между ядрата и най-външните им електрони е голяма. Това означава, че те имат висок ефективен заряд z, но в същото време трябва да имат малък атомен радиус r. Един начин да си представим това е, че съществува подобна на предишната закономерност, като разликата е, че благородните газове не искат да приемат или губят електрони. Но знаем, че флуорът и хлорът могат да станат по-стабилни, ако получат един електрон. Те могат да освободят енергия. Така че наблюдаваме високо електронно сродство при елементите горе вдясно в периодичната система, особено халогенните елементи. Наблюдаваме ниско електронно сродство при елементите долу вляво в периодичната система. Има малка странност в химическите конвенции – хората обикновено казват, че флуорът и хлорът, и елементите горе вдясно, които не са благородни газове, имат високо електронно сродство. Освобождава се енергия, когато добавиш електрон към неутрален атом на тези елементи. Но е прието да се казва – и това може да е донякъде объркващо – когато се освобождава енергия при присъединяване на електрон, е прието това да се нарича отрицателно електронно сродство. Принципно, когато се казва високо електронно сродство, това означава, че атомът ще освободи повече енергия, когато успее да сграбчи електрон. Едно понятие, което е свързано с електронното сродство, е електроотрицателността. Разликата между двете понятия понякога може да е малко объркваща. Електроотрицателността се отнася за случаите, в които един атом споделя обща електронна двойка с друг атом и показва колко вероятно е този атом да привлече общата електронна двойка към себе си, вместо двойката да се отдалечи от него и да бъде привлечена от другия атом. Вероятно се досещаш, че това е свързано силно с електронното сродство. Атомите, който освобождават енергия, когато могат да се йонизират, да сграбчат електрон, ако образуват връзка и споделят двойка електрони, тези атоми е по-вероятно да привлекат тези електрони. Електронното сродство е по-лесно за измерване. Можеш да видиш това, когато един елемент е в газообразно състояние – ако се добавят електрони, колко енергия се освобождава? Обикновено се измерва в килоджаули на мол за атома, за който става въпрос. Докато електроотрицателността не е толкова лесна за измерване, но е полезна концепция, която ще използваме в бъдещи уроци, когато разглеждаме различни атоми, споделящи общи електронни двойки, и къде електроните "прекарват" повечето от времето си. Ще приключим тук. Започнахме със сили на Кулон и успяхме да разгледаме много закономерности, само като използвахме закона на Кулон и периодичната таблица на елементите.