Особенности строения электронных оболочек атомов металлов
Осо́бенности строе́ния электро́нных оболо́чек а́томов мета́ллов. Определяются положением металлов в Периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева[1]. Электронная оболочка атомов металлов — совокупность электронных орбиталей, характеризующаяся признаками: небольшим числом электронов на внешнем энергетическом уровне (от 1 до 3), низкими значениями энергии ионизации и наличием вакантных орбиталей в пределах того же или близлежащего энергетического подуровня. Эти особенности лежат в основе высокой химической активности, восстановительной способности и характерных физических свойств металлов.
Атомный радиус
По сравнению с неметаллами того же периода, атомы металлов имеют значительно больший радиус. У металлов низкая энергия ионизации (слабое притяжение валентных электронов к ядру), что позволяет им легко отдавать электроны. Исключением являются атомы металлов побочных подгрупп. Им характерен меньший радиус, но достаточный для проявления металлических свойств[2].
Валентные электроны
У металлов на внешнем (валентном) энергетическом уровне находится малое количество валентных электронов (от 1 до 3). У щелочных металлов 1 электрон на s-подуровне. У щёлочноземельных — 2 электрона. У металлов третьей группы — 3 электрона.
Изменение по группам
У металлов при движении сверху вниз по группе металлические свойства усиливаются. Увеличивается число электронных слоев (растёт радиус), а валентные электроны всё слабее удерживаются ядром (экранирование)[3].
Металлы главных подгрупп
К ним относятся s и p-элементы. Электронная формула: ns1-2 или ns2 np1-2. Их отличают самые низкие потенциалы ионизации среди элементов соответствующих периодов, что обусловлено эффективным экранированием внешнего электрона остовом из заполненных оболочек благородного газа[4].
Например: натрий 1s2 2s2 2p6 3s1.
Металлы побочных подгрупп
К ним относятся d-элементы. Происходит заполнение предпоследнего (внутреннего) d-подуровня, в то время как внешний уровень часто содержит 1-2 электрона. Специфической особенностью является энергетическая близость ns- и (n-1)d-орбиталей. Это приводит к тому, что валентными являются электроны как внешнего, так и предвнешнего слоя, что объясняет широкий спектр степеней окисления (например, Mn: от +2 до +7) и образование окрашенных соединений вследствие d-d-переходов[5].
Например: железо 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 4s2.
Металлы семейств лантаноидов и актиноидов
Происходит заполнение f-подуровня. Исключительно малая разница в энергии между f-, d- и s-орбиталями приводит к высокой химической активности, сложным спектральным характеристикам и явлению лантаноидного сжатия (сильное сжатие атомов при увеличении заряда ядра).
Связь строения оболочки с типом химической связи
Низкая энергия ионизации и наличие вакантных орбиталей обусловливают склонность атомов металлов к образованию:
- металлической связи — обобществление электронов («электронный газ») в кристаллической решетке, что придает материалу ковкость и высокую электропроводность;
- ионной связи с типичными неметаллами (галогенами, кислородом), где атом металла выступает донором электрона, приобретая положительный заряд;
- донорно-акцепторной связи в комплексных соединениях, где катион металла за счёт свободных d- или p-орбиталей является акцептором электронных пар лигандов[6].
Примечания
Литература
- Рудзитис Г. Е., Фельдман Ф. Г. «Химия. Основы общей химии. 11 класс: учебник для общеобразовательных учреждений: базовый уровень» — 14-е изд., М.: Просвещение, 2012.
- Ахметов Н. С. Общая и неорганическая химия. Учеб. для вузов. — М.: Высшая школа, 2001. — С. 38—45. — 753 с.
|
Правообладателем данного материала является АНО «Интернет-энциклопедия «РУВИКИ». Использование данного материала на других сайтах возможно только с согласия АНО «Интернет-энциклопедия «РУВИКИ». |