Co se děje s atomy prvků během chemických reakcí? Jaké jsou vlastnosti prvků? Na obě tyto otázky lze dát jednu odpověď: důvod spočívá ve struktuře vnější energetické hladiny atomu. V našem článku se budeme zabývat elektronovou strukturou atomů kovů a nekovů a zjistíme vztah mezi strukturou vnější úrovně a vlastnostmi prvků.
Speciální vlastnosti elektronů
Když dojde k chemické reakci mezi molekulami dvou nebo více činidel, dojde ke změnám ve struktuře elektronových obalů atomů, zatímco jejich jádra zůstanou nezměněna. Nejprve se seznámíme s charakteristikou elektronů umístěných na úrovních atomu nejvzdálenějších od jádra. Záporně nabité částice jsou uspořádány ve vrstvách v určité vzdálenosti od jádra a od sebe navzájem. Prostor kolem jádra, kde se s největší pravděpodobností nacházejí elektronynazývaný elektronový orbital. V něm je zkondenzováno asi 90 % záporně nabitého elektronového oblaku. Samotný elektron v atomu vykazuje vlastnost duality, může se současně chovat jako částice i jako vlna.
Pravidla pro vyplnění elektronového obalu atomu
Počet energetických hladin, kde se částice nacházejí, se rovná počtu period, kde se prvek nachází. Co naznačuje elektronické složení? Ukázalo se, že počet elektronů ve vnější energetické hladině pro s- a p-prvky hlavních podskupin malých a velkých period odpovídá číslu skupiny. Například atomy lithia první skupiny, které mají dvě vrstvy, mají ve vnějším obalu jeden elektron. Atomy síry obsahují na poslední energetické hladině šest elektronů, protože prvek se nachází v hlavní podskupině šesté skupiny atd. Pokud mluvíme o d-prvcích, pak pro ně platí následující pravidlo: počet vnějších negativních částic je 1 (pro chrom a měď) nebo 2. Vysvětluje se to tím, že jak se zvyšuje náboj jádra atomů, nejprve se zaplní vnitřní d-podúroveň a vnější energetické hladiny zůstanou nezměněny.
Proč se vlastnosti prvků malých period mění?
V periodickém systému jsou periody 1, 2, 3 a 7 považovány za malé. Plynulá změna vlastností prvků při zvyšování jaderných nábojů, počínaje aktivními kovy a konče inertními plyny, se vysvětluje postupným nárůstem počtu elektronů na vnější úrovni. První prvky v takových obdobích jsou ty, jejichž atomy mají pouze jeden respdva elektrony, které se mohou snadno odtrhnout od jádra. V tomto případě se vytvoří kladně nabitý kovový iont.
Amfoterní prvky, jako je hliník nebo zinek, plní své vnější energetické hladiny malým množstvím elektronů (1 pro zinek, 3 pro hliník). V závislosti na podmínkách chemické reakce mohou vykazovat vlastnosti kovů i nekovů. Nekovové prvky malých period obsahují 4 až 7 negativních částic na vnějších obalech svých atomů a doplňují je do oktetu, přitahujíce elektrony z jiných atomů. Například nekov s nejvyšším indexem elektronegativity - fluor, má na poslední vrstvě 7 elektronů a vždy si jeden elektron vezme nejen z kovů, ale i z aktivních nekovových prvků: kyslíku, chloru, dusíku. Malé periody končí, stejně jako ty velké, inertními plyny, jejichž monatomické molekuly mají vnější energetické hladiny zcela doplněné až o 8 elektronů.
Vlastnosti struktury atomů velkých period
Sudy řady 4, 5 a 6 period sestávají z prvků, jejichž vnější obaly mohou obsahovat pouze jeden nebo dva elektrony. Jak jsme řekli dříve, vyplňují d- nebo f- podúrovně předposlední vrstvy elektrony. Obvykle se jedná o typické kovy. Jejich fyzikální a chemické vlastnosti se mění velmi pomalu. Liché řady obsahují takové prvky, ve kterých jsou vnější energetické hladiny vyplněny elektrony podle následujícího schématu: kovy - amfoterní prvek - nekovy - inertní plyn. Jeho projev jsme již pozorovali ve všech malých obdobích. Například v liché sérii 4 period je měď kov, zinek je amfoteren, pak od galia po brom, nekovové vlastnosti se zlepší. Perioda končí kryptonem, jehož atomy mají zcela dokončený elektronový obal.
Jak vysvětlit rozdělení prvků do skupin?
Každá skupina – a těch je ve zkrácené podobě tabulky osm, se také dělí na podskupiny, nazývané hlavní a vedlejší. Tato klasifikace odráží různé polohy elektronů na vnější energetické úrovni atomů prvků. Ukázalo se, že prvky hlavních podskupin, například lithium, sodík, draslík, rubidium a cesium, se poslední elektron nachází na s-podúrovni. Prvky skupiny 7 hlavní podskupiny (halogeny) plní svou p-podúroveň zápornými částicemi.
Pro zástupce sekundárních podskupin, jako je chrom, molybden, wolfram, bude typické plnění d-podhladiny elektrony. A u prvků zahrnutých do rodin lanthanoidů a aktinidů dochází k akumulaci negativních nábojů na f-podúrovni předposlední energetické hladiny. Navíc se číslo skupiny zpravidla shoduje s počtem elektronů schopných tvořit chemické vazby.
V našem článku jsme zjistili, jakou strukturu mají vnější energetické hladiny atomů chemických prvků, a určili jsme jejich roli v meziatomových interakcích.
