Радіус атома й електронегативність: закономірності в періодичній системі

Коли ми рухаємося вздовж малого періоду (наприклад, від Na до Cl у третьому періоді), порядковий номер Z зростає, і кожен наступний атом має на один протон і на один електрон більше. Новий електрон додається на той самий зовнішній енергетичний рівень — кількість рівнів не змінюється. Натомість заряд ядра збільшується, тому електрони зовнішнього рівня притягуються до ядра сильніше. Це ефективне притягання спричиняє стиснення електронної хмари — атомний радіус зменшується.

Розгляньмо конкретний ряд: Na (Z=11), Mg (12), Al (13), Si (14), P (15), S (16), Cl (17). Усі вони мають три енергетичні рівні. Радіус атома Натрію — близько 186 пм, Магнію — 160 пм, Алюмінію — 143 пм, Силіцію — 117 пм, Фосфору — 110 пм, Сульфуру — 104 пм, Хлору — 99 пм. Як бачиш, радіус неухильно спадає.

Електронегативність

Електронегативність — це здатність атома в хімічному зв'язку притягувати до себе спільну електронну густину. Чим вища електронегативність, тим сильніше атом «перетягує» електрони зв'язку на себе. У малому періоді електронегативність зростає разом зі збільшенням Z, оскільки ядро сильніше притягує електрони, а радіус зменшується.

Розгляньмо ряд C (Z=6), N (7), O (8), F (9). Електронегативність за шкалою Полінга: C — 2,55; N — 3,04; O — 3,44; F — 3,98. Флуор — найелектронегативніший елемент у періодичній системі. Зверни увагу: у довідкових матеріалах НМТ таблиці електронегативності немає взагалі, а для інертних елементів (He, Ne, Ar) значень за шкалою Полінга зазвичай не наводять, тому не намагайся будувати для них звичайний ряд.

Металічний і неметалічний характер

Металічний характер — це здатність атома віддавати електрони, утворюючи катіони. У малому періоді зі зростанням Z металічний характер послаблюється, а неметалічний посилюється. Наприклад, у третьому періоді Na — типовий метал, Mg — метал, Al — метал з амфотерними властивостями, а далі Si, P, S, Cl — неметали, причому неметалічний характер посилюється від Si до Cl.

Це прямо пов'язано з радіусом та електронегативністю: малий радіус і висока електронегативність унеможливлюють легку віддачу електронів, тому елемент виявляє неметалічні властивості.

Якщо в періоді радіус зменшується, то в головній підгрупі (стовпчику) згори вниз відбувається протилежне: радіус зростає. Чому? Тому що з кожним наступним елементом додається новий енергетичний рівень. Наприклад, Li має 2 електронні рівні, Na — 3, K — 4. Більша кількість рівнів означає більшу відстань від ядра до зовнішніх електронів.

Крім того, посилюється екранування — внутрішні електрони частково нейтралізують притягання ядра для зовнішніх електронів. Тому електронегативність у головній підгрупі згори вниз переважно зменшується. Наприклад, у групі лужних металів: Li — 0,98; Na — 0,93; K — 0,82.

Металічний характер у головній підгрупі

Згори вниз у головній підгрупі металічний характер посилюється. Li → Na → K — що нижче, то легше атом віддає електрон, то активніший метал. Навпаки, неметалічний характер послаблюється: F → Cl → Br → I. Флуор — найактивніший неметал, а Йод виявляє вже помітні металічні риси.

Важливо: ці закономірності чітко працюють для головних підгруп (s- і p-елементів). Для d-елементів (побічних підгруп) зміни радіуса й електронегативності менш передбачувані через заповнення внутрішніх d-рівнів. Не перенось автоматично правило «вниз — більший радіус» на всі перехідні метали.

Порівняння Na, Mg, K, Al за металічним характером

У завданнях НМТ можуть попросити впорядкувати елементи за зростанням металічного характеру. Розгляньмо Na, Mg, K, Al. Скористаймося двома правилами:

• У періоді зліва направо металічність послаблюється: Na > Mg > Al.

• У групі згори вниз металічність посилюється: K > Na.

Об'єднуємо: Al — найслабший метал (найправіший у третьому періоді), Mg — сильніший за Al, Na — ще сильніший, K — найсильніший (найнижчий у групі). Отже, металічний характер зростає в ряду: Al < Mg < Na < K.

Не плутай металічний характер зі швидкістю реакції конкретного зразка. Швидкість реакції металу з водою чи кислотою залежить не лише від положення в періодичній системі, а й від площі поверхні, наявності оксидної плівки (пасивації), температури, концентрації реагенту. Тому «активніший метал» не завжди реагує швидше в лабораторному досліді.

Коли атом перетворюється на йон, його радіус суттєво змінюється. Причина проста: ядро залишається тим самим, а кількість електронів змінюється.

Катіон менший за атом, аніон більший

Катіон (позитивно заряджений йон) утворюється, коли атом втрачає один або кілька електронів. Електронів стає менше, а заряд ядра не змінюється, тому решта електронів притягуються сильніше — радіус зменшується. Наприклад, атом Na має радіус 186 пм, а йон Na⁺ — лише 102 пм.

Аніон (негативно заряджений йон) утворюється, коли атом приєднує електрони. Електронів стає більше, електронна хмара розширюється через посилене відштовхування між електронами — радіус зростає. Наприклад, атом Cl має радіус 99 пм, а йон Cl⁻ — 181 пм.

Ізоелектронний ряд

Ізоелектронні частинки — це атоми та йони, які мають однакову кількість електронів. Наприклад, O²⁻ (Z=8, e=10), F⁻ (Z=9, e=10), Na⁺ (Z=11, e=10), Mg²⁺ (Z=12, e=10), Al³⁺ (Z=13, e=10) — усі мають 10 електронів, тобто конфігурацію неону.

В ізоелектронному ряду радіус визначається зарядом ядра: чим більший Z, тим сильніше ядро притягує електрони, тим менший радіус. Тому радіуси зменшуються в такому порядку:

O²⁻ > F⁻ > Na⁺ > Mg²⁺ > Al³⁺

Найбільший радіус має O²⁻ (найменший Z серед них), найменший — Al³⁺ (найбільший Z).

Алгоритм порівняння радіусів

1. Визнач, чи це атоми, чи йони. Якщо йони — порівняй з відповідними атомами.

2. Якщо це атоми — визнач, чи вони в одному періоді (тоді радіус зменшується зі зростанням Z) чи в одній головній підгрупі (тоді радіус зростає згори вниз).

3. Якщо це йони — перевір, чи мають вони однакову кількість електронів (ізоелектронні). Якщо так — більший Z дає менший радіус.

4. Якщо йони мають різну кількість електронів — спершу визнач електронну конфігурацію, потім порівнюй.

Не порівнюй лише абсолютні значення зарядів йонів, якщо вони мають різну кількість електронних оболонок. Наприклад, Ca²⁺ (18 e⁻, 3 рівні) і Mg²⁺ (10 e⁻, 2 рівні) — Ca²⁺ більший, хоча заряд однаковий.

Приклад 1. Порядок зростання радіусів атомів

Завдання: Розташуй хімічні елементи Li, Na, K у порядку зростання атомного радіуса.

Розв'язання: Li, Na, K — це елементи I групи, головної підгрупи (лужні метали). Вони розташовані в одній групі, один під одним. У головній підгрупі згори вниз радіус зростає, тому найменший радіус має Li (найвищий), далі Na, найбільший — K (найнижчий).

Відповідь: Li, Na, K.

Чому інші варіанти неправильні?

• Na, K, Li — помилка: Li має найменший радіус, а не найбільший.

• K, Na, Li — обернений порядок (спадання замість зростання).

• K, Li, Na — хаотичний порядок, що не відповідає жодній закономірності.

Приклад 2. Логічні пари: зміни властивостей

Завдання: Установи відповідність між рядом елементів (1–3) і зміною властивостей (А–Д).

Розв'язання:

• Ряд 1 — це третій період. У періоді радіус зменшується, електронегативність зростає. Отже, 1 → А.

• Ряд 2 — це I група, головна підгрупа. Згори вниз радіус зростає, металічність посилюється. Отже, 2 → Б.

• Ряд 3 — ізоелектронні частинки (усі мають 10 e⁻). Більший Z дає менший радіус. Отже, 3 → В.

Відповідь: 1А, 2Б, 3В.

Приклад 3. Найбільший радіус серед йонів

Завдання: Яка з частинок має найбільший радіус: F⁻, Na⁺, Mg²⁺, Al³⁺?

Розв'язання: Усі ці частинки мають однакову кількість електронів — 10 (конфігурація неону). Це ізоелектронний ряд. Чим менший заряд ядра Z, тим слабше притягання і тим більший радіус. Z(F)=9, Z(Na)=11, Z(Mg)=12, Z(Al)=13. Найменший Z має F⁻, тому в нього найбільший радіус.

Відповідь: F⁻.

Пастка: дехто обирає Al³⁺, думаючи, що найбільший позитивний заряд (+3) означає найбільший йон. Насправді все навпаки: більший заряд ядра при тій самій кількості електронів дає менший радіус.

• Вважати, що радіус у періоді зростає разом із Z. Насправді в періоді радіус зменшується, бо електрони додаються на той самий рівень, а заряд ядра зростає.

• Переносити закономірності головних підгруп на всі d-елементи. Для перехідних металів зміни радіуса менш передбачувані через заповнення d-підрівнів. Правило «вниз — більший радіус» працює, але з винятками (наприклад, лантаноїдне стиснення).

• Вважати катіон більшим за відповідний атом. Катіон завжди менший, бо втрата електронів зменшує електронну хмару за незмінного ядра.

• Порівнювати йони лише за знаком заряду без підрахунку кількості електронів. Наприклад, S²⁻ і Cl⁻ мають однаково по 18 e⁻ (ізоелектронні), тому більший радіус має S²⁻, бо заряд його ядра менший (16 проти 17).

• Прирівнювати металічний характер до швидкості будь-якої реакції. Металічний характер — це здатність віддавати електрони, а швидкість реакції залежить від багатьох чинників: площі поверхні, температури, концентрації, пасивації. Тому активніший метал може реагувати повільніше за певних умов.

Тема «Радіус атома й електронегативність» входить до програмних тем 1.3 (будова атомів і простих йонів) і 1.4 (періодичний закон). У демонстраційному варіанті НМТ-2026 завдання № 2 поєднує порівняння радіуса атома й електронегативності в групі.

Важливо знати: таблиці електронегативності в довідці НМТ немає. Тобі потрібно пам'ятати загальні закономірності — хто найелектронегативніший (F), як змінюється електронегативність у періоді та групі.

Стратегія виконання

• Визнач напрямок у періодичній системі: чи йдеться про один період (зліва направо) чи про одну головну підгрупу (згори вниз).

• Для йонів спершу порахуй кількість електронів. Якщо вона однакова — порівнюй за Z (більший Z → менший радіус).

• Пам'ятай: у періоді радіус зменшується, електронегативність зростає; у групі вниз радіус зростає, електронегативність зменшується.

Формати завдань

На НМТ з хімії тема перевіряється у двох форматах:

• Вибір однієї відповіді з чотирьох (А–Г) — завдання № 1–18, 0 або 1 бал.

• Логічні пари (1–3 → А–Д) — завдання № 19–20, дві букви зайві, 1 бал за кожну правильно встановлену пару, до 3 балів.

• У малому періоді зліва направо атомний радіус переважно зменшується, а електронегативність зростає.

• У головній підгрупі згори вниз атомний радіус зростає, а електронегативність загалом зменшується.

• Катіон (позитивний йон) завжди менший за відповідний атом; аніон (негативний йон) завжди більший.

• В ізоелектронному ряду (однакова кількість електронів) більший заряд ядра Z дає менший радіус.

• Металічний характер посилюється в групі вниз і послаблюється в періоді зліва направо.

• Швидкість реакції металу не дорівнює його металічному характеру — вона залежить від багатьох додаткових чинників.