За радиус свободного атома принимают положение главного максимума плотности внешних электронных оболочек. Это так называемый орбитальный радиус.

энергия, необходимая для отрыва электрона от атома, находящегося в основном состоянии. Она характеризует восстановительные (металлические) свойства атомов и обычно выражается в электронвольтах `(1  "эВ"=96,485  "кДж"//"моль")`. В периоде слева направо энергия ионизации возрастает с увеличением заряда ядра и уменьшением радиуса атомов. В главных подгруппах сверху вниз она уменьшается, т. к. увеличивается расстояние электрона до ядра и возрастает экранирующее действие внутренних электронных слоев.

Наименьшее значение энергии ионизации имеют щелочные металлы, поэтому они обладают ярко выраженными металлическими свойствами, наибольшая величина энергии ионизации у инертных газов.

энергия, выделяющаяся при присоединении электрона к нейтральному атому. Характеризует окисли-тельные (неметаллические) свойства атомов. Как и энергия ионизации, обычно выражается в электронвольтах. Наибольшее сродство к электрону - у галогенов, наименьшее - у щелочных металлов.

Самый сильный окислитель из всех элементарных окислителей - фтор (он обладает и самым малым атомным радиусом из всех элементов `"VII"` группы).

Следует отметить, что в отличие от ионизации присоединение двух и более электронов к атому энергетически затруднено, и многозарядные одноатомные отрицательные ионы, такие как `"N"^(3-)`, или `"O"^(2-)`, в свободном состоянии не существуют.

Окислительной способностью не обладают нейтральные атомы с устойчивыми конфигурациями `s^2` и `s^2p^6`. У остальных элементов в таблице Менделеева окислительная способность нейтральных атомов повышается слева направо и снизу вверх.

понятие, позволяющее оценить способность атома оттягивать на себя электронную плотность при образовании химического соединения. Согласно одному из определений (Малликен), электроотрицательность можно определить как полусумму энергии ионизации и сродства к электрону:

`X=(I+E)/2`, эВ.

Относительная ЭО (OЭO) фтора по Полингу принята  равной четырём. Наименьшими ОЭО обладают элементы `"IА"` подгруппы `(0,7 – 1,0)`, большими азот и хлор `(3)`, кислород `3,5`) и фтор. ОЭО `d` -элементов лежит в пределах `1,2 – 2,2`, а  `f` -элементов `1,1 – 1,2`.

В периодах ЭО растёт, а в группах уменьшается с ростом `"Z"`, то есть растёт от `"Cs"` к `"F"` по диагонали периодической системы. Это обстоятельство до некоторой степени определяет диагональное сродство элементов.

Для характеристики состояния элементов в соединениях введено понятие степени окисления.

Под степенью окисления понимают условный заряд атома элемента в соединении, вычисленный из предположения, что соединение состоит из ионов и валентные электроны оттянуты к наиболее электроотрицательному атому. Иначе говоря, степень окисления показывает, сколько своих электронов атом отдал (положительная), либо притянул к себе чужих (отрицательная).

Напишите электронную конфигурацию атома фосфора и составьте орбитальную диаграмму его валентного уровня. Определите все его возможные степени окисления. Напишите электронные конфигурации всех его заряженных частиц. Расположите данные частицы в порядке увеличения радиуса.

Фосфор находится в третьем периоде, пятой группе, главной подгруппе. Следовательно, его электронная оболочка состоит из трёх уровней. Валентный уровень состоит из внешних `s`- и `p`-подуровней (на это указывает главная группа). Всего валентных электронов у фосфора пять (номер группы `5`). Конфигурация атома $$ {}_{31}\mathrm{P}1{s}^{2}2{s}^{2}2{p}^{6}3{s}^{2}3{p}^{3}$$

Орбитальная диаграмма валентного уровня:

Для того, чтобы принять конфигурацию благородного газа, фосфор может либо принять `3` электрона (тогда он примет конфигурацию аргона), либо отдать все свои валентные пять электронов (тогда он примет конфигурацию неона). Таким образом, низшая степень окисления фосфора равна `(–3)`, а высшая – `(+5)`.

Для проявления степени окисления `(+5)` фосфор поглощает квант энергии и распаривает свои `3s`-электроны в пределах энергетического уровня на `3d`-подуровень:

Однако кроме этих крайних степеней окисления фосфор может проявлять ещё и промежуточную степень окисления `(+3)` за счёт отдачи своих непарных валентных электронов с `p`-подуровня.

Конфигурации заряженных частиц фосфора:

^{$$ \stackrel{-3}{\mathrm{P}}  1{s}^{2}2{s}^{2}2{p}^{6}3{s}^{2}3{p}^{6}$$} или `["Ar"]`;

$$ \stackrel{+3}{\mathrm{P}}  1{s}^{2}2{s}^{2}2{p}^{6}3{s}^{2}3{p}^{0}$$;

$$ \stackrel{+5}{\mathrm{P}}  1{s}^{2}2{s}^{2}2{p}^{6}3{s}^{0}3{p}^{0}$$ или `["Ne"]`.

Расположим данные заряженные частицы в порядке возрастания радиуса. Следует помнить, что число протонов в ядре не изменилось, а, значит, отрицательно заряженная частица, у которой электронов больше, чем протонов, будет иметь бóльший радиус, и чем ниже заряд частицы, тем больше её радиус. И наоборот, чем выше заряд частицы, тем меньше её радиус, так как силы притяжения электронов к ядру у такой частицы преобладают над силами межэлектронного отталкивания:

`R("P"^(+5))<R("P"^(+3))<R("P"^(-3))`.