Литий сродство к электрону

По химическим свойствам калий более энергичный металл, чем натрий и литий, что обусловливается меньшим сродством атомов калия к валентным электронам по сравнению с атомами натрия и лития. Калий энергично разлагает воду [c.402]

Сродство К электрону у натрия 1,344-10 Дж (для сравнения у лития и калия — 1,312-10 Дж) [506]. [c.11]

На основе аналогичных рассуждений Мулликен нашел исправленные значения электроотрицательности, приведенные в табл. 9. К ним для сравнения добавлена величина электроотрицательности для лития. Сродство лития к электрону было оценено приближенно, но так как оно очень мало, то достаточной оказывается даже очень грубая оценка. Таким образом, для щелочных металлов величина 1+Р определяется главным образом значением I. Как видно, электроотрицательность щелочных металлов уменьшается в соответствии с ожиданиями от лития к цезию. Далее, электроотрицательность металлов подгруппы меди оказывается большей, чем щелочных металлов. Электроотрицательность как щелочных металлов, так и металлов подгруппы меди значительно меньше, чем водорода, и с этой точки зрения водород ближе к галоидам, чем к щелочным металлам. [c.172]

На основании экспериментальных и лит("ратурных данных показано влияние типа симметрии донора н сродства к электрону акцептора на стойкость сложных комплексов в диоксане, этил-ацетате, уксусном ангидриде и ацетоне. [c.137]

Тот факт, что в гидридах водород находится в состоянии отрицательного иона, легко объясняется, если принять во внимание ионизационные потенциалы металлов (сравнительно небольшие), неспособность металлов образовать отрицательные ионы и, наконец, сродство к электрону нейтральных атомов водорода (16,4 ккал). При столкновении атомов, например лития (ионизационный потенциал 5,39 в) с атомом водорода литий отдает свой наружный электрон водороду, который переходит в состояние отрицательного иона. Затем оба иона образуют ионную кристаллическую решетку. Реакция сопровождается выделением 89,18 кдж на грамм-молекулу гидрида (Ь1Н). [c.96]

Потенциал ионизации атомов и сродство к электрону. Одним из важнейших свойств химического элемента, непосредственно связанного со структурой электронной оболочки, является ионизационный потенциал. Последний представляет собой энергию, необходимую для отрыва наиболее слабо связанного электрона из атома в его нормальном состоянии. Это есть потенциал ионизации первого порядка, который отвечает процессу Э = Э+- -е . Энергию ионизации можно выражать в любых единицах, имеющих размерность энергии (например, в килоджоулях), но чаще всего ее измеряют в электронвольтах. Для многоэлектронных атомов в принципе существует столько энергий ионизации , сколько электронов в атомах. От атомов химических элементов можно последовательно удалить все электроны, сообщив дискретные значения потенциалов 1, 2, Ь и т. д. При этом /]элементов первых двух периодов Периодической системы. При сравнении величин ионизационных потенциалов разных порядков для атомов одного и того же элемента обращает на себя внимание сравнительная легкость отрыва электронов наружных слоев. Так, для атома лития первый ионизационный потенциал равен 5,39 В, а потенциалы ионизации второго и третьего порядков соответственно равны 75,62 и 122,42 В. Удаление одиночного электрона наружного [c.61]

В отношении электростатической теории это было сделано В. Косселем и М. Борном. В основу было положено представление о стремлении атомов при реакциях принимать электронную структуру ближайшего благородного газа. Атом натрия может выполнить это, отдав один электрон. Возникающий таким образом ион Ма+ имеет все электронные оболочки неона. Атом фтора для того, чтобы превратиться в ион с электронной структурой неона, должен, наоборот, получить электрон, образуя ион Р . Таким образом, при встрече атомов натрия и фтора электрон должен перейти от натрия к фтору, после чего возникшие ионы Ыа+ и притягиваются друг к другу благодаря кулоновскому притяжению. С энергетической точки зрения такой переход электрона объясняется тем, что у атомов щелочных металлов потенциал ионизации мал, а у галогенов имеется сродство к электрону. Эти обстоятельства и выражают указанные тенденции атомов получать электронную оболочку ближайшего благородного газа. Для атомов натрия и хлора сомнений в том, в какие ионы превращаются атомы, нет. Однако в общем случае решение этого вопроса может быть не столь простым. Так, неясно априори, какой из атомов передает свой электрон другому для пары атомов — литий или водород. Решение этого вопроса в общем виде принадлежит Л. Полингу. Его рассуждения сводятся к следующему. [c.322]

Если рассматривать обратный процесс, то сродство к электрону для А будет представлять потенциал ионизации для А . Сродство к электрону увеличивается с ростом атомного номера вдоль периода в периодической таблице сродство к электрону атома лития составляет 0,6 эВ, для атома фтора эта величина равна 3,45 эВ. Сродство к электрону атомов хлора, брома и иода составляет 3,71, 3,49 и 3,19 эВ соответственно. Атомы кислорода и серы также обладают сродством к электрону (3,07 и 2,8 эВ соответственно). [c.402]

Молекула или радикал Сродство к электрону Метод определения Лите- ратура [c.348]

Другие способы восстановления алкенов в алканы, исключая восстановление диимидами (см. разд. 2.1.7.1) и гидроборирование с последующим протолизом, не являются общими. Сродство к электрону простых олефинов столь мало, что не позволяет проводить восстановление растворами металлов, хотя сопряжение двойной связи с ароматическим кольцом повышает это сродство настолько, что становится возможным восстановление литием в жидком аммиаке. [c.227]

Следует сказать, что по ряду свойств альфа-частицы действительно близки к свойствам протона большое сродство к электронам, способность ионизировать пары воды и т. д. Ион следующего элемента — лития — уже имеет два электрона и в значительной степени отличается от протона, но сохраняет ряд его особенностей. Ионы остальных щелочных металлов уже не имеют этих особенностей. Этим обстоятельством оправдывается исключительность поведения протона, отличающее его от всех остальных ионов периодической системы элементов и выделение реакции обмена протона в отдельную группу. [c.562]

На примере ряда гидридов элементов второго периода периодической системы можно проиллюстрировать влияние на свойства изменений в характере связи, являющихся следствием возрастания атомного номера при данной валентной оболочке. Гидрид лития (т. пл. 680°) можно рассматривать как солеподобное ионное вещество. Его структура может быть написана как Ы Н9, так и Н Ы в зависимости оттого, литий или водород является более сильным акцептором электронов. Можно было бы ожидать, что литий окажется более электроноакцепторным, поскольку заряд его ядра больше (- -3), однако этот эффект более чем уравновешивается его большим атомным радиусом и экранирующим влиянием двух электронов, находящихся на внутренней электронной оболочке лития. В результате водород имеет большее сродство к электрону и правильна структура Ы НО. Сильное межионное электростатическое взаимодействие обусловливает высокие температуры плавления и кипения гидрида лития подобно хлористому натрию, фтористому литию и др. [c.15]

От величины энергии связи внешних электронов с ядром зависят ионизационные потенциалы, т. е. катионогенные свойства, а также сродство к электрону, т. е. способность рождать анионы. При переходе от лития ко фтору все более и более ярко проявляются неметаллические свойства, а также окислительная и кислотообразующая способности элементов. [c.54]

Н0, так и Н в зависимости от того, литий или водород является более сильным акцептором электронов. Можно было бы ожидать, что литий окажется более электроноакцепторным, поскольку заряд его ядра больше (- -3), однако этот эффект более чем уравновешивается его большим атомным радиусом и экранирующим влиянием двух электронов, находящихся на внутренней электронной оболочке лития. В результате водород имеет большее сродство к электрону и правильна структура Н . Сильное межионное электростатическое взаимодействие обусловливает высокие температуры плавления и кипения гидрида лития подобно хлористому натрию, фтористому литию и др. [c.15]

Полярность связи указывает на характер распределения электронов между связанными атомами и на имеющийся на атомах заряд. Атомы разных элементов обладают различным сродством к электронам одни из них, подобно литию и натрию, легко отдают электроны, другие, подобно фтору и хлору, охотно принимают их. Известно, что стремление к присоединению электронов (так называемая электроотрицательность атомов) растет в периодической системе слева направо и снизу вверх. В соответствии со своей электроотрицательностью атомы ведут себя и в отношении связывающей их электронной пары один из партнеров связи может быть довольно равнодушным к электронам и предоставить другому партнеру возможность завладеть связующей электронной парой больше чем наполовину . Легко понять, к чему это приведет симметрия в распределении зарядов окажется нарушенной— одна часть молекулы приобретет положительный заряд, другая отрицательный. Эти заряды не будут, вообще говоря, равны полному заряду электрона. Подобные частичные заряды принято обозначать знаками б-Ь и б—. Простейшим примером может служить молекула воды [c.29]

Атомы разных элементов обладают различной способностью удерживать электроны. Фтор отдает электроны значительно труднее, чем литий, а принимает их значительно легче, чем литий (другие металлы вообще имеют отрицательное сродство к электрону). Поэтому связь Li—F характеризуется высокой степенью ионности. Водород в этом отношении занимает промежуточное положение между литием и фтором. При образовании связей Li—Н и И—F атом водорода является соответственно акцептором и донором электронной плотности такие связи заметно полярны. [c.110]

Рассмотренная в табл. 23 молекула гидрида лития не обладает симметричной формой МО [как, например, молекула водорода (рис. 29) или молекула з (рис. 36)] потому, что у водорода большее сродство к электрону (0,747 эв) и более высокий потенциал ионизации (13,54 эв), чем у лития (0,54 и 5,37 эв соответственно), и водород оттягивает электроны сильнее, чем литий. Форма граничной поверхности а 5 молекулярной орбитали будет иметь вид, показанный на рис. 43. [c.82]

Элементы принято характеризовать электроотрицательностью, которая представляет собой арифметическую сумму величин энергии ионизации и сродства к электрону. Так, например, энергия ионизации фтора составляет 415 ккал г-атом (1739 кдж г-атом), а сродство к электрону равно 95 ккал г-атом (398 кдж г-атом). Следовательно, электроотрицательность равна 415 + 95 = = 510 ккал г-атом (2137 кдж г-атом). Электроотрицательность лития равна 123 + 5 = 128 ккал г-атом (536 кдж г-атом). [c.57]

С увеличением заряда атомного ядра электроны сильнее притягиваются к ядру, в результате чего радиусы атомов, как правило, уменьшаются. Например, радиус атома лития Д,57А, а радиус атома следующего за ним элемента бериллия 1,13А. Это влечет за собой увеличение энергии ионизации элементов в периоде по мере возрастания заряда атомного ядра. В периоде с увеличением порядкового номера ослабляются металлические свойства. У элементов, находящихся ближе к концу периода, в направлении слева направо наблюдается усиление сродства к электрону, происходит нарастание неметаллических свойств. [c.59]

Принимая во внимание малый размер перетеканий электронной плотности при образовании молекулы, становится ясным, что внешний электрон лития и на контурных диаграммах электронных плотностей молекулярных орбиталей в значительной мере переходит в сферу, окружающую ядро фтора, и связывается с ним большой силой, получающей выражение в энергии сродства электрона к нейтральному атому фп-ора. При этом для сближения и взаимного проникновения облаков Р и Ы никакого заметного радиального сдвига для 2р Ы-электрона не требуется. Кроме энергии возбуждения 25 2р работа не затрачивается на отрывание внешнего электрона от атома лития. Разницу с чисто ионной молекулой схематично можно изобразить так [c.121]

Литий и натрий имеют умеренное сродство к электрону сродство к электрону бериллия отрицательно, а у магния оно близко к нулю. В атомах Ве и М валентная х-орбиталь полностью заполнена и присоединяемый электрон должен заселять расположенную выше по энергии р-орбиталь. Азот и фосфор имеют небольшое сродство к электрону, потому что присоединяемый электрон должен спариваться в этих атомах с одним из электронов на полузаполненнь х р-орбиталях. [c.400]

Электроотрицательность — это количественная характеристика способности атома в молекуле притягивать к себе электроны. Она равна полусумме энергии ионизации и сродства атома к электрону. Зависимость электроотрицательности от порядкового номера элемента носит периодический характер электроотрицательность возрастает внутри периода и уменьшается внутри группы периодической системы элементов. На практике пользуются относительными значениями электроотрицательности (ОЭО), принимая за единицу электроотрйцательность лития (табл. 10). [c.22]

Учитывая сложность определения величины сродства к электрону, американский ученый Полинг предложил вместо абсолютных значений электроотрицательности использовать ofнo итeльныe значения. Он принял электроотрицательность F равной 4, тогда электроотрицательность лития, по отношению к которой были определены электроотрицательности других эле ентов, получилась равной 1.. Ниже приведена шкала э грктроотрицательностей rio Полингу. [c.30]

Второй период образует атомы от до Ne. В направлении — Ке растет эффективный заряд ядра, в связи с чем уменьшаются размеры атомов (см. Гшах), возрастает потенциал ионизации и осуществляется, начиная с В, переход к неметаллам. Потенциал ионизации отражает не только рост в ряду —Ке, но и особенности электронных конфигураций потенциал ионизации у бора ниже, чем у бериллия. Это указывает на упрочнение заполненных нодоболочек ( у бериллия). Более высокий потенциал ионизации азота по сравнению с кислородом указывает на повышенную прочность конфигурации р , в которой каждая орбиталь занята одним / -электроном. Аналогичные соотношения наблюдаются и в следующем периоде у соседей Mg—А1 и Р—5. У атомов второго периода отрыв электрона с внутреннего Ь -слоя требует такого высокого ПИ (75,62 эВ уже у лития), что в химических и оптических процес--сах участвуют только внешни электроны. Сродство к электрону в ряду Ы—Р имеет тенденцию к возрастанию. Но у берилжя оболочка заполнена, и сродство к электрону эндотермично так же, как и у гелия (1л ). Обладая самым высоким потенциалом ионизации ю всех неметаллов и высоким сродством к электрону, фтор является наиболее электроотрицательным элементом в периодической системе. Для атома неона СЭ (Ке)=—0,22 эВ. Оболочка з р атома Ке, электронный октет, характеризуется суммарным нулевым спином и нулевым орбитальным моментом (терм 5о). Все это, вместе с высоким потенциалом ионизации и отрицательным сродством к электрону, обусловливает инертность неона. Такая же з р конфигурация внешнего слоя характерна для вСех элементов нулевой группы. Исследования последних лет показывают, что 1 п, Хе,Кг и Аг дают химические соединения со фтором и кислородом. Очевидно, что з р конфигурация не влечет как непременное следствие химической инертности. Все атомы со спаренными электронами (терм о) — диамагниты (Не, Ве, Ке и т. д.). Конфигурации внешнего электронного слоя у атомов 2-го и 3-го периодов, стоящих в одних и тех же группах, одинаковы, чем объясняется близость химических свойств элементов, стоящих в одних и тех же группах (сравните Ка иЬ1 в табл. 5). Но наблюдается и различие элементы второго периода обладают постоянной валентностью, а третьего — переменной. Это связано с тем, что у атомов третьего периода есть вакантные -состояния в третьем квантовом слое, а во втором слое таких соединений нет. [c.62]

Электроотрицательность. К рассматриваемой группе свойств относится и так называемая электроотрицательность. Это условная величина, характеризующая стремление данного атома к присоединению электронов при образовании химической связи. На практике используют различные шкалы электроотри- цательностей. Например, по Малликену она равна полусумме (сумме) потенциала ионизации I и сродства к электрону Е. В относительной шкале Полинга электроотрицательность лития принята за единицу (табл. 8). [c.71]

Электроотрицательность элементов. Электронофильность атомов элементов можно более полно характеризовать, если одновременно учитывать две характеристики энергию ионизации и и сродство к электрону. Сумма этих величин обозначается как электроотрицательность элемента. Обычно здесь пользуются относительными величинами, приравняв электроотрицательность, например, лития к единице. Соответствующие данные приведены в табл. IV-8 (для элементов главных подгрупп). [c.88]

С увеличением радиусов атомов от лития к францию уменьшаются ионизационный потенциал и энергия сродства к электрону, следовательно, легкость отдачи электрона увеличивается. Таким образом, восстановительная способность щелочных металлов увеличивается сверху вниз. От лития к францию число электронных оболочек возрастает от 2 до 7, Атом лития отличается от остальных щелочных металлов тем, что его предвнешний уровень заселен двумя электронами, в то время как у других атомов — по 8. [c.241]

Когда электронная пара ковалентной связи соединяет два разных атома, возникает иное положение. Хорокго известно, что атомы разных элементов обладают разным сродством к электронам одни из них, подобно литию, натрию, легко отдают электроны, другие, подобно фтору, хлору, жадно принимают их. Известно, что стремление к присоединению электронов (так называемая электроотрицательность атомов) растет в периодической системе слева направо и снизу вверх. Логично считать, что и в отношении находящейся в совместном владении электронной пары разные атомы будут вести себя неодинаково один из партнеров может быть довольно равнодушным к электронам и может позволить другому завладеть электронной парой более чем наполовину. Легко понять, к чему это приведет симметрия в распределении зарядов окажется нарушенной, одна часть молекулы приобретет некоторый положительный заряд, другая — отрицательный. Эти заряды не достигают полного заряда электрона, но они тем больше, чем больше разница в сродстве связанных атомов к электронам (т. е. в их электроотрицательностях). Подобные частичные заряды принято обозначать значками б и б . Простейший пример — молекула хлороводорода [c.82]

Сродство к электрону. Присоединение электрона к атому, иону или молекуле тоже будет сопровождаться энергетическим эффектом. Энергия, выделяющаяся при этом, называется сродством к электрону А. По алгебраическому знаку сродство противоположно энергии ионизации, т. е., как правило, Л — положительная величина. Если сродство к электрону отрицательно, то это означает, что частица принимает электрон лишь в силу каких-то обстоятельств. В этом случае, чтобы заставить принять электрон, требуется затратить энергию. Так, щелочные металлы слабо удерживают свой единственный внешний электрон величина Л ж 70 кДж/моль атомов (для лития и натрия). Для бериллия и магаия установлено небольшое отрицательное сродство от —30 до —60 кДж/моль атомов. У них имеются заполненные -орбитали, которые и делают э1щотермическим процесс образования их отрицательного иона. Вообще же сродство к электрону в ряду литий — фтор имеет тенденцию к возрастанию и атом фтора — самый элекроотрицательный элемент во всей периодической системе. Склонность к образованию анионов растет по периоду и убывает вниз по группе. Встречаются и исключения из правила, например сродство к электрону у хлора больше, чем у фтора. Величины энергии сродства к электрону известны для лебольшого числа элементов, так как прямое их экспериментальное определение сопряжено со значительными трудностями, а теоретический расчет (по методу Хартри — Фока или с использованием цикла Борна — Габера) также довольно сложен л к тому же ке всегда надежен. Точно, однако, известно, что процесс присоединения второго электрона всегда эндотермический и потому не могут существовать в свободном виде двухзарядные отрицательные ионы типа 0 , и др. Значение сродства [c.167]

Существует несколько способов расчета электроотрицательностей атомов. В одном из них за электроотрпца-тельность атомов принята сумма его потенциала ионп-зацип и сродства к электрону. Электроотрицательность атома лития была принята за единицу и по отношеньчо к нему вычислена электроотрицательность других атомов (табл. 3). [c.75]

Существует несколько способов расчета электроотрицательностей атомйв. В одном из них за электроотрицательность атомов принята сумма его потенциала ионизации и сродства к электрону. Электроотрицательность атома лития была принята за единицу и по отношению к нему вычислена электроотрицательность других атомов (табл. 6). Из табл. 6 видно, что относительная электроотрицательность растет при переходе по периодам слева направо и по подгруппам снизу вверх, [c.95]

Суммируя значения вычисленных энергий ионизации и энергии сродства к электрону, получим для цезия g=90 ккал(г-атом, для литиями = 128 ккал1г-атом. Это абсолютное значение [c.47]

Потенциал ионизации — энергия, которую необходимо затратить для удаления электрона из атома или иона, а сродство к элементу — энергия, освобождающаяся при присоединении добавочного электрона к электронейтральному атому. Для удобства вместо абсолютных значений электроотрицательности (в кдж/г-атом или в ккал1г-атом) используют значения относительной электроотрицательности (ОЭО). С этой целью электроотрицательность лития принимают равной единице и по отнощению к этой величине выражают электроотрицательность других элементов. Например, ОЭО фтора равна [c.44]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология