Энергия подгруппы бериллия

Таблица 3. Энергия возбуждения ЛВ (в см ) атомов элементов подгруппы бериллия (1 см 7атом = 11, 963 Дж/мэль)

Значения ф° для бериллия и его аналогов близки к значениям ф° для элементов подгруппы лития, хотя энергии ионизации атомов элементов подгруппы ПА значительно больше, чем для щелочных металлов, ио это различие в энергиях ионизации компенсируется более высокими энергиями гидратации катионов элементов подгруппы ПА, [c.312]

Как уже указывалось, вторая снаружи электронная оболочка атома бериллия построена иначе, чем у остальных элементов подгруппы она содержит не восемь, а только два электрона. Поэтому, в сравнении с другими элементами подгруппы (см. табл. 14.3), радиус атома, а в особенности иона, бериллия непропорционально мал, энергия его ионизации велика, а кристаллическая решетка очень прочна (характерны высокая температура плавления и большая энтальпия атомизации). [c.389]

Основной характер аналогичных гидроксидов металлов в главных подгруппах периодической системы всегда закономерно усиливается при переходе от легких элементов к более тяжелым. Параллельно этому возрастает энергия взаимодействия между соответствующими оксидами и водой, а также и устойчивость гидроксидов в отношении разложения на оксид металла и воду. Ниже сопоставлены тепловые эффекты АЯ реакций разложения гидроксидов металлов подгруппы бериллия на соответствующие оксиды металлов и водяные пары (при 25°С), например [c.40]

К данной подгруппе принадлежат бериллий, магний, кальций, стронций, барий и радий. Атомы элементов 2-н подгруппы имеют на внешнем квантовом слое по два спаренных з-электрона. В нормальном состоянии они являются нул ьвалентными элементами. Если один из электронов возбудить, т. е. перевести на соседний подуровень того же уровня, то оба электрона будут холостыми и элементы станут двухвалентными. Возбуждение возможно за счет внешней энергии, например, в атоме Ве можно возбудить электроны, затратив 62,3 ккал тепла, при этом состояние перейдет в состояние [c.250]

Металлические свойства элементов подгруппы бора выражены значительно слабее, чем у элементов подгруппы бериллия. Так, элемент бор, который в периоде расположен между бериллием и углеродом, относится к элементам-неметаллам. Он имеет наибольшую энергию ионизации атома (см. п. 3 табл. 13.3). Внутри подгруппы с возрастанием заряда ядра энергия ионизации атомов уменьшается и металлические свойства элементов усиливаются. Алюминий — уже металл, но не типичный. Его гидроксид обладает амфотерными свойствами. У таллия более сильно выражены металлические свойства, а в степени окисления + 1 он близок к элементам-металлам подгруппы лития. [c.248]

По физическим свойствам металлы подгруппы бериллия заметно отличаются от щелочных металлов. Так, они плавятся и кипят при сравнительно высоких температурах и малолетучи. Твердость настолько велика, что их нельзя резать ножом, как щелочные металлы. Сочетание низкой энергии ионизации электрона с малой летучестью позволяет применять барий и стронций как металлы для термоэмиссионных катодов (т. е. катодов, испускающих электроны при нагревании) радиоламп и других электронных приборов. [c.225]

Значения изменения энергии Гиббса родственных процессов (например, образования сходных веществ), как и значения АЯ и AS для них, представляют собой систему величин (рис. 25). Из него вытека( т ряд выводов, в частности, о большей химической активности элем.ентов подгрупп лития и бериллия по сравнению с элементами подгрупп меди и цинка (подробнее см. часть V). [c.64]

Одинаковое строение не только внешнего, но и предшествующего электронного уровня (за исключением лития и бериллия) обусловливает ряд общих свойств (одинаковую степень окисления и однотипность соединений). Но с увеличением заряда ядра и числа электронов в атомах элементов периодической системы наблюдаются сверху вниз некоторые качественные различия между ними. В подгруппах сверху вниз увеличивается число квантовых уровней, а следовательно, и радиусы атомов, вследствие чего требуется меньше энергии на отрыв электрона, т. е. наблюдается уменьшение энергии ионизации. Поэтому от лития к францию, от бериллия к радию увеличивается способность атомов отдавать электроны, усиливаются металлические свойства. [c.76]

Все элементы второй главной подгруппы, кроме бериллия, обладают ярко выраженными металлическими свойствами. В устойчивом (нормальном) состоянии они являются нульвалентными, так как их внешние электроны на -подуровне спарены. Но это не значит, что они химически не деятельны. Энергия возбуждения у них мала (например, у атома бериллия 259,4 кДж) и полностью перекрывается энергией образования химических связей, поэтому один из 2.5-электронов может перейти в 2/7-состояние. В этом случае атом будет иметь два неспаренных электрона, и, следовательно, он может проявлять валентность, равную двум. [c.77]

Элементы подгруппы 1А имеют один валентный электрон поэтому их валентность может быть равной только единице. Элементы ПА подгруппы имеют два электрона с противоположными спинами, поэтому в стационарном состоянии их валентность равна нулю. Однако орбитали пр превышают по энергии орбитали пв не более чем на 200-250 кДж/моль, в то время как энергия одинарной ковалентной связи составляет 400-600 кДж/моль. Это приводит к распариванию электронов. Например, для атома бериллия это может быть записано в форме [c.233]

Высокой энергией ионизации атома бериллий заметно отличается от остальных элементов ПА-подгруппы (магния и щелочноземельных металлов). Его химия во многом сходна с химией алюминия (диагональное сходство). Таким образом, это элемент с наличием у его соединений амфотерных качеств, среди которых преобладают все же основные. [c.205]

Важнейшей физической характеристикой энергии связи внешних электронов являются потенциалы ионизации, а также основные энергетические уровни внешних электронов. Можно видеть, что эти параметры (см. рис. 2,6) также указывают на различное поведение элементов-аналогов и на сближение свойств элементов соседних групп (лития с магнием, бериллия с алюминием, титана с ниобием, ванадия с молибденом и т. д.). Для неметаллических элементов главных подгрупп более показательна тенденция присоединять электроны, поэтому характерные отклонения их свойств лучше коррелируются со сродством к электрону, а также с первыми потенциалами ионизации (см. рис. 8). Эти данные также свидетельствуют о правомерности сдвигов элементов, изображенных в табл. 10 и 11. [c.160]

Строение внешних электронных оболочек атомов элементов ИА-подгруппы ns . Поскольку заряд ядра атомов этих элементов на единицу больше, чем у щелочных металлов тех же периодов, внешние электроны сильнее притягиваются к ядру, это обусловливает более высокие энергии ионизации атомов и меньшую химическую активность бериллия и его а-налогов по сравнению со щелочными металлами. Другой причиной меньшей активности бериллия и его аналогов является большая прочность их кристаллических решеток. [c.312]

Не вдаваясь в подробное изложение результатов применения этого метода для изучения строения атомов, ограничимся рассмотрением некоторых отдельных примеров [2]. Водородный атом имеет только один электрон, и так как энергия связи электрона в. АГ-группе всегда больше, чем в -группе, то этот электрон, несомненно, будет 1 -электроном. Атом следующего элемента, гелия, обладающий двумя электронами, должен, таким образом, иметь конфигурацию 1 . Поскольку. ЙГ-группа в атоме гелия заполнена и третий электрон, соответствующий атому лития, принужден войти в -группу, распределение трех электронов будет отвечать конфигурации 1 22х. Атом бериллия завершает заполнение подгруппы 2 , так что следующий электрон уже входит в группу 2р, образуя при этом структуру 15 2 2/ , соответствующую атому бора, и т. д. [c.16]

Атомы элементов ПА-подгруппы, превращаясь в катионы, теряют сразу два валентных электрона. Это объясняется близостью значений первой и второй энергий ионизации (/3 не превышает более чем в два раза). Третья энергия ионизации у всех 8 -металлов значительно больше второй (у бериллия — в 8,4 раза, у бария — в 3,7 раза). Затраты энергии на удаление третьего электрона не могут компенсироваться образованием химической связи, поэтому трехзарядных катионов у в -металлов в химических соединениях не бывает. [c.288]

Количественно необходимость сдвигов бериллия и магния относительно щелочноземельных металлов следует из рассмотрения целого ряда фундаментальных параметров и свойств как самих металлов, так и их соединений. Так, например (рис. 20), резкое уменьшение атомных объемов и атомных радиусов от кальция к магнию и бериллию и их постепенное возрастание от кальция к радию имеет следствием явный перелом кривых, приходящийся на кальций, что точно соответствует сдвигам элементов Па подгруппы в табл. 10 и И. Аналогичный излом обнаруживается на кривых изменения с возрастанием атомного номера таких характеристик, как энергия ионизации атома до иона Ме +, теплота гидратации, нормальный потенциал и т. д. [c.85]

Атомы всех рассматриваемых элементов в основном состоянии имеют на внешнем уровне по два спаренных х-электрона (табл. 24). В возбужденном состоянии эти внешние электроны находятся в состоянии в котором атомы могут быть двухвалентными. Радиусы атомов элементов главной подгруппы II группы меньше, чегл у атомов соответствующих щелочных металлов (например, радиусы атомов лития и бериллия составляют, соответственно, 0,1586 и 0,1040 нм). По сравнению с соответствующими щелочными металлами, у атомов бериллия, магния и щелочноземельных металлов, энергия ионизации возрастает. Так, первый потенциал ионизации лития составляет 632 кДж/моль атомов, а бериллия— 899 кДж/моль атомов (ср. данные табл. 22 и 24). [c.380]

В табл. 3 дается подобное сопоставление для элементов подгруппы бериллия, но здесь наиболее низкие энергии возбуждения показывают переходы ns nsnp и res ->-ns(n — l)d. Переходы второго вида возможны только для кальция, стронция и бария и невозможны для бериллия и магния, так как d-подуровни отсутствуют в 1-й и 2-й оболочках. (Все другие переходы требуют значительно более высоких энергий возбуждения.) Данные, относящиеся к названным двум видам переходов, показывают, что в обоих случаях энергия возбуждения и здесь уменьшается при переходе к более тяжелым атомам, причем для переходов ns ns(п — l)d это уменьшение происходит настолько быстрее, чем для бария уже обгоняет уменьшение энергии возбуждения перехода ns nsnp. Такие особенности существенны для понимания химических свойств этих элементов. [c.45]

Атомы элементов ПА-подгруппы имеют на внешнем электронном уровне по два электрона (5 ) с противоположными спинами. При затрате необходимой энергии один из электронов 5-состояния переходит в /3-состояние, т. е. оба электрона становятся иеспареннымн. Поэтому элементы ПА-подгруппы проявляют степень окисления +2. При образовании молекул ЭХ 2 происходит гибридизация к- и /7-электронных облаков атома Э, образуются молекулы линейного строения X—Э—X, дипольный момент которых равен нулю (как, например, у хлорида бериллия ВеС12, см. рис. 16). [c.293]

Щелочные и щелочноземельные металлы относятся к 5-элементам. На внешнем электронно.м слое у атомов щелочных металлов один з-электрон (пз ) у атомов бериллия, магния и щелочноземельных металлов—два з-электрона (пз ). Сверху вниз в подгруппах этих элevleн-тов радиусы атомов увеличиваются, энергия ионизации уменьшается, способность отдавать электроны с внешнего слоя увеличивается, поэтому восстановительная способность тоже увеличивается. [c.284]

При пересчете приведенных в табл. 12 значений энергии ионизации в электрон-вольты получается, что потенциал ионизации Н2О составляет 12,6, а NHg 10,8 ав. Сопоставление этпх цифр с величинами потенциалов ионизации щелочных металлов (от 3,87 авдля цезия до 5,36 эв для лития) показывает, что эти последние должны давать только ионно-дипольные связи. Из элементов главной подгруппы 2-й группы периодической системы лишь у бериллия и (в меньшей степени) магния может уже играть роль ковалентная связь. У трехвалентных элементов степень ковалентности связи уже сильно увеличивается, особенно за счет большой величины третьего потенциала ионизации. [c.306]

Пряменение этих правил можно иллюстрировать рассмотрением некоторых простых случаев. Основным состоянием углерод-нот атома, установленным в результате изучения его спектра, является Р, так что соответствующая электронная структура, не считая заполненных оболочек, представится, очевидно, символами р или р. Поскольку углеродный атом имеет щес к ь электронов, из которых два, несомненно, являются 1х-электронами, то полная конфигурация будет либо 1 28 2р , либо Из этих двух возможных структур первая гораздо более вероятна, так как трудно представить наличие четырех 2/>-электронов, в то время как подгруппа 2в остается вакантной. Эта точка зрения находит свое подтверждение в том, что основные термы двух предыдущих атомов, бериллия и бора, соответственно представлены в своих нормальных состояниях символами и и отвечают, таким образом, электронным структурам 15 2 и is 2s 2p. Дальнейшее подтверждение дается основным состоянием 5 атомарного азота, которое, следовательно, должно соответствовать конфигурации 8 28 2р . Интересно теперь вернуться к указанному в параграфе 1г обстоятельству, что основному состоянию углеродного атома Р сопутствуют два метастабильных состояния и 5, из которых первое отвечает более низкому уровню энергии. Это обстоятельство согласуется с табл. 1, так как, согласно данным этой таблицы, конфигурация обусловливает именно эти три состояния, энергия которых возрастает в последовательности и 5. Поскольку в каждом из указанных состояний электронная конфигурация углеродного атома определяется квантовыми числами /г и /, то для всех трех случаев она будет идентичной, соответствуя структуре 1 2 2 2/ однако при этом имеет место различие в значениях гпц и тп двух 2/з-электронов. В связи с тем же следует указать на наличие метастабильных состояний В и Р атомарного азота и метастабильных состояний кислорода В и 5. [c.22]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология