Валентность и ионизационный потенциал

Комплексообразование сопровождается сильным возмущением л-электронной системы, чему сопутствуют изменения многих параметров ароматических соединений. Установлено, что ионизационный потенциал этих веществ находится в линейной зависимости от положения максимумов интенсивных полос валентных колебаний С—Н-связи в спектрах ст-комплексов в области 2740—2850 см . [c.81]

Изменение ионизационного потенциала в пределах одного и того же периода значительно сложнее. Не вдаваясь в подробности, укажем только, что ионизационный потенциал возрастает при переходе от элементов начала периода к элементам, завершающим период (например, от лития к неону, от натрия к аргону и т. д.), и достигает максимального значения в случае инертных газов. Такое изменение обусловлено тем, что в пределах одного и того же периода системы энергия связи валентных электронов с ядрами возрастает вследствие увеличения зарядов этих ядер. [c.20]

Экспериментальные исследования и теоретические расчеты показывают, что атомы большинства химических элементов способны присоединять лишний электрон, превращаясь при этом в электростатически отрицательно заряженные ионы. Такие процессы сопровождаются выделением определенной энергии, которая и называется энергией сродства к электрону. Совершенно так же, как и ионизационный потенциал, энергия сродства к электрону неодинакова у различных атомов. Как правило, она возрастает при увеличении ионизационного потенциала и понижается при его уменьшении отметим вместе с тем, что энергия сродства к электрону обычно возрастает с уменьшением числа свободных, незанятых электронами позиций на энергетическом уровне в частности, энергия сродства к электрону у атома фтора выше, нежели у атома бора, поскольку атом фтора на валентном уровне имеет только одну незанятую позицию, а у атома бора на том же уровне — пять. У атомов благородных газов сродство к электрону отсутствует, поскольку в них электронные слои полностью укомплектованы. [c.20]

Восстановительная способность элементарных веществ. Восстановительные свойства веществ, как известно, обусловлены способностью составляющих их атомов отдавать свои валентные электроны. Мерой прочности связи электронов в атомах является величина энергии ионизации, или ионизационного потенциала,(см. 1.14). Очевидно, что восстановительная способность элементарных веществ связана с величиной энергии ионизации их атомов. Наименьшие значения ионизационного потенциала у атомов металлических элементов, в связи с чем все элементарные металлы проявляют восстановительные свойства, при- [c.45]

Некоторые свойства, такие, как ионизационный потенциал, сродство к электрону, электроотрицательность, валентность (степень окисления), а также атомный и ионный радиусы, позволяют предсказать и объяснить химические свойства элементов, также закономерно изменяющиеся с ростом порядкового номера и периодически повторяющиеся у элементов одной группы. [c.107]

Внешняя электронная конфигурация допускает для членов этой группы только степень окисления +1. Ионы, имеющие конфигурацию инертного газа, образуются легко вследствие слабой связи одного валентного электрона. Как видно из табл. 4-7, именно для элементов этой группы самый низкий ионизационный. потенциал. [c.127]

Как видно из табл. 26, у углерода самый малый для элементов этой группы радиус атома, высокий ионизационный потенциал, большая температура плавления. Это характерно для типичного неметалла. Типичным неметаллом является также кремний. У германия проявляются некоторые металлические свойства, а олово и свинец — металлы. Они больше сходны по свойствам друг с другом, чем с германием. Сказывается экранирующее действие электронных подуровней, снижающих притяжение валентных электронов к ядру атома. Например, по электропроводности белое олово и свинец — проводники, германий, кремний и серое олово (а-Зп) — полупроводники, а углерод в виде алмаза — диэлектрик. [c.231]

Кажущийся радиус нейтральных атомов увеличивается с возрастанием порядкового номера. Валентные электроны сравнительно далеко отстоят от ядра, а потому эти атомы являются сильными восстановителями, что подтверждается падением ионизационных потенциа.юв. [c.251]

Ионизационный потенциал падает от Си до Ag, а затем увеличивается у Аи, несмотря на то, что валентный электрон находится у атома золота дальше от ядра, чем у атома меди. [c.395]

Молекула N2O линейна [ (NN)=1,13, d(NO) = 1,18 А] и малополярна (ц = 0,17). Ее ионизационный потенциал составляет 12,6 в. Силовые константы валентных связей равны 18,2 (N = N) и 12,0 (N = 0). [c.419]

Атомы кальция, стронция и бария, обладая электронной конфигурацией Зр 4 , 4р 55 и 5р 6 , имеют несколько меньший второй ионизационный потенциал по сравнению с Al,Mg,Be. При формировании кристалла оба валентных 5-электрона делокализуются. Возникшие ионы имеют заполненные р-оболочки, что способствует образованию объемно-центрированной решетки. Плавление кальция, стронция и бария не сопровождается изменением расположения ионов, тип их упаковки напоминает распределение атомов щелочных металлов. Свинец (конф. [c.176]

Наряду с упомянутой выше вторичной периодичностью, являющейся следствием и /-сжатия и появления кайносимметричных 2р- и Зй-орбиталей у первых представителей тип-аналогов, в системе элементов Д. И. Менделеева существует еще один тип периодичности в горизонтальных рядах р, с1- и /-элементов. Это так называемая внутренняя периодичность, сущность которой состоит в немонотонном изменении в этих рядах характеристик атомов, отражающих устойчивость заполняющихся валентных электронных орбиталей. Наиболее наглядно внутреннюю периодичность можно проиллюстрировать изменением соответствующих потенциалов ионизации (первого для р-элементов, третьего для й- и /-элементов) в горизонтальных рядах. В самом деле, например, в ряду 2р-эле-ментов (В—N6) первый потенциал ио]]изации, характеризующий отрыв р-электрона от нейтрального атома, у первых трех элементов (В—С—Ы) растет монотонно (8,3 11,3 14,5 В соответственно), л у следующего элемента —кислорода— его значение меньше (13,6 В). В ряду же последующих трех элементов 2-го периода (О—Р—1 е) вновь наблюдается монотонный рост ионизационного потенциала (13,6 17,4 21,6 В соответственно). Таким образом шесть р- элементов отчетливо разделяются на две тройки. [c.19]

Ионизационный потенциал гелия особенно высок (24,58 эв) и превышает почти в три раза потенциал бериллия (9,32 эв) разница свойств этих элементов еще более выражена, чем у водорода и лития, но это не должно мешать размещению их в одной и той же второй группе. Атомы щелочноземельных металлов и металлов подгруппы цинка имеют пару внешних 5-электронов и в нормальном состоянии нуль-валентны так же, как и гелий возбуждение, необходимое для разрушения электронной пары, для них велико и снижает суммарный тепловой эффект образования химических соединений металлов второй группы особенно это заметно на соединениях атомов ртути с их особенно большими потенциалами ионизации (10,43А) и возбуждения, что влечет за собой жидкое состояние ртути при обычных условиях и ее летучесть. Можно предполагать, что эка-ртуть в случае превышения ее ионизационного потенциала по сравнению с потенциалом ртути будет при комнатной температуре еще ближе к газообразному состоянию и, возможно, будет до известной степени походить по своим свойствам на инертные одноатомные газы. [c.39]

Натта указывал [617], что катализаторами полимеризации являются хлориды металлов валентности 3+ или ниже Т1, V, Сг, 2п с малой работой выхода электрона (ф < 4 эв). Эти металлы имеют также низкий ионизационный потенциал (-<7эв). В качестве катализаторов полимеризации этилена испытывались хлориды Мп, Ее, №, у, Та, ТЬ, Н , Со, Зс, Pd [186], но максимальная каталитическая активность получается на хлоридах Т1, V, 7г и ТЬ. Если принять, что зарядовое состояние Ti и 2г в комплексных катализаторах 3+, их электронная конфигурация будет т. е. такая же, как в окисных Сг- и Мо- катализаторах полимеризации. Это указывает на возможную общность механизма полимеризации олефинов на катализаторах двух разных групп окислах и хлоридах. В работе [618] сопоставлены скорости полимеризации этилена на окислах [c.189]

Элементы. ... Порядковый номер Подуровни с валентными электронами. . . Ионизационный потенциал/1, эв. Относительная электроотрицательность. . . [c.123]

Строение атомов галогенов. Характеристика их окислительно-восстановительных свойств. Сродство к электрону и ионизационный потенциал. Устойчивая валентность галогенов. Способы получения галогенов в лаборатории и промышленности. Физические свойства. Предосторожности при обращении с галогенами. Растворимость галогенов в воде и органических растворителях. Гидролиз хлора, брома и йода в водных растворах. [c.91]

Первый и последний члены этого выражения представляют распределения электронной плотности, при которых оба электрона находятся у одного и того же водородного ядра это означает, что они представляют ионные состояния, как Н+ Н . Поскольку известно, что сродство водорода к электрону гораздо меньше, чем ионизационный потенциал водорода, то следует ожидать, что такие состояния не очень устойчивы, а потому, опуская соответствующие члены, мы пришли бы к лучшему соответствию для основного состояния молекулы водорода. Это приводит нас к функции, примененной Гейтлером и Лондоном [38] в их первой успешной атаке проблемы химической валентности. В качестве функции, представляющей основное состояние молекулы водорода, эти авторы применяли функцию [c.282]

Под поверхностным слоем детали понимается как сама поверхность, полученная в результате обработки, так и слой материала, непосредственно прилегающий к ней. Характерная особенность этого слоя состоит в отличии его свойств от свойств основного материала. Поверхностный слой детали формируется под воздействием технологических факторов, внешней среды и имеет комплекс свойств, которые можно условно разделить на три группы геометрические (шероховатость, волнистость) физикомеханические и химические. К геометрическим параметрам поверхностного слоя относят шероховатость (Яа Кг), волнистость и направление неровностей. К физико-механическим параметрам поверхностного слоя относят дефекты поверхности (задиры, царапины, трепщны, раковины), дефекты материала (деформация отдельных зерен слоев), структурнофазовый состав, субструктуру (размеры блоков, фрагментов, угол раз-ориентировки блоков), кристаллическую структуру (тип и параметр решетки, текстура, плотность дислокаций, концентрация вакансий, остаточные микронапряжения). К химическим свойствам поверхностного слоя относят его химический состав, валентность, ионизационный потенциал и др. [c.16]

Существенное отличие элементов подгруппы криптона от рассмотренных S- и р-элементов VIII группы обусловливается меньшим потенциалом ионизации. Поэтому они должны давать соединения обычного типа. Так, для ксенона получены соединения, в которых он проявляет степени окисления +2, +4, +6 и +8. Получены также соединения криптона (II). Сведения о соединениях радона противоречивы и требуют дальнейшего подтверждения. В тех случаях, когда элементы подгруппы криптона образуют соединения валентного типа, они ведут себя, как неметаллические элементы. В частности, по характеру соединений ксенон напоминает близкий к нему по значению ионизационного потенциала иод. [c.612]

Ионная связь осуществляется в том случае, когда молекула образуется при взаимодействии атомов, которые сильно отличаются друг от друга по величине ионизационного потенциала, а также энергии сродства к электрону. В этом случае образование связи сопровождается оттягиваиием валентных электронов атома с мень- [c.21]

Атом галогена при столкновении с атомами, проявляющими валентность 4 и выше образует неполярную молекулу. Причину этого легко понять, если принять во вни мание, что ионизационный потенциал этих атомов сравнительно велик, вследствие чего стремление галогена оторвать от них электроны встречает сильное сопротивление а так как, кроме того, атомы р-элементов, имеющие в наружной оболочке 4, 5, 6 и 7 электронов, сами стремятся довести это число до 8, то валентные электроны негалогена и галогена образуют ковалентные связи. Если электроотрицательность соединившихся атомов различна, то соединение может быть полярным. [c.99]

В связи с тем, что атомы актиноидов обладают 7 электронными уровнями и радиусы их больше радиусов атомов лантаноидов, содержащих лишь 6 электронных уровней, актиноиды должны обладать более сильными вос-становите шными свойствами, нежели лантаноиды. У последних ионизационный потенциал больше, чем у актиноидов. Это касается не только электронов, соответственно, в 75- и бз-подуровнях, но и электронов в 5/- и 4/-под-уровнях. Электроны 5/-подуровня менее прочно удерживаются в атомах актиноидов, нежели электроны 4/-подуровня в атомах лантаноидов. Особенно это касается первых 6 элементов от тория до америция, чем и объясняется осуществление высоких степеней окисления вплоть до положительной валентности, равной 6. [c.289]

Он обладает характерным тошнотворным запахом. Его давление пара составляет около 3 мм рт. ст, прн обычных условиях и 760 мм рт. ст. при 155 °С. Теплота возгонки (сопровождающейся реакцией по схеме 2ХеРа = Хе + Хер4) равна 12,3 ккал/моль. Строение кристалла ХеРа (т. пл. 129°С) показано на рис. VII-2. Молекула ХеРг линейна, ее ионизационный потенциал равен 11,5 в, а связи Хе—Р в ней характеризуются длиной 1,98 А и силовой константой к — 2,85. По-видимому, они имеют сильно выраженный полярный характер [по приближенной оценке р(ХеР)=0,5]. Для возможности образования этих связей необходимо возбуждение атома ксенона от его нормального нуль-валентного состояния (5s 5p ) до одного из ближайших двухвалентных, что требует значительной затраты энергии (192 ккал/г-атом при возбуждении до bs bp -bs. [c.243]

Следует заметить, что для образования связей и проявления степени окисления +3 необходимо участие спаренных электронов, занимающих -орбиталь в атомах этих элементов. Пара электронов 5 устойчива и принимает участие в образовании химических связей лишь у элементов, образующих прочные связи например, у алюминия валентность +3 является преобладающей. Устойчивость одновалентных состояний растет в подгруппе по мере снижения прочности связей, и у таллия известны многочисленные соединения, в которых он одновалентен. Напротив, бор в соединениях всегда трехвалентен образование ковалентных связей в общем случае может доставить энергию, необходимую для того, чтобы перевести электроны атома бора в реакционноспособное возбужденное состояние, отвечающее 5р -гибридизации. Ионизационный потенциал (первый) бора настолько высок (8,29 эВ), что образование одной связи с одновалентным катионом бора не может компенсировать затраты энергии на отрыв электрона. Направление осей гибридных облаков этого типа характеризуется углами 120°, причем все три оси лежат в одной плоскости. Поэтому молекула соединения бора типа ВС1з имеет плоскую структуру. Бор в гидридах формально ведет себя как четырехвалентный элемент. Боран ВНз в свободном состоянии неизвестен и обнаружен только как неустойчивый промежуточный продукт. Но диборан ВгНв исследован детально. Этот гидрид был использован для получения и ряда других боранов. Диборан получают в чистом виде из борогидрида натрия и три-фторида бора [c.157]

Внутренняя периодичность находит естественное объяснение, если учесть, что энергетически вырожденные р-, d- и /-орбитали заполняются в соответствии с правилом Гунда . Причем повышенной стабильностью обладают вакантные, полностью завершенные (р , /1 ), а также наполовину заполненные (р , d , р) вырожденные орбитали . В соответствии с этим, например, валентная электронная конфигурация кислорода (2s 2p ) оказывается несколько менее стабильной, чем у азота (2s 2p ). У d-элементов при переходе, например, от Мп (4s 3d ) к Fe(4s 3d ) наблюдается та же закономерность. Для 4/-элементов следует иметь в виду конкуренцию между 4/- и 5й-оболочками. У европия (6s4f ) БсС-оболочка вакантна, а 4/-оболочка заполнена наполовину. Поэтому 3-й ионизационный потен[1,иал характеризует энергию отрыва одного из электронов с 4/-уровня, обладающего стабильной 4/ -конфигурацией, а потому относительно высок. У следующего элемента — гадолиния (6s4p5d ) при сохранении стабильной 4/ -конфигурации очередной электрон попадает на 5й-оболочку и 3-й ионизационный потенциал отвечает отрыву именно этого электрона, который, естественно, значительно слабее связан с ядром. Аналогичная ситуация наблюдается при переходе от иттербия (6s4/ ) к лютецию (6s4/ 5d ). С этой точки зрения лютеций целесообразно рассматривать не как последний элемент в семействе лантаноидов, а как первый элемент в ряду 5 -металлов, а лантан, который хорошо вписывается в общую закономерность изменения ионизационного потенциала, должен возглавлять семейство лантаноидов. [c.20]

Хром, молибден и вольфрам — металлы. Их металлические свойства обеспечивают минимальное число электронов на внешнем уровне, а также малые значения ионизационного потенциала (пп. 3, 4). Как видно из п. 3, атомы этих элементов имеют на предпоследнем уровне сверхоктетные электроны у Сг и Мо — по 5, у Ш — 4 В образовании валентных связей принимают участие сверхоктетные электроны. Поэтому эти элементы проявляют валентность от +2 до +6. Соединения [c.207]

Металлизацию связи в полупроводниках мы понимаем как ослабление связи электронов внутри ковалентных мостиков, размывание последних, более или менее сильное в зависимости от атомного номера. Вследствие этого энергия активации валентных электронов уменьшается, но не исчезает. Переход электронов в состояние электронного газа наступает обязательно во всех кристаллохимических группах полупроводников с увеличением атомного веса элементов, когда вещество кристаллизуется в другой структуре и приобретает свойства металла. При сопоставлении изменения свойств в рядах соединений-аналогов со свойствами атомов, их образующих, мы обратили внимание на то, что при переходе в рядах аналогов от одной кристаллической структуры к другой очень сильно меняются такие энергетические характеристики атомов (или точнее остовов атомов), как суммарный групповой ионизационный потенциал и константа электросродства. Позже мы вернемся к этим характеристикам. Изменение свойств веществ в изоэлектронных рядах, о чем сообщалось ранее [1], свидетельствует о нарастании нонности связи также в пределах основного, ковалентного типа взаимодействия. Так, например, внешний вид веществ от простого вещества IV группы до соединения А В меняется таким образом, что вещества становятся все-больше и больше похожи на соли, цвет их становится более светлым.. В соответствии с цветом, а следовательно, с оптическими свойствами меняются и ширина запрещенной зоны и другие свойства, что, естественно, следует из увеличения разницы в химической природе компонентов. [c.98]

Прежде чем перейти к рассмотрению путей образования осколочных ионов, следует кратко остановиться на условиях, при которых получается масс-спектр в источниках с электронной бомбардировкой. Образец под давлением менее 10" мм рт. ст. проходит через узкий пучок ионизирующих электронов в ионизационную камеру. Среднее значение длины свободного пробега молекул составляет около 1000 см для предотвращения нежелательных столкновений между молекулами или ионами систему непрерывно откачивают. Энергия бомбардирующих электронов (обычно 50—100 эв) значительно выше первога ионизационного потенциала молекулы ( 10 эв). Электроны, обладающие энергией 50 эв, движутся со скоростью 4,2 х 10 см сек и сталкиваются с молекулой диаметром 10 А через 2,4-10"сек. Эта величина представляет собой только около V40 периода наиболее быстрых молекулярных колебаний в органических молекулах (валентных колебаний СН). Таким образом, 1 нфигура-ция атомных ядер в молекуле будет очень мало изменяться при прЪхождении ионизирующих электронов значительно будет изменяться только положение и энергия электронов в молекуле. Вследствие большого различия в массах ядер "иионизирующих электронов энергия, переданная ионизирующим электроном ядру, будет значительно меньше той, которую получит валентный электрон. При прохождении ионизирующего электрона на расстоянии примерно Уг А от одного из валентных электронов последний отрывается от молекулы и образуется молекулярный ион. Такой процесс образования иона носит название вертикального или франк-кондоновского обычно ион образуется не в основном состоянии. Любые последующие электронные перегруппировки в ионе будут осуществляться быстрее, чем произойдет заметное изменение положения ядер. [c.249]

Ранее водород помещали в главную подгруппу первой группы периодической системы вместе со щелочными металлами вследствие его одновалентности и сильно электроположительного характера, проявляющегося в значительной восстановитель-яой способности. Щелочные металлы, так же как и водород, имеют во внешней оболочке тома только один электрон. Поэтому они дают спектры, аналогичные водороду (см. гл. 6). Они могут быть, как и водород, только одновалентными, но в отличие от него — исключительно электроположительными. Однако щелочные металлы и водород имеют мало общего, кроме одноположительной валентности. Не говоря уже о том, что водород не является металлом, а представляет собой элемент, обладающий в отличие от щелочных металлов способностью заряжаться отрицательно, следует также отметить, что он значительно отличается от щелочных металлов и своим электроположительным характером. У щелочных металлов по сравнению со всеми остальными металлами наи-<более сильно выражен электроположительный характер. Они имеют самые низкие из всех элементов ионизационные потенциалы и находятся левее всех в ряду напряжения (см. стр. 51). Водород же в этом ряду находится значительно правее и имеет даже более высокий ионизационный потенциал, чем благородные металлы. То, что он стоит левее их в ряду напряжения, следует приписать только более высокой энергии его гидратации, т. е. совершенно иной причине, нежели та, лю которой щелочные металлы находятся в начале ряда напряжений. Исключительно малый радиус электроположительного иона водорода (в негидратированном состоянии) также резко отличает его от ионов щелочных металлов, которые имеют наибольшие радиусы из всех положительных ионов. Таким образом, помещение водорода в подгруппу щелочных металлов при современном состоянии науки не оправдано. [c.43]

Домашняя подготовка. Природные соединения галогенов. Способы получения галогенов в лаборатории и промышленности. Физические свойства. Строение атомов галогенов. Характеристика их окислительно-восстановительных свойств. Сродство к электрону и ионизационный потенциал. Валентность галогенов. Гидролиз хлора, брома и иода в водных растворах. Способы получения гало-геноводородов. Растворимость их в воде. Кислородные соединения галогенов. Хлорная известь, ее свойства и применение. Хлорноватая кислота и ее соли. Сравнительная характеристика кислородных соединений галогенов. Применение галогенов и их соединений. [c.180]

Для благородных газов дело обстоит совсем по-другому. Например, ионизационный потенциал Не равен 21,45 еУ, в то время как для На он равен лишь 5,12 еУ. Таким образом, имеется большой разрыв между 2р- и 35-уровнями. Переход 2/ -электрона в Не на уровень 35, который дал бы Не валентность, равную 2, требует такой большой энергии, что это состояние не встречается. Аналогично имеется большой разрыв между 15- и 25-уро8нями. По этой причине Не имеет химические свойства Не, а не Ве. [c.228]