группа цикл Борна-Габера

Несмотря на то что по величинам потенциалов ионизации элементов II группы логично предположить возможность существования достаточно устойчивых соединений М+ -иона, это, однако, не так. Расчеты с использованием цикла Борна — Габера (стр. 57, ч. 1) ясно показывают, что так как энергия решетки МХ, значительно выше, то соединения МХ должны быть совершенно неустойчивыми и подвергаться диспропорционированию [c.277]

Конечно, нужно быть очень осторожным, используя только энергию ионизации для объяснения опытных фактов, поскольку и другие факторы, такие, как энергия атомизации, энергия решетки и т. д., играют определенную роль. Например, / + / для Т1 (20,4 эВ) приближенно равна суммам для 2г и НГ, что, казалось бы, дает основание для предположения о большом сходстве этих элементов. Это сходство имеет место в соединениях четырехвалентных элементов, но в то время как соединения двух-и трехвалентного Т1 могут быть получены сравнительно легко, аналогичные соединения 2г и Н либо неизвестны, либо очень неустойчивы. Это как раз тот случай, когда энергия атомизации, увеличивающаяся при переходе от элемента к элементу вниз по группе, по-видимому, является причиной того, что для двух наиболее тяжелых членов группы характерно лишь высшее окислительное состояние. По этой же причине они могут образовывать более прочные ковалентные связи, в результате чего выделяется дополнительная энергия, необходимая для разрушения кристаллической решетки металлов в свободном виде. Подобные объяснения станут несколько яснее после изучения цикла Борна—Габера (гл. 5). Следует иметь в виду, что при термодинамическом объяснении необходимо оценивать кроме энтальпийного также и энтропийный эффект. Но в нашем случае были сделаны соответствующие расчеты и оказалось, что энтропийный эффект несуществен. [c.130]

Большинство элементов (почти 90%) при обычных температурах твердые это справедливо также и для большинства неорганических соединений. Известно, правда, что значительная часть важных реагентов — это жидкости, газы или растворы, но в целом они составляют малую долю неорганических соединений. Кроме того, хотя обычно химические реакции протекают в растворе или в газообразном состоянии, в большинстве случаев либо исходные реагирующие вещества, либо продукты, либо и те и другие являются твердыми телами. Химические реакции охватывают широкий круг взаимодействий от реакций между изолированными атомами или отдельными группами атомов (молекулами или комплексными ионами) и реакций, в которых твердое тело разрушается или возникает, до таких процессов, как коррозия металлов, когда твердый продукт образуется прямо на поверхности твердого реагента. Во всех случаях, когда кристаллическое вещество образуется или разрушается, энергетический баланс реакции включает энергию решетки кристалла. Обычный цикл Борна — Габера для реакции между твердым натрием и газообразным хлором с образованием твердого Na l дает простой пример взаимосвязи между теплотой диссоциации, энергией ионизации и сродством к электрону, энергией решетки и теплотой реакции. [c.12]

Для -элементов и р-элементов — неметаллов существует простая связь между энергией ионизации и расположением этих элементов в Периодической системе. Внутри одной группы при возрастании 1 энергия ионизации уменьшается в связи с увеличением размеров атомов. Для переходных элементов и р-эле-ментов — металлов наблюдаются аномалии, обсуждаемые в разд. 16 и 17. Внутри одного периода энергия ионизации возрастает с увеличением 1. Это следствие тенденции возрастания 2 при движении слева направо по периоду. Однако возрастание энергии ионизации не монотонно. Разрыв наблюдается при переходе от соответствующего элемента ПА группы к элементу 1ПА группы вследствие изменения типа орбитали (от к пр). Второй разрыв монотонности, например при переходе от азота к кислороду, объясняется наличием обменной энергии, стабилизирующей систему с максимальным числом неспаренных электронов на подуровне (в данном примере 2р). В результате этой стабилизации энергия ионизации атома азота больше, чем у атома кислорода (рис. 2.13). Измерены также энергии ионизации некоторых групп атомов (табл. 2.5). Эти значения можно использовать для расчетов по циклу Борна — Габера (см. разд. 4) с участием многоатомных катионов, таких, как N0 и Ог- Они также дают возможность приблизительно рассчитать электронодонорные и электроноакцепторные свойства указанных групп, [c.47]

В ряде случаев энергия решетки солей металлов побочных групп не может быть вычислена с ирименением цикла Габера — Борна из-за отсутствия данных но теплотам их образования. Выше было показано, что при помощи уравнения (43) можно вычислить энергию решетки с точностью до 3%. Это позволяет [c.104]

Столкнувшись с таким множеством степеней окисления, логично задать вопрос, почему элементы обладают именно такими, а не иными степенями окисления. Около половины всех элементов нмеют только одну обычную степень окисления, отличную от нуля. Так, например, все элементы групп 1А, ИА и И1А имеют единственную положительную степень окисления, которая всегда равна номеру их группы. Этот вопрос об устойчивости степени окисления анализируется в табл. 38.2, в которой приведены вычисления АЯоб, основанные на цикле Борна—Габера, для трех возможных хлоридов кальция только для СаС1г значение АН отрицательно. [c.295]

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]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология