Потенциал и энергия ионизации атомов элементов

Излучение линии, характеристической для данного элемента, происходит, когда энергия, передаваемая атому при столкновении, равна либо превосходит энергию возбуждения, необходимую для того, чтобы вызвать электронный переход. Количество энергии, которое может приобрести частица в дуге, находится в сильной зависимости от температуры плазмы дуги. Температура, в свою очередь, определяется главным образом потенциалом ионизации того элемента, который легче других теряет электрон. Чем ниже минимальный потенциал ионизации, тем меньше температура дуги. [c.91]

Потенциал ионизации /р характеризует способность нейтрального атома терять часть своих электронов. Он измеряется энергией, необходимой для отрыва электрона от атома или иона, и количественно характеризует прочность связи данного электрона с атомом. Особенно характерны первые потенциалы ионизации, отвечающие отщеплению первого электрона от нейтрального атома. Чем меньше потенциал ионизации, тем легче атом теряет электрон. Потенциал ионизации химических элементов находится в периодической зависимости от заряда ядра атома. [c.20]

При сообщении атому достаточно высоких энергий валентный электрон может быть удален нз атома. Величину энергии отрыва электрона называют потенциалом ионизации и выражают в электронвольтах. Потенциал ионизации различных элементов находится в пределах 9—40 эв. [c.143]

Позднее эти выводы нашли подтверждение и в данных о других свойствах атомов. Были разработаны методы экспериментального определения количества энергии, необходимого для отделения того или другого электрона от атомов различных элементов. Эти методы большей частью приводят к определению не самой энергии связи электронов, а энергии последовательной ионизации атома в результате отделения от него сначала одного (наиболее легко отделяемого) электрона, затем второго, третьего и т. д. Энергии последовательной ионизации обычно выражаются ионизационными потенциалами (потенциалами ионизации), т. е. потенциалами, которые надо приложить для отделения последовательно первого, второго, третьего и т. д. электронов от атома. Затрачиваемая на это энергия равна произведению потенциала на величину заряда. Так как заряд электрона всегда одинаков, то потенциалы ионизации пропорциональны энергии ионизации. При выражении энергии ионизации в электрон-вольтах она численно равна потенциалу ионизации, выраженному в вольтах (так как заряд электрона принят за единицу). Вследствие этого энергию последовательной ионизации большей частью характеризуют ионизационными потенциалами. Таким образом, последовательные ионизационные потенциалы атома (первый, второй, третий и т. д.) характеризуют количество энергии, необходимое для отделения последовательно первого, второго, третьего и т. д. электронов, причем атом превращается в положительный ион соответственно одно-, двух-, трехзарядный и т. д. [c.34]

Положение атомов примеси в кристалле может быть различным. В одних случаях такой атом (или ион) заменяет в одном из узлов решетки атом (или ион) основного вещества примеси замещения)-, в других — атомы (или ионы) примеси размещаются между,узлами решетки примеси внедрения). К примесям причисляют также атомы или ионы одного из элементов, содержащихся в данном соединении, при избыточном содержании их по сравнению со стехиометрическим составом. Следует заметить, что энергия, необходимая для отделения электрона от атомов примесей в кристалле (в среде с высокой диэлектрической постоянной), нередко бывает в десятки раз меньше, чем потенциал ионизации этих атомов в свободном состоянии. Для характеристики полупроводников пользуются также величиной Е — работой выхода электрона (см. 50). [c.147]

Энергия, необходимая для отрыва одного электрона от атома, называется первым потенциалом ионизации. Если атом имеет несколько электронов, то он соответственно характеризуется несколькими потенциалами ионизации — вторым потенциалом, т. е. энергией, необходимой для отрыва второго электрона от однозарядного иона, третьим — энергией, необходимой для отрыва электрона от двухзарядного иона, и т.д. Каждый последующий потенциал всегда больше предыдущего, так как по мере увеличения положительного заряда атомного остова он все более прочно удерживает остающиеся электроны в результате усиления кулоновского притяжения. Например, для алюминия первые три потенциала ионизации равны соответственно 6,0 18,8 и 28,4 эВ. Зависимость первых потенциалов ионизации от положения элемента в периодической системе приведена на рис. 13. Видно, что наблюдается отчетливая периодичность в изменении потенциалов ионизации, причем максимумы соответствуют инертным газам, имеющим заполненные электронные оболочки, а минимум — щелочным металлам, имеющим единственный электрон вне конфигурации инертного газа. [c.48]

Спектры и потенциалы ионизации (ПИ) атомов щелочных металлов (элементов группы 1А в периодической системе) удается довольно хорошо аппроксимировать в рамках теории Бора, если заменить п эффективным квантовым числом п = п—с1), где с1 — так называемый квантовый дефект. Исходя из значения первого потенциала ионизации, вычислите квантовый дефект для 5-электрона и энергию перехода ( +1)5-<-я5 в атомах и (п = 2 ПИ = 5,363 эВ) и Ка = 3 ПИ = 5,137 эВ). Используйте для постоянной Ридберга значение, соответствующее атому водорода (т. е. предположите, что электроны внутренних оболочек полностью экранируют ядро), (Экспериментальное значение для энергии указанного перехода в атоме Ка составляет 25 730 см . ) [c.26]

Ионизационный потенциал характеризует энергию связи электрона в атоме. Периодичность хорошо наблюдается на примере изменения потенциала ионизации первого электрона в зависимости от порядкового номера элемента. Резкие максимумы наблюдаются у атомов инертных газов, обладающих наиболее устойчивой конфигурацией. В минимумах кривой находятся щелочные металлы. В пределах одного периода потенциал ионизации изменяется не монотонно. На кривой наблюдаются вторичные максимумы, менее резко выраженные, соответствующие заполнению -оболочки у элементов II группы — Ве Mg, 2п, Сд и Н . Следующие максимумы наблюдаются у элементов V группы — М, Р, Аз, что соответствует энергетически выгодному половинному заполнению р-оболочки, содержащей три неспаренных электрона. В пределах одной группы с увеличением порядкового номера величина потенциала ионизации в общем убывает, что связано с увеличением расстояния от ядра внешней электронной оболочки. Периодически изменяется и сродство к электрону, выражающее работу присоединения электрона к нейтральному атому. [c.7]

Энергия, соответствующая потенциалу ионизации, приводит нейтральный атом в такое возбужденное состояние, при котором он может излучать все линии своего спектра (дуговые). Если же атому сообщить энергию большую, чем величина потенциала ионизации, это приведет к возбуждению спектральных линий уже ионизированного атома (искровых). Для данного химического элемента потенциалы возбуждения для искровых линий всегда будут больше, чем для дуговых (табл. 3), и больше, чем потенциал ионизации. [c.15]

Суть поведения элементов 2-го периода состоит в том, что имеющиеся на втором уровне два подуровня (s- и р-орбитали) довольно значительно отличаются по энергиям. Потенциал ионизации резко падает при переходе от гелия к литию, потому что третий электрон, в соответствии с принципом Паули, располагается на 25-орбитали. Затем на этот же -подуровень попадает еще один электрон и под действием увеличившегося заряда ядра атом становится меньшего радиуса. Силы притяжения ядра обусловливают возрастание потенциала ионизации. Далее для величины этой энергии при движении вдоль периода наблюдается общее повышение с двумя небольшими скачками (уменьшение потенциала). Первый вызван размещением пятого электрона В на 2р-орбитали, а второй скачок происходит у кислорода, когда одна из р-орбиталей, на которых рань- [c.201]

Как известно, реакционная способность каждого элемента характеризуется электронным сродством (т. е. энергией, освобождающейся при присоединении электрона к атому) и величиной первого потенциала ионизации. [c.8]

Фтор наиболее электроотрицателен из всех элементов. Его потенциал ионизации (401 ккал/г-атом) вместе с энергией диссоциации дают стандартную теплоту образования положительного иона фтора в газовой фазе, равную 420 ккал г-атом (ср. С1 327, Вг+ 301, + 268). Таким образом, образование даже сольватированного катиона очень маловероятно, и нет никаких данных, подтверждающих существование положительных степеней окисления фтора. [c.220]

В качестве примера выясним, к какому из атомов перейдет электрон при образовании гидрида лития LiH. Потенциал ионизации лития равен 124, а энергия его сродства к электрону составляет 19 ккал/-г-атом, тогда 1и + Li =124+19=143 ккал/г-атом. Для водорода / =313, а Ен= 7 ккал/г-атом, т. е. соответствующая сумма равна 330 ккал/г-атом. Это значит, что электроотрицательность водорода намного больше, чем лития и, следовательно, в гидриде лития присутствуют ионы Li+ и Н". Понятие электроотрицательности нужно для приближенной оценки прочности связи. Так, в сталеплавильных шлаках наряду с другими элементами присутствуют кальций, железо, кислород, сера. Электроотрицательность кальция равна 1, железа около 1,6, кислорода 3 и серы 2,5. Отсюда следует, что связь кальция с кислородом и серой сильнее, чем их связь с железом, а также и то, что окись кальция прочнее сульфида кальция. [c.299]

Сродство к электрону. Сродством к электрону называется количество энергии, которое выделяется при присоединении электрона к нейтральному атому с образованием отрицательно заряженного иона. Например, С1 + е = С1 +СЭ, где СЭ — сродство к электрону в электрон-вольтах или ккал на грамм-атом. Количественной зависимости -величины первого потенциала ионизации и сродства к электрону не обнаружено. Наибольшим сродством к электрону обладают /7-элементы VII группы [c.34]

Из табл. 3 можно сделать вывод, что энергия 5- и р-элект-ронов в атоме кислорода заметно меньше, чем в атоме углерода. В молекуле СО атом кислорода выступает как более электроотрицательный элемент (выше потенциал ионизации), в связи с чем образующиеся МО не будут симметричны. На рис. 9 показана возможная схема образования МО, учитывающая ер-гибридизацию электронов у обоих атомов. Как видно, а-связь образована диагональными гибридными орбиталями (С) и (И 0), а две тг-связи — негибридными 2рх, ,-МО обоих атомов. [c.29]

К примесям причисляют также атомы или ионы одного из элементов, содержащихся в данном соединении, при избыточном содержании их по сравнению со стехиометрическим составом. Следует заметить, что энергия, необходимая для отделения электрона от атомов примесей в кристалле (в среде с высокой диэлектрической постоянной), нередко бывает в десятки раз меньше, чем потенциал ионизации этих атом[ в в свободном состоянии. Для характеристики полупроводников пользуются также величиной Е— работой выхода электрона (см. 50). [c.139]

Энергия, необходимая для отрыва одного электрона ог нейтрального атома, называется энергией ионизации н выражается в ккал/г-атом или называется ионизационным потенциалом, если выражается в электроновольтах (эе). Например, энергия ионизации Р равна 415 ккал г-атом или 17,99 эв (1 эб/агож=23,06 ккал/г-атом), Ы —123,5 ккал/г-атом или 5,35 эв. Энергию ионизации (ионизационный потенциал) будем обозначать буквой J. Очевидно, чем меньше У, тем сильнее выражены металлические свойства элементов, и наоборот. [c.128]

Самопроизвольная передача электрона от металлического атома к атому неметалла в действительности вряд ли осуществляется. Дело в том, что потенциал ионизации первого порядка даже для наиболее активных щелочных металлов больше, чем сродство к электрону типичных электроотрицательных элементов. С этой точки зрения оказывается энергетически невыгодным образование ионной молекулы Na l из элементов, так как первый ионизационный потенциал натрия равен 5,14 В, а сродство к электрону атома хлора — 3,7 эВ (ионизационный потенциал, выраженный в вольтах, численно равен энергии ионизации в электрон-вольтах). Из квантовой механики также следусзт, что полное разделение зарядов с возникновением идеальной ионной связи Ai B никогда не может осуществиться, так как из-за волновых свойств электрона вероятность его нахождения вблизи ядра атома А может быть мала, но отлична от нуля. [c.64]

Общая схема процессов, ведущих к ионизации свободных атомов, показана на рис. 14.64. Ионизация атомов может происходить при поглощении ими фотонов с энергией, превышающей потенциал ионизации данного элемента (рис. 14.64, а). Такая ионизация неселективна. Процесс ионизации становится селективным, если атомы предварительно переведены в высоковозбужденное состояние (рис. 14.64, б). Эта задача в методе АИСА решается с гюмощью лазеров (рис. 14.64, е, д). Благодаря тому, что спектральная ширина линий лазерного излучения очень мала, можно подобрать условия, при которых будут возбуждаться только атомы определяемого элемента, а атомы всех других элементов останутся невозбужденными. Селективность возбуждения будет тем выше, чем через большее число промежуточных ступеней атом переходит в высоковозбужденное состояние. [c.855]

Щелочным металлом начинается каждый новый период. По сравнению с другими элементами у Щ. м. самые низкие энергии ионизации, а радиусы атомов и ионов наибольшие. 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 Щ. м. увеличивается сверху вниз. От лития к францию число электронных оболочек возрастает от 2 до 7. Атом лития отличается от остальных Щ. м. тем, что его предвнешний уровень заселен двумя элек- [c.356]

Характеристика элемента. Бериллий, так же как и литий, относится к числу -элементов. Четвертый электрон, появляющийся в атоме Ве, помещается на 25-орбитали. Энергия ионизации бериллия выще, чем у лития, из-за большего заряда ядра. Эффективный заряд ядра, влияющий на четвертый -электрон, равен гэфф=1,66. В результате взаимодействия ядра с электронным окружением атом становится меньше (/ ве=1,ИА). Удалить электроны с 2 -орбиталп не просто первый потенциал ионизации почти в два раза больше, чем у лития, а второй потенциал так высок (18,2 эВ), что существование иона Ве + (с полной потерей двух электронов) практически невозможно. Даже в соединениях с фтором связи Ве—Р в значительной степени ковалентны, не говоря уже о связях с другими элементами. Следовательно, степень окисления -Ь2, приписываемая ему, величина условная. Для образования ковалентных связей бериллию необходимо разъединение (распаривание) 25-электронов. Чтобы это произошло, один из них должен перейти на более высокую 2р-орбиталь. Таким образом, когда атом бериллия переходит в такое состояние, его два электрона занимают две эквивалентные 5р-гибридизованные орбитали. Несмотря на то что связи бериллия в основном ковалентны даже в простых солях, все же был оценен его примерный ионный радиус 0,31 А. Это меньше, чем у атома водорода и иона Н+, и, следовательно, создает значительное поле положительного заряда и делает его способным прочно связывать анион кислорода, даже отнимая его у гидроксил-иона [c.205]

Шкала электроотрицательностей по Малликену. Первый потенциал ионизации /1 показывает, какую энергию нужно затратить, чтобы оторвать от атома один электрон, а величина сродства к электрону Е является мерой легкости присоединения к атому одного электрона. Можно принять, что чем меньше /] и Ей тем меньше и сродство атома к электрону. Среднее арифметическое из этих величин Р. Малликен назвал степенью электровтрицательности (хм). Этот подход отличается ясностью и простотой, однако имеет один недостаток его ограничение обусловлено тем, что не всегда с высокой надежностью можно определить значение 1. При этом нужно помнить следующий принцип Если атом переводится в ион, то энергетические уровни электронных орбиталей изменяются , причем необходимо знать эти новые уровни энергии вновь образовавшегося иона и внести коррективы в значения Л и Е] соответственно. Малликен получил величины электроотрицательностей для многих элементов (табл. 2.11). Эти значения легко сопоставить с электроотрицательностями (д ), полученными другими способами, путем пересчета д м = 0,336 (л м — 0,615). [c.71]

Соединения, содержащие различные валентные формы одного и того же элемента. Различные соединения, содержащие атом одного и того же элемента в разных валентных состояниях, давно обращали на себя внимание. Многие из таких соединений интенсивно окрашены [87, 88]. Это наблюдение было основой одной из теорий, связывающих строение и окраску неорганических соединений. Выше (гл. 4) рассматривались соединения типа берлинской лазури или молибденовой сини или смесь FeO с ЕегОз и т. п. Окраску таких твердых соединений объясняют осцилляцией электрона между двумя атомами эле мента б одной молекуле. В растворе при Смешивании соединений одного элемента в разных валентных формах наблюдается часто образование довольно интенсивно окрашенных комплексов. Так, давно известно, что при смешивании бесцветного раствора Ti U со слабо-фиолетовым раствором Ti la (в среде 2 М раствора НС1) образуется растворимое интенсивно окрашенное красно-фиолетовое соединение. Изучение спектров поглощения подтверждает образование соединения. Интенсивная окраска объясняется тем, что оба атома энергетически равноценны, т. е. потенциал ионизации одного атома титана точно равен сродству к электрону другого атома титана. Поэтому энергия переноса электрона в таком соединении близка к нулю и полоса поглощения смещается к длинным волнам [89]. [c.364]

I группы или щелочных металлов Li, Na, К, Rb, s, (Fr), атом которых обладает единственным электроном на s-орбитали уровня, следующего за восьмиэлектронным уровнем атома инертного газа (в отличие от Си, Ag, Au). Химия этих элементов является наиболее простой по сравнению с химией элементов любой другой группы. Здесь также сходство между первым членом группы и родственными элементами значительно больше, хотя исключительно небольшие размеры атома и иона лития приводят к некоторым заметным отличиям в химических свойствах, которые будут подробнее рассмотрены в дальнейшем. Низкий потенциал ионизации (5,39 эе) обусловливает легкое образование иона Li , который существует как таковой в кристаллических солях, например Li l. В растворах ион сильно сольватирован, и в водном растворе его можно представить в виде Li (aq). Литий образует ковалентные связи Li — X. Вблизи точки кипения пар металла лития преимущественно одноатомен, но содержит около 1"/о двухатомных молекул Lig. Такие молекулы были обнаружены по характерному полосатому спектру. Несмотря на то что в первом приближении можно считать, что связь Li — Li обусловлена s—s-нерекрыванием, более подробное изучение свидетельствует о том, что имеется некоторая s—р-гибридизация, Б результате которой связь приобретает на 14 /о р-характер. Энергия связи Li —Li (27 ккал моль) довольно низка, а межатомное расстояние Li — Li равно 2,67 А. Существуют соединения лития, подобные gHgLi и gH-Li, которые проявляют свойства типичных ковалентных соединений, будучи довольно летучими и растворимыми в неполярных растворителях. В настоящее время не только не известны другие степени окисления лития, отличные от -fL но их нельзя ожидать вследствие того, что Li" обладает конфигурацией [c.57]

Кроме того, частичное увеличение энергии кратных связей, образованных элементами второго периода, происходит вследствие увеличения энергии 0-связи, так как атом регибридизуется [8]. Сказанное не имеет значения при оценке относительных энергий форм, содержащих а- и я-связи, но должно учитываться при рассмотрении энергии электронов я-связи, например при измерении потенциала ионизации или УФ-спектров [8]. [c.19]

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