Потенциалы ионизации Потенциалы ионизации атомов

Больцмана T — температура, К Vi — потенциал ионизации ато- [c.209]

В табл. 5.12 приведены данные для однократно ионизованных атомов, т. е. атомов, потерявших один электрон. Потенциалы ионизации, соответствующие двух- и трехкратно ионизованным атомам, естественно, большие величины, так как на отрыв электрона от положительно заряженного иона требуется больше энергии, чем на отрыв от нейтр льного атома. Значение потенциала ионизации зависит от величины радиуса атома (табл. 5.13). Чем меньше атомы или чем ближе к ядру расположены валентные электроны, тем труднее их оторвать. Например, в группе щелочных металлов наименьшее значение потенциала ионизации имеет наиболее крупный атом цезия, а наибольшее значение — самый маленький атом лития. [c.153]

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]

В соответствии с изменениями потенциалов ионизации в периодах и группах в общем происходит относительное изменение свойств элементов. Однако потенциал ионизации не может служить единственной количественной мерой относительной металличности или неметалличности элементов. Действительно, самым высоким потенциалом ионизации обладает атом гелия, но так как он относится к инертным элементам, говорить о характере его свойств довольно трудно. Далее, если рассмотреть изменение потенциала ионизации в пределах второго периода (см. рис. 8, — Не), то обнаруживаются скачки. Потенциал ионизации у кислорода оказывается меньше, чем у азота. Такие скачки, связанные с некоторыми особенностями строения внешних электронных оболочек атомов, наблюдаются и в остальных периодах, хотя неметаллические свойства нарастают. [c.65]

Закономерности в изменении энергий ионизации. Энергия ионизации является очень важной характеристикой атомов. Как мы увидим в дальнейшем, от нее в значительной степени зависят характер и прочность химической связи. От энергии ионизации зависят также восстановительные свойства атомов, поскольку чем меньше ионизационный потенциал, тем легче атом отдает электрон. [c.74]

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]

Как и потенциал ионизации, сродство атома к электрону определяется его электронной конфигурацией. Галогены имеют самое высокое сродство к электрону, так как при присоединении одного электрона к их атому он приобретает законченную электронную конфигурацию инертного газа. Следует отметить, что прямое определение сродства к электрону из-за больших экспериментальных трудностей сделано лишь для небольшого числа элементов, например галогенов. Большинство значений получено путем соответствующих расчетов. Значения сродства к электрону (эВ) для некоторых атомов приведены ниже [c.55]

Электроотрицательность. Электроотрицательностью называют величину, количественно характеризующую способность атома в молекуле присоединять или отдавать электроны при образовании химической связи. Так, например, в молекуле НР атом фтора является более электроотрицательным, чем атом водорода, так как атом фтора смешает к себе связующую электронную пару, т, е. центр тяжести облака двух связующих электронов. Согласно Малликену, мерой электроотрицательности может быть полусумма потенциала ионизации и электронного сродства. В настоящее время предложены и другие методы определения электроотрицательности. [c.92]

Не следует, однако, считать, что атом тем легче присоединяет электроны, чем прочнее удерживает свои собственные электроны, т. е. что сродство к электрону тем больше, чем больше потенциал ионизации / , Такой зависимости нет, так как на соотношение значений сродства к электрону и потенциалов ионизации сильно влияет структура электронной оболочки атома. Это можно наблюдать у атомов инертных элементов, потенциал ионизации которых велик, так как их энергетические уровни устойчивы, однако по той же причине их сродство к электрону очень мало. [c.117]

В наружном уровне содержится три электрона, расположенных на 3s- и Зр-подуровнях (3s 3p в невозбужденном состоянии р-электрон неспаренный. Однако соединения алюминия, где он одновалентен, очень неустойчивы. Для алюминия более характерна степень окисления -(-З поскольку для возбуждения атома алюминия, т. е. для перевода одного электрона из 3s- в Зр-сос-тояние, нужно затратить небольшое количество энергии, которое полностью перекрывается энергией образования химических связей. Потенциал ионизации /1 алюминия (свободного атома) равен 5,98 В (небольшой) величины сродства к электрону (0,52 эВ) и электроотрицательность (1,5) также малы. Следовательно, алюминий, являясь активным металлом, будет в реакции проявлять только восстановительные свойства, его атом отдает [c.144]

В наружном уровне содержится 2 электрона, расположенные на 45-подуровне. Потенциал ионизации / цинка равен 9,391 В относительная электроотрицательность небольшая (1,66). Стандартный окислительно-восстановительный потенциал Zп/Zп =—0,763 В. Следовательно, цинк, являясь активным металло 1, будет в реакции проявлять только восстановительные свойства, его атом отдает 2 электрона. Степень окисления цинка в элементарном состоянии равна О, в соединениях - -2. [c.146]

Единственный электрон расположен очень близко от ядра (расстояние между ними всего 0,5 А) и прочно удерживается— потенциал ионизации водорода 13,6 эв. Поэтому и по химическим свойствам он не похож на легко отдающие свой внешний электрон щелочные металлы. Кроме того, атому водорода достаточно присоединить еще один электрон, чтобы получить устойчивую оболочку 15 , такую же как у гелия, что делает его похожим на типичные металлоиды. [c.43]

Согласно большинству физических и химических методов, четыре связи в молекуле метана эквивалентны (например, ни ЯМР-, ни ИК-спектр метана не содержит пиков, которые можно было бы отнести к разного вида связям С—Н), однако имеется такой физический метод, который позволяет дифференцировать восемь валентных электронов в молекуле метана. Это метод фотоэлектронной спектроскопии [10]. Суть его состоит в том, что молекулу или свободный атом облучают в вакууме ультрафиолетовым светом, вызывая выброс электрона, энергию которого измеряют. Разность между этой энергией и энергией использованного излучения есть потенциал ионизации вырванного из молекулы электрона. Молекула, содержащая несколько электронов различной энергии, может терять любой электрон, энергия которого ниже, чем энергия использованного излучения (каждая молекула теряет только один электрон, потеря двух электронов одной молекулой практически никогда не имеет места). Фотоэлектронный спектр состоит из серий полос, каждая из которых соответствует орбитали определенной энергии. Таким образом, спектр дает прямую экспериментальную картину всех орбиталей в зависимости от их энергии, при условии что энергия используемого излучения достаточно высока [11]. Широкие полосы в спектре обычно соответствуют сильно связанным электронам, а узкие полосы — слабо связанным или несвязанным электронам. Типичным примером является спектр молекулярного азота, показанный на рис. 1.8 [12]. Электронная структура молекулы N2 показана на рис. 1.9. Две -орбитали атомов азота комбинируются, давая две орбитали — связываю- [c.24]

Атом Потенциал ионизации (эВ) [c.540]

Атом Сродство к электрону, эВ Потенциал ионизации, эВ Атом Сродство к электрону, эВ Потенциал ионизации, эВ Атом Сродство к электрону, эВ Потенциал ионизации, эВ [c.68]

Особенности химии хлора. Второй типический элемент VII группы — хлор — характеризуется меньшей неметаллической активностью по сравнению с фтором. Обусловлено это уменьшением потенциала ионизации и ОЭО, а также возрастанием атомного радиуса и энтальпии диссоциации молекул на атомы (см. выше). Большая прочность молекул С1а по сравнению с молекулами Ра объясняется не только эффектом обратного экранирования в атомах фтора, приводящим к ослаблению связи в его молекулах. В молекулах хлора имеет место дополнительное л-связывание за счет /7-электронов и -орбиталей. л-Связывание возникает по донорно-акцепторному механизму, когда каждый атом хлора одновременно является и донором и акцептором электронной пары (дативная связь). В рамках метода ВС дополнительное л-связывание можно представить схемой [c.358]

Помимо величины потенциала ионизации на способность образования химической связи и на ее характер влияет сродство к электрону данного атома. Если внешний электронный уровень в атоме близок к какой-либо устойчивой системе, то этом может захватывать электроны для приобретения большей, устойчивости в виде отрицательно заряженного иона. Например, атом фтора [c.59]

Атом Потенциал ионизации Лтом Потенциал ионизации Атом Потенциал ионизации [c.63]

Чтобы вычислить Ig ki= g p-ri щелочных металлов, нужно брать первый потенциал ионизации, щелочноземельных металлов — второй потенциал ионизации, металлов, образующих полуторные окислы,— третий потенциал ионизации и т. д. (табл. 8). У элементов с переменной валентностью берем соответственно разные потенциалы ионизации. Например, у титана получаем две константы одну для Ti (IV), другую для Ti (П1), у железа одну для Fe (HI), другую — для Fe (II). Для галогенов, аналогов кислорода, азота, образующих отрицательно заряженные ионы, нужно брать вместо потенциала ионизации сродство электрона к атому. [c.25]

Атом, (радикал, молекула) Потенциал ионизации, эВ Сродство к электрону, э [c.26]

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]

Пусть встретятся два атома и В . Какая ситуация осуществится В В или В] В Потенциал ионизации всегда больше работы сродства к электрону (энергии, выигрываемой при присоединении электрона). Поэтому в обоих указанных случаях потребуется работа для создания ионов. Очевидно, образуется такая пара ионов, которая потребует меньшей затраты работы. Пусть потенциал ионизации атома В равен Уи а работа сродства Л]. Тогда атом В1 станет отрицательным ионом, если [c.322]

При переходе от Н к Не как центральному атому потенциал ионизации центрального атома меняется от 13,60 до 24,58 эВ. Потенциал ионизации фтора 17,42 эВ для электрона 2/>-орбитали. Таким образом, 2а .-орбиталь становится в основном 5-орбиталью Не. Она теперь уже не является хорошей связывающей орбиталью, и молекула неустойчива. Атомные орбитали должны иметь близкие энергии и подходящие симметрии, чтобы обеспечить хорошее перекрывание и связывание. Если Не заменить легче ионизирующимся Хе (потенциал ионизации 12,13 эВ) или Кг (потенциал ионизации 13,40 эВ), орбитали будут перекрываться, и образуются устойчивые линейные молекулы ХеРг и КгРа- [c.192]

Обычно в рядах, таких, как Н О, HjS, HgSe и HjTe, потенциал ионизации монотонно падает по мере того, как центральный атом становится менее электроотрицательным. Это несправедливо для ряда (СНз)зХ,гдеХ = К, Р, As, Sb [396]. В ряду КНз.РНз, АзНз и SbHs потенциал ионизации также меняется очень мало. Поскольку электрон, который удалить легче всего, уходит с орбитали 2йу, некий фактор поддерживает энергию этой орбитали почти на постоянном уровне, хотя энергии атомных орбиталей X монотонно возрастают. Этот фактор—большее смешивание атомных [c.202]

В образовании донорно-акцепторной а-связи М <— СК в принципе могут участвовать пустые о-, (ге + 1)5- и (га-1-1) / о-орбиты металла и все три заполненные (Г-орбиты цианид-иона. Однако поскольку потенциал ионизации атома азота (14,53 эв [1373]) выше, чем потенциал ионизации атома углерода (11,256 эв [1373]), то можно полагать, что в образовании донорно-акцепторной сг-связи металл — цианогруппа участвует преимущественно пара электронов, локализованная на с-орбите около атома углерода (высшая запол-непная сг-орбита), т. е. за счет донорно-акцепторной а-связи координация через атом углерода более предпочтительна, чем координация через атом азота. Хотя большинство рентгеноструктурных исследований и не позволяет сделать однозначный вывод о способе координирования (через атом углерода или через атом азота) цианогрупп в цианидных комплексах метах-лов из-за практически одинакового рассеивания рентгеновских лучей атомами азота и углерода, однако вся совокупность имеющихся экспериментальных данных свидетельствует о том, что в одноядерных цианидных комплексах связь цианогрупп с атомом металла-комплек-сообразователя осуществляется через атом углерода, а не через атом азота. На такой способ координации указывают, в частности, нейтронографические данные [1175, 1269, 1561] по кристаллическим структурам комплексов Кз[Со(СК)б1 [1269], Н (СК)2 [1175], К2[гп(СК)4] [1561]. [c.113]

Чтобы энергию ионизации в электроновольтах перевести в килокалории, необходимо первую величину умножить на 23,068. Так, энергия ионизации (потенциал ионизации) водорода равна 13,6 эв/атом. Умножив 13,6 на 23,068, получим 312 ккал/г-атом. Энергия ионизации зависит от размеров атомов, как это видно из таблицы 14. [c.110]

Очевидно, что в однотипных молекулах гипервалент-ная связь будет прочнее, если центральный атом (донор) имеет меньший потенциал ионизации Отсюда ясно, почему, например, для серы известен тетрафторид 8р4 и даже гексафторид 5Рв, тогдя как для кислорода подобные соединения не известны. Энергия ионизации атома кислорода столь велика (13,6 эВ), что даже фтор оказывается неэффективным как ли- [c.270]

При этом подразумевается, что электрон отрывается с высшей занятой атомной орбитали (ВЗАО), удаляясь на бесконечное расстояние, и что атом А и образовавшийся ион А находятся в своих основных состояниях. Такой ПИ называют также первым потенциалом ионизации ПИ . Потенциалы ионизации высших порядков ПИ , ПИд и т. д. отвечают дальнейшему последовательному отрыву электронов от образовавшегося иона А . Там, где специально не оговорен порядок, под ПИ понимают первый потенциал ионизации. Для атома с п электронами ПИ > ПИ >. .. ПИ2> ПИ . Сумма всех последовательных ПИ составляет полную электронную энергию атома [c.38]

Потенциал ионизации может служить количественной характеристикой прочности связи электрона с атомом. Однако об этом большей частью судят по той работе (энергии), какую необходимо затратить на отрыв электрона йт атома или от иона. Это — энергия ионизации. Она обычно выражается в электронвольтах на одну частицу, а также в килокалориях или килоджоулях на Л/д (Авогадрово число) частиц (т. е. на 1 г-атом) . [c.28]

Как и следует ожидать, бериллий, ядро которого слабо экранировано, заметно отличается от остальных элементов этой подгруппы. Его атом имеет малый радиус, наименьшее число электронов и отсюда большой потенциал ионизации, что обусловливает преимущественно ковалентный характер соединений этого элемента. Частично ионный характер имеют связи в оксиде бериллия ВеО — высокоплавящемся и нелетучем соединении. [c.154]

Не заменить на атом Хе (потенциал ионизации 12,1 эВ) или Кг (потенциал ионизации 13,4 эВ), то орбитали будут перекрываться эффективно, и образуются устойчивые линейные молекулы Хер2 и Кгр2 (см. также задачу 10.6). [c.173]

Особенности бериллия. В нормальном состоянии оба валентных электрона бериллия находятся в состоянии 2s. При химическом взаимодействии атом бериллия возбуждается и один из 25-электронов промотирует на 2/ -орбиталь. Появление одного электрона на кайносимметричной 2/7-орбитали определяет сиецифические особенности химии бериллия. Бериллий может проявлять максимальную ковалентность, равную 4 2 связи по обменному механизму и 2 — но донорио-акцеиторному. Первый потенциал ионизации бериллия наибольший не только среди элементов ПА-грунпы, но больше [c.125]

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 типических электроотрицательных элементов. С эгой точки зрения оказывается энергетически невыгодным образование молекулы Na l из элементов, так как первый ионизационный потенциал натрия равен 5,14 В, а сродство к электрону атом хлора — [c.85]

Для щелочноземельных металлов II группы потеря двух внешних электронов соответствует более устойчивой конфигурации соседнего инертного газа. Как видно из табл. 6, первый потенциал ионизации этих элементов выше, чем для щелочных металлов, а второй потенциал ионизации еще больше. В общем случае образование двухвалентных положительных ионов, следовательно, происходит [ с большим трудом, чем одновалентных положительных ионов. При потере двух электронов атом магния становится катионом М 2+, атом кальция — катионом Са2+ и т. д. Например, имеем [c.50]

Rx можно вычислить, зная степени нонности связен М—X (см. табл. I—III приложения или табл. 45, 46, 48 основного текста) и величины их нормальных ковалентных и ионных рефракций (координационные числа лигандов в комплексных соединениях равны 1, и поэтому надо брать нормальные, а не кристаллические рефракции), с помощью кривых рис. 6. Здесь следует только сказать, что ввиду большой жесткости комплексных ионов (многоатомных лигандов) и того обстоятельства, что в их состав входят двух- и трехвалеитные элементы, расчет рефракций полярных лигандов NO2, S N следует вести по кривой для N и Р, т. е. более пологой, чем для одноатомных одновалентных лигандов. Собственное значение рефракции аммиака вычисляют следующим образом. Сначала определяется ионность поляризационного взаимодействия металл— аммиак но уравнению (2.78), поскольку нормальная химическая связь между центральным атомом комплекса и NH3 невозможна (потенциал ионизации аммиака берется по атому азота). Затем находится рефракция атома металла данной степени ионности, которая потом вычитается из рефракции координаты NHs—М—NH3. Именно эти нолуэмпирические значения рефракций NH3 и приведены в табл. 116. [c.261]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология