Энергия типичных элементов

На симметрию кристаллической решетки -элементов их (п - 1) -электроны практически не влияют. Но если атом металла содержит неспаренные -электроны, то эти электроны могут взаимодействовать с -электронами соседних атомов металла и образовывать дополнительные ковалентные связи. Аналогичное взаимодействие возможно и для р-элементов. В этих металлах существуют металлическая и ковалентная связи одновременно. Ковалентная локализованная связь обладает свойством направленности, а металлическая — ненаправленная связь. Поэтому первый вид связи обуславливает более упорядоченное состояние, а второй — менее упорядоченное, т. е. с большей энтропией. При более высоких температурах на структуре кристаллической решетки и свойствах простого вещества сказывается, в основном, наличие металлической связи. Понижение температуры приводит к уменьшению отрицательного энтропийного (—Т Д5) вклада в изменение энергии Гиббса и начинает преобладать более упорядоченная локализованная ковалентная связь. Типичным примером является олово. Так, стабильной модификацией олова при i > 13,2 °С является мягкий металл ( белое олово), в то время как при более низких температурах устойчивее серое олово, представляющее собой твердый и хрупкий порошок с кристаллической решеткой типа алмаза — кристалла, с ковалентной связью [c.321]

Если неметалл выступает в качестве окислителя в газофазной или гетерогенной реакции газ-твердое, твердое-твердое, то количественной мерой его окислительной активности является энергия, необходимая для перевода элемента из менее активной формы (простого вещества) в атомарное состояние — энтальпия атомизации, ДЯа. Обычно эта стадия химической реакции окисления является лимитирующей. В табл. 11.5 наиболее типичные окислители — неметаллы расположены в экспериментально составленный ряд убывания их окислительной активности F2 > I2 > О2 > S > Н2 > N2. В данном ряду, в целом, повышается энергия атомизации простых веществ. В табл. 11.8 эти окислители охарактеризованы значениями энергии сродства к электрону и энергии атомизации. [c.338]

На внещней электронной оболочке атомы щелочных элементов имеют по одному электрону. На второй снаружи электронной оболочке у атома лития содержатся два электрона, а у атомов остальных щелочных элементов — по восемь электронов. Имея во внешнем электронном слое только по одному электрону, находящемуся на сравнительно большом удалении от ядра, атомы довольно легко отдают этот электрон, т. е. характеризуются низкой энергией ионизации (табл. 14.2). Образующиеся при этом однозарядные положительные ионы имеют устойчивую электронную структуру соответствующего благородного газа (ион лития — структуру атома гелия, ион натрия — атома неона и т. д.). Легкость отдачи внешних электронов характеризует рассматриваемые элементы как наиболее типичные представители металлов металлические свойства выражены у щелочных элементов особенно резко. [c.382]

Как видно из приведенных данных, с увеличением порядкового номера элементов энергия ионизации атомов уменьшается бор — неметалл, таллий — типичный элемент-металл. [c.435]

На рис. 62 представлена зависимость энергии 5/- и 6 -оболочек от порядкового номера элемента, из которой следует, что у элементов с 2<90 предпочтительно заполняются 6 -орбитали (Ас). Для элементов с 90 <2 <95 наблюдается конкуренция подуровней и только после 2=96 предпочтительно заполняется 5/-оболочка. По этой причине актиний является типичным /-элементом, торий, протактиний, уран и нептуний, а также плутоний в некоторых соединениях проявляют определенное сходство с элементами соответствующих В-групп. Этим и объясняются высокие характеристические степени окисления торидов. [c.434]

К типичным восстановителям относятся а) простые вещества, атомы которых обладают м<1.10й электроотрицательностью (металлы основных подгрупп, 1 и И групп, а также некоторые другие металлы восстановительная активность металлов обычно тем больше, чем меньше энергия ионизации их атомов, б) анионы, как простые, например СГ, S так и сложные, в которых более электроположительный элемент не имеет максимальной степени окисления, например (5 0з) , (N 02), в) катионы, в которых элемент проявляет не максимальную степень окисления и она может возрастать, например Се , Sп Fe S Ti , г) некоторые вещества при высоких температурах, например С, СО, Hj. [c.217]

В молекулах, состоящих из атомов типичных элементов, каждый атом имеет четыре валентные орбитали. В плоских я-электронных системах каждый атом вносит в общую я-си-стему вклад в виде только одной р-орбитали. Остальные его валентные орбитали принимают участие в образовании а-си-стемы связей. Следовательно, базисный набор для молекулярных я-орбиталей оказывается намного меньше полного валентного набора. Отдельное рассмотрение я-электронной системы обосновано тем, что молекулярные я-орбитали являются высшими (по энергии) занятыми и низшими вакантными молекулярными орбиталями. Кроме того, по законам симметрии, одноэлектронные интегралы между базисными функциями а- и я-типов равны нулю. Спектральные переходы с минимальными энергиями, первые потенциалы ионизации, а также сродство к электрону я-систем связаны с энергиями именно я-орбиталей. Химические реакции, в которых участвуют такие системы, обычно сопровождаются значительно большими изменениями в я-си-стеме, 1ем в а-системе. Простая теория Хюккеля позволяет получить много полезных сведений о химических свойствах я-электронных систем. [c.240]

Энергия типичной связи между двумя атомами ( У), образованной двумя электронами, сильно зависит от межъядерного расстояния, как показано на рис. 9-1. Минимум на кривой соответствует нормальной равновесной длине связи (Ге) и энергии связи (Ве) для стабильной невозбужденной молекулы — У. На значительно более коротких расстояниях энергия очень быстро возрастает вследствие отталкивания между ядрами, а на значительно больших расстояниях энергия системы приближается к энергии двух вполне свободных атомов. Расстояние Ге, соответствующее длине связи при минимуме энергии, возрастает с увеличением атомного номера для элементов одного периода периодической системы, по мере того как размер атома становится больше. Оно уменьшается для элементов одного ряда периодической [c.208]

В табл. 2.41 представлены теоретические значения энергии типичных литиевых элементов, полученные по формуле (1) и (2). Для сравнения в таблице приведены значения энергии обычных элементов. Из таблицы следует, что теоретически литиевые элементы намного превосходят обычные. Таким образом, для получения элементов с высокой плотностью энергии необходимы сильные окислители (положительное активное вещество) и сильные восстановители (отрицательное активное вещество). По этой причине соединения фтора как сильные окислители являются объектами исследований. С другой стороны, в случае применения водных растворов в качестве электролитов трудно подобрать сочетание положительного и отрицательного активных веществ, при котором напряжение элемента было бы выше 1,23 В (тео- [c.133]

В этой книге мы обычно будем пользоваться энергиями, выраженными в килокалориях на моль, чтобы иметь возможность сравнивать энергии, соответствующие всевозможным превращениям. Далее будет показано, что первые энергии ионизации элементов имеют примерно такой же порядок величины, как энергия типичных химических связей, приблизительно около 100 ккал/моль. [c.90]

Распространенные в природе элементы состоят обычно из нескольких стабильных изотопов, вследствие чего их атомный вес не является целым числом. Для биологических исследований особенно большое значение имеют изотопы тех элементов, которые играют существенную роль в жизненных процессах. Такие элементы могут быть получены путем искусственных превращений атомных ядер. Искусственное превращение возникает, если на устойчивое ядро атома подействовать лучами или частицами достаточно высоких энергий. Типичной ядерной реакцией является, например, получение нейтронов из бериллия под действием а-лучей [c.13]

Как видно из приведенных данных, а также рис. 12, углерод существенно отличается от других р-элементов группы высоким значением энергии ионизации. Углерод — типичный неметаллический элемент. В ряду С — 5 — Ое — 5п — РЬ энергия ионизации уменьшается, а следовательно, неметаллические признаки элементов ослабевают, металлические усиливаются. В изменении свойств атомов и соединений в этом ряду проявляется вторичная периодичность (см. рис. 18 и 131). [c.390]

Топологический принцип формализации процедур системного анализа, положенный в основу развиваемого в книге подхода, существенно базируется на математическом аппарате теории графов, который, как показала практика системных исследований, оказался весьма эффективным как на уровне больших ХТС [6, 7], так и на уровне электрических, электромеханических и отдельных видов термодинамических систем [15, 45, 46]. В последнем случае особенно удобным является язык диаграмм связи, в основе которого лежит понятие диссипации энергии [3, 4, 45, 46]. Из дальнейшего изложения будет видно, что специфика объектов химической технологии как ФХС оказывает существенное влияние на рабочий математический аппарат диаграмм связи вводятся новые элементы, процедуры и понятия обосновываются специфические диаграммные фрагменты типичных подсистем ФХС определяются новые типы структур слияния, отражающие характер совмещения потоков субстанций в локальной точке пространства вводятся новые понятия локальных и глобальных диаграмм связи и т. п. Поэтому предлагаемую монографию следует рассматривать как новую методологию анализа специфических объектов — ФХС на основе их структурного (топологического) представления. [c.15]

Атомы большинства металлов на внешнем энергетическом уровне имеют небольшое количество электронов. Так, среди типичных металлов по одному электрону на внешнем уровне содержат 16 элементов, по два - 58, по три - всего 4 элемента, и ни одного - только палладий. Посмотрите, как расположены металлы в Периодической системе. Их расположение позволяет предполагать слабую связь валентных электронов с ядром, т. е. низкие значения энергии ионизации и низкую электроотрицательность. [c.54]

Кластеры типичны для соединений -элементов, металлы которых имеют высокие энергии атомизации. В кластерных соединениях с формально низкими степенями окисления -элементов валентные электроны их атомов в значительной степени используются на связи М—М, а оставшиеся образуют связи с атомами неметаллов (партнерами). В итоге все валентные электроны атомов -элементов в кластерах принимают участие в образовании связей независимо от степени окисления. [c.109]

В подгруппах -элементов с возрастанием периода (от 34- к 5(1-элементам) А в однотипных комплексах увеличивается, образование низкоспиновых комплексов для них поэтому становится более типичным. Энергия расщепления растет и со степенью окисления -элементов. В периодах системы Д. И. Менделеева устойчивость комплексов нарастает слева направо (по мере увеличения числа а -электронов). Значительный интерес представляет сопоставление устойчивости комплексов с одним и тем же зарядом центрального а -иона, например Ре +, Со " , и или Сг , Мп " и [c.231]

В изменении свойств атомов элементов и соединений в ряду С—51—Ое—5п—РЬ четко проявляется вторичная периодичность (см. 4.5). Уменьшение устойчивой степени окисления от С к РЬ связано с возрастанием энергии, необходимой для перевода атомов из 5 р -состояния в 5/ з-состояние. По химическим свойствам элементы 1УА-подгруппы весьма разнообразны — от ярко выраженного неметаллического элемента углерода до типичного металла— свинца. [c.284]

Типичный характер и энергия (ккал/моль) диссоциации окиси азота на элементы сильно зависят от заряда ее частицы [c.420]

Tat им образом, в этом ряду усиливается склонность к образованию металлических соединений. Наиболее типичны металлические соединения олова н свинца с s-элементами, например NaaSn, NaSn, NaSria-Соединения германия (IV), олова (IV) и свинца (IV). В ряду Ge(IV) — Sn(IV) — Pb(IV) устойчивость бинарных соединений в целом уменьшается (см. рис. 131). Об этом, например, свидетельствуют значения энергии Гиббса образования соединений (в кДж/моль) AG/,298- [c.425]

С ростом порядкового номера (п. 1) и уменьшением энергии ионизации (п. 3 табл. 6.1) металлические свойства элементов закономерно усиливаются. Это типичные представители элементов-металлов. Ими начинается каждый период периодической системы (кроме первого). [c.169]

У бериллия (ls 2s ) по сравнению с бором ( s 2s 2p ) в соответствии с увеличением радиуса атома и уменьшением числа валентных электронов неметаллические признаки проявляются слабее, а металлические усиливаются. Бериллий обладает более высокими энергиями ионизации атома (II = 9,32 эВ, /а == 18,21 эВ), чем остальные s-элементы II группы. В то же время он во многом сходен с алюминием (диагональное сходство в периодической системе) и является типичным амфотерным эле.ментом в обычных условиях он простых ионов не образует для него характерны комплексные ионы как катионного, так и анионного типа. Во всех устойчивых соединениях степень окисления бериллия -f2. Для Ве (II) наиболее характерно координационное число 4 (зр -гибри-Д1(зация валентных орбиталей). [c.470]

Энергия типичной связи между двумя атомами (У У), образованной двумя электронами, сильно зависит от межъядерного расстояния, как показано на рис. 9-1. Минимум на кривой соответствует нормальной равновесной длине связи (г ) и энергии связи (О ) для стабильной невозбужденной молекулы У—У. На значительно более коротких расстояниях энергия очень быстро возрастает вследствие отталкивания между ядрами, а на значительно больших расстояниях энергия системы приближается к энергии двух вполне свободных атомов. Расстояние г , соответствующее длине связи при минимуме энергии, возрастает с увеличением атомного номера для элементов одного периода периодической системы, по мере того как размер атома становится больше. Оно уменьшается для элементов одного ряда периодической системы, по мере того как электроотри-цателыюсть атомов возрастает и электроны внешних оболочек притягиваются к ядру все сильнее. При прочих равных условиях, чем прочнее связь, тем короче должно быть г . Причина заключается в том, что, чем прочнее связь, тем в большей степени силы притяжения преобладают над силами отталкивания между ядрами, в результате чего ядра могут располагаться ближе друг к другу. В случае связи между углеродными атомами обычно лежит между 1,20 и 1,55 А, и если рис. 9-1 (или подобный ему) отнести к связям между атомами углерода, то не следует ожидать значительного образования связей при межъядерных расстояниях, больших чем 2 А. [c.252]

На основании приведенных в таблице величин можно предположить, что хлор должен быть более сильным окислителем, чем фтор,, так как при присоединении электрона атомом хлора энергии выделяется больше. Но зато когда молекула фтора диссоциирует на атомы, затрачивается меньше энергии (32 ккал/моль), чем при диссоциации молекулы хлора (57 ккал/моль). Малая энергия диссоциации молекулы фтора частично может быть объяснена отталкиванием несвязывающих электронов, но обычно считают, что для хлора, брома и иода связь между атомами усиливается за счет гибридизации р- и -валентных электронных орбиталей В табл. 4-8 можно видеть, что сродство к электрону для всех членов первого ряда типичных элементов меньше, чем для соответствующих элементов второго ряда. Это можно объяснить меньшим размером атомов элементов первого ряда, что ведет к очень большой электронной плотности, делающей неустойчивым отрицательный ион. [c.117]

Поскольку металлическая связь ненасыщаема и ненаправлена, мета. лы имеют координационные решетки с максимально плотной упаковкой. Как указывалось выше (см. рис. 65), для металлических простых веществ самых разнообразных по химической природе элементов наиболее типичны три типа кристаллических решеток кубическая гранецентрированная (к. ч. 12), гексагональная (к. ч. 12) и ку()ическая объемноцентрированная (к. ч. 8). Для большинства металлов характерна аллотропия. Это прежде всего связано с тем, что энергии кристаллических решеток различных металлических структур близки. Полиморфизм чаще проявляется у ii- и /-элементов (в особенности 5/), чем у S- и р-элементов. Это обусловлено энергетической близостью п — 1) d-, ns-, пр-состояний у ( -элементов и близостью 5/-, bd-, 7з-состояний у 5/-элементов. [c.233]

Эффективный заряд атома, входящего в состав соединения, определяется как алгебраическая сумма его отрицательного электрон-мого заряда и положительного заряда ядра. В настоящее время известно более десятка экспериментальных методов определения значений эффективных зарядов в большинстве своем с точностью 0,1 — Д,3 е, что соизмеримо с точностью вычисления этих зарядов в квантовой химии и теории твердого тела. В табл. 10 приведены данные по эффективным зарядам атомов, которые получены рентгеноспектральным методом для ряда типичных неорганических веществ. Знако.м -Ь отмечены эффективные заряды на металлических элементах, знаком — на электроотрицательных атомах. К чисто ионным соединениям близки только галогениды щелочных металлов, хотя и для них эффективные заряды не достигают единицы. Все остальные соединения, в том числе галогениды, оксиды, сульфиды кальция и магния, являются только частично ионными. Кроме того, эффективные заряды на типических электроотрицательных атомах (кислород, сера) почти не превосходят 1, в то время как заряды металлических элементов (кальций, алюминий) могут быть заметно больше единицы. Это объясняется тем, что энергия присоединения двух электронов к кислороду и сере (сродство к электрону второго порядка) отрицательна. Расчеты показывают, что сродство к электрону второго порядка для кислорода равно —732, а для серы составляет —334 кДж/моль. Значит, ионы типа и 5 не существуют, и все оксиды, сульфиды, независимо от активности металлов, не относятся к ионным соединениям. Если двухзарядные анионы в действительности не -существуют, тем более нереальны многозарядные одноатомные отрицательные ионы. [c.84]

К типичным восстановителям относятся а) простые веществу, атомы, которых обладают малой электроотрицательностью (метал лы основных подгрупп I и II групп, а также некоторые другие металлы восстановительная активность металлов обычно тем больше, чем меньше энергия ионизации их атомов) б) анионы, как простые, например С1-, S , так и сложные, в которых более элект- роположнтельный элемент не имеет предельной степени окисления, например (8+ Оз) , (Ы+ Ог) в) катионы, у которых степень окисления может возрасти, например Ge+ , Sn+2, Fe+ , Ti+ г) некоторые вещества прн высоких температурах, например С, СО, На. [c.203]

Типичным примером неразветвленной цепной реакции является взаимодейств1ие хлора с водородом. Прямая реакция при парных соударениях молекул обоих элементов маловероятна — она требует очень значительной энергии активации. Однако химическсе превращение оказывается возможным с помощью другого механизма. [c.25]

По сравнению с бромом у бериллия (в соответствии с увеличением радиуса атома и уменьшением числа валентных электронов) признаки неметаллического элемента проявляются меньше, а признаки металлического элемента усиливаются. Обладая более высокими энергиями иэнизацин атома (/i = 9,32 и /2=18,21 эв), бериллий заметно отличается ог остальных s-элементоз II группы, во многом сходен с алюминием (диагональное сходство в периодической системе) и является типичным амфотерным элементом. Следовательно, бериллий в обычных условиях простых ионов не образует для него характерны комплексные ионы как катионного, так и анионного типа. [c.564]

Упомянутые выше нарушения типичного порядка заполнения энергетических состояний в атомах лантана (появление 5 -, а не 4/-электрона) и церия (появление сразу двух 4/-электронов) и аналогичные особенности в построении электронных структур атомов элементов седьмого периода объясняются следующим. При увеличении заряда ядра электростатическое притяжение к ядру электрона, находящегося на данном энергетическом подуровне, становится более сильным, и энергия электрона уменьшается. При этом энергия электронов, находящихся на разных подуровнях, изменяется неодинаково, поскольку по отношению к этим электронам заряд ядра экранируется в разной степени. В частности, энергия 4/-электронов уменьшается с ростом заряда ядра более резко, чем энергия 5 -элeктpoнoв (см. рис. 2.24). [c.70]

В третьей побочной подгруппе различия в свойствах лантана и лантаноидов, с одной стороны, и актиния и актиноидов, с другой, в основном, обусловлены релятивистскими эффектами. Первые три энергии ионизации Ас выше, чем соответствующие энергии Ьа, хотя до лантана сверху вниз в подгруппе энергии ионизации уменьшаются. Лантаноиды образуют, в основном, тригалогениды (исключение составляют Се, Рг, ТЬ, которые также образуют тетрафториды). Для актинидов же типично большее разнообразие с образованием тетра-, пента- и гексагалогенидов. Это иллюстрирует хорошо известное в неорганической химии правило, что из двух элементов побочной подгруппы более тяжелый проявляет большую валентность. Объяснение этого правила с позиции влияния релятивистских эффектов заключается в том, что релятивистское расширение - или /-подоболочки облегчает удаление с нее электронов (проявляются более высокие степени окисления). [c.87]

Для золота степень qk-црпрния -[-.я весьма характерна, для серебра типична степень окисления-=М-, для меди +2. Это согласуется с данными по разности энергий основных термов (см. 3,10), отвечающих электронным конфигурациям атомов Си, Ag, Au, и определяет своеобразие химической связи в соединениях элементов подгруппы меди. [c.412]

Из табл. 27 следует, что ионизационные потенциалы атомов элементов V группы выше, чем IV группы. Это подтверждает существующую закономерность усиления неметаллических свойств в периодах слева направо. Азот и фосфор — типичные неметаллы, у мышьяка преобладают неметаллические свойства, у сурьмы в равной мере выражены металлические и неметаллические свойства, у висмута преобладают металлические свойства. При обычных условиях азот инертен, так как энергия тройной связи в его молекуле N = N велика (941,4 кДж/моль). При высоких температурах азот вступает в реакцию со многими металлами и неметаллами, образуя нитриды. Соединения азота со степенью окисления +5 являются сильными окислителями, например HNOa и ее соли. [c.232]

Вместе с углеродом и кремнием германий, олово и свинец составляют IVA группу периодической системы элементов. На наружном энергетическом уровне атомов этих элементов находится четыре электрона s p . Этим элементам свойственны обычно окислительные числа +2 и - -4, причем число +4 возникает вследствие перехода во время химических реакций одного из s-электронов на уровень р. Ввиду роста радиусов атомов и уменьшения энергии ионизации в группе IVA наблюдается усиление металлических свойств. Германий по электрическим свойствам явл яется полупроводником. Другие свойства металлов у него выражены очень слабо. В своих соединениях германий характеризуется ковалентным характером связей. Олово и свинец — металлы менее активные и типичные, чем металлы IA, ПА и IIIA групп. Это видно из преимущественно ковалентного характера связей в соединениях этих элементов, в которых их степень окисления +4. Также и во многих соединениях этих элементов, где их степень окисления +2, связи имеют смешанный характер. [c.208]

Металлические свойства элементов подгруппы бора выражен ,i зпачнтельно 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. 6.3). Внутри подгруппы с возрастанием заряда ядра энергня ионизации атомов уменьшается п металлические свойства элементов усиливаются. Алюминий уже металл, но пе типичный. Его гидроксид обладает амфотерными свойствами. У таллия более сильно выражены металлические свойства, а в степени окисления +1 сн близок к элементам-металлам подгруппы лития. [c.181]

Хотя лампы с нитью накала находят ряд применений, когда лужно излучение с непрерывным спектром, значительно более высокие интенсивности почти монохроматического излучения получаются фильтрацией света ламп, испускающих больщую часть энергии в небольщом наборе узких полос или линий. Для этой цели можно использовать несколько типов газоразрядных ламп, наполненных инертными газами или парами летучих элементов (обычно металлов), дающих подходящие атомные линии испускания. При низком давлении почти вся излучаемая энергия может концентрироваться в резонансных линиях (соответствующих переходам из первого возбужденного состояния в основное). При этом достаточно монохроматичный свет может быть получен без применения фильтров. Типичными примерами являются лампы низкого давления с ксеноно-вым наполнением (Х= 147,0 нм) или ртутным наполнением (Я= 184,9 нм, 253,7 нм, ср. со с. 42). Во втором случае обычно присутствует небольшое количество инертного газа, который почти не дает вклада в испускаемое излучение. При повышенных давлениях и высокой рабочей температуре под действием разрядов через пары металлов в излучении ламп появляется большое число линий, уширенных давлением. Излучение собственно резонансной линии часто при этом поглощается более холодными парами металла вблизи стенок лампы. Ртутные разрядные лампы очень широко применяются в фотохимических экспериментах. В табл. 7.1 показаны относительные интенсивности основных линий для стандартных ламп низкого давления (интенсивность линии при >. = 253,7 нм принята за [c.180]