Энергия ионизации

Фосфор Р (Is 2s 2/f 3s Зр ) по числу валентных электронов является аналогом азота. Однако как элемент 3-го периода он существенно отличается от азота — элемента 2-го периода. Это отличие состоит в том, что у фосфора больше размер атома, меньше энергия ионизации, большее сродство к электрону и большая поляризуемость атома, чем у азота. Максимальное координационное число фосфора шесть. Как и для других элементов 3-го периода, рл — рл-связывание для атома фосфора не характерно и поэтому в отличие от азота sp- и sp -гибридные состоянья орбиталей фосфора неустойчивы. Фосфор в соединениях проявляет степени окисления от —3 до +5. Наиболее характерна степень окисления +5. [c.365]

Рис. 12. Зависимость энергии ионизации атома от порядкового номера элемента

Рис. 14. Периодическая зависимость сродства к электрону и первой энергии ионизации атомов от порядкового номера элемента

Энергия ионизации молекул. В прямой зависимости от характера распределения электронов по связывающим и разрыхляющим молекулярным орбиталям находится также значение энергии ионизации молекул. Как мы видели, в двухатомной молекуле связывающие электроны лежат глубже, чем в атоме, а разрыхляющие — наоборот. Таким образом, энергия ионизации молекулы, верхний занятый энергетический уровень которой является связывающим, выше, чем таковая свободного атома. Например, энергия ионизации молекулы N2 (15,58 эВ) больше энергии ионизации атома азота (14,53 эВ). Если же верхний занятый уровень молекулы является разрыхляющим, то энергия ионизации молекулы меньше, чем атома. Так, энергия ионизации молекулы О 2 (12,08 эВ) меньше энергии ионизации атома кислорода (13,62 эВ). [c.56]

Энергия ионизации. Сродство к электрону. [c.31]

Рис. 18. Зависимость суммы первых четырех энергий ионизации и орбитальных радиусов атомов элементов IV группы от порядкового номера

Атом хлора имеет один непарный электрон, чем и предопределяется его сходство с фтором и водородом. В то же время у хлора по сравнению со фтором больше размер валентных орбиталей, гораздо меньше значение энергии ионизации / он, заметно больше сродство к электрону сРод большая поляризуемость атома [c.286]

Энергии ионизации атомов некоторых элементов (эВ) [c.32]

V Энергия ионизации атома. Энергией ионизации I называется количество энергии, необходимое для отрыва электрона от невозбужденного атома [c.31]

В подгруппах же элементов с возрастанием порядкового номера элемента (увеличение числа электронных слоев) раз.меры атомов в общем увеличиваются, а энергия ионизации уменьшается. Характер изменения сродства к электрону (см. рис. 14) в периодах и подгруппах [c.264]

Характер изменения в периоде и группах атомных радиусов, энергии ионизации и сродства к электрону атомов был показан на рис. 17, 12 и 14. Как видно из этих рисунков, орбитальные радиусы атомов с увеличением порядкового номера элемента в периоде уменьшаются, а энергия ионизации в обш,ем возрастает. [c.264]

В подгруппах 5- и р-элементов с увеличением порядкового номера элемента энергии ионизации в общем уменьшаются, тогда клк в подгруппах -элементов при переходе от Зс1- к 5 -элементу энергии иони- [c.34]

Энергия ионизации выражается в кДж/моль или эВ/атом. Значения энергии ионизации в эВ/атом численно равны потенциалам ионизации в В. , [c.31]

Химическая природа элемента обусловливается способностью его атома терять и приобретать электроны. Эта способность может быть количественно оценена энергией ионизации атома и его сродством к, электрону. [c.31]

Энергия ионизации атома водорода (13,6 эВ, 1312 кДж/моль) столь велика, что соединения водорода (I) даже с такими сильными окислителями, как фтор и кислород, не могут быть ионными. Если же допустить образование в соединениях ионов их исключительно высокое поляризующее действие все равно привело бы к образованию ковалентной связи. По этим же причинам ионы Н+ не могут существовать в свободном состоянии при обычных химических явлениях. Специфика строения атома водорода обусловливает особый, присущий только соединениям водорода (I) вид химической связи — водородную связь. [c.272]

Повышение же энергии ионизации в подгруппах -элементов мож- [c.35]

Воспользуемся сказанным для объяснения рис. 12. Как видно, внутренние максимумы на кривой первой энергии ионизации соответствуют элементам, у которых внешние подслои завершены — 5 (Ве, Mg, 2п) или заполнены наполовину —(М, Р, Аз). [c.34]

Изменение свойств — энергии ионизации, атомных радиусов и т. п. — в подгруппах элементов обычно имеет более или менее н е- [c.40]

Как ВИДНО из этих данных, в ряду Р — С1 — Вг — I — радиус атомов увеличивается, а энергия ионизации уменьшается. Это свидетельствует об ослаблении признаков неметаллического эле.мента тор — наиболее ярко выраженный элемент-неметалл, а астат проявляет уже некоторые признаки элемента-металла. [c.272]

Сродство К электрону выражено через энергию ионизации отрицательных ионов Э . [c.36]

Природу химической связи и характерные особенности металлов можно объяснить на примере лития следующим образом. В кристалле лития орбитали соседних атомов перекрываются. Каждый атом предоставляет на связь четыре валентные орбитали и всего лишь один валентный электрон. Значит, в кристалле металла число электронов значительно меньше числа орбиталей. Поэтому электроны могут переходить из одной орбитали в другую. Тем самым электроны принимают участие в образовании связи между всеми атомами кристалла металла. К тому же атомы металлов характеризуются невысокой энергией ионизации — валентные электроны слабо удерживаются в атоме, т. е. легко перемещаются по всему кристаллу. Возможность перемещения электронов по кристаллу определяет также электрическую проводимость металла. [c.89]

Энергия превращения атома в ион (энергия ионизации ДЯ низ = [c.164]

Молекула МОа может терять (энергия ионизации 9,78 эВ) и-приобретать электроны (сродство к электрону 1,62 эВ) [c.364]

Энергия диссоциации молекул водорода и энергия ионизации его атомов не зависят н и от прп Ю,ты металла, ни от нрироди растворителя и составляют 4,22 1 13,60 эВ соответственно. Таким образом [c.257]

Если же исходить из того, что для завершения внешнего электронного слоя атому водорода не хватает одного электрона, то водород следует поместить в VII группе. Кроме того, как и атомы галогенов, атомы водорода характеризуются высокими значениями энергии ионизации. Многие ученые помещают водород в VII группу периодической системы. Вместе с тем водород—элемент особый, и размещение его в той или иной группе таблицы в значительной мере условно. [c.272]

Бром и его аналоги — неметаллические элементы. Но с увеличением числа заполняемых электронных слоев атомов неметаллические признаки элементов в ряду Вг — I — ослабевают. Об этом, в частности, свидетельствует уменьшение энергии ионизации и сродства к электрону. Иод и астат проявляют даже заметные признаки амфотер н ости. [c.298]

Как видно из приведенных данных, в ряду О — 3 — Зе — Те — Ро уменьшаются энергии ионизации, увеличиваются размеры атомов и ионов. Это ослабляет неметаллические признаки элементов кислород— элемент-неметалл, полоний — элемент-металл. [c.309]

Ковалентный атомный радиус, нм 0,077 Условный радиус иона Э ", нм. 0,148 Условный радиус иона нм. 0,015 Энергия ионизации Э —Э+. эВ 14,53 Содержание в земной коре, мол. доли, %. .. 0,25 Природные изотопы. ..... N [c.344]

В соответствии с особенностями электронных структур у элементов (/)-семейства энергии ионизации близки. На участке кривой 5с—2п хорошо видны две площадки, соответствующие заполнению первой и второй половин 3 /-подслоя. Заполнение З -орбиталей по одному электрону заканчивается у Мп 3(1Чз ), что отмечается некоторым повышением относительной устойчивости 452-конфигурации, проникшей под экран З -конфигурации. Наибольшее значение энергии ионизации имеет Zп(3 i 4s ), что находится в соответствии с полным завершением З -подслоя и стабилизацией электронной пары, проникшей под экран 3 -кoнфигypaции. Значения третьих энергий ионизации (см. табл. 5) также показывают, что наиболее устойчивы конфигурации у Мп и у 2п. [c.34]

Как видно из приведенных данных, в ряду As — Sb — Bi размеры агомов и ионов увеличиваются, энергии ионизации уменьшаются тим обусловлено ослабление признаков неметаллических элементов и усиление признаков металлических элементов. [c.344]

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]

Из таблицы следует что энергия ионизации атома сильно зависит от его электронной конфигурации. В частности, завершенные слои збнаруживают повышенную устойчивость. Наименьшими значения ли энергии ионизации обладают s-элементы первой группы (Li, Na, К). Значение же энергий ионизации /г у них резко возрастает, что отвечает удалению электрона из завершен1юго слоя (п пр и 2s у Li). Аналогично для s-элементов И группы (Ве, Mg, Са) удалению электрона из завершенного слоя (ns np и у Ве) отвечает резкое повышение энергии ионизации /> [c.31]

Особенность строения электронной оболочки атома водорода (как н гелия) не позволяет однозначно решить, в какой группе периодической системы он должен находиться. Действительно, если исходить И числа валентных электронов его атома, то водород должен нахо-д.1ться в I группе, что подтверждается также сходством спектров щ,е-лочных металлов и водорода. Со щелочными металлами сближает водород И его способность давать в растворах гидратированный положительно однозарядный ион Н+ (р). Однако в состоянии свободного иона Н + (г) — протона — он не имеет ничего общего с ионами щелочных мгталлов. Кроме того, энергия ионизации атома водорода намного больше энергии ионизации атомов щелочных металлов. [c.272]

Ковалентный радиус атома, нм Металлический радиус атома, нм Условный радиус иона нм. Условн1,1Й радиус иона нм. Энергия ионизации Э —Э" , эВ. Сродство к электрону, эВ. . . . Содерж.чние в земной коре, мол. [c.309]

Дл I многоэлектронных атомов энергии ионизации /,, 12, Iз,. .. соотвегствуют отрыву первого, второго и т. д. электронов. При этом всегда 12< /з. так как увеличение числа оторванных электронов п иводит к возрастанию положительного заряда образующегося иона. [c.31]

В табл. 5 приведены значения энергий ионизации для некоторых атомог. [c.31]

Закономерности в изменении энергий ионизации. Кривая зависимости энергии отрыва первого электрона от порядкового номера элемента (рис. 12) имеет явно выраженный периодический характер. Наименьшей энергией ионизации (3—5 эВ) обладают s-элементы I групгы, наибольшей—s- и р-элементы VIH группы. Возрастание энергии ионизации при переходе от s-элементов I группы к р-эле- [c.31]

Надежные значения сродства к электрону найдены лишь для не-болылого числа элементов. Понятно, что сродство к электрону зависит от электронной конфигурации атома, и в характере его изме-нени5 с увеличением порядкового номера элемента наблюдается отчетливо выраженная периодичность (рис. 14). Сравнение с измененном энергии ионизации показывает, что максимумы и минимумы на кривой сродства к электрону смещены по сравнению с кривой энергии ионизации на один элемент влево. [c.35]

Наряду с резко выраженными максимумами и минимумами на кривой энергии ионизации наблюдаются слабо выраженные, что можно объяснить с помощью двух взаимосвязанных представлений об экранировании заряда ядра и о пронгкновении электронов к ядру. [c.32]

Уменьшение энергии ионизации в подгруппах 5- и р-элементов объясняется усиливающимся (по мере увеличения числа электронных слоев) экранированием заряда ядра электронами, предшествующими внешиим электронам. [c.35]

Сходство к электрону может быть выражено в кДж/моль или эВ/атэм. Сродство к электрону численно рав но, но противоположно по знаку энергии ионизации отрицательно заряженного иона Э". [c.35]

N1 Электроотрицательность. Понятие злектроотрицательности (ЭО) позволяет оценить способность атома данного элемента к оттягиванию на себя электронной плотности по сравнению с другими элементами соединения. Очевидно, что эта способность зависит от энергии ионизации атома и его сродства к электрону. Согласно одному из определений (Малликен) электроотрицателыюсть атома / может быть выражена как полусумма его энергии ионизации и сродства к электрону X 2 (/ + Р)- Имеется около 20 шкал электроотрнцатель-нс сти, в основу расчета значений которых положены разные свойства в(ществ. Значения электроотрицательностей разных шкал отли- [c.36]

Природу ионной связи, структуру и свойства ионных соединений можно объяснить с позиций электростатического взаимодействия ионов. Способность элементов образовывать простые ионы обусловлена электронной структурой их атомов. Эту способность можно оценить величиной энергии ионизации и сродства атомов к электрону. Понятно, что легче всего образуют катионы элементы с малой энергией ИОНИЗЯИ.ИИ -Ц- тттрлпцнпчрмрлкныо металлы. Об- [c.86]

Соединения перекисного типа. Сродство к электрону молекулы О2 составляет 0,8 эВ, а ее энергия ионизации 12,08 эВ. При химических г ревращениях молекула Oj может присоединять или терять электро- [c.314]

Энергия ионизации молекулы О2 довольно значительная (12,08 эВ), однако при взаимодействии О2 с сильнейшим окислителем PtF образуется солеподобное вещество 01 [PtFg] [c.319]

Гексафтороплатинат (V) диоксигенила 02[PtFe] — парамагнитное вещество красного цвета, плавится с разложением при 219°С. Синтез этого соединения канадским ученым Н. Бартлетом в 1962 г. послужил толчком к синтезу соединений ксенона, энергия ионизации которого близка к таковой молекулы кислорода (см. с. 494). [c.319]

Низкая реакционная способность ЗЕд объясняется кинетическими факторами, обусловленными валентным и координационным насыщением центрального атома молекулы 8Ев и ее высокой энергией ионизации (19,3 В). 5Ев является диэлектриком, который благодаря химической инертности и большой молекулярной массе используют в качестве газообразного изолятора в генераторах высокого напряжения и других электрических приборах. Довольно инертен и ЗОзЕг, который разлагается лишь растворами щелочей. [c.332]

Энергия ионизации N0 (9,27 эВ) заметно ниже таковой для (15,58 эВ) и Оз (12,08 эВ). Молекула N0 может терять непарный электрон л -орбитали, образуя нитрозил (нитрозоний)-нон Ы0+ [c.361]

Неорганическая химия (1987) -- [ c.58 ]

Химия для поступающих в вузы 1985 (1985) -- [ c.55 ]

Химия для поступающих в вузы 1993 (1993) -- [ c.64 ]

Учебник общей химии (1981) -- [ c.70 , c.71 ]

Общая химия в формулах, определениях, схемах (1996) -- [ c.48 ]

Общая и неорганическая химия Изд.3 (1998) -- [ c.38 , c.63 ]

Физическая химия (1978) -- [ c.385 , c.594 ]

Общая химия в формулах, определениях, схемах (0) -- [ c.48 ]

Общая химия в формулах, определениях, схемах (1985) -- [ c.48 ]

Общая химия в формулах, определениях, схемах (0) -- [ c.48 ]

Катализ в неорганической и органической химии книга вторая (1949) -- [ c.63 , c.111 , c.567 , c.568 ]

Электрохимия растворов издание второе (1966) -- [ c.184 ]

Практические работы по физической химии (1961) -- [ c.312 ]

Введение в молекулярную теорию растворов (1959) -- [ c.77 ]

Общая химия (1964) -- [ c.152 , c.178 ]

Курс химии Часть 1 (1972) -- [ c.55 ]

Радиохимия и химия ядерных процессов (1960) -- [ c.146 ]

Курс общей химии (1964) -- [ c.45 , c.49 , c.53 , c.150 , c.151 ]

Лекции по общему курсу химии (1964) -- [ c.7 ]

Краткая химическая энциклопедия Том 1 (1961) -- [ c.311 , c.317 ]

Основы биологической химии (1970) -- [ c.29 ]

Теоретические основы органической химии (1964) -- [ c.7 ]

Справочник полимеров Издание 3 (1966) -- [ c.302 , c.306 , c.599 ]

Учебник общей химии 1963 (0) -- [ c.89 , c.91 ]

Химия (1985) -- [ c.47 ]

Неорганическая химия (1978) -- [ c.58 ]

Общая химия Издание 4 (1965) -- [ c.56 ]

Химия (1982) -- [ c.35 ]

Физическая химия Том 1 Издание 5 (1944) -- [ c.9 , c.93 ]

Физическая химия Том 2 (1936) -- [ c.84 ]

Краткий справочник химика Издание 6 (1963) -- [ c.27 ]

Неорганическая химия (1969) -- [ c.29 ]

Общая и неорганическая химия (1981) -- [ c.31 ]

Валентность и строение молекул (1979) -- [ c.51 , c.53 , c.121 , c.143 ]

Физическая и коллоидная химия Издание 3 1963 (1963) -- [ c.30 ]

Квантовая механика молекул (1972) -- [ c.175 , c.176 ]

Теоретические основы общей химии (1978) -- [ c.69 ]

Строение материи и химическая связь (1974) -- [ c.30 ]

Химия Издание 2 (1988) -- [ c.46 ]

Введение в молекулярную теорию растворов (1956) -- [ c.77 ]

Неорганическая химия Изд2 (2004) -- [ c.134 , c.263 , c.287 , c.311 ]

Общая химия Изд2 (2000) -- [ c.31 ]

Органическая химия Том 1 (1963) -- [ c.55 ]

Руководство по аналитической химии (1975) -- [ c.232 ]

Краткая химическая энциклопедия Том 2 (1963) -- [ c.295 ]

Краткий справочник химика Издание 4 (1955) -- [ c.23 ]

Основы общей химии Том 2 Издание 3 (1973) -- [ c.80 , c.84 ]

Общая химия (1968) -- [ c.60 , c.75 , c.91 ]

Органическая химия Том 1 (1962) -- [ c.55 ]

Структуры неорганических веществ (1950) -- [ c.160 ]

Краткий справочник химика Издание 7 (1964) -- [ c.27 ]

Растворители в органической химии (1973) -- [ c.18 ]

Курс общей химии (0) -- [ c.26 ]

Курс общей химии (0) -- [ c.26 ]

Предмет химии (0) -- [ c.26 ]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология