Читайте также:
|
Химическая активность элемента определяется способностью его атомов терять или приобретать энергию. Количественно это оценивается энергией ионизации Е I (или потенциалом ионизации) и его сродством к электрону Е А.
1. Энергия ионизации Е I[кДж/моль] − это энергия, необходимая для полного удаления электрона из нейтрального газообразного атома в его основном состоянии без сообщения электрону его кинетической энергии.
Значение Е I всегда является положительным. Например, энергия ионизации атома водорода:
Н (г) = Н+ (г) + ē ∆r H = 1312,1 кДж/моль
равна изменению энтальпии в этом процессе Е I = ∆r H и представляет собой переход с 1 s -АО на АО с n = ∞, которой отвечает величина Е ∞ = 0.
Е I является мерой восстановительной способности атома, молекулы. Чем больше Е I, тем меньше восстановительная способность атома.
У многоэлектронных атомов различают первую (Е I1), вторую (Е I2), третью (Е I3) и т.д. энергии ионизации, т.е. существует столько энергий ионизаций, сколько электронов в атомах. Но при этом всегда Е I1 < Е I2 < Е I3 , так как дальнейший отрыв электронов сопровождается перестройкой электронной структуры.
Наименьшее напряжение электронного поля, при котором происходит отрыв электрона, называется потенциалом ионизации I (ионизационным потенциалом). Численное значение I в вольтах равно энергии ионизации в электрон-вольтах. Отрыву первого электрона соответствует первый потенциал ионизации I 1 и т.д., при этом I 1< I 2< I 3 и т.д. I является сложной функцией заряда ядра, радиуса атома, конфигурации внешних электронных оболочек.
Закономерности изменения Е I:
а) внутри одной группы Е I уменьшается сверху вниз с увеличением размеров атомов;
б) внутри одного периода Е I увеличивается слева направо, так как увеличивается заряд ядра.
Максимальное значение Е I наблюдается у благородных газов, так как они имеют устойчивую электронную конфигурацию ns 2 np 6; минимальной значение Е I − у щелочных металлов (отдают легко свой внешний электрон, превращаясь в замен в устойчивые оболочки благородных газов).
При ионизации в первую очередь отрываются те электроны, которые требуют для этого наименьшую энергию (исключение составляют переходные элементы,− у них сначала отрываются два ns -электрона, а не (n −1) d - и (n−2) f -электроны).
Наблюдаются и отклонения в монотонном увеличении Е I по периоду между элементами IIА и IIIА групп (здесь меняется тип орбитали за ns 2 идет np 1), VА и VIА (например, у азота N максимальное число неспаренных электронов 3,− наполовину заполнены р -орбитали, поэтому более устойчив атом и энергия ионизации его выше, чем у кислорода О). Это так называемые вторичные максимумы, наблюдаемые у элементов IIА и VА групп и связанные с образованием устойчивых полностью или наполовину заполненных оболочек. У Zn, Cd, Hf тоже максимумы Е I, связанные с полностью заполненными d -орбиталями.
2. Сродство к электрону Е А.
Электроны в атомах удерживаются полем ядра. Это поле может притягивать электроны, не принадлежащие данному атому с образованием отрицательно заряженных ионов. Способность атома образовывать отрицательно заряженные ионы характеризуется сродством к электрону.
Е А − это энергия, выделяемая или поглощаемая при присоединении электрона к нейтральному атому, находящемуся в газообразном состоянии с образованием отрицательно заряженного иона. Например,
F(г) + ē = F−(г) Е А = −345,7 кДж/моль; Е А = ∆r H.
Сродство к электрону численно равно, но противоположно по знаку энергии ионизации отрицательно заряженного иона. Например,
F−(г) = F(г) + ē Е I = +345,7 кДж/моль; Е I = ∆r H.
Если при присоединении электрона к атому энергия выделяется, то говорят о положительном сродстве к электрону и наоборот.
В целом последовательность изменения Е А атомов такая же как для Е I. Максимальное сродство к электрону наблюдается у галогенов (присоединяя электрон, они приобретают завершенную оболочку благородных газов). Исключения: Е А(F) < Е А(Cl).
Сродство к двум и более электронам всегда отрицательная величина, поэтому такие ионы (O2−; S2−;N3−) в свободном состоянии существовать не могут.
3. Электроотрицательность (χ, х, эо) − условная величина, характеризующая способность атома в химическом соединении притягивать к себе электроны.
Имеется более 20 шкал электроотрицательности.
а) Шкала электроотрицательности по Малликену
Для решения вопроса, какой атом легче отдает или присоединяет электрон, он предложил учитывать и энергию ионизации Е I и сродство к электрону Е А данного атома, и электроотрицательностью называть полусумму последних величин:
χ = ½(Е I + Е А).
Из двух атомов тот легче присоединяет электрон, который имеет большую электроотрицательность (χ по Малликену в 2,8 раз больше χ по Полингу).
б) Шкала электроотрицательности по Полингу
Полинг рассматривал электроотрицательность как способность атома принимать участие в образовании ковалентной связи, притягивать (оттягивать) обобществленную пару электронов. Самому электроотрицательному атому − F он приписывал электроотрицательность, равную 4. Остальные элементы имеют меньшую электроотрицательность. Элементу нельзя приписывать постоянную электроотрицательность, она зависит в составе какого ковалентного соединения мы рассматриваем атом. Например, в Cl2, NaCl, CCl4, PCl5 хлор обладает неодинаковыми свойствами.
в) Шкала электроотрицательности по Олреду-Рохову
За величину электроотрицательности они принимают величину электростатической силы, действующей на электрон
χ = F = 
(z − s) = 
,
где r − ковалентный радиус; е − заряд электрона; z − заряд ядра; s − постоянная экранирования; z эф − эффективный заряд
χ = 0,359 
+ 0,744.
г) Шкала электроотрицательности по Сандерсону
Она основана на учете относительной электронной плотности. χ не является постоянной характеристикой элемента и зависит от его валентного состояния и окружения.
Закономерности изменения χ:
|
|
|
 |
Дата добавления: 2015-01-05; просмотров: 274 | Поможем написать вашу работу | Нарушение авторских прав |