Читаем Общая химия полностью

Общая химия

	I группа		II группа		V группа
Li	0,155	Be	0,113	N	0,071
Na	0,189	Mg	0,160	P	0,130
K	0,236	Ca	0,197	As	0,148
Pb	0,248	Sr	0,215	Sb	0,161
Cs	0,268	Ba	0,221	Bi	0,182

Электроны наружного слоя, наименее прочно связанные с ядром, могут отрываться от атома и присоединяться к другим атомам, входя в состав наружного слоя последних. Атомы, лишившиеся одного или нескольких электронов, становятся заряженными положительно, так как заряд ядра атома превышает сумму зарядов оставшихся электронов. Наоборот, атомы, присоединившие к себе лишние электроны, заряжаются отрицательно. Образующиеся заряженные частицы называются ионами.

Ионы обозначают теми же символами, что и атомы, указывая справа вверху их заряд: например, положительный трехзарядный ион алюминия обозначают Al³⁺, отрицательный однозарядный ион хлора — Cl^-.

Потеря атомов электронов приводит к уменьшению его эффективных размеров, а присоединение избыточных электронов — к увеличению. Поэтому радиус положительно заряженного иона (катиона) всегда меньше, а радиус отрицательно заряженного иона (аниона) всегда больше радиуса соответствующего электронейтрального атома. Так, радиус атома калия составляет 0,236 нм, а радиус иона K⁺ -0,133 нм; радиусы атома хлора и иона Cl^- соответственно равны 0,099 и 0,181 нм. При этом радиус иона тем сильней отличается от радиуса атома, чем больше заряд иона. Например, радиусы атома хром и ионов Cr²⁺ и Cr³⁺ составляют соответственно 0,127, 0,083 и 0,064 нм.

В пределах одной подгруппы радиусы ионов одинакового заряда возрастают с увеличением заряда ядра. Это иллюстрируется следующими примерами (радиусы ионов даны в нм):

	I группа		II группа		VI группа		VII группа
Li⁺	0,068	Be²⁺	0,034	O^2-	0,136	F^-	0,133
Na⁺	0,098	Mg²⁺	0,074	S^2-	0,182	Cl^-	0,181
K⁺	0,133	Ca²⁺	0,104	Se^2-	0,193	Br^-	0,196
Rb⁺	0,149	Sr²⁺	0,120	Te^2-	0,211	I^-	0,220

Такая закономерность объясняется увеличением числа электронных слоев и растущим удалением внешних электронов от ядра.

<p>34. Энергия ионизации и сродство к электрону.</p>

Наиболее характерным химическим свойством металлов является способность их атомов легко отдавать внешние электроны и превращаться в положительно заряженные ионы, а неметаллы, наоборот, характеризуются способностью присоединять электроны с образованием отрицательных ионов. Для отрыва электрона от атома с превращением последнего в положительный ион нужно затратить некоторую энергию, называемую энергией ионизации.

Энергию ионизации можно определить путем бомбардировки атомов электронами, ускоренными в электрическом поле. То наименьшее напряжение поля, при котором скорость электронов становится достаточной для ионизации атомов, называется потенциалом ионизации атомов данного элемента и выражается в вольтах.

Энергию электрона часто выражают в электрон-вольтах (эВ). 1 эВ — энергия, которую приобретает электрон в ускоряющим электрическом поле с разностью потенциалов 1В (1эВ = 1,6·10^-19 Дж; в расчете на 1 моль это соответствует энергии 96,5 кДж/моль).

Энергия ионизации, выраженная в электронвольтах, численно равна потенциалу ионизации, выраженному в вольтах.

При затрате достаточной энергии можно оторвать от атома два, три и более электронов. Поэтому говорят о первом потенциале ионизации (энергия отрыва от атома первого электрона), втором потенциале ионизации (энергия отрыва второго электрона) и т.д. По мере последовательного удаления электронов от атома положительный заряд образующегося иона возрастает. Поэтому для отрыва каждого следующего электрона требуется большая затрата энергии, иначе говоря, последовательные потенциалы ионизации атома возрастают (табл. 3).

Таблица 3. Последовательные потенциалы ионизации (в Вольтах) атомов некоторых элементов второго периода

Элемент/ потенциал	Первый	Второй	Третий	Четвертый	Пятый
Литий	5,39	75,6	122,4	-	-
Бериллий	9,32	18,2	153,8	217,7	-
Бор	8,30	25,2	37,9	259,3	340,1
Углерод	22,26	24,4	47,9	64,5	392,0

Данные табл. 3 показывают, что от атома лития сравнительно легко отрывается один электрон, от атома бериллия — два, от атома бора — три, от атома углерода — четыре. Отрыв же последующих электронов требует гораздо большей затраты энергии. Это соответствует нашим представлениям о строении рассматриваемых атомов. Действительно, у атома лития во внешнем электронном слое размещается один электрон, у атома бериллия — 2, бора — 3, углерода — 4. Эти электроны обладают более высокой эне5ргией, чем электроны предшествующего слоя, и поэтому их отрыв от атома требует сравнительно небольших энергетических затрат. При переходе же к следующему электронному слою энергия ионизации резко возрастает.

Перейти на страницу: