Г.Б. Бокий - Кристаллохимия (1157627), страница 35
Текст из файла (страница 35)
Обычно энергию ионизации измеряют з электронвольтах, а саму энергию з этом случае называют потенциалом понизацни, причем энергию конкзапии самого внешнего электрона называют первым потенциалом иокпзации, следующего электрона— вторым потенциалом ионизации и т. д. В качестве примера приведем первые четыре потенциала ионизации атома алюминия: 5,98, 18,8; 28,5 и 120,0 эв, Обращает на себя внимание резкое возрастание потенциала ионизации для отрыва электрона от устойчивой заполненной восьмиэлектрокной оболочки. В табл. 19 приведены первые потенциалы ионизации элементов.
На рис. 214 онн изображены графически. Из графиков отчетливо видна связь величины первого потенциала ионизацпи с положением элемента в периодической системе. Атомы способны принять на внешнюю оболочку один или несколько дополнительных электронов. При этом атом превращается в отрицательный ион, называемый также анионом.
У разных атомов такой процесс происходит с поглощением или выделением энергии, Величина этой энергии называется энергией сродства атома к электрону. Энергия сродства к первому присоединяющемуся электрону у многих атомов положительна (т. е. присоединение про- ТАВ 1ИЦА 19 Первые потенциалы ионизация атомов з потзнциаыя иоиизацав, зз Потенциаи иониэацин, м Потенциаи ионизации, м Потзвциа ионвзации, м Атом Атом Атом Атом ЯЬ Те Хе 8,639 9,01 10,454 12,127 Рг На Аг ТЬ Ра С 3,98 5,277 6,86 6,95 6,08 МЯ А1 Я1 Р Я С1 Аг 7,644 5,984 8,149 10,484 10,357 13,01 15,755 К Са Бс Т1 т' Ст Рйп 4,339 6,111 8,54 8,82 8,74 6,764 7,432 ' По енрааочнаит «Энергии рззрыаа аимнчеониа оаяаеа.
Потенциалы иовиэацви и ороцотао н заем ронт», м., изц- о АН СССР, Ьое Ге Со ЬН Си Еп Са Се Ая Бе Ят Кг НЬ Ят з' Ег ХЬ Ьмо То кц кь РВ АЯ СВ 1и Бц 7,87 7,633 7,724 9,391 6,00 9,81 9,75 11,84 13,996 4,176 5,692 6,38 6,84 7,10 7,28 7,364 7,46 8,33 7,574 8,991 5,785 7,342 Ся Яа Еа Се Рг КВ Рш Яш Ец СВ ТЬ Пу Но Ег Ти т'Ь 1л Н1 Та % Ке 3,893 5„210 5,61 6,9 5,76 6,3 5,6 5,67 6,18 8,7 6,8 6,08 6,14 6,2 В,15 7 7,88 7,98 7,87 Оя 1г Ря Ац НЯ Т1 РЬ В! Ро АС кв 8,7 9,0 9,22 10,43 6,106 7,415 7,287 8,43 9,2 10,746 овциалов ких элемеп- »р зг .»с»ам»»»с на»»ари тав лица зо Эиергии сродства некоторых атомов к первому электрону о По спрааочииит»зксргии раарыаа ааыичсских салага. Пстскцвалы иовиаации и срокстао к слсктровтк М., мак-ао АН СССР, 1ЗС2 г, 168 исходит с выделением энергии) . Но присоединение второго электрона, как правило, требует затраты энергии, т.
е. энергия сродства в этом случае отрицательна. В табл. 20 приведены энергии сродства некоторых атомов к первому электрону. Следует обратить внимание, что у некоторых атомов металлов Ь-подгрупп периодической системы энергия сродства достигает значительной величины. 4. Основные целочисленныесоотношения в химии. Открытие периодиче- ского закона химических элементов явилось в известном смысле обобщением многих целочисленных соотношений в химии. Зги соотношения подготовили почву для открытия закона, легли в его основу и благодаря ему же получили новое освещение и обоснование.
Среди ряда понятий химии, в которых проявляются целочисленные закономерности, важнейшим является понятие валентности. Под валентностью данного химического элемен- та подразумевается число атомов Н, которое необходимо для образования с одним атомом рассматриваемого элемента химического соединения или для замещения атома этого элемента в химическом соединении. Введению в химию понятия валентности (Франкланд, 1853 г.) предшествовало открытие других целочисленных соотношений.
В полемике с Бертоле (1801 — 1807 гг.) Пруст сформулировал закон постоянства состава химических соединений. В период 1803 — 1808 гг. Дальтон ввел понятие эквивалентов, т. е. весовых количеств элементов, соединяющихся с одной весовой частью водорода, и сформулировал закон кратных отношений. В 1808 г. Гей-Люсак, изучая химические реакции между газами, открыл, что объемы полученных газов относятся к объемам исходных газов как простые целые числа (закон объемных отношений). В последующие годы гипотеза Авогадро (1811 г.), электрохимическая теория Берцелиуса (1845 г.) и работы Канниццаро (1840 — 1860 гг.) привели к понятиям молекулярных и атомных весов и позволили сформулировать понятие валентности.
Определение валентности большинства химических элементов позволило обоснованно интерпретировать формулы существующих химических соединений, число которых в~ настоящее время составляет уже несколько миллионов. В этом и заключается огромное значение понятия валентности. Однако уже из работ Берцелиуса и Канниццаро следовало, что одной и той же валентности какого-либо элемента следует приписать различный электрохимический характер в разных химических соединениях.
Так, например, роль водорода в соединениях типа г(аН, Нз, НтО и НС1 существенно различна. В первом соединении он проявляет себя как отрицательный ион (Р)а+ Н ), в последнем соединении — как положительный ион (Н+С1-, по аналогии с Ха+С1 ), во втором и третьем же сое- динениях приписать атому водорода какой-либо заряд невозможно. Это обстоятельство показывает, что число, характеризующее валентность элемента, еще недостаточно, чтобы полностью охарактеризовать способность атома к образованию химических связей с атомами других химических элементов. В последние годы эту способность стали характеризовать несколько по-иному, хотя название для характеристики оставили прежнее — валентность. Чтобы новое содержание понятия валентности можно было бы отличить от старого, в котором главным образом подчеркивалась целочисленность связей, для старого понятия стали пользоваться термином формальная валентноеть.
В главе Х 1 1 мы уже указывали, что неувязки в теории валентности привели первоначально к разграничению типов химической связи, а в дальнейшем — к развитию теории валентности именно по линии теории химической связи. В заключение этого раздела еще отметим, что высшая формальная валентность большинства химических элементов равна номеру группы периодической системы, в которой этот элемент находится. Д. И. Менделеев называл зту валентность элементов их характеристической валентностью. й и.
Иеямвя оваэь 1. Понятие ионной связи. Тот факт, что инертные (благородные) газы в обычных условиях почти не способны вступать в химические соединения, говорит о большойустойчивости наружных электронных оболочек атомов этих элементов. Наружная оболочка атома гелия содержит два электрона, у атомов остальных инертных газов наружная оболочка содержит по восьми электронов. Исследование электронной структуры атомов в химических соединениях показывает, что в ряде случаев электронная структура у них анало- 1)орргггип ельньгй пирра Яра гдд ЯЬТ ВВ Хе 36 и 'ь г,е иь СЕВ Вг Ц НеВеС 0 не Мдк Е Яг СаТТ Сг Ге а.
Хпдеде КгагЕгка ВЯРВСадпТеХе Ва 170 Рнс. 21б. Элоктронные оболочки элементов в наиболее обычных валонтвых состоя- ниях гичпа электронной структуре атомов инертных газов. Такие атомы в соединениях находятся в виде ионов,приобретая или теряя электроны, в результате чего их наружная оболочка содержит число электронов, соответствующее наиболее устойчивому электронному состоянию. Наиболее часто при этом встречаются анионы и катионы с наружной оболочкой иэ восьми электронов, реже — из 18 электронов. Число потерянных или приобретенных электронов характеризует валеитность атома в данном соединении. Такая связь иллюстрирована ка рис.
215. Процесс образования из атомов различных химических элементов соединения с таким типом связи по существу может быть разбит на два этапа: 1) образование из нейтральных атомов положительных и отрицательных ионов и 2) притяжение разноименных ионов с образованием прочного химического соединения.
Основы изложенных выше представлений были развиты Косселем (1916 г.), а соответствующая химическая связь была названа ионной (или полярной) связью. Межатомные расстояния в ионных кристаллах определяются уравновешиванием сил притяжения между анионами и катионами и сил отталкивания между их эчектронными оболочками. Изучение структур ионных кристаллов укавывает на ненаправленность ионных связей и на ненасыщаемо оть их. Каждый ион стремится окружить себя максимальным количеством ионов противоложного знака. Ото число определяется соотношением размеров ионов, а не их химическими свойствами (см.
![](https://s.studizba.com/z.php?f=/templates/si/i/noavatar.png&w=100&h=100&t=1"){kind=avatar}
