Для установки нажмите кнопочку Установить расширение. И это всё.

Исходный код расширения WIKI 2 регулярно проверяется специалистами Mozilla Foundation, Google и Apple. Вы также можете это сделать в любой момент.

4,5
Келли Слэйтон
Мои поздравления с отличным проектом... что за великолепная идея!
Александр Григорьевский
Я использую WIKI 2 каждый день
и почти забыл как выглядит оригинальная Википедия.
Что мы делаем. Каждая страница проходит через несколько сотен совершенствующих техник. Совершенно та же Википедия. Только лучше.
.
Лео
Ньютон
Яркие
Мягкие

Из Википедии — свободной энциклопедии

Эне́ргия иониза́ции — разновидность энергии связи или, как её иногда называют, первый ионизационный потенциал (I1), представляет собой наименьшую энергию, необходимую для удаления электрона от свободного атома в его низшем энергетическом (основном) состоянии на бесконечность.[1]

Энергия ионизации является одной из главных характеристик атома, от которой в значительной степени зависят природа и прочность образуемых атомом химических связей. От энергии ионизации атома существенно зависят также восстановительные свойства соответствующего простого вещества.

Для многоэлектронного атома существуют также понятия второго, третьего и т. д. ионизационных потенциалов, представляющих собой энергию удаления электрона от его свободных невозбуждённых катионов с зарядами +1, +2 и т. д. Эти ионизационные потенциалы, как правило, менее важны для характеристики химического элемента.[2]

Энергия ионизации всегда имеет эндоэнергетическое значение (это понятно, так как, чтобы оторвать электрон от атома, требуется приложить энергию, - самопроизвольно это произойти не может).

На энергию ионизации атома наиболее существенное влияние оказывают следующие факторы:

  1. эффективный заряд ядра, являющийся функцией числа электронов в атоме, экранирующих ядро и расположенных на более глубоко лежащих внутренних орбиталях;
  2. радиальное расстояние от ядра до максимума зарядовой плотности наружного, наиболее слабо связанного с атомом и покидающего его при ионизации, электрона;
  3. мера проникающей способности этого электрона;
  4. межэлектронное отталкивание среди наружных (валентных) электронов.

На энергию ионизации оказывают влияние также и менее значительные факторы, такие как квантовомеханическое обменное взаимодействие, спиновая и зарядовая корреляция и др.

Энергии ионизации элементов измеряется в Электронвольт на 1 атом или в Джоуль на моль.[3]

Энергии ионизации элементов.
Энергии ионизации элементов.
Энергия последовательной ионизации In (кДж/моль) атомов элементов третьего периода[4]
Элемент I1 I2 I3 I4 I5 I6 I7
Na 495,8 4564
Mg 737,7 1451 7730
Al 577,6 1817 2744 11600
Si 786,5 1577 3228 4350 16100
P 1011,8 1904 2910 4950 6270 21200
S 999,6 2253 3380 4565 6950 8490 27000
Cl 1251,2 2296 3850 5160 6560 9360 11000
Ar 1520,6 2666 3946 5770 7230 8780 12000

Энциклопедичный YouTube

  • 1/3
    Просмотров:
    6 801
    597
    4 686
  • Закономерности в периодической таблице. Энергия ионизации
  • Тесты по химии. Энергия ионизации. А13 ЦТ 2008 по химии
  • № 24. Неорганическая химия. Тема 3. Периодический закон. Часть 11. Энергии ионизации и ЭО

Субтитры

Думаю, пришло время обсудить некоторые закономерности периодической таблицы. Начнём с того, что преподают в начальном курсе химии и что включают в стандартные экзаменационные тесты. С энергии ионизации. Энергия ионизации. Это величина энергии, необходимой для того, чтобы отнять электрон у нейтрального атома. Минимальная энергия отрыва электрона... Минимальная энергия отрыва электрона. И если вы не знаете, что такое ион, то самое время объяснить это вам. Потому что это очень важно. Ион — это по сути атом или молекула. Вы знаете, молекулы — это такие сочетания атомов, связанных друг с другом. Будут ещё ролики по этим связям. У этих атомов или молекул количество протонов не совпадает с числом электронов. Из-за этого несовпадения возникает заряд. Если протонов больше, чем электронов, заряд будет положительным. Взять, например, водород. Атом водорода. Нейтральный, без заряда. Теперь отнимем у него электрон. Электрон у водорода 1. Всего 1 электрон. Если отнять электрон, останется только протон. Будет заряд +1. У электрона −1. Отняв этот электрон, мы изменили атом. Ионизировали его, отняв электрон. Итак, мы ионизировали его, отняв электрон. Такой ион, количество протонов в котором превышает количество электронов, называется катионом. Катион — положительно заряженный ион. Возможна и противоположная ситуация. Рассмотрим на примере другого элемента. Давайте возьмём хлор. Он обозначается таким способом. У атома хлора 7 валентных электронов. Почему бы не добавить 1? Это сделает атом чрезвычайно стабильным. У него будет 8 валентных электронов и отрицательный заряд. Вот отрицательно заряженный ион. Это анион. Анион. Насколько я помню, приставка «a» в большинстве случаев означает отрицание. Надеюсь я прав. Анион — отрицательный ион. Катион — его противоположность. Выходит, что энергию ионизации можно назвать энергией катионизации, ведь это именно энергия отрыва электрона. Это энергия, необходимая для превращения в катион. Вы уже знакомы с периодической таблицей. Вот она. Сама таблица содержит данные о том, какие элементы охотно отдадут электрон, а какие — не очень. Давайте по порядку, начнём с первой группы. Вот она. Мы начнём с щелочных металлов. Опустим пока водород. Давайте поговорим вот об этих. Чтобы на внешнем уровне у них оказалось 8 электронов, им проще отдать свой единственный валентный электрон. Взять, например... например, калий. У калия 1 валентный электрон на 4-м уровне. Если его отдать, будет 8 на 3-м. Он получит электронную конфигурацию аргона. И это выгодно. Эти элементы охотно отдают электроны. Для отрыва электрона им нужно очень малое количество энергии. Очень малое. Малая энергия ионизации. И причина здесь очевидна. А что здесь? Возьмём неон. Легко ли отнять его электрон? У неона всё хорошо. Он не хочет вступать в реакции, образовывать связи. Его всё устраивает, он абсолютно счастлив. А что касается электрона, неон очень не хочет его отдавать. Неон, криптон, аргон — это инертные газы. Чтобы отнять у них электроны, нужна огромная энергия. Большая энергия ионизации. По мере продвижения слева направо энергия возрастает. Эту закономерность не обязательно запоминать. Вот смотрите: у этих элементов на 1 электрон больше. У них 2 электрона. И для октета им проще отдать оба электрона. Но отдавать электрон они будут уже не так охотно, потому что щелочным металлам в этом отношении просто. Что лежит в основе этой закономерности? Этот элемент ни при каких условиях не отдаст электрон. А этот элемент близок к неону и не захочет отступать и становиться похожим на кислород. Он не отдаст свой электрон. Такая закономерность. Если запутаетесь, посмотрите на крайности. Этот элемент отдаёт электроны. А этот — отбирает. А что насчёт энергии отрыва электрона? Этот элемент сам его отдаст. А у этого и у неона его не отнять. А что по вертикали? Например, сверху вниз, в пределах группы. Мы уже знаем, что щелочные металлы охотно отдают электроны. Чем ниже, тем больше электронное облако. У нейтрального атома цезия 55 электронов, и его 55-й электрон находится гораздо дальше от ядра атома, чем 3-й электрон лития. Я повторю. Его 55-й электрон находится гораздо дальше от ядра атома, нежели 3-й электрон лития. Это 55-й электрон, который не только стремится оторваться, он ещё и гораздо слабее привязан к ядру, нежели 3-й электрон лития. Чем ниже элемент в группе, тем больше атом и тем дальше электроны от ядра. Их становится гораздо проще оторвать. Верно? И энергия ионизации снижается. Хотя ксенон не хочет отдавать свои электроны, ему приходится тяжелее, чем неону. Выходит, что энергия ионизации, необходимая для отрыва электрона, растёт снизу вверх. Итак, энергия ионизации, необходимая для отрыва электрона, растёт снизу вверх. Это совсем не обязательно запоминать. Это может пригодиться на экзамене, но потом вы и не вспомните, например, у кого энергия ионизации выше: у цезия или фтора. Если вы посмотрите на периодическую таблицу, то увидите, что у цезия всего 1 электрон, который он отдаст. Он очень далёк от ядра атома. 55-й электрон очень легко потерять. А фтору к своим 9 электронам нужен всего 1, чтобы стать неоном. А неон стабилен. У него полный октет электронов. Они близки к ядру и сильно притягиваются к протонам ядра. Эти электроны не отобрать. Если говорить об энергии отрыва, у цезия она очень низкая, у гелия — очень высокая. Такова закономерность. Она всего лишь выражает готовность элемента отдавать электроны. Отдавать свои электроны или же удерживать их. А вот то, что я взял из Википедии. Это реальные значения энергии ионизации. Людям нравятся такие графики. Не уверен, что они их понимают, но такие графики пользуются популярностью. Они соответствуют периодической таблице. С увеличением числа протонов в атоме и соответствующим увеличением числа электронов наблюдается периодическая зависимость энергии ионизации. Это водород. Его энергия ионизации около 13,5 электрон-вольт. Это единица энергии. Их можно перевести в джоули. Гелий намного стабильнее. Чтобы отнять его 2-й электрон, нужно почти вдвое больше энергии. Продолжим. После гелия, вот в этой точке, будет литий. Литий. Порядковый номер — 3. Я запишу. Это литий. Чтобы отнять электрон у лития, нужно всего 5 электрон-вольт. Вдвое меньше, чем для водорода. По мере продвижения по таблице вправо энергия ионизации растёт. С такими зазубринами. О них мы ещё будем говорить. Энергия ионизации растёт по направлению к неону. У неона она высокая. Неон — инертный газ, он стабилен. Следующий идёт натрий. Вы знаете, что у натрия легко отнять электрон. Энергия ионизации падает. Она становится ниже, чем даже у лития. И так везде. Здесь инертные газы. Лучше я, давайте, передвину экран. Вот таким образом. Гелий. Почти невозможно отнять электрон. Неон. Сложно, но проще, чем у гелия. Это потому, что атом неона больше, и электроны находятся дальше от ядра. Аргон. То же самое, и вот что интересно: энергия ионизации почти такая же, как у водорода. Криптон. То же самое. Электрон отнять тяжело, но сделать это не сложнее, чем у водорода. Далее, ксенон. А правее всех — радон... радон. Вы спросите, почему такое большое расстояние. Вспомните периодическую таблицу. После аргона идёт блок d-элементов. Обратите внимание: здесь только s- и p-элементы. Внезапно появляются d-элементы. Больше подуровней нужно заполнить. А перед радоном заполняется уже f-подуровень. Перед радоном заполняется f-подуровень. Именно по этой причине расстояние настолько возрастает. Здесь применяются общие закономерности. Чем правее элемент в таблице, тем сложнее отнять его электрон, потому что атом стремится к октету. Особенно сложно — у инертных газов. А вот щелочные металлы охотно отдают электрон, чтобы получить конфигурацию неона. Но даже инертные газы подвержены снижению энергии ионизации с увеличением радиуса атома, иными словами, при движении по таблице в направлении вниз. Так что валентные электроны радона держатся слабее, чем валентные электроны гелия. Ну вот и всё об энергии ионизации. В следующем ролике я расскажу о металлических свойствах и электроотрицательности. Subtitles by the Amara.org community

См. также

Сродство к электрону

Примечания

  1. 34. Энергия ионизации и сродство к электрону.. alnam.ru. Дата обращения: 14 сентября 2018.
  2. Энергия ионизации атома. itchem.ru. Дата обращения: 14 сентября 2018.
  3. Энергия ионизации - Общая и неорганическая химия. chemiday.com. Дата обращения: 14 сентября 2018.
  4. Ахметов Н. С. Актуальные вопросы курса неорганической химии. — М.:Просвещение, 1991. — 224 с. ISBN 5-09-002630-0. 36

Ссылки

Эта страница в последний раз была отредактирована 24 сентября 2020 в 20:35.
Как только страница обновилась в Википедии она обновляется в Вики 2.
Обычно почти сразу, изредка в течении часа.
Основа этой страницы находится в Википедии. Текст доступен по лицензии CC BY-SA 3.0 Unported License. Нетекстовые медиаданные доступны под собственными лицензиями. Wikipedia® — зарегистрированный товарный знак организации Wikimedia Foundation, Inc. WIKI 2 является независимой компанией и не аффилирована с Фондом Викимедиа (Wikimedia Foundation).