Радіальне відстань від ядра до максимуму зарядовим щільності зовнішнього, найбільш слабо пов'язаного з атомом і покидає його при іонізації, електрона;
Міра проникаючої здатності цього електрона;
Межелектронного відштовхування серед зовнішніх (валентних) електронів.
На енергію іонізації впливають також і менш значні чинники, такі, як квантовомеханічної обмінна взаємодія, спінова і зарядова кореляція і ін.
Енергії іонізації елементів вимірюється в Електронвольт на 1 атом або в Джоуль на моль.
Енергією спорідненості атома до електрона, або просто його спорідненістю до електрону (# 949;), називають енергію, що виділяється в процесі приєднання електрона до вільного атома Е в його основному стані з перетворенням його в негативний іон Е (спорідненість атома до електрона чисельно одно, але протилежно за знаком енергії іонізації відповідного ізольованого однозарядного аніона).
Спорідненість до електрону висловлюють в килоджоулях на моль (кДж / моль) або в електронвольтах на атом (еВ / атом).
На відміну від іонізаційного потенціалу атома, що має завжди ендоенергетіческое значення, спорідненість атома до електрона описується як екзоенергетіческімі, так і ендоенергетіческімі значеннями (див. Табл.).
Залежність спорідненості до електрону атома від атомного номера елемента (екзоеффект вказано зі знаком мінус, ендоеффект зі знаком плюс)
Таблиця 1 Енергія спорідненості деяких атомів до електрона, еВЕлемент # 949; елемент # 949; елемент # 949;
Найбільшою спорідненістю до електрону мають p-елементи VII групи. Найменша спорідненість до електрону у атомів з конфігурацією s2 (Be, Mg, Zn) і s2p6 (Ne, Ar) або з наполовину заповненими p -орбіталямі (N, P, As):
Таблиця 2 Li Be B C N O F Ne
Електронна конфігурація s1 s2 s2p1 s2p2 s2p3 s2p4 s2p5 s2p6
# 949 ;, еВ -0,59 0,19 -0,30 -1,27 0,21 -1,47 -3,45 0,22
Невеликі розбіжності в цифрах між табл. 1 і табл. 2 обумовлені тим, що дані взяті з різних джерел, а також похибкою вимірювань.
Електронегативність (# 967;) - фундаментальне хімічне властивість атома, кількісна характеристика здатності атома в молекулі зміщувати до себе загальні електронні пари.
Сучасне поняття про електронегативність атомів було введено американським хіміком Л. Полінгом. Л. Полінг використовував поняття електронегативності для пояснення того факту, що енергія гетероатомних зв'язку A-B (A, B - символи будь-яких хімічних елементів) в загальному випадку більше середнього геометричного значення гомоатомних зв'язків A-A і B-B.
Перша і широко відома шкала відносних атомних електронегативності Полінга охоплює значення від 0,7 для атомів франція до 4,0 для атомів фтору. Фтор - найбільш електронегативний елемент, за ним слід кисень (3,5) і далі азот і хлор (3,0). Активні лужні і лужноземельні метали мають найменші значення електронегативності, що лежать в інтервалі 0,7-1,2, а галогени - найбільші значення, що знаходяться в інтервалі 4,0-2,5. Електронегативність типових неметалів знаходиться в середині загального інтервалу значень і, як правило, близька до 2 або трохи більше 2. Електронегативність водню прийнята рівною 2,1. Для більшості перехідних металів значення електронегативності лежать в інтервалі 1,5-2,0. Близькі до 2,0 значення електронегативності важких елементів головних підгруп. Існує також кілька інших шкал електронегативності, в основу яких покладені різні властивості речовин. Але відносне розташування елементів в них приблизно однаково.
11.Хіміческая зв'язок - явище взаємодії атомів, обумовлене перекриванням електронних хмар зв'язуються частинок, яке супроводжується зменшенням повної енергії системи.
Поляризація хімічного зв'язку - асиметрія (зміщення) електронної щільності, що зв'язує молекулярної орбіталі ковалентного зв'язку.
Якщо атоми, що утворюють ковалентний зв'язок, однакові і несуть однакові або близькі по електронегативності заступники, розподіл електронної площині симетрично відносно площини, перпендикулярної зв'язку і перетинає зв'язок на рівних відстанях від атомів; такі зв'язки називають неполярними.
У разі, коли атоми, що утворюють ковалентний зв'язок різні (C-F, O-H) або несуть різні заступники (H3C-CN, H3CC-CF3), електронна щільність зміщується в бік більш електронегативного атома; такі зв'язки називаються поляризованими (полярна зв'язок).
Полярна зв'язок - хімічний зв'язок, що володіє постійним електричним дипольним моментом внаслідок неспівпадання центрів тяжіння негативного заряду електронів і позитивного заряду ядер. Більшість ковалентних, а також донорно-акцепторні зв'язки є полярними. Молекули з полярної зв'язком зазвичай набагато більш реакційноздатні, ніж неполярні молекули. Полярність зв'язку не слід ототожнювати з полярністю молекул, яка залежить також від геометричного розташування атомів в молекулі. Поляризація зв'язків вносить істотний внесок в електричний дипольний момент молекули.
Дипольний момент поляризованої пристроїв може призвести до поляризацію сусідніх зв'язків в молекулі (індуктивний або I-ефект), однак такий ефект швидко слабшає по ланцюгу # 963; -зв'язків. У разі наявності в молекулі системи сполучених π-зв'язків можливо сильний вплив мезомерного або M-ефекту делокалізації електронів на поляризацію зв'язку - аж до звернення поляризації. В якості ілюстрації такого впливу можна привести розподіл електронної щільності в молекулах піролідину і пиррола: якщо в першому випадку дипольний момент складає 1.6 D і спрямований до більш електронегативного атома азоту, то в другому - 1.8 D і спрямований від азоту до циклу.
ПОЛЯРИЗАЦІЯ в електрохімії, відхилення значення електродного потенціалу від рівноважного при пропущенні електричні. струму. Величина поляризації залежить від щільності струму i, тобто сили струму, віднесеної до одиниці пов-сті електрода, і зазвичай тим більше, чим більше i. При одному і тому ж значенні i поляризація залежить від природи електрода і типу протікає на його пов-сті р-ції, складу розчину, т-ри та ін. Факторів і може коливатися від часток мВ до дек. В. Знак поляризації залежить від напрямку протікання струму і при зміні напрямку змінюється на зворотний.
дипольний момент - векторна фізична величина, що характеризує, поряд з сумарним зарядом (і рідше використовуються вищими мультипольного моментами), електричні властивості системи заряджених частинок (розподілу зарядів) в сенсі створюваного нею поля і дії на неї зовнішніх полів. Головна після сумарного заряду і положення системи в цілому (її радіус-вектора) характеристика конфігурації зарядів системи при спостереженні її видали.
Еханізм освіти зв'язку
Ковалентний зв'язок може бути утворена шляхом усуспільнення електронів двох нейтральних атомів (обмінний, або рівноцінний механізм утворення зв'язку). Наприклад, для зв'язку Н-Н:
Така ж ковалентний зв'язок Н-Н виникає при усуспільнення електронної пари гідрид-іона Н катионом водню Н + (донорно-акцепторні, або координаційний механізм утворення зв'язку):
Катіон Н + - акцептор, а аніон Н - донор електронної пари.
Аналогічним чином при утворенні ковалентного зв'язку між атомом азоту молекули аміаку NH3 і катіоном водню H + атом азоту - донор, а катіон водню - акцептор електронної пари. У образующемся катіоні амонію NH4 + всі чотири зв'язку N-H рівноцінні (однакові), і вже не можна вказати той атом водню, який був акцептором при утворенні ковалентного зв'язку.
Ступінь окислення азоту і в молекулі аміаку, і в катіоні амонію однакова і дорівнює -III.
КРАТНІСТЬ ЗВ'ЯЗКУ - число електронних пар, обобществлённих двома сусідніми атомами молекули в результаті ковалентного хімічного зв'язку. Так, в молекулі етану Н3С-СН3 зв'язок С-С одинарна, К. с. дорівнює одиниці (одна загальна пара електронів); в молекулі етилену Н2С = СН2 зв'язок С = С подвійна, К. с. дорівнює двом (дві - пари обобществлённих електронів); в молекулі ацетилену НССН потрійний зв'язок з трьома обобществлённимі парами електронів. Чим вище К. с. тим, як правило, менше її довжина і вище міцність. Пор. довжина зв'язку С-С в органічних. з'єднаннях 0,154 нм, С = С - 0,133 нм і СС - 0,121 нм. Міцність зв'язку відповідно вище у зв'язку СС.
К. с. не завжди виражається цілим числом. Так, в молекулі бензолу С6Н6 всі зв'язки вуглець = вуглець однакові і довжини їх дорівнюють 0,140 нм. Вважається, що К. с. З-С в молекулі бензолу дорівнює 1,5. У металлоор-Ганич. і комплексних з'єднаннях К. с. виражається дробовим числом, а іноді і зовсім не піддається однозначному визначенню. В. Г. Дашевський.