ФЕДЕРАЛЬНОЕ АГЕНТСТВО СВЯЗИ

ПОВОЛЖСКАЯ ГОСУДАРСТВЕННАЯ АКАДЕМИЯ ТЕЛЕКОММУНИКАЦИЙ И ИНФОРМАТИКИ

КАФЕДРА ФИЗИКИ

Проект на правах рукописи

Г.Н. Гончарова, Т.Н. Картавых

МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ К ЛАБОРАТОРНЫМ РАБОТАМ ПО КУРСУ «ХИМИЯ»

Рекомендовано УМО по образованию в области телекоммуникаций в качестве учебного пособия для студентов высших учебных заведений, обучающихся по направлениям подготовки бакалавров и магистров

550400 (210400) – Телекоммуникации

и подготовки дипломированных специалистов

654400 (210400) – Телекоммуникации

Самара

2007

УДК 54

Рецензенты

доктор технических наук, профессор Ю.М. Сподобаев

Гончарова Г.Н.

Методические указания к лабораторным работам по курсу «Химия» / Г.Н. Гончарова, Т.Н. Картавых. – Самара: Изд-во ПГАТИ, 2007. – 56 с.

Настоящие методические указания разработаны для проведения лабораторных работ по химии с учетом специфики обучения студентов по направлениям подготовки бакалавров и магистров 550400 (210400) – Телекоммуникации и подготовки дипломированных специалистов 654400 (210400) – Телекоммуникации. Методические указания содержат теоретическую часть и инструкции к выполнению лабораторных работ с использованием компьютерной программы

УДК 54

Гончарова Г.Н., Картавых Т.Н., 2007

Введение

В связи со все возрастающей компьютеризацией проведение лабораторных работ по химии для студентов академии с использованием компьютерных программ, демонстрирующих химические опыты, представляется целесообразным. Компьютерная программа по химии помимо развития практических навыков работы на персональном компьютере, дает возможность для самостоятельного и дистанционного обучения, что важно не только для студентов дневного отделения, но и для студентов заочной и дистанционной формы обучения.

Методическое пособие, содержащее необходимую теоретическую часть, создает возможность выполнения лабораторных работ на компьютере в домашних условиях. Аудиторное время занятий более полно может быть использовано для более основательного разбора теоретических основ химических процессов.

Лабораторные работы охватывают основные свойства химических элементов периодической системы Д.И. Менделеева по группам и подгруппам, также изучается электронное строение атомов и типы химических связей на примерах молекул некоторых веществ, наблюдаются и изучаются процессы электролиза.

В теоретической части содержатся некоторые основные понятия и представления, являющиеся общими для различных дисциплин естественно научного направления.

Лабораторная работа № I

Изучение свойств водорода

1. Цель работы

1. Познакомиться с электронным строением атома водорода, молекулы , , .

2. Изучить реакции получения водорода в лабораторных условиях.

3. Изучить окислительно-восстановительные реакции на примере взаимодействия йодида калия и перманганата калия с перекисью водорода.

2. Контрольные вопросы

1. Как получают водород в промышленности и в лаборатории? Привести уравнения реакций.

2. Описать строение молекулы водорода.

3. Описать строение молекулы воды.

4. Указать способы получения пероксида водорода. Описать строение молекулы .

5. Какие реакции называются окислительно-восстановительными? Дайте определения окислителям и восстановителям.

6. Какие степени окисления может принимать водород в реакциях?

7. До каких продуктов может быть окислена вода:

а) до и ; б) до ; в) до ?

8. Составить уравнения полуреакций окисления и восстановления для следующих реакций и определить, в каких случаях водород служит окислителем, а в каких – восстановителем:

а) ;

б) ;

в) ;

г) .

3. Содержание работы и методические указания к ее выполнению

На «рабочем столе» ПК найдите значок программы «1C: Химия». После загрузки программы, найдите вкладку «Альбом» / «Водород».

1. Изучить строение атома водорода, молекулы , , .

1.1. Зарисовать атом водорода.

1.2. Зарисовать электронное строение, геометрию и структуру молекулы водорода.

1.3. Зарисовать геометрию и структуру молекулы перекиси водорода.

1.4. Зарисовать электронное строение, геометрию и структуру молекулы воды.

1.5. Перечислите изотопы водорода.

1.6. Зарисовать структуру льда, изучить водородные связи.

2. Наблюдать проведение следующих опытов и записать уравнения реакций.

2.1. Взаимодействие цинка с соляной кислотой, в результате которой выделяется водород. При нагревании реакция ускоряется, при охлаждении замедляется.

2.2. Взаимодействие цинка с гидроксидом натрия. Водород выделяется только при нагревании.

2.3. Взаимодействие йодида калия с перекисью водорода. Выделяется йод.

2.4. Взаимодействие перекиси водорода с перманганатом калия в щелочной среде. Если прилить к перманганату калия раствор перекиси водорода, реакция не происходит. При добавлении гидроксида натрия перманганат калия восстанавливается.

2.5. Взаимодействие сульфида свинца с перекисью водорода. Перекись водорода окисляет сульфид свинца и образуется белый осадок сульфата свинца.

2.6. Взаимодействие натрия с водой. Спиртовой раствор фенолфталеина используется в качестве индикатора. Идет бурная реакция с выделением водорода.

2.7. Промышленные методы получения водорода.

2.7.1. Конверсия метана.

2.7.2. Неполное окисление метана.

2.7.3. Конверсия оксида углерода (II).

3. В каждой окислительно—восстановительной реакции проставить степени окисления и записать полуреакции.

4. Написать названия соединений в химических реакциях.

Приложение

Химия водорода

1. Распространение в природе.
2. Физико-химические свойства. Получение.
3. Применение. Токсикология.

1. Распространение. Природу водорода как особого газа впервые установил Кавендиш в 1766 г.

Водород принадлежит к распространенным в природе элементам. Он входит в состав воды, глины, каменного и бурого угля, нефти, во все животные и растительные организмы. В свободном состоянии водород встречается редко (в вулканических и природных газах). Водород – самый распространённый элемент космоса: он составляет до половины массы Солнца и большинства звёзд. Гигантские планеты солнечной системы Юпитер и Сатурн в основном состоят из водорода. Он присутствует в атмосфере ряда планет, в кометах, в газовых туманностях, в межзвёздном газе.

Его кларк равен 1%.

Кларк - относительная распространенность (в массовых долях, выраженная в %) элемента в таких составных частях Земли, как ее каменная кора глубиной до 16 км от уровня моря, воды океанов, морей, озер и рек, воздушная оболочка высотой до 50 км (граница стратосферы).

Водород не принадлежит ни к одной из групп периодической системы. Он обнаруживает те или иные физико-химические свойства, сходные с элементами почти всех А-групп. Атом водорода по сравнению со всеми остальными элементами имеет самую простую электронную конфигурацию - один электрон на одной s-АО. Основная особенность водорода заключается в том, что в отличие от всех других элементов (кроме гелия) в его атоме валентный электрон находится непосредственно в сфере действия атомного ядра – у него нет промежуточного слоя. Положительно заряженный ион водорода представляет собой элементарную частицу протон.

Особенность строения электронной оболочки атома водорода не позволяет однозначно решить, в какой группе периодической системы он должен находиться. Действительно, если исходить из числа валентных электронов его атома, то водород должен находиться в первой группе, что подтверждается также сходством спектров щелочных металлов и водорода. Со щелочными металлами сближает водород и его способность давать в растворах гидратированный положительный однозарядный ион (р). Однако в состоянии свободного иона (г) – протона – он не имеет ничего общего с ионами щелочных металлов.

Согласно теоретическим представлениям при огромных давлениях водород должен переходить в металлическое состояние. В этих условиях должно происходить превращение молекулярного водорода в атомный и должна образовываться кристаллическая решетка, в узлах которой находятся протоны, а электроны становятся общими для всего кристалла; такой кристалл должен обладать металлической проводимостью. Но энергия ионизации атома водорода намного больше энергии ионизации атомов щелочных металлов.

Если же исходить из того, что для завершения внешнего электронного слоя атому водорода не хватает одного электрона, то водород следует поместить в VII группу. Атомы водорода, как и атомы галогенов, характеризуются высокими значениями ионизации.

Размещение водорода в I или VII группе таблицы в значительной мере условно.

Водород, встречающийся в природе, является смесью двух изотопов: - протия (99,984%) и (или )- дейтерия (0,016%). Радиоактивный изотоп - тритий или постоянно образуется в верхних слоях атмосферы под действием нейтронов космических лучей на атомы азота и некоторых других газов. В природных водах содержание трития не превышает 1-150 атомов на 1018 атомов протия.

В виде простого вещества (молекул ) он встречается только на очень больших высотах, где находятся частично в атомарном, а частично в ионизированном состоянии (, ). Среднее содержание вблизи земной поверхности составляет всего 510-5%.

Наиболее важные соединения водорода в природе вода, углеводороды и другие органические вещества.

2. Физико - химические свойства. Водород – газ без цвета, вкуса и запаха. Во всех трех агрегатных состояниях он находится в виде молекул . Его температура плавления – 259,20С, кипения – 252,80С. Растворимость в 1л воды при 250С составляет 0,0175 л (при 0С и 0,1 МПа). Плотность водорода по отношению к воздуху равна 0,06952. В обычных условиях водород ведет себя как идеальный газ.

Водород является смесью 25% пара-водорода и 75% орто-водорода. Он способен давать химические соединения с большинством химических элементов, за исключением благородных газов.

Водород взаимодействует с кислородом воздуха и взрывается от искры и пламени:

Смеси и взрываются в темноте:

Хлор горит в атмосфере водорода:

, 184 кДж.

Реакции водорода с бромом и иодом протекают обратимо. С серой и селеном водород взаимодействует только при нагревании и . Непосредственно без катализаторов водород не реагирует с азотом, углеродом, кремнием. В обычных условиях молекулярный водород проявляет восстановительные свойства только по отношению к металлам, имеющим электродный потенциал более +0,7 В (, , , ):

При высоких температурах является активным восстановителем, применяемым в промышленности:

Атомарный водород химически очень активен как восстановитель при Т=180С и более восстанавливает до металлов многие оксиды: , , , , и другие.

Некоторые металлы растворяют водород (, , ). Щелочные, щелочно-земельные металлы, а также титан, цирконий, уран взаимодействуют с ним с образованием гидридов (, , , и другие). Водород играет роль окислителя:

Водород вызывает физическую коррозию и стали – металлы становятся хрупкими и под нагрузкой расслаиваются.

Получение. В промышленности водород получают главным образом из природных и попутных газов (до 90% метана), продуктов газификации топлива (водяного и паро-воздушного газов) и коксового газа. Производство водорода основано на каталитических реакциях взаимодействия с водяным паром (конверсии) углеводородов (главным образом метана) и оксида углерода (П), например над никелевым катализатором при Т = 800С:

, 161 кДж.

Затем из полученной смеси газов удаляют , сначала поглощая его водой под давлением, а затем – водным раствором этанол-аммиака.

Наиболее чистый водород получают электрическим разложением воды, содержащей для увеличения ее электрической проводимости и :

на катоде : ,

на аноде :.

Также получают по реакции:

и в лабораториях:

и из гидрида титана при терморазложении:

Гидридами называются бинарные соединения с более электроположительными элементами. По характеру химической связи все гидриды делят на ионные (солеобразные), ковалентные и металлообразные.

Ионные гидриды - бесцветные кристаллические вещества высокой реакционной способности. Все они сильные восстановители. Ионные гидриды в кристаллической решетке содержат катион металла и гидридный анион , который и определяет восстановительные свойства ионных гидридов. Стандартный электродный потенциал полуреакции:

, 2,24 В.

Поэтому анион проявляет по отношению ко многим веществам восстановительные свойства:

Ионные гидриды образуют все щелочные и щелочно-земельные элементы и лантаноиды в степени окисления (+II), например , .

Химическая активность ионных гидридов возрастает от к и от к . Гидриды и воспламеняются в сухом воздухе:

Они (ионные гидриды) реагируют с и :

При нагревании до Т разложения образуются металл и водород:

Ковалентные гидриды некоторых р-элементов – газообразные бесцветные вещества со своеобразным запахом, взаимодействующие с водой и водными растворами гидроксидов щелочных металлов:

Исключением являются и , на которые ни вода, ни раствор не действуют. Силан и диборан сгорают с образованием оксидов:

При нагревании гидриды распадаются:

Бор и кремний еще образуют сложные гидриды цепочного строения, могущие включать до 20 атомов бора () и до 6 атомов кремния ().

Металлообразующие гидриды образуют некоторые d-элементы. В таких гидридах химическая связь полярная ковалентная с участием ионов или в зависимости от вида металла и количества связанного водорода. Их металлические свойства возникают в результате свободного перемещения электронов, оставшихся в кристаллической решетке после образования связи. Например, в гидриде у металла m валентных электронов, а участвуют в образовании связи только n -ионов, то разность (m - n) дает число электронов, вызывающих металлические свойства. Когда m = n, металлические свойства исчезают и гидриды становятся ионными.

С кислотами они взаимодействуют, выделяя водород:

Водород широко используется как для химического синтеза веществ, так и в качестве «экологически чистого» топлива (горючего). При горении водорода в кислороде возникает высокая температура (до 2600С), позволяющая сваривать и резать тугоплавкие металлы, кварц и пр.

В атомной энергетике для осуществления ядерных реакций синтеза гелия имеют большое значение изотопы водорода – тритий и дейтерий.

Водород – основа химической технологии и энергетики будущего.

Лабораторная работа №2

Галогены – р-элементы VII группы периодической системы Д.И.Менделеева

1. Цель работы

1. Изучить электронное строение и свойства элементов VII группы главной подгруппы А периодической системы Д.И.Менделеева.

2. На примере галогенов проанализировать вертикальную периодичность в таблице Д.И.Менделеева.

3. Познакомиться с энергетическими характеристиками атомов (энергия ионизации, энергия сродства атома к электрону, электроотрицательность).

4. Познакомиться с электронным строением молекул ; .

2. Контрольные вопросы

1. Какие степени окисления характерны для галогенов?

2. Описать внешний электронный слой атомов галогенов.

3. Что называют энергией ионизации атома?

4. Что называют электроотрицательностью элемента?

5. Какие реакции называются необратимыми? Привести пример.

6. Распространение галогенов в природе.

7. Физические свойства галогенов.

8. Приведите примеры реакций, демонстрирующих окислительные свойства галогенов.

9. Назовите и приведите формулы некоторых кислородсодержащих соединений галогенов.

10. Напишите реакции образования хлорноватистой кислоты и ее превращений в растворе.

11. Как изменяется сила кислот и их окислительные свойства в ряду: хлорноватистая кислота – хлористая – хлорноватая – хлорная?

3. Содержание работы и методические указания к ее выполнению

На «рабочем столе» ПК найдите значок программы «1С:Химия».

После загрузки программы, найдите вкладку « Альбом» / «Галогены – р-элементы VII группы».

1. Изучить строение молекул ; .

1.1. Зарисовать атом хлора.

1.2. Зарисовать атом фтора.

1.3. Зарисовать структурную формулу молекулы и ее геометрию.

1.4. Зарисовать структурную формулу и геометрию молекулы .

2. Наблюдать проведение следующих опытов и записать уравнения реакций.

2.1. Взаимодействие хлорида натрия с серной кислотой. Выделяется хлороводород.

2.2. Взаимодействие нитрата серебра с хлоридом калия, бромидом калия, йодидом калия. Выпадают осадки солей серебра.

2.3. Взаимодействие бромида натрия с серной кислотой. Выделяется бромоводород и бром.

2.4. Взаимодействие алюминия с йодом. Образуется йодид алюминия.

2.5. Взаимодействие брома и йодида калия.

2.6. Взаимодействие бромида свинца с йодидом калия. Образуется осадок йодида свинца.

2.7. Взаимодействие оксида меди (II) с соляной кислотой.

2.8. Взаимодействие бромида калия с броматом калия в кислой среде. Выделяется бром.

2.9. Взаимодействие брома со щелочью. Образуется бромид и бромат натрия.

2.10. Взаимодействие перманганата калия с йодидом калия. Образуется йод.

2.11. Взаимодействие перманганата калия с соляной кислотой. Выделяется хлор.

3. В каждой окислительно – восстановительной реакции проставить степени окисления и записать полуреакции.

4. Написать названия химических соединений, участвующих в реакциях.

Приложение

Элементы главной подгруппы А VII группы имеют групповое название «галогены», иначе «солеобразователи». К этим элементам относятся – фтор, – хлор, – бром, – йод, – астат.

Электронные формулы:

– (фтор);

– (хлор);

– (бром);

– (йод);

- (астат).

Все свойства элементов, определяемые электронной оболочкой атома, закономерно изменяются по периодам и группам периодической системы. В ряду элементов-аналогов электронные структуры сходны, но нетождественны.

У галогенов в их соединениях встречаются нечетные степени окисления от (-I) до (+VII), равной номеру группы. Только фтор имеет одну степень окисления (-I), так как является всегда акцептором электрона (табл. 1).

Таблица 1

Степени окисления галогенов и отвечающие им соединения

	, , ,
	,
	, ,
	,
	,
	, ,
	,
	, ,
	,
	,
	,
	, ,
	, ,

Вследствие большой химической активности, галогены находятся в природе только в связанном состоянии (например, в виде солей галогеноводородных кислот).

Наиболее распространены в природе хлор (0,19%) и фтор (0,03%). Основные массы хлора и брома содержатся в водах океанов, морей и соляных озер. Бром, иод и астат – рассеянные элементы, не образующие своих минералов. Фтор содержится в минералах: флюорит (плавиковый шпат) , криолит , фторапатит . Плавиковый шпат получил это название потому, что его прибавление к железным рудам приводит к образованию легкоплавких шлаков при выплавке чугуна. Флюорит – очень ценное сырье, но запасы этого минерала на исходе. Криолит («ледяной камень») богаче фтором, чем флюорит, но единственное на Земле месторождение криолита в Гренландии почти полностью исчерпано. Хлор входит в состав таких минералов, как галит , сильвин , карналлит . Морская вода – практически неисчерпаемый источник получения хлора и брома. Буровые воды нефтяных месторождений – основной промышленный источник иода и брома; содержание брома здесь достигает 0,01%, а иода – 0,003%. Существуют некоторые водоросли, которые накапливают в своих тканях иод, соединения которого в малых количествах имеются в морской воде. Зола этих водорослей служит сырьем для получения иода. Астат – один из самых редких на Земле элементов: в поверхностном слое земной коры толщиной 1,6 км содержится около 70 мг астата.

Все галогены обладают очень резким запахом. Вдыхание их даже в небольших количествах вызывает сильное раздражение дыхательных путей и воспаление слизистых оболочек. Более значительные количества галогенов могут вызвать тяжелое отравление.

Фтор – светло-желтый газ (Т пл. -220С, Т кип. -188С), является наиболее активным простым веществом.

Хлор, бром и иод отличаются друг от друга по агрегатному состоянию: хлор – желто-зеленый газ, более чем в 2 раза тяжелее воздуха (Т пл. -101С, Т кип. -34С), бром – тяжелая буровато-коричневая жидкость (Т пл. -7С, Т кип.-59С), а иод – твердые черно-фиолетового цвета кристаллы, плавящиеся с частичной возгонкой при 114С (Т кип. расплава -186С).

Галогены сравнительно мало растворимы в воде. Один объем воды растворяет при комнатной температуре около 2,5 объемов хлора. Растворимость брома при 20С составляет около 3,5 г, а растворимость иода всего 0,02 г на 100 г воды.

Фтор не может быть растворен в воде, так как энергично разлагает ее:

Значительно лучше, чем в воде, бром и иод растворяются в органических растворителях: сероуглероде, этиловом спирте, диэтиловом эфире, хлороформе, бензоле. Этим пользуются для извлечения брома и иода из водных растворов.

Свободные галогены проявляют чрезвычайно высокую химическую активность. Особенно быстро и с выделением большого количества теплоты протекают реакции соединения галогенов с металлами. Медь, олово, железо и многие другие металлы сгорают в хлоре, образуя соответствующие соли. Подобным же образом реагируют с металлами бром и иод. Во всех этих случаях галогены демонстрируют окислительные свойства:

Фтор взаимодействует практически со всеми другими простыми веществами, кроме , , , проявляя свойства сильнейшего окислителя. Со многими неметаллами фтор взаимодействует на холоду; реакции протекают со взрывом или с образованием пламени:

(+541,4 кДж).

Химическая активность галогенов уменьшается от фтора к астату, одновременно наблюдается усиление металлических свойств. Окислительные свойства наиболее сильны у фтора, хлора и брома. Проявляются они и при взаимодействии галогенов со сложными веществами:

1. При пропускании хлора через раствор хлорида железа (II) последний окисляется в хлорид железа (III), вследствие чего раствор из бледно-зеленого становится желтым:

2. Если к желтоватому водному раствору иода добавить сероводородной воды (водный раствор ), то жидкость обесцвечивается и становится мутной от выделившейся серы:

Иод обладает окислительно-восстановительной двойственностью. Например, он является окислителем по отношению к и ; восстановительные свойства иод проявляет при взаимодействии с и .

3. При действии водного раствора брома на раствор сульфита натрия происходит обесцвечивание раствора, так как бром окисляет сульфит до сульфата натрия, а сам восстанавливается, превращаясь в бесцветный бромоводород. Реакция протекает при участии молекул воды и выражается уравнением:

Химическая активность фтора исключительно высока. Из простых веществ фтор непосредственно не реагирует только с кислородом, азотом и углеродом (в виде алмаза). Фтор очень энергично взаимодействует со сложными веществами, даже такие устойчивые, как стекло (в виде ваты):

(+657 кДж)

Кислородсодержащие соединения галогенов. Из кислородсодержащих соединений галогенов наиболее устойчивы соли кислородных кислот, наименее – оксиды и кислоты. Во всех кислородсодержащих соединениях галогены, кроме фтора, проявляют положительную степень окисления, достигающую семи.

Кислородные соединения галогенов могут быть получены только косвенным путем.

Фторид кислорода можно получить пропусканием фтора в охлажденный 2% раствор :

Фторид кислорода очень ядовит, проявляет сильные окислительные свойства.

Хлорноватистая кислота образуется в процессе гидролиза хлора:

(-25 кДж)

Хлорноватистая кислота – очень слабая кислота (К = 510-8) и очень сильный окислитель.

Если в этой реакции принимает участие щелочь, то равновесие в системе сдвигается вправо; реакция практически доходит до конца:

В растворе хлорноватистая кислота испытывает три различных типа превращений, которые протекают независимо друг от друга:

(1)

(2)

(3)

Изменяя условия, можно добиться того, что реакция пройдет практически нацело по какому-нибудь одному направлению.

Реакция типа (3) особенно легко идет при нагревании. Поэтому, если пропускать хлор в горячий раствор гидроксида калия, то вместо сразу получается :

Продуктами реакции являются хлорид калия и хлорат калия - соль хлорноватой кислоты . Поскольку хлорат калия (или бертолетова соль) мало растворим в холодной воде, то при охлаждении раствора он выпадает в осадок.

При действии концентрированной серной кислоты на выделяется желто-бурый газ с характерным запахом – диоксид хлора . Это очень неустойчивое соединение; при взаимодействии его с раствором щелочи медленно протекает реакция:

с образованием солей двух кислот – хлорноватой и хлористой . Хлористая кислота малоустойчива.

При осторожном нагревании хлората калия без катализатора его разложение протекает в основном согласно схеме:

Действием концентрированной серной кислоты на может быть получена свободная хлорная кислота (бесцветная, дымящая на воздухе жидкость). Безводная малоустойчива и иногда взрывается при хранении; самая сильная из известных кислот.

Характерно вытеснение более электроположительного галогена из его соединений с металлами более электроотрицательным галогеном. Например, вытесняет другие галогены из их галогенидов, а бром – только иод из иодидов металлов: . Это свойство галогенов обусловлено значениями их стандартных электродных потенциалов (, В), равных для , , и соответственно 2,87; 1,36; 1,09; 0,54 (для кислых водных растворов).

Причиной высокого сродства галогенов к электрону является наличие пяти электронов на атомной р-орбитали, в том числе одного неспаренного. Присоединение электрона приводит к образованию галогенидных ионов (, , , и ) с устойчивой 8-электронной оболочкой следующего за галогеном благородного газа.

Химическая природа элемента обуславливается способностью его атома терять и приобретать электроны. Эта способность может быть количественно оценена двумя характеристиками энергией ионизации, Еи (потенциал ионизации) атома и его энергией сродства к электрону F.

Энергия ионизации - энергия, необходимая для полного удаления электрона из нейтрального газового атома (образование положительного иона) в его основном состоянии без сообщения электрону кинетической энергии. Размерность (единицы измерения) [Еи] ~ [кДж / моль] или ~ [эВ / моль] (электрон – вольт на моль).

Значение Eu всегда положительное. Например, Eu водорода H(r) = H+(r) + e-, равная +1312,1 кДж\моль, представляет собой переход с 1s –АО (E1) на АО с n= c E =0.

У многоэлектронных атомов различают первую (E1u), вторую (E2u), третью (E3u) и т.д. энергию ионизации по последовательному удалению электронов от ядра атома. При этом E1u< E2u < E3u, поскольку второй, третий электрон приходиться отрывать от положительно заряженного иона, заряд которого возрастает после удаления каждого электрона. Например, для лития E1u =521,1 кДж\моль, E2u =7295,4 кДж\моль, E3u =11817,6 кДж\моль.

Наибольшим значением энергии ионизации обладают атомы благородных газов, имеющие полностью заселенный электронами энергетический уровень ns2np6. Наименьшее значение энергии ионизации обнаружено у атомов щелочных элементов, у которых на внешней ns – АО находится всего один электрон, надежно экранированный от воздействия ядра 8-электронной оболочкой предыдущего благородного газа (кроме Li).

Цель применения Еи в химии:

1. Оценка восстановительных свойств атомов (можно использовать для любых атомов).
2. Так как металлы обладают только восстановительными свойствами, то Еи можно использовать для оценки химической активности металлов. Чем меньше Еи, тем больше восстановительные свойства атомов, тем активнее металл.

Однако, Еи не является однозначной характеристикой для оценки восстановительных свойств веществ и активности металлов.

Это связано с тем, что большинство элементов находятся в связанном состоянии (образуют молекулы – F2 – либо металлические решетки или решетки другого типа). Для того, чтобы вещество вступило в реакцию, необходимо не только отрывать электроны от атомов, но и разрывать химические связи, которые зачастую очень прочны.

Несмотря на то, что Еи часто играет ведущую роль, во многих случаях реальный эффект зависит от прочности химической связи.

Изменение Еи атомов вдоль периода. Вдоль периода радиус атомов уменьшается, что приводит к увеличению прочности связи электрона с ядром увеличение Еи слева направо (рис. 1.). Однако характер изменения Еи несколько усложняется из-за двух причин:

1) в электронной конфигурации некоторых атомов появляются новые электроны.

Рис. 1. Изменение энергии ионизации в периоде

2) электронные конфигурации с наполовину заполненными (или полностью) квантовыми ячейками наиболее устойчивы, и электроны из них труднее удалять. Это приводит к относительному увеличению энергии ионизации.

Слева направо убывают восстановительные свойства атомов (но немонотонно).

Изменение Еи в подгруппах. Сверху вниз из-за увеличения радиуса прочность связи электрона с ядром уменьшается, и Еи уменьшается. Это основная тенденция. Но так как радиус атомов изменяется немонотонно (в подгруппах p- и d-металлов – эффект вторичной периодичности), то этот эффект также проявляется в изменении Еи. В точках, где случается относительное сжатие, происходит относительное увеличение Еи (см. рис. 2, 3).

Вывод: Еи d-металлов IV и V периодов очень близки между собой, а Еи металла VI периода очень высока, значит, превышает Еи IV. В побочных подгруппах металлическая активность ослабляется.

Даже небольшое уменьшение Еи V периода по сравнению с IV не приводит к увеличению металлической активности, так как это свойство будет зависеть не только от Еи, но и от Е кристаллической решетки (которая в подгруппах сверху вниз всегда возрастает, о чем свидетельствует увеличение t° плавления сверху вниз в побочных подгруппах).

Рис. 2. Изменение энергии ионизации в подгруппе р-металлов

Рис. 3. Изменение энергии ионизации в подгруппе d-металлов

Энергия сродства к электрону (F). Определение: Энергией сродства к электрону называется энергия, выделяющаяся при присоединении электрона к атому.

[F] = ккал/моль. [F] ~ [кДж / моль] или ~ [эВ / моль].

Характеризует следующий процесс:

Э + Э- F1

Э- + Э2- F2

Чем прочнее связываются с атомом избыточные электроны, тем больше энергия сродства к электрону. Присоединение электронов характерно для неметаллов. Металлы их практически не присоединяют. Таким образом, F характеризует прочность связи с ядром избыточных (чужих) электронов. Обычно атом не может присоединить большого числа электронов, и максимальное их количество определяется правилом октета. Фтор может присоединить 1 электрон, кислород – 2 электрона.

Следствие: F используют для оценки окислительных свойств атомов, а в случае типичных неметаллов – для оценки химической активности. Это связано с тем, что для типичных неметаллов (Cl2, F2, Br2) характерно вступать в реакции с присоединением электронов, т.е. они являются окислителями.

Прочность связи присоединившихся электронов с ядром также зависит от размера атома: r, следовательно, связь прочнее, F. В результате, F меняется в периодической системе по тем же законам, что и Еи. Однако F применяется для характеристики меньшего числа групп, конкретно – для подгрупп типичных неметаллов (VI, VII, V главной подгруппы).

Электроотрицательность () характеризует способность атомов притягивать к себе электронную плотность ковалентной связи в соединении.

Тогда атом, обладающий большей электроотрицательностью и притягивающий электронную плотность в соединении, называется электроотрицательным, а другой – электроположительным.

Впервые понятие электроотрицательности было введено химиком Полингом. Он ввел 4х-балльную шкалу электроотрицательности, максимальное значение 4 имеет фтор. Однако по шкале Полинга лишена физического смысла. В настоящее время существуют различные шкалы измерения, но широкое применение нашла шкала по Малликену. Здесь имеет четкий физический смысл:

=1/2 (Еи + F)

Электроотрицательность элементов связана, с одной стороны, со склонностью свободного атома удерживать свои внешние электроны (Еи атома), а с другой стороны, со склонностью атома притягивать дополнительные электроны (сродство атома к электрону). Поэтому электроотрицательность часто рассматривается как функция этих двух видов энергии.

Следовательно, если известно, как меняется в периодической системе Еи и F, то можно определить характер изменения.

В периоде слева направо F Eи, следовательно, (т.к. радиус уменьшается). В подгруппах сверху вниз r, следовательно, (основная тенденция). Как и в характере изменения Еи в подгруппах по тем же законам наблюдается эффект вторичной периодичности.

Понятие электроотрицательности является условным. Оно позволяет оценить способность атома данного элемента оттягивать на себя электронную плотность по сравнению с атомами других элементов в соединении. Имеется около 20 шкал электроотрицательности. Значения электроотрицательности разных шкал различаются, но относительное расположение элементов в ряду электроотрицательностей примерно одинаково. Наибольшее распространение в России имеет шкала Полинга (табл. 2).

Таблица 2

Электроотрицательности s- и p-элементов в их стабильных степенях окисления.

I A	II A	III A	IV A	V A	VI A	VII A
Li 1,0	Be 1,5	B 2,0	C 2,5	N 3,0	O 3,5	F 4,0
Na 0,9	Mg 1,3	Al 1,5	Si 1,8	P 2,2	S 2,6	Cl 3,16
K 0,8	Ca 1,0	Ga 1,6	Ge 1,8	As 2,0	Se 2,4	Br 2,8
Rb 0,8	Sr 1,0	Jn 1,7	Sn 1,8	Sb 1,9	Te 2,1	J 2,5
Cs 0,7	Ba 0,9	Tl (III) 1,8	Pb (II) 1,6	Bi 1,9	Po 2,0	At 2,2