Большая энциклопедия нефти и газа. Электронные конфигурации атомов

Высокие технологии требуют энергии - а иногда её расход может быть сравним с излучением звезды. Несмотря на то, что Альянсу известно множество самых разных источников питания, наибольшей популярностью среди них пользуется энергетическая ячейка - сложный симбиоз десятка научных достижений, который одинаково хорошо подходит для всех бытовых, научных и военных устройств, но при этом безопасен.

Механизмы энергетической ячейки защищены монолитным цилиндром из регихалка , размеры которого зависят от модели батареи. На его переднем торце находится разъём для подключения ячейки к любым машинам Альянса. Центральная часть корпуса - съёмный индикатор, надёжно закреплённый поверх металлической оболочки. Обычно он испускает мягкое синее свечение, но у ограниченных версий батареи цвет при работе последовательно меняется на фиолетовый, пурпурный, красный, оранжевый и жёлтый, после чего ячейка перегорает. Для разумных существ, не воспринимающих эту часть спектра, созданы другие версии индикаторов. Одновременно с этим батарея дублирует сигналы о своём состоянии на обруч сотрудника. Некоторые старые модели этих устройств имеют сзади переключатель в виде поворотного кольца - он позволяет регулировать мощность ячейки вручную. Современные батареи снабжены специальными датчиками и подстраиваются под оборудование автоматически. Все детали корпуса алфизически укреплены , так что даже при взрыве лишняя энергия останется внутри.

Основные системы батареи занимают около четверти её объёма, всё остальное - многочисленные предохранители. Центральное ядро ячейки состоит из энсоматрона , алфизических трансформаторов и компьютерного узла . В большинстве моделей громоздкое оборудование вынесено внутрь многомерного окна вроде МК-22. Энергию это устройство берёт из естественного источника - параллельных вселенных , находящихся на стадии "космического яйца", где пространство и материя сжаты в точку с бесконечной плотностью. Компьютер отыскивает подобный мир и открывает туда путь, меняя спектральный заряд фрагментов недифференцированной субстанции. Трансформаторы превращают её в другие, нормальные частицы - обычно электроны, но в зависимости от настроек это может быть что угодно. Особый механизм, дозатор, контролирует мощность энергетического потока. При его повреждении или других серьёзных сбоях срабатывают предохранители, переключая энсоматрон на обратное действие. Поисковая система прочно привязана к необходимым параметрам - открыть окно в другое место батарея не способна.

Энергетическая ячейка может вечно снабжать весь Альянс, но в целях безопасности используется много отдельных батарей - по одной для каждого устройства или комплекта оборудования. В стандартной ячейке есть аккумулятор, необходимый в том числе для её запуска, иногда даже несколько, а в продвинутые модели встроены и альтернативные источники питания - в основном алфизически настроенные излучатели.

Альянс создал несколько видов энергетических ячеек для разных задач, включая торговлю с другими организациями.

• ЭРИ-А - устаревшая батарея с минимумом систем, настраивается вручную, на высшей мощности перегорает.
• ЭРИ-Б - сразу встроена в некоторое оборудование, не может быть извлечена, однако снабжена выключателем.
• ЭРИ-В - компактная энергетическая ячейка в виде медальона, слабая, но идеальная для личного пользования.
• ЭРИ-Г - предназначена для продажи, ограничена по мощности, перестаёт действовать после ста часов работы.
• ЭРИ-Д - тяжёлая батарея для кораблей и энергетических станций, очень надёжная, имеет ручки для переноски.

Кроме них, существует не меньше десятка экспериментальных моделей, которые не пошли в производство, обозначаемых ЭРИ-Э и цифрой.

Заполнение орбиталей в не возбужденном атоме осуществляется таким образом, чтобы энергия атома была минимальной (принцип минимума энергии). Сначала заполняются орбитали первого энергетического уровня, затем второго, причем сначала заполняется орбиталь s-подуровня и лишь затем орбитали p-подуровня. В 1925 г. швейцарский физик В. Паули установил фундаментальный квантово-механический принцип естествознания (принцип Паули, называемый также принципом запрета или принципом исключения). В соответствии с принципом Паули:

в атоме не может быть двух электронов, имеющих одинаковый набор всех четырех квантовых чисел.

Электронную конфигурацию атома передают формулой, в которой указывают заполненные орбитали комбинацией цифры, равной главному квантовому числу, и буквы, соответствующей орбитальному квантовому числу. Верхним индексом указывают число электронов на Данных орбиталях.

Водород и гелий

Электронная конфигурация атома водорода 1s 1 , а гелия 1s 2 . Атом водорода имеет один неспаренный электрон, а атом гелия - два спаренных электрона. Спаренные электроны имеют одинаковые значения всех квантовых чисел, кроме спинового. Атом водорода может отдать свой электрон и превратиться в положительно заряженный ион - катион Н + (протон), не имеющий электронов (электронная конфигурация 1s 0). Атом водорода может присоединить один электрон и превратиться в отрицательно заряженный ион Н - (гидрид-ион) с электронной конфигурацией 1s 2 .

Литий

Три электрона в атоме лития распределяются следующим образом: 1s 2 1s 1 . В образовании химической связи участвуют электроны только внешнего энергетического уровня, называемые валентными. У атома лития валентным является электрон 2s-подуровня, а два электрона 1s-подуровня - внутренние электроны. Атом лития достаточно легко теряет свой валентный электрон, переходя в ион Li + , имеющий конфигурацию 1s 2 2s 0 . Обратите внимание, что гидрид-ион, атом гелия и катион лития имеют одинаковое число электронов. Такие частицы называются изоэлектронными. Они имеют сходную электронную конфигурацию, но разный заряд ядра. Атом гелия весьма инертен в химическом отношении, что связано с особой устойчивостью электронной конфигурации 1s 2 . Незаполненные электронами орбитали называют вакантными. В атоме лития три орбитали 2p-подуровня вакантные.

Бериллий

Электронная конфигурация атома бериллия - 1s 2 2s 2 . При возбуждении атома электроны с более низкого энергетического подуровня переходят на вакантные орбитали более высокого энергетического подуровня. Процесс возбуждения атома бериллия можно передать следующей схемой:

1s 2 2s 2 (основное состояние) + hν → 1s 2 2s 1 2p 1 (возбужденное состояние).

Сравнение основного и возбужденного состояний атома бериллия показывает, что они различаются числом неспаренных электронов. В основном состоянии атома бериллия неспаренных электронов нет, в возбужденном их два. Несмотря на то что при возбуждении атома в принципе любые электроны с более низких по энергии орбиталей могут переходить на более высокие орбитали, для рассмотрения химических процессов существенными являются только переходы между энергетическими подуровнями с близкой энергией.

Это объясняется следующим. При образовании химической связи всегда выделяется энергия, т. е. совокупность двух атомов переходит в энергетически более выгодное состояние. Процесс возбуждения требует затрат энергии. При распаривании электронов в пределах одного энергетического уровня затраты на возбуждение компенсируются за счет образования химической связи. При распаривании электронов в пределах разных уровней затраты на возбуждение столь велики, что не могут быть компенсированы образованием химической связи. В отсутствие партнера по возможной химической реакции возбужденный атом выделяет квант энергии и возвращается в основное состояние - такой процесс называется релаксацией.

Бор

Электронные конфигурации атомов элементов 3-го периода Периодической системы элементов будут в определенной степени аналогичны приведенным выше (нижним индексом указан атомный номер):

11 Na 3s 1
12 Mg 3s 2
13 Al 3s 2 3p 1
14 Si 2s 2 2p2
15 P 2s 2 3p 3

Однако аналогия не является полной, так как третий энергетический уровень расщепляется на три подуровня и у всех перечисленных элементов имеются вакантные d-орбитали, на которые могут при возбуждении переходить электроны, увеличивая мультиплетность. Особо это важно для таких элементов, как фосфор , сера и хлор .

Максимальное число неспаренных электронов в атоме фосфора может достигать пяти:

Этим объясняется возможность существования соединений, в которых валентность фосфора равна 5. Атом азота , имеющий конфигурацию валентных электронов в основном состоянии такую же, как и атом фосфора , образовать пять ковалентных связей не может.

Аналогичная ситуация возникает при сравнении валентных возможностей кислорода и серы , фтора и хлора . Распаривание электронов в атоме серы приводит к появлению шести неспаренных электронов:

3s 2 3p 4 (основное состояние) → 3s 1 3p 3 3d 2 (возбужденное состояние).

Это отвечает шести валентному состоянию, которое для кислорода недостижимо. Максимальная валентность азота (4) и кислорода (3) требует более детального объяснения, которое будет приведено позднее.

Максимальная валентность хлора равна 7, что соответствует конфигурации возбужденного состояния атома 3s 1 3p 3 d 3 .

Наличие вакантных Зd-орбиталей у всех элементов третьего периода объясняется тем, что, начиная с 3-го энергетического уровня, происходит частичное перекрывание подуровней разных уровней при заполнении электронами. Так, 3d-подуровень начинает заполняться только после того, как будет заполнен 4s-подуровень. Запас энергии электронов на атомных орбиталях разных подуровней и, следовательно, порядок их заполнения, возрастает в следующем порядке:

Раньше заполняются орбитали, для которых сумма первых двух квантовых чисел (n + l) меньше; при равенстве этих сумм сначала заполняются орбитали с меньшим главным квантовым числом.

Эту закономерность сформулировал В. М. Клечковский в 1951 г.

Элементы, в атомах которых происходит заполнение электронами s-подуровня, называются s-элементами. К ним относятся по два первых элемента каждого периода: водород , Однако уже у следующего d-элемента - хрома - наблюдается некоторое «отклонение» в расположении электронов по энергетическим уровням в основном состоянии: вместо ожидаемых четырех неспаренных электронов на 3d-подуровне в атоме хрома имеются пять неспаренных электронов на 3d-подуровне и один неспаренный электрон на s-подуровне: 24 Cr 4s 1 3d 5 .

Явление перехода одного s-электрона на d-подуровень часто называют «проскоком» электрона. Это можно объяснить тем, что орбитали заполняемого электронами d-подуровня становятся ближе к ядру вследствие усиления электростатического притяжения между электронами и ядром. Вследствие этого состояние 4s 1 3d 5 становится энергетически более выгодным, чем 4s 2 3d 4 . Таким образом, наполовину заполненный d-подуровень (d 5) обладает повышенной стабильностью по сравнению с иными возможными вариантами распределения электронов. Электронная конфигурация, отвечающая существованию максимально возможного числа распаренных электронов, достижимая у предшествующих d-элементов только в результате возбуждения, характерна для основного состояния атома хрома. Электронная конфигурация d 5 характерна и для атома марганца : 4s 2 3d 5 . У следующих d-элементов происходит заполнение каждой энергетической ячейки d-подуровня вторым электроном: 26 Fe 4s 2 3d 6 ; 27 Co 4s 2 3d 7 ; 28 Ni 4s 2 3d 8 .

У атома меди достижимым становится состояние полностью заполненного d-подуровня (d 10) за счет перехода одного электрона с 4s-под-уровня на 3d-подуровень: 29 Cu 4s 1 3d 10 . Последний элемент первого ряда d-элементов имеет электронную конфигурацию 30 Zn 4s 23 d 10 .

Общая тенденция, проявляющаяся в устойчивости d 5 и d 10 конфигурации, наблюдается и у элементов ниже лежащих периодов. Молибден имеет электронную конфигурацию, аналогичную хрому : 42 Mo 5s 1 4d 5 , а серебро - меди : 47 Ag5s 0 d 10 . Более того, конфигурация d 10 достигается уже у палладия за счет перехода обоих электронов с 5s-орбитали на 4d-орбиталь: 46Pd 5s 0 d 10 . Существуют и другие отклонения от монотонного заполнения d-, а также f-орбиталей.

ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЕ ВОПРОСЫ ПО КУРСУ ФИЗИЧЕСКОЙ ХИМИИ

1.Строение электронных оболочек атома. Квантовые числа,s-, p-,d-,f-состояния электронов. Принцип Паули. Правило Гунда. Электронные формулы и энергетические ячейки.

2.Понятие о волновых свойствах электрона. Уравнение Л. де- Бройля. Электронные облака s- и p-электронов.

3.Энергия ионизации атомов, энергия сродства к электрону, электроотрицательность.

4.Периодический закон и периодическая система элементов Д.И.Менделеева. Ряды, периоды, группы и подгруппы. Переходные элементы. Валентность по кислороду и водороду. Металлы, неметаллы, элементарные полупроводники в системе элементов. Современная формулировка периодического закона.

5.Порядок заполнения электронами энергетических подуровней и уровней. Ограничение принципа Паули. Правила Клечковского. Проскоки(провалы) электронов. Семейства элементов.

6.Краткая характеристика основных видов химической связи.

7.Ионная связь. Механизм возникновения, валентность элементов в ионных соединениях.

8.Ковалентная связь. Основные положения метода валентных связей. Валентность в ковалентных соединениях. ’’Возбужденное’’ состояние атомов. Энергия связи.

9.Направленность ковалентных связей. .Строение молекул Н2,Сl2,НСl, H2O, H2S, NH3, CH4, BCl3, BeCl2. Гибридизация электронных облаков. и-связи. Строение молекул этилена, азота.

10.Поляризованная ковалентная связь. Дипольный момент молекулы. Полярность связей и полярность молекул. Водородная связь. Аномальные свойства воды.

12.Донорно-акцепторная связь. Комплексные соединения, механизм их возникновения. Константа нестойкости. Двойные соли.

13.Виды межмолекулярного взаимодействия. Потенциал Леннарда-Джонса.

14.Основные агрегатные состояния вещества. Характеристика газообразного, жидкого и твердого состояний. Дальний ближний порядок.

15.p-Т-диаграмма.Кристаллическое,стеклообразное и аморфное состояние вещества. Закон Коновалова-Гиббса.

16.Кристалл,монокристалл,поликристаллическое тело. Свойства веществ в кристаллическом состоянии. Анизотропия. Закон постоянства междугранных углов.

17.Классификация кристаллов по симметрии внешней формы.Элементы и операции симметрии.Классы кристаллов. Классификация кристаллов по симметрии внутренней структуры. Сингонии. Пространственная и кристаллическая решетки.

18.Сложные пространственные решетки на примере решеток кубической сингонии. Кратность, базис, координационное число.

19.Плотность упаковки частиц в кристаллах. Плотнейшие упаковки. Тетраэдрические и октаэдрические междуузлия.

20.Типы кристаллических решеток по видам связи. Ионные, атомные и молекулярные решетки. Металлические решетки.

21.Основные виды кубических структур.

22.Полиморфизм,аллотропия,энантиоморфизм.Изоморфизм.

23.Реальные кристаллы. Точечные и протяженные дефекты структуры. Влияние дефектов структуры на свойства твердых тел.

24.Стехиометрические законы химии и особенности их применения в кристаллах.

25.Предмет и задачи химической термодинамики. Система, фаза, компонент, параметры. Функции состояния: внутренняя энергия и энтальпия.

26.Теплота и работа.Обратимый процесс. Работа различных процессов. Максимальная работа. Теплота изобарического, изохорического изотермического процессов. Круговой процесс.

27.Первое начало темодинамики. Истинная и средняя теплоемкость. Соотношение между Cp и Сv для идеального газа.

28.Закон Гесса. Первое и второе следствия из закона Гесса. Теплота горения. Стандартные условия. Стандартная энтальпия образования вещества.

29.Зависимость теплового эффекта процесса от температуры (закон Кирхгоффа).ПодсчетыНиU.Приближения при расчетах.

30.Второе начало термодинамики. Понятие энтропии. Термодинамическая вероятность. Приведенное тепло.Неравенство Клаузиуса.

31.Свободная энергия Гиббса и свободная энергия Гельмгольца. Связанная энергия. Условия самопроизвольного протекания процесса при постоянных р и Т и при постоянных V и Т.

32.Зависимость функций F и G от температуры (урвнение Гиббса-Гельмгольца).

34. Константы равновесия гомогенных и гетерогенных реакций. Различные способы выражения константы равновесия и соотношения между ними.

35. Изотерма химической реакции. Стандартное изменение свободной энергии. Изобара и изохора химической реакции.

36. Фазовые превращения. Уравнение Клапейрона- Клаузиуса. Теплота фазового превращения.

37. Тепловая теорема Нернста. Постулат Планка. Расчет абсолютного значения энтропии.

38. Методы экспериментального определения и методы расчета термодинамических функций и констант равновесия. Приближения Улиха.

39. Сущность физико-химического анализа. Число составных частей компонентов системы. Правило фаз. Диаграмма состояния воды.

40. Термографический анализ: кривые нагревания и охлаждения. принципы построения диаграмм плавкости.

41. Диаграмма плавкости бинарной системы с эвтектикой. Правило «рычага».

42. Диаграмма плавкости бинарной системы с неограниченными твердыми растворами. Правило «рычага». Ликвидация, отжиг.

43. Диаграммы плавкости бинарной системы с ограниченными твердыми растворами – с эвтектикой и с перитектикой.

44. Диаграммы плавкости бинарной системы с устойчивым и с неустойчивым химическими соединениями.

45. Дальтониды и бертоллиды. Фазы постоянного и переменного состава.

46. Понятие о тройных диаграммах плавкости.

47. Истинная и средняя скорость реакций. Закон действия масс. Активные молекулы. Физический смысл константы скорости.

48. Молекулярность и порядок реакции. Интегрирование кинетических уравнений реакций первого, второго и третьего порядка. Период полураспада реакций первого и второго порядка.

49. Кинетическая классификация реакций по степени сложности. Обратимые и необратимые реакции. Связь константы равновесия с константами скоростей.

50. зависимость скорости реакций от температуры. Правило Вант-Гоффа. Эмпирической уравнение Аррениуса. Энергия активации.

51. Аналитический вывод уравнения Аррениуса. Физический смысл энергии активации, графический и аналитический расчеты этой энергии.

52.Принцип подвижного равновесия (принцип Ле-Шателье). Разобрать на конкретных примерах.

53. Кинетика гетерогенных реакций. Много стадийность. Диффузионная и кинетическая области протекания процессов.

54. Скорость диффузии. Уравнение стационарной диффузии. Коэффициент массопередачи. Скорость гетерогенной химической реакции первого порядка при стационарном протекании. Скорость растворения твердого тела в жидкости.

55. Явление катализа. Катализаторы и ингибиторы. Механизм гомогенного и гетерогенного катализа.

56. Понятие «раствор». Разбавленные, концентрированные, насыщенные, пересыщенные растворы. Способы выражения концентрации растворов.

57. Физическая и химическая теории растворов. Сольватация. Теплота растворения. Растворение твердых тел в жидкости. Уравнение Шредера. Растворимость жидкостей в жидкостях.

58. Растворимость газов в жидкостях. Законы Генри и Дальтона. Уравнение Сивертса. закон распределению. Коэффициент распределения. Практические применения закона распределения.

60. Первый и второй законы Рауля. Определение молекулярных масс растворенных веществ (эбуллиоскопия и криоскопия).

61. Растворы электролитов. теория электролитической диссоциации. Диэлектрическая проницаемость различных растворителей.

62. Слабые электролиты. Степень диссоциации, определение ее через электропроводность. Константа диссоциации. Связь константы и степени диссоциации (закон распределения Оствальда).

63.Сильные электролиты. Ионные атмосферы. Кажущаяся степень диссоциации. Активность и коэффициент активности. Произведение растворимости.

64. Электролитическая диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель. Понятие об индикаторах.

65. Гидролиз солей. Разобрать конкретные примеры. Константа гидролиза. Степень гидролиза.

66. Окислительно-восстановительные реакции. Ионно-электронный метод уравнивания коэффициентов реакций (примеры).

67. Возникновение скачка потенциала на границе «металл-раствор» Двойной электрический слой. Равновесный потенциал.

68. Медно-цинковый гальванический элемент. Процессы на электродах. ЭДС как алгебраическая сумма скачков потенциалов.

69. Термодинамика гальванического элемента: зависимость ЭДС от природы реагирующих веществ, температуры и концентрации. Стандартная ЭДС. Элемент Вестона.

70. Водородный электрод. Формула Нернста для электродного потенциала. Стандартный потенциал. Ряд напряжений. Подсчет ЭДС элемента.

71. Типы электродов и цепей. Концентрационные и амальгамные электроды и цепи. Окислительно-восстановительные электроды и цепи.

72. Электролиз. Последовательность разряда ионов на катоде и аноде в водных растворах. Выход по току. Привести примеры электролиза раствора солей с нерастворимым и растворимым анодом.

73. Законы электролиза. Число Фарадея. Электрохимический эквивалент. Удельный расход электроэнергии.

74. Химическая и концентрационная поляризация при электролизе. Напряжение разложения. Перенапряжение.

76. Классификация химических источников тока. Работа марганцево-цинкового и оксидно-ртутного гальванических элементов.

77. Свинцовый (кислотный) аккумулятор. Процессы при заряде-разряде, влияние примесей, ЭДС.

78. Щелочные аккумуляторы: железо- никелевый, кадмиево- никелквый, серебрянно- цинковый. Процессы при заряде-разряде, ЭДС.

79. Топливные элементы. Электрохимические генераторы. Работа водородно-кислородного топливного элемента. Высокотемпературный т.э. Процессы в метанольно- перекисноводородном т.э.

80. Коррозия металлов. Классификация процессов коррозии. Атмосферная и почвенная коррозия.

81. Химическая коррозия. Защитные пленки на поверхности металлов. «Пассивация» металлов.

82. Гальванокоррозия (микро и макро). Водородная и кислородная деполяризация. Влияние pH и температуры на процесс коррозии. Электрокоррозия.

83. Основные методы борьбы с коррозией. Протекторная защита. Электрозащита (катодная и анодная). Ингибиторы коррозии.

84. Поверхностное натяжение. Принцип Гиббса-Кюри. Адсорбция. Изотерма адсорбции. Лэнгмюра, уравнение Фрейндлиха. Практическое использование адсорбции. Основы хроматографии.

85. Глубокая очистка веществ. Вакуумная возгонка, дуговая плавка, электронно-лучевая плавка.

86. Глубокая очистка веществ: разложение летучих соединений на нагретой поверхности. Направленная кристаллизация и зонная плавка. Выращивание монокристаллов и их легирование.

87. Хранение и методы обращения с высокочистыми веществами. Получение воды высокой степени чистоты.

88. Глубокая очистка газов.

1.Строение электронных оболочек атома. Квантовые числа, s-, p-, d-, f- состояния электронов. Принцип Паули. Правило Гунда. Электронные формулы и энергетические ячейки.

С остояние любого электрона в атоме может быть охарактеризовано набором 4 квантовых чисел. n – главное квантовое число, l – побочное, m – магнитное, s – спиновое. Главное к.ч. характеризует собой общий запас энергии системы, если уподобить электрон облаку, то главное к.ч. характеризует собой размеры этого облака. Электроны одного и того же энергетического уровня образуют электронную оболочку. Г.к.ч принимает целочисленные значения от 1 до 7 (1 – K, 2 – L, 3 – M, 4 – N, 5 – O, 6 – P, 7 – Q). Электроны одного и того же уровня могут различаться по энергетическому состоянию. Электронные уровни подразделяются на подуровни. Электроны одного и того же подуровня различны по величине момента количества движения mvr (m – масса, v - скорость на орбите, r – радиус орбиты). Электроны различных подуровней имеют различную форму облака. Энергетическое состояние электрона на подуровне характеризуется с помощью побочного к.ч. (l=n-1). Max число подуровней-4 (K – s; L – s, p; M – s, p, d; N – s, p, d, f). m – магнитное к.ч. – ориентация электронного облака в пространстве (–l,0,+l;summa=2l+1). Спиновое к.ч. – характеризует направление вращения электрона. Принимает два значения – _0h/2) и –_ов-h/2).

Принцип Паули : в атоме не может быть 2 электронов с одинаковым набором всех 4 к.ч. Максимальное число электронов на подуровне – 2(2l+1). Число электронов на уровне – 2n 2 . Максимальное число электронов на уровне - 32.

Распределение электронов по уровням и подуровням изображается с помощью электронных формул или ячеек.

Правило Гунда : суммарный спин данного подуровня должен быть максимален. Электроны стремятся занять max возможное число свободных квантовых состояний.

Понятие о волновых свойствах электрона. Уравнение Л. де Бройля. Электронные облака s- и p- электронов.

О наличии волновых свойств электрона первым высказался французский учёный Л. де Бройль. Уравнение де Бройля: =h/mV. Если электрон обладает волновыми свойствами, то пучок электронов должен испытывать действие явлений дифракции и интерференции. Волновая природа электронов подтвердилась при наблюдении дифракции электронного пучка в структуре кристаллической решётки. Поскольку электрон обладает волновыми свойствами, положение его внутри объёма атома не определено. Положение электрона в атомном объёме описывается вероятностной функцией, если её изобразить в трёхмерном пространстве, то получим тела вращения (Рис).

Энергия ионизации атомов, энергия сродства к электрону, электроотрицательность.

Э.о. – энергия, которую необходимо затратить, чтобы оторвать электрон от нейтрального атома и удалить его на бесконечно большое расстояние (эВ). Атом превращается в + ион. Потенциал ионизации – напряжение, которое необходимо приложить, чтобы оторвать электрон от атома. Существует несколько ионизирующих потенциалов (1-ый = энергии связи, 2-ой > энергии связи). Наиболее важный – 1 (Li 1 – 5,39 B; 2 – 75,62 B; 3 – 122,4 B). Скачкообразный характер потенциалов ионизации указывает на то, что электроны вокруг ядра расположены слоями. Чем больше э.о. тем более выражены неметаллические свойства элемента. Энергия сродства к электрону – энергетический эффект присоединения электрона к атому (атом превращается в – ион). Чем больше э.с.э. тем ярче неметаллические свойства. Электроотрицательность – количественная характеристика способности атома в молекуле притягивать к себе электроны. Сумма энергии сродства к электрону и энергии ионизации. Чем больше электроотрицательность, тем легче его атомы превращаются в – ион.