Электронные конфигурации, наиболее устойчивы

Электронные конфигурации наиболее устойчивы, когда на внешней оболочке имеется 8 электронов или же когда внешняя оболочка представлена заполненной /(-оболочкой [c.61]

Наиболее устойчивой электронной конфигурацией всегда [c.57]

Рис. 111-34. Наиболее устойчивые электронные конфигурации.

З -подслоя и стабилизацией электронной пары, проникшей под экран 3 -конфигурации. Значения третьих энергий ионизации (см. табл. 5) также показывают, что наиболее устойчивы конфигурации у Мп и у 2п. [c.32]

Как правило Хунда проявляется в порядке заполнения электронами подуровней 4/ и 5/ у лантаноидов и актиноидов Какие электронные конфигурации наиболее устойчивы для /-элементов [c.170]

Из состояний с данными Ь и 3 при конфигурации, содержащей меньше половины электронов в данном подуровне, наиболее устойчивым будет состояние с наименьшей величиной I. Для конфигурации с числом электронов больше половины наиболее устойчивым будет состояние с наибольшей величиной I. Мультиплетность в первом случае называют нормальной, а во втором — обращенной. Следовательно, основному состоянию атома углерода будет отвечать терм [c.182]

Для каждой декады -элементов наиболее устойчивы электронные конфигу рации i/ (S , Y, La), ii (Мп, Тс, Re) и (Zn, d, Hg). Повышенная стабильность иезаполиеипых, наполовину заполненных и полностью заполненных -оболочек у -элементом сказывается, например, в устойчивости Ti+ ( ), Fe+ ( ) Н Zn+ ( ) и в нестабильности Сг+ и Мп+ , имеющих конфигурацию- . [c.491]

В рассматриваемой молекуле имеется всего 24 валентных электрона [по семь от каждого атома фтора 2s 2p ) и 3 от атома бора (25 2/7)]. Помещая эти электроны на наиболее устойчивые молекулярные орбитали, получаем конфигурацию основного состояния [c.128]

Атомы элементов группы VIA, например кислорода или серы, с валентной электронной конфигурацией имеют в валентной оболочке две вакансии и, следовательно, образуют друг с другом по две двухэлектронные связи. При нормальных температуре и давлении наиболее устойчивой формой элементарного кислорода являются двухатомные молекулы, тогда как сера в этих условиях существует в виде твердого вещества, две главные аллотропные модификации которого состоят из дискретных циклов Sg (рис. 14-3). Сера имеет еще две другие аллотропные модификации, одна из которых состоит из циклов Sf,, а другая содержит спиральные цепи из атомов S. [c.602]

Вследствие симметричного распределения электронной плотности наиболее устойчивы октаэдрические комплексы, у которых все три п -орбитали заполнены по одному или по два электрона, что соответствует конфигурациям (лй) или При низком значении А устойчивы также октаэдрические комплексы с конфигурацией (я ) (ар р) [c.125]

Наиболее устойчивое состояние электрона в атоме соответствует минимальному возможному значению его энергии. Любое другое его состояние является возбужденным, неустойчивым из него электрон самопроизвольно переходит в состояние с более низкой энергией. Поэтому в невозбужденном атоме водорода (заряд ядра 2 = 1) единственный электрон находится в самом низком из возможных энергетических состояний, т. е. на 18-подуровне. Электронную конфигурацию атома водорода можно записать как 1 или представить схемой [c.64]

Ядра с четными значениями Z и N встречаются гораздо чаще. При этом наиболее устойчивы ядра с количеством нуклонов 2, 8, 14, 20, 28, 50, 82, 126. Эти числа получили название магических и связаны с тем, что, как и для электронов в атоме, для ядер справедлив принцип заполнения оболочек с особенно устойчивыми конфигурациями. [c.90]

В соответствии с особенностями электронных структур у элементов (/)-семейства энергии ионизации близки. На участке кривой 5с—2п хорошо видны две площадки, соответствующие заполнению первой и второй половин 3 /-подслоя. Заполнение З -орбиталей по одному электрону заканчивается у Мп 3(1Чз ), что отмечается некоторым повышением относительной устойчивости 452-конфигурации, проникшей под экран З -конфигурации. Наибольшее значение энергии ионизации имеет Zп(3 i 4s ), что находится в соответствии с полным завершением З -подслоя и стабилизацией электронной пары, проникшей под экран 3 -кoнфигypaции. Значения третьих энергий ионизации (см. табл. 5) также показывают, что наиболее устойчивы конфигурации у Мп и у 2п. [c.34]

Из состояний данной электронной конфигурации, дозволенных по Расселу — Саундерсу и по принципу Паули, наиболее устойчивое состояние будет иметь наибольшую мультиплетность. [c.182]

Электронная конфигурация атома урана отвечает формуле. .. 5 6 17 для урана возможны двух-, трех-, четырех, пяти- и шестивалентные состояния. Однако наиболее устойчивы.соединения четырех-и шестивалентного урана. Уран — металл серо-стального цвета, кристаллизующийся в трех модификациях, каждая из которых устойчива в определенном интервале температур. Поэтому механические свойства урана, его прочностные характеристики сильно зависят от температуры. Некоторые константы урана приведены в табл. 35. [c.325]

Вторая характерная особенность бензола — плоская конфигурация правильного шестиугольника. Ответственна ли она за ароматичность В рамках метода МОХ получаем па это утверди ельный ответ. Плоская конфигурация молекулы бензола с правильным шестиугольным циклом подразделяет электронную плотность па а- и л-системы. Только в плоской молекуле оси всех -АО атомов цикла строго параллельны друг другу, что позволяет создать единую систему л-орбиталей бензола, которая. ответственна за многие характерные его свойства. Таким образом, в основе ароматических соединений должны лежать плоские циклы. Конфигурация правильного шестиугольника также способствует стабильности ароматических соединений. Равенство всех углов между связями (120°) в бензоле в рамках метода локализованных МО указывает на 5 -гибридизацию, обеспечивающую максимальное перекрывание, и тем самым максимальную устойчивость а-связей в бензоле. Переход к плоским циклам с углом, например, 90 или 135° (квадрат и восьмиугольник) резко уменьшил бы перекрывание АО углерода и дестабилизировал бы цикл. Следовательно, плоская конфигурация обязательна для ароматических соединений углерода (и других атомов с валентными и р-электронами). Конфигурация же плоского шестиугольника является наиболее желательной, но не единственно возможной, пятичленные и семичленные циклы также возможны. [c.231]

К одной группе периодической системы всегда принадлежат те элементы, атомы которых в наружных оболочках содержат одинаковое число электронов. Так, атомы всех инертных газов, кроме гелия, содержат по 8 электронов в наружной оболочке и труднее всех ионизируются, между тем как атомы щелочных металлов содержат по одному электрону в наружной оболочке и обладают наиболее низким ионизационным потенциалом. Щелочные металлы только с одним электроном во внешней оболочке могут легко его терять, переходя в устойчивую форму положительного иона с электронной конфигурацией, подобной ближайшему инертному газу с меньшим порядковым номером. Наоборот, такие элементы, как фтор, хлор и др., приобретают конфигурацию инертных газов путем присоединения электронов, переходя при зтом в соответствующий отрицательный ион. [c.18]

Задача 11.12. Какая электронная конфигурация (число электронов) должна быть наиболее устойчивой в случае линейных комплексов переходных металлов типа МЬ2 [c.452]

Общая закономерность, наблюдаемая во втором периоде периодической системы, заключается в том, что каждый новый электрон в атоме следующего элемента удерживается более прочно из-за увеличивающегося заряда ядра. Поскольку остальные 25- и 2р-электроны находятся приблизительно на таком же расстоянии от ядра, как и добавляемый электрон, он практически не экранируется ими от последовательно возрастающего положительного заряда ядра. Этот возрастающий заряд оказывает на появляющийся в атоме фтора, Р, пятый 2р-электрон больщее влияние, чем увеличивщееся межэлектронное отталкивание. Поэтому пятый р-электрон в атоме Р удерживается очень прочно и первая энергия ионизации снова возрастает. Наиболее устойчивая конфигурация образуется при появлении щестого 2р-электрона, завершающего оболочку с п = 2, в атоме благородного газа неона, Ые [c.395]

Характерные степени окисления хрома +3 (отвечает устойчивой несвязывающей электронной конфигурации и в меньшей мере +6. У молибдена и вольфрама, как и у других 4й- и 5с -элементов, наиболее характерна высшая степень окисления, т. е. +6. Возможны также соединения, где хром и его аналоги проявляют степени окисления О, + 1, +2, - -4 и +5. [c.371]

Связи М—С имеют преимущественно металлоковалентныЙ , связи М- М — смешанный ковалентно-металлический и связи С- С преимущественно ковалентный характер. Относительная доля этих типов связи в карбиде определяется, главным образом, донорной спос обностью недостроенных -электрон-ных подуровней атомов металла. При образовании карбидов переходных металлов происходит своеобразная конкуренция двух основных процессов, направленных на увеличение статистического веса стабильных электронных конфигураций, наиболее вероятных для данного металла и углерода локализация 5/ 3-конфигураций атомов углерода, упрочняющая связь М—С и локализация наиболее устойчивых состояний атомов металла с и -электронными конфигурациями, при- [c.9]

Вследствие симметричного распределения электронной плотности наиболее устойчивы ок- таэдрические комплек-. сы, у которых все три т (о[)-орбитали заполне-- ны по одному или по два электрона, что соответствует конфигурациям [тг( )] или 1- й)Г. При низком значении А устойчивы также комплексы с конфигурацией [аР = Р]2. [c.118]

В различных вариантах таблицы Периодической системы водород включается либо в первую, либо в седьмую группы элементов, либо одновременно в обе. Более обосновано помещение водорода в седьмую группу. Подобно галогенам, он способен присоединять. тишь один электрон до завершения устойчивой электронной конфигурации. При этом водород, как и галогены, образует солеподобные соединения с наиболее актигин ,1ии металлами (гидриды), например NaH, СаНг. Гидриды — ионные соединения, п которых отрицательным ионом является Н . Ближе к галогенам водород и по физическим свойствам. [c.206]

Итак, среди свободных атомов различных химических элементов наиболее стабильной электронной конфигурацией обладают атомы гелия (ls ) и атомы остальных благородных газов (пз пр ). Можно ожидать, что атомы других химических элементов стрюмятся приобрести электронную конфигурацию ближайшего благородного газа как отвечающую минимуму энергии и, следовательно, наиболее стабильную. Например, это становится возможным при образовании электронных пар, в одинаковой мере принадлежащих соединяющимся атомам и взаимодополняющих их электронные орбитали до устойчивой конфигурации типа ls или пs лp . Так образуются, например, все двухатомные молекулы простых веществ [c.31]

Этот экспериментальный факт можно объяснить тем, что ионы F способны выступать как а- и я-доноры электронных пар, а ионы 1 , кроме того, могут быть и л-акцепторами (стр. 127). Поэтому для ионов-комплексообразователей с конфигурацией, бедной электронами dP — d ), наиболее характерны фторокомплексы. Если же ионы имеют конфигурацию d — i и орбитали их имеют достаточную протяженность, то наиболее устойчивыми оказываются иодокомплексы. [c.317]

Электронная конфигурация невозбужденного атома бора В 1з"2 2р . Как и углерод, в устойчивых соединениях бор четырехвалентен. По сравнению с ранее рассмотренными элементами 2-го периода у бора происходит дальнейшее ослабление признаков неметаллического элемента. В этом отношении бор напоминает кремний (диагональное сходство в периодической системе). Для бора наиболее характерны соединения, в которых его степень окисления равна -1-3. Отрицательные степени окисления бора проявляются редко с металлами бор обычно образует неетехиометрические соединения. [c.508]

В соответствии с положением в Периодической системе (предпоследний d-элемент 4-го периода) медь должна иметь форму.ту валентных элекфонов 4s 3d , однако конфигурация 4s 3d является более устойчивой ( провал" s -электрона на d -подуровенцаналогичный имеющему место у хрома). Известные степени окисления +1,+2,+3 наиболее устойчивая 2. [c.100]

Для хрома и его аналогов наиболее типичны производные высщей степени окисления, во многом сходные с соответствующими соединениями серы. Соединения хрома (VI) отличаются неустойчивостью в растворах и являются сильными окислителями. При этом они чаще всего восстанавливаются до анионных или катионных комплексов хрома (Ш). Хотя хром располагается в четной группе, наиболее устойчивой его степенью окисления является Ч-З. Это связано с тем, что соединения хрома (III) являются, как правило, комплексными с координационным числом 6 и октаэдрической пространственной конфигурацией расположения лигандов. В этом случае три Зй-электрона иона Сг + равномерно заселяют трижды вырожденные несвязывающие МО комплекса (см. рис. 13,5 д). Возникающая стабилизация системы за счет суммарного спина 3 V2 = V2 (по правилу Хунда) в этом случае больше, чем если бы степень окисления хрома была + 2, -f-4 и т. д. [c.511]

Расщепление октаэдрическим окружением -подуровня на уровни t-ig п eg с тремя и двумя орбиталями обнаруживается в закономерностях изменения других свойств комплексных соединений. Аналогично тому, что каждый подуровень (р, d, /) обладает повышенной устойчивостью в состоянии, наполовину и полностью заполненном электронами, наблюдается повышенная устойчивость уровней ( g и eg, если они не заполнены или заполнены наполовину и полностью. Влияние числа электронов на этих уровнях проявляется во многих свойствах октаэдрических комплексов, в том числе и в ионных радиусах комплексообразователей (рис. 4.26). В ряду -элементов четвертого периода при переходе от Са + к обнаруживается уменьшение ионных радиусов. Это означает, что окружающие молекулы или ионы (лиганды) подходят на более близкие расстояния к ионам-комплексообразователям. У иона Са + -электроны отсутствуют двухзарядный ион скандия неизвестен. Ион Ti + имеет конфигурацию , и два электрона находятся на двух орбиталях из трех dxy, dy илиd . В октаэдрическом окружении эти орбитали располагаются в пространстве не на осях координат, а а областях, наиболее удаленных от лигандов. Поэтому лиганды могут подойти ближе к центральному иону, а это означает уменьшение размера иона. Аналогичным способом объясняется дальнейшее уменьшение ионного радиуса у иона V +. [c.207]

Наряду с этим при взаимодействии с более сильными, чем он, восстановителями водород может сам восстанавливаться. Это обусловлено тем, что на первом энергетическом уровне наиболее устойчивым является сочетание из двух электронов, а водородному атому недостает всего одного электрона для такой устойчивой конфигурации. При взаимодействии с атомами, содержащими слабо связанные электроны (Li, Na, К, Са и др.), атом водорода образует сильно полярные (в пределе — ионные) связи, в которых водородному атому принадлежит отрицательный заряд. Эти соединения называются гидридами металлов (NaH, КН, aHj). Водород в них находится в степени окисления — 1 и при разложении электролизом этих соединений он выделяется на аноде водород выполняет функции окислителя. В этих реакциях и в свойствах гидридов металлов водорода проявляется аналогия водорода с галогенами. Это объясняется тем, что атомам водорода, как и атомам галогенов, недостает по одному электрону до устойчивой конфигурации атомов инертных элементов. [c.46]

Ионизационные потенциалы увеличиваются в следующем порядке А < 2 < 3 < порядкового номера элемента . Резкие максимумы соответствуют атомам благородных газов, которые обладают наиболее устойчивой электронной конфигурацией. Минимумы кривой характерны для щелочных металлов, атомы которых, отдавая свой единственный s -электрон внешнего слоя, приобретают конфигу- [c.28]

Семейство железа. Атомы элементов Ре, Со и N1 имеют соответственно следующую электронную конфигурацию . .. ... ЗсШз и. ..ЗсШз . Отвечающие максимальному числу неспаренных электронов валентные состояния Ре , Со и N1 для данных элементов нетипичны. Наиболее характерными для них являются валентности 2 и 3. Причем в ряду Ре—Со—N1 устойчивость соединений с низшей валентностью элемента возрастает, а с высшей — падает. [c.293]

При образовании химической связи электронная структура получившихся частиц принимает такую конфигурацию, которая отвечает наибольшей энергии связи. Это может произойти, при условии преодоления сил отталкивания (или так называемого энергетического барьера ) между реагирующими частицами. Силы отталкивания могут быть преодолены частицами, обладающими повышенным запасом энергии. Такие реакционноспособные частицы, обладающие определенным избытком энергии (по сравнению со средней величиной энергии всех частиц, характерной для данной температуры), называются активными. Такими молекулами могут быть наиболее быстрые , т. е. обладающие в момент столкнове-Ш1я большой кинетической энергией, возбужденные — у которых некоторые электроны находятся на более высоком энергетическом уровне (а не на нормальном) молекулы, внутреннее строение которых (например, расстояние между атомными ядрами) Отличается от наиболее устойчивого состояния Эти частицы обладают большой кинетической энергией, увеличенным расстоянием меж у атомными ядрами и др. [c.11]

В I было отмечено, что электронная конфигурация атомов инертного газа является наиболее предпочтительной у атомов или ионов, образующи.х молекулу. Необходимо подчеркнуть, что такая конфигурация является предпочтительной, но не единственной прн образовании устойчивых ионов. Эти ионы известны для металлов больших периодов, нлиример Ре +, 1 е +, Сг + (т. е. имеющих не полностью достроенную -орбиталь). [c.76]

Хром относится к переходным d-элементам и находится в побочной подгруппе VI группы периодической системы элемеп-тов Д. И. Менделеева. В соответствии с электронной конфигурацией валентных подуровней (3dHs ) хром может проявлять степень окисления от I до VI. Наиболее устойчивы соединения дрома(1П) и хрома (VI). При обычных температурах могут ыть получены и соединения хрома (И). [c.257]

Галлий, индий, таллий расположены в П1 группе периодической системы элементов Менделеева и составляют побочную подгруппу (с. 50). Электронная конфигурация атомов представлена в табл. Г17. В отличие от В и А1 электронам валентносги у Оа, 1п, Т1 предшествует оболочка из 18ё, что приводит к немонотонному нзмененню ряда свойств элементов в подгруппе с ростом порядкового номера (см. табл. 1.17). В связи с электронной конфигурацией пз пр они проявляют степень окисления, равную +3 и +1. Устойчивость трехвалектного состояния уменьшается от Оа к Т1 (а устойчивость одновалентного состояния растет), что связано с ростом поляризующего действия трехвалентных ионов по мере увеличения их радиуса и появлением у Т1 эффекта дополнительной поляризации. Так, если для Са наиболее характерна степень окисления, равная +3, то для Т1 равная +1. [c.167]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология