Галогены энергетические уровни

Наличие в атомах галогенов одного неспаренного электрона на внешнем энергетическом уровне обусловливает проявление ими одновалентного состояния. Для проявления более высоких значений валентности необходимо возбуждение атомов, т. е. распаривание электронных пар и переведение одного из р- или 5-электро-нов на следующий энергетический уровень. [c.238]

Поскольку возбуждение электрона, связанное с переходом на следующий энергетический уровень, требует очень большой затраты энергии, то фтор бывает только одновалентным. У атомов следующих галогенов в пределах валентного слоя имеются вакантные -орби-тали. Переход электронов в пределах одного и того же энергетического уровня требует гораздо меньшей энергии. Например, для атома хлора такое возбуждение можно представить так [c.255]

Отрицательно заряженные ионы образуются во время химической реакции из атомов с малыми радиусами, обладающих максимальным сродством к электрону и электроотрицательно-стью. К таким атомам относятся галогены Р, С1, Вг и I. У атомов этих элементов незавершенный энергетический уровень содержит по семь электронов. Принимая электрон, галоген завершает энергетический уровень, увеличивает свой радиус по сравнению с атомом, образует более мощное отрицательное заряженное электромагнитное поле. [c.50]

Молекулы органических соединений могут содержать гетероатомы с неподеленными (не участвующими в связях) -электронами (атомы азота, кислорода, серы, галогенов и др.). Неподеленные электроны этих атомов возбуждаются квантами энергии фотонов ультрафиолетовой части спектра и переходят па более высокий энергетический уровень. Само по себе это возбуждение не представляет интереса для цветности органических соединений. Однако заместители, обладающие неподеленными парами электронов, оказывают на молекулу с сопряженными двойными связями поляризующее действие, вызывая постоянное, не зависящее от действия света, смещение я-электронов. [c.29]

Атомы галогенов имеют на внешнем энергетическом уровне по 7 электронов. Этим объясняется общность их свойств. Стремясь завершить внешний уровень, они присоединяют по одному электрону, проявляя степень окисления, равную —1. Такую степень окисления галогены имеют в соединениях с водородом и металлами. [c.209]

То, что фтор никогда также не обладает в гомеополярных соединениях большей валентностью, чем, единица, объясняется теорией Гейтлера — Лондона, так же как максимальная двухвалентность кислорода следует из принципа Паули. Напротив, аналоги фтора, также как аналоги кислорода, могут проявлять в гомеополярных соединениях более высокие валентности, так как вследствие более высоких главных квантовых чисел их внешних электронов на впепшей оболочке их атомов могут располагаться более чем 8 электронов. Правда, при этом часть внешних электронов должна перейти на энергетический уровень с более высоким орбитальным квантовым числом ( -уровень). Следовательно, соединения, в которых галогены проявляют более высокую валентность, чем единица, производятся не из основного состояния атома, а из возбужденных состояний. Основное состояние атома соответствует у всех галогенов дублетному терму ( Ps/j), т. е. в основном состоянии все электроны, кроме одного, спарены. [c.828]

Главная подгруппа элементов VII группы (подгруппа галогенов). Характерная особенность подгруппы состоит в том, что атомы галогенов по сравнению с атомами других элементов содержат максимальное число валентных электронов — 7, причем все они застраивают внешней энергетический уровень. Конфигурация пр" , где п — главное квантовое число уровня и одновременно номер периода, к которому принадлежит данный галоген. Такая ситуация создает у атомов галогенов мощное аттракционное поле и резко повышает электронофильность элементов. Отсюда у них отчетливо выраженные электроноакцепторные свойства, что среди галогенов в максимальной степени проявляется у фтора. Его атомы к тому же в своей оболочке содержат минимальное число электронных слоев, экранирующих поле ядра — это единственный слой, отвечающий энергетическому уровню К (ге-лийная подоболочка). Так, фтор — ярко выраженный неметалл, очень энергичный окислитель (правда, с ним конкурируют некоторые частицы, находящиеся в высших степенях окисления, например некоторые фторсодержащие соединения инертных элементов — гл. 27, 2, а также электрический ток на аноде). [c.480]

Теория Гейтлера и Лондона в применении к щелочноземельным металлам приводит прежде всего к выводу о том, что их атомы в нормальном состоянии не могут образовывать гомеополярных соединений (так как они не имеют неспаренных электронов). Поскольку переход одного из двух электронов внешней сферы с s-уровня на соседний р-уровень связан с небольшой затратой энергии (для Mg 62,2, для Са 43,1 ккал1г-атом), теоретически можно предположить, что при переходе атома в возбужденное состояние образуются гемеополярные соединения. Однако в настоящее время еще нельзя провести точный расчет устойчивости атомных связей, образующихся за счет р-электронов. Опыт показывает, что чисто гомеополярные соединения щелочноземельных металлов, гапример соединения с органическими радикалами, мало устойчивы. Интересна особая способность магния к образованию соединений типа XMgR (X — галоген, И — органический радикал). Вследствие большого практического значения последних (см. ниже) объяснение природы существующих в них связей и особенно энергетических соотношений представляло бы для химии значительный интерес. [c.240]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология