Щелочные электронное строение

Элементы побочной подгруппы III группы скандий 8с, иттрий У, и лантан Ьа относятся к редким и рассеянным металлам. До недавнего времени они не находили широкого применения. По электронному строению они относятся к переходным металлам, поскольку содержат на внешней оболочке один ( -электрон, однако по свойствам напоминают скорее щелочноземельные металлы. Все они сильно электроположительны и практически всегда проявляют одну степень окисления +3. Щелочные свойства гидроксидов этих металлов усиливаются от скандия к лантану (гидроксид лантана — сильное основание). [c.153]

К а-элементам относятся водород, гелий, щелочные и щелочноземельные элементы, а также бериллий и магний. Водород и гелий существенно отличаются по своим физическим и химическим свойствам друг от друга и от остальных з-элементов. Это связано с резким отличием электронного строения их атомов от электронного строения атомов остальных -элементов. Свойства водорода удобнее обсуждать при изучении химии р-элементов УПА-подгруппы, а гелия [c.379]

С атомом какого инертного газа и с ионами какого галогена и какого щелочного металла сходен по электронному строению отрицательно заряженный ион азота [c.84]

Все щелочные металлы — очень сильные восстановители, их стандартные электродные потенциалы (E ) отрицательные. Наиболее отрицателен Е° лития (см. табл. 6.1). Это связано с особенностями электронного строения атома лития (ls 2s ), наименьшим его радиу- [c.252]

Прежде всего обращает на себя внимание периодичность в изменении электронных конфигураций атомов элементов в зависимости от порядкового номера. Это указывает, что в основе систематики химических элементов лежит электронное строение атомов. Каждый период начинается элементом с новым значением п. В связи с этим номер периода совпадает с главным квантовым числом внешних электронов атома. Сам период можно характеризовать как совокупность элементов, начинающуюся с пз и завершающуюся гs rtp элементами, т, е. как совокупность их от щелочных металлов до благородных газов. Исключение составляет первый период, содержащий только водород и гелий. Число элементов в периодах соответственно равно 2, 8, 8, 18, 18, 32, Элементы подгрупп имеют сходные внешние электронные конфигурации, что обусловливает общность их химических свойств. К главной подгруппе относятся элементы, для атомов которых п [c.65]

Общая характеристика. Все атомы указанных элементов имеют во внешнем уровне по два з-электрона. Строение предпоследнего уровня такое же, какое и у щелочных металлов. Это менее активные металлы, чем щелочные. Чтобы проявилась их валентность, равная двум, необходимо затрачивать энергию активации для перевода одного 8-электрона в р-подуровень. Из-за необходимости разъединения спаренных з-электронов первый потенциал ионизации у Ве и Mg более высокий, чем у следующих за ними В и А1 (табл. 22). [c.274]

Каждый период начинается щелочным металлом (кроме первого периода), в атомах которого на внешнем электронном слое имеется один s-электрон электронное строение внешнего слоя — ns (п — номер периода). [c.81]

Многочисленные известные людям металлы химики делят на четыре типа в соответствии с электронным строением металлы (щелочные, щелочноземельные, магний и бериллий), р-металлы (алюминий, галлий, индий, таллий, олово, свинец, сурьма, висмут, полоний), ё- и / металлы (которые иногда объединяют термином переходные металлы ). А какие металлы относятся к черным, цветным и малым [c.210]

ЭЛЕКТРОННОЕ СТРОЕНИЕ АЗИДОВ ЩЕЛОЧНЫХ МЕТАЛЛОВ [c.137]

Используя уравнение (4-2) и значения С , определенные для галогенидов щелочных металлов, можно найти значение радиусов для всех ионов, имеющих электронную конфигурацию атома инертного газа. Однако определенные таким образом ионные радиусы для всех многозарядных ионов правильно передают только размеры этих ионов относительно ионов щелочных металлов и галогенов. Эти относительные значения называют одновалентными радиусами, они представляют собой те радиусы, которые имели бы многозарядные ионы, если бы они сохранили свое электронное строение и вошли в ионные соединения как однозарядные ионы. К счастью, для многозарядных ионов можно получить имеющие физический смысл кристаллические радиусы г р из одновалентных радиусов Го, помножив последние на множитель, получаемый из уравнения Борна (см. стр. 161) [c.113]

Щелочные металлы первой подгруппы имеют на внешней электронной оболочке по одному электрону и, следовательно, одновалентны. Электронное строение лития показано на рисунке 58. [c.333]

Положительная и отрицательная валентность. По пред ставлению Бора о строении атомов одновалентны те элементы, которые во внешнем слое своей электронной оболочки имеют лишь один электрон, легко им отщепляемый, причем они остаются с одним положительным зарядом. Таким является водород и элементы, находящиеся в первом вертикальном столбце периодической оистемЫ элементов, как Li, Na, К и т. д. (щелочные металлы). Когда щелочные металлы теряют электрон внешнего слоя своей электронной оболочки (валентный электр он), то строение всей их электронной оболочки становится таким же, как и у ближайшего к ним благородного газа с низшим порядковым числом Далее, одновалентными становятся те элементы, которые имеют во внешнем слое электронной оболочки 7 электронов. Чтобы строение их стал устойчивым, они должны пополнить свой внешний слой одним электроном. Таким образом, присоединив последний, они приобретают один отрицательный заряд. К ним относятся элементы, находящиеся в седьмом вертикальном столбце периодической системы, а именно F, С1, Бг, J (галоиды). С присоединением восьмого электрона строение всей их электронной оболочки становится таким же, как и строение ближайшего к ним благородного газа с высшим порядковым числом. [c.30]

Поляризующая способность ионов, т. е. их способ-, ность оказывать деформирующее воздействие на другие ноны, также зависит от заряда и размера иона. Чем больше заряд иона, тем сильнее создаваемое им электрическое ноле следовательно, наибольшей поляризующей способностью обладают многозарядные ионы. При одном и том же заряде напряженность электрического поля вблизи иона тем выше, чем меньше его размеры. Поэтому поляризующая способность ионов одинакового заряда и аиалогичиого электронного строения падает с увеличением иотюго радиуса. Так, в ряду катионов щелочных металлов поляризующ.а,я [c.152]

Металлы подгруппы 1А периодической системы элементов И. Менделеева 1.1, Ыа, К, КЬ, Сз п Рг называются щелочными. Щелочноземельными металлами называются эле.менты подгруппы ПА Са, 5г, Ва, Ра на.ходящиеся в этой же подгруппе Ве и Мй к щелочноземельным металлам не относятся. В соответствии с электронным строением атомов щелочных металлов оии всегда одновалентны. Щелочноземельные металлы, Ве и в невозбужденном состоянии проявляют нулевую валентность. При возбуждении их атомы приобретают электронную ко)1фиг рацию наружного слоя пз пр и становятся двухвалентны.ми. За счиг образования дони )но-акцепторных связей валентность элементов может увеличиться, что особенно характерно для Ве. [c.127]

Все элементы в соответствии с электронным строением атомов можно подразделить на металлы и неметаллы. Такая дифференциация элементов относительна. Б каждом элементе представлены в той или иной мере оба противоположных качества. Металлические свой-, ства элементов определяются способностью атомов при взаимодействии частично или полностью смещать электронные облака к другим атомам ( отдавать электроны), проявлять восстановительную активность. К самым активным металлам относятся элементы с меньшей энергией ионизации и электроотрицательностью, максимально большими радиусами атомов и малым числом внешних электронов (например, щелочные металлы). Неметаллические свойства определяются способностью атомов принимать электроны, проявлять при взаимодействии окислительную активность. К наиболее активным неметаллам (окислителям) относятся элементы с большой энергией ионизации атомов, большим сродством к электрону и минимально возможными радиусами атомов (галогены, кислород, сера). Из 107элементов металлическими свойствами обладают 85, неметаллическими — 22. Ряд элементов проявляет амфотерные свойства (Ве, 2п, А1, 5п, РЬ и др.). Изменение свойств элементов в периодической системе можно проследить в трех основных направ- [c.84]

Используя представления о кайносимметрии, можно выделить более тонкий вид электронной аналогии, так называемую слоевую аналогию (в дополнение к групповой и типовой аналогии). Слоевыми аналогами называют элементы, которые являются типовыми аналогами, но не имеют внешних или предвнешних кайносимметричных электронов. К таким аналогам относятся, например, в IA-группе К, Rb, s и Fr, а Li и Na не являются слоевыми аналогами с остальными щелочными металлами, поскольку у Li присутствует внешняя кайносимметричная 2р-оболочка (вакантная), а у Na кайносимметрнчная заполненная 2р-оболочка является предвнеш-ней. В ПА-группе слоевыми аналогами являются щелочно-земельные металлы (подгруппа кальция), а в П1А-группе — элементы подгруппы галлия и т. д. С точки зрения электронного строения слоевые аналоги являются между собой полными электронными аналогами. Поэтому рассматривать химические свойства элементов группы мы будет в такой последовательности первый типический элемент, второй типический элемент, остальные элементы главной подгруппы, элементы побочной подгруппы. Например, в И1 группе отдельно рассматриваются бор, алюминий, подгруппа галлия, подгруппа скандия в V группе — азот, фосфор, подгруппа мышьяка, подгруппа ванадия п т. п. [c.15]

Гипотеза Григоровича. По мнению В. К. Григоровича, расположение атомов в твердых и жидких простых веществах определяется, в основном, их электронным строением [8]. В металлической решетке, где внешние электроны положительных ионов сильно возбуждены вследствие возмущающего действия соседних атомов, сравнительно небольшой прирост температуры может быть достаточным для наступления перекрытия и обменного взаимодействия внешних р оболочек ионов, не перекрывающихся при низких температурах ([8], стр. 202). Так, например, объемноцентрированная кубическая структура натрия, область существования которой простирается от 30 К до температуры плавления, по Григоровичу, может быть объяснена с помощью следующих соображений. Из экспериментальных данных (об оптических свойствах, эффекте Холла и т. д.) известно, что натрий в твердом и жидком состоянии имеет один электрон проводимости на атом. Это означает, что его валентный электрон с Зз уровня переходит в электронный газ. Атомы натрия в конденсированном состоянии имеют внешнюю 25 2р оболочку. Взаимодействие ионов с электронным газом приводит к сближению и перекрыванию р-орбиталей внешних р оболочек ионов, в результате чего возникают обменные / вухэлектронные о-связи, направленные по трем осям прямоугольных координат. Образование шести связей каждым атомом со своими соседями приводит к простой кубической ячейке со свободным объемом в центре, который может быть заполнен таким же ионом. Так, из двух простых кубических под-решеток, энергетически невыгодных, а потому редко реализующихся в металлах, образуется ОЦК структура, одна из трех типичных металлических структур. Гипотеза Григоровича иллюстрируется рис. 43. Точно так же обосновывается возникновение ОЦК структур и у других щелочных металлов. Для лития, ионы которого имеют 15 оболочку, возникновение ОЦК структуры связывается с предположением о переходе 8 электронов на р уровни. [c.175]

ДЛЯ галогенидов щелочных металлов. Отметим, что энергия решетки возрастает по мере уменьшения размеров катиона или аниона. Например, она систематически возрастает в рядах Lil, LiBr, Li l, LiF или sF, RbF, KF, NaF, LiF. В первом из этих рядов происходит последовательное уменьшение размеров галогенид-иона (при постоянном ионном заряде), а во втором ряду — уменьшение размеров иона щелочного металла. Наблюдаемые изменения энергии решетки на самом деле обусловливаются не только электростатическим притяжением ионов, которое характеризуется ионным потенциалом. Определенную роль играют и такие факторы, как изменение сил отталкивания между ионами с зарядами одного знака, а также степень деформации ионов под действием окружающего их электрического поля. Оба эти фактора в свою очередь в какой-то мере зависят от взаимного расположения ионов в кристалле и от их ионного потенциала (подробнее об этом см. гл. 10). Данные факторы проявляются не столь заметно при сопоставлении энергий решетки различных галогенидов щелочных металлов, но приобретают важное значение при сравнении свойств веществ, состоящих из ионов с более высоким ионным потенциалом или имеющих не такое электронное строение, как у атомов благородных газов. В рассматриваемом случае налицо преобладающая роль ионного потенциала. [c.131]

Амиды гидролизуются как в кислой, так и в щелочной среде, образуя исходный амин и карбоновую кислоту. Реакция ацилирова-ния играет очень важную роль в химии аминов. Она используется как метод защиты аминогруппы от нежелательных реакций. Чтобы понять защитную роль ацилирования, необходимо сравнить электронное строение амина и амида. В молекуле амида атом азота участвует в -сопряжен и и с двойной связью С=0 (проявляет +М-эф-фект). Поэтому электронная плотность на атоме азота амида оказы- [c.213]

В докладе докт.хим.наук Б.А.Трофимова ичлена-корреспон-дента АН СССР М.Г.Воронкова освещены результаты систематических исследований электронного строения ненасыцевных сульфидов, полученных на базе ацетилена или его производных и из дешево-го сернистого сырья (элементарной серн,сероводорода,сульфидов, гидросульфидов щелочных металлов,сероуглерода я тиомочевины). Изучены электронные эффекты,действующие в молекулах виниловых сульфидов, а тв же их ближайших аналогов и родственных соединений. [c.4]

Каждый период Системы начинается с атомов -элементов, образующих щелочные металлы (или И в 1-м периоде), и заканчивается атомами / -элементов, образующих б.лагород-ные газы, что отражает главную прерывистую периодичность в изменении электронного строения атомов по мере увеличения их атомного номера. Это отвечает возрастанию СХ элементов в пре-де.лах каждого периода слева направо. [c.81]

Наиболее важной из всех связей этого типа является ионная связь, обусловленная электростатическн1М притяжением избыточных электрических зарядов противоположно заряженных ионов. Атомы металлов, например, легко теряют свои внешние электроны, а атомы неметаллов, наоборот, стремятся присоединить добавочные электроны. Таким образом, могут возникнуть устойчивые катионы и анионы, которые в основном сохраняют свое электронное строение при приближении друг к другу и при образовании молекулы или кристалла. В кристаллах галогенидов щелочных металлов нет отдельных молекул МеХ. Кристаллы состоят из катионов металла и анионов галоида. Кристаллическая решетка большинства галогенидов тюстроена так, как это изображено на рис. 3 для хлористого натрия. [c.32]

Электронное строение ионов щелочных металлов такое же, как и атомов инертных газов, поэтому электронные оболочки Ы , Na" ,. . . очень прочны и трудно возбудимы. Резонансные линии этих ионов лежат в далекой ультрафиолетовой области спектра. В видимой обтасти спектра линии ионов щелочных металлов не видны даже при Значительных концентрациях ионов. [c.63]

По электронному строению внешнего слоя (табл. 17), содержащему два электрона, все эле1менты II группы относятся к металлам. По строению предвнешнего энергетического уровня, радиусам атомов и ионов они делятся на две подгруппы ПА — предвнешний слой у атомов состоит из 2 или 8 электронов. К этой подгруппе относятся Ве, Мд, Са, 5г, Ва, Еа ПВ имеющих завершенную до 10 электронов ( -орбиталь предвнешнего слоя. Сюда входят 2п, С(1, Н . Размеры атомов — элементов главной подгруппы меньше, чем у щелочных металлов тех же периодов, а побочной больше, чем у под- [c.297]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология