Элементы электронные оболочки

Элемент Электронная оболочка 1 Потенциал ионизации, 1р Ионный радиус, Г1 1 /С = = 8 Ч-П [c.18]

Выше мы говорили, что определяющее элемент значение 2 есть заряд атомного ядра и в то же время число электронов в электронных оболочках. Казалось бы, стоит изменить число электронов в оболочках, чтобы получить из одного элемента другой. На самом деле это не так. При отрыве или присоединении к нейтральному атому электронов получаются положительные и отрицательные ионы того же элемента. Природа элемента связана с зарядом атомного ядра. Стоит изменить этот заряд, как получается новый элемент, электронные оболочки атомов которого немедленно перестраиваются так, как это следует для получившегося элемента. [c.42]

Обозначим атомы элементов, содержащие электроны только на одном уровне К, как однослойные (сюда относятся лишь два элемента водород и гелий). Атомы элементов, электронная оболочка которых содержит два и более слоя, условно обозначим как многослойные к их числу относятся все остальные элементы. При этом характерно, что однослойные атомы на внешнем слое могут содержать не более двух, а многослойные — не более 8 электронов. У последних второй снаружи слой содержит не более 18 электронов (обычно между 8 и 18 электронами) [c.27]

Элемент Электронные оболочки [c.35]

У каждого атома щелочных металлов электроны распределяются таким образом, что внешнюю оболочку занимает только один электрон. Поскольку при столкновении атомов в контакт вступают именно внешние электронные оболочки, то следует ожидать, что число электронов на внешней оболочке и определяет химическую активность элемента. Элементы с аналогичными внешними электронными оболочками имеют сходные свойства, как, например, вышеупомянутые щелочные металлы. [c.158]

Составляя периодическую таблицу, Менделеев, разумеется, сам того не зная, расположил элементы в соответствии со строением электронных оболочек их атомов. [c.158]

Сиборг и его группа установили, что трансурановые элементы похожи друг на друга, как похожи друг на друга редкоземельные элементы (см. гл. 8). Объясняется это сходство теми же самыми причинами новые электроны размещаются на внутренних электронных оболочках, а внешняя электронная оболочка с тремя электронами остается неизменной. Первый ряд элементов, начинающийся с лантана (порядковый номер 57), получил название ряда лантаноидов, а более новый, начинающийся с актиния (порядковый номер 89) — рядом актиноидов. [c.176]

Порядок формирования электронных оболочек атомов можно проследить также по помещенным на форзацах книги вариантам периодической системы элементов Д. И. Менделеева. [c.23]

Выделением энергии сопровождается присоединение одного электрона к атомам кислорода, серы, углерода и некоторым другим. Таким образом, для указанных элементов силы притяжения к ядру дополнительного электрона оказываются большими, чем силы отталкивания между дополнительным электроном и электронной оболочкой атома. [c.35]

Нейтроны, проходя через вещество, сталкиваются и взаимодействуют только с ядрами атомов и могут быть поглощены ими, а элемент, таким образом, будет превращен в изотоп. В результате распада ядер этих изотопов могут образоваться новые элементы. Если нейтрон не захватывается ядром, то он может выбить атом из молекулы. Скорость выбитого атома может быть настолько большой, что он потеряет один или несколько электронов. При небольших энергиях нейтронов скорость выбитого атома невелика, и он сохраняет свою электронную оболочку, хотя последняя может придти в возбужденное состояние. [c.260]

В дальнейшем на электронных схемах мы для упрощения будем указывать только неполностью занятые энергетические уровни, В соответствии с э 1им, строение электронной оболочки атома еле дующего элемента второго периода — бериллия (2 = 4)—выра жается схемой [c.89]

Десять -элементов, — начиная со скандия и кончая цинком,— принадлежат к переходным элементам. Особенность построения электронных оболочек этих элементов, по сравнению с предшествующими (5- и р-элементами) заключается в том, что при переходе к каждому последующему -элементу новый электрон появляется не во внешнем ( = 4), а во втором снаружи ( — 3) электронном слое. В связи с этим важно отметить, что химические свойства элементов в первую очередь определяются структурой внешнего электронного слоя их атомов и лишь в меньшей степени зависят от строения предшествующих (внутренних) [c.95]

Элементы этой подгруппы — цинк, кадмий н ртуть — характеризуются наличием двух электронов в наружном слое атома п восемнадцати в предыдущем. Строение двух наружных электронных оболочек нх атомов можно отразить формулой п— 1)/ [c.619]

В 1912 г. Генри Мозли (1887-1915) обнаружил, что частота рентгеновского излучения, испускаемого элементами при бомбардировке электронным пучком, лучше коррелирует с их порядковыми номерами, чем с атомными массами. Закономерная взаимосвязь между порядковым номером элемента и частотой (или энергией) рентгеновских лучей, испускаемых элементом, определяется внутриатомным строением элементов. Как мы узнаем из гл. 8, электроны внутри атома располагаются по энергетическим уровням. Когда элемент бомбардируется мощным пучком электронов, атомные электроны, находящиеся на самых глубоких энергетических уровнях, или, иначе, электроны из самых внутренних оболочек (ближайших к ядру), могут вырываться из атомов. Когда внешние электроны переходят со своих оболочек на образовавшиеся вакансии, атомы излучают энергию в форме рентгеновских лучей. Рентгеновский спектр элемента (набор частот испускаемого рентгеновского излучения) содержит в себе информацию об электронных энергетических уровнях его атомов. В настоящий момент для нас важно то, что эта энергия зависит от заряда ядра атома. Чем больше заряд атомного ядра, тем прочнее связаны с ним самые внутренние электроны атома. Тем большая энергия требуется для выбивания из атомов этих электронов и, следовательно, тем большая энергия испускается, когда внешний электрон переходит на вакансию во внутренней электронной оболочке. Мозли установил, что частота испускаемого при этом рентгеновского излучения (ее обозначают греческой буквой ню , V) связана с порядковым номером элемента Z соотношением [c.311]

В пятом периоде наблюдается такая же картина сначала заполнение 5х-орбиталей, затем заполнение уровня с и = 5 прерывается заселением погруженных в общее атомное электронное облако 4 -орбиталей, которое соответствует построению второго ряда переходных металлов, и, наконец, заполнение 5р-орбиталей, завершающееся построением валентной структуры благородного газа ксенона, Хе 4 5> 5р. Общим свойством всех благородных газов является наличие у них заполненной внешней электронной оболочки х р. В этом и заключается причина упоминавшейся выше особой устойчивости восьмиэлектронных валентных оболочек (см. гл. 7). Запоздалое заполнение /-орбиталей (и /-орбиталей) обусловливает появление неодинаково длинных периодов в периодической системе первый период содержит 2 элемента, второй включает 8 элементов, а третий тоже только 8, хотя мог бы содержать 18 элементов (на уровне с и = 3 размешается 18 электронов), затем следует четвертый период с 18 элементами, хотя он мог бы содержать 32 элемента (на уровне с и = 4 размещается 32 электрона). [c.398]

На примере Н2 и р2 можно понять, что происходит во многих молекулах, где электронные пары образуют связи, в результате чего каждый атом, приобретает замкнутую электронную оболочку. Для построения замкнутой электронной оболочки атому водорода требуются два электрона, которые заполнят его валентную Ь-орбиталь. Каждому атому элемента второго периода требуется для создания замкнутой электронной оболочки восемь- электронов (восьмерка октет), потому что на 2х- и 2р-орбиталях размещается до восьми электронов (2 "2р ). Это требование получило название правила октета. В примере с молекулой 2 каждый атом Р после образования связи оказывается окруженным восемью электронами. [c.467]

В приведенных выше уравнениях известны теплоты образования молекулярных частиц, и для каждого процесса могут быть получены относительные термодинамические энергии (Е ). Например, для уравнения с ННз определяется как теплота образования ОН3 минус теплота образования КНз. График зависимости Ет от энергий связи 15-электронов азота ( ь) демонстрирует исключительно хорошую корреляцию (рис. 16.16). Такой тип замещения эквивалентных оболочек дает хорошие корреляции и для данных по энергиям связи электронов в других элементах, например в углероде (Ь) и ксеноне ( /2) [55]. Этот вид корреляций полезен, поскольку дает возможность из некоторых измеренных энергий связи электронов оболочки и известных термодинамических параметров предсказать различные, еще не определенные термодинамические величины. Изучение приведенных выше уравнений показывает, что их можно использовать для определения сродства к протону. По некоторым непонятным причинам сродство к протону (РА) молекулы В берется как положительное число и приравнивается изменению энергии процесса (16.32) с отрицательным знаком. [c.351]

Число = Заряд = Число = Порядковый номер протонов ядра электронов элемента Атомная оболочка [c.29]

Поляризующее действие ионов также зависит от их типа, заряда и радиуса. Оно тем значительнее, чем больше заряд, чем меньше радиус и чем устойчивее электронная оболочка иона. Наибольшее поляризующее действие оказывают те ионы, которые сами слабо поляризуются. Поэтому если данный элемент образует ионы различного заряда, то их поляризующая сила резко возрастает с увеличением заряда, так как одновременно с увеличением заряда уменьщается их радиус. Наоборот, многоатомные (комплексные) ионы больших размеров, как правило, сильно деформируемые, обычно оказывают незначительное поляризующее действие. [c.112]

Бериллий существенно отличается от остальных элементов группы ПА — сказывается малый раднус г, и большое значение ионного потенциала /г,- (где Z — заряд иона), а также наличие в ионе Ве + лишь одной (гелиевой) электронной оболочки. Значительное поляризующее действие Ве + на анион приводит к тому, что в соединениях бериллия появляется значительная доля ковалентной связи. [c.313]

Было предложено (Дж. Н. Льюисом) следующее общее определение кислот и оснований все вещества, содержащие неподеленные электронные пары, являются основаниями все вещества, включающие элемент, электронная оболочка KOTopoi o имеет на два электрона меньше, чем должно быть в заполненной оболочке, являются кислотами. Аммиак — это типичное основание, а трехфтористый бор — типичная кислота. При взаимодействии кислоты Льюиса с основанием Льюиса образуется аддиционное соединение. [c.182]

I. Схема термов щелочных элементов. Электронные оболочки атомов ш.елочных металлов Ы, Ма, К, КЬ, Сз и Рг имеют одинаковое строение — вне заполненных оболочек находится один электрон в состоянии П8. Основным термом является терм Заполненные оболочки очень прочны, так как их строение такое же, как и у атомов благородных газов. По этой причине спектры атомов ш,елочных металлов определяются исключительно переходами внешнего, наиболее слабо связанного электрона. Эффективное поле, в котором движется этот электрон, центрально-симметрично, поскольку заполненные оболочки всегда имеют равные нулю полный орбитальный момент и полный спин. На больших расстояниях эффективное поле совпадает с кулоновским полем заряда е, так как электроны замкнутых оболочек экранируют поле ядра. На малых расстояниях (вблизи ядра) экранировка не имеет места, и роль заполненных оболочек сводится к созданию некоторого постоянного потенциала. Таким образом, [c.56]

Все свойства элементов, определяемые электронной оболочкой атома, закономерно изменяются по периодам и группам периодической системы. При этом, поскольку в ряду элементов-аналогов электронные структуры с X о д н ы, но н е т o fk ji е с т в е н н ы, при переходе от одного элемента к другому в группах и подгруппах на-блюдаегся не простое повторение свойств, а их более или менее отчетливо выраженное закономерное изменение. [c.31]

На Енешнем слое у -элементов находятся 1—2 электрона (пз-со-стояиие), остальные валентные электроны расположены в (п—1) -состоянии предвнешнего слоя. Подобное строение электронных оболочек атомов -элементов определяет ряд их общих свойств. Простые вещества, образованные переходными элементами, являются металлами (число валентных электронов в их атомах заметно меньше числа орбиталей). [c.503]

В отлячие от подгруппы мышьяка в подгруппе ванадия по мере увеличения порядкового номера элемента уплотняются электронные оболочки атомов. Об этом свидетельствуют рост в ряду V—МЬ—Та первой энергии ионизации и характер изменения атомных и ионных радиусов. Вследствие лантаноидного сжатия атомные и ионные радиусы ЫЬ и Та практически одинаковы, поэтому ниобий и тантал по свойствам ближе друг к другу, чем к ванадию. [c.539]

Ял )о атома некоторого элемента содержит 16 нейтронов, а электронная оболочки этого атома — 15 эле]гг110П0в. Назвать элемент, изотопом ь оторого является данный атом. Привести запись его символа с указанием заряда ядра и массового числа. [c.51]

Массовое число атома некоторого элемента равно 181, в электронной оболочке атома содержится 73 электрона. Указать число протонов н не1ггронов в ядре атома и название элемента. [c.51]

Во спешней электронной оболочке атомы рассматриваемых элементов содержат шесть электронов — два на s-орбитали и четыре па -орбиталн. Атом кислорода отличается от атомон других элементов подгруппы отсутствием ui-иодуровня во внешнем электронном слое [c.373]

Благородные газы заканчивают собой каждый период системы элементов. Кроме гелия, все они имеют в наружном электронном слое атома восемь электронов, образующих очень устойчивую систему. Также устойчива и электронная оболочка гелия, состоящая из двух электронов. Поэтому атомы благородных газов характеризуются высокими значениями энергии ионизации и, как иравнлб, отрицательными значениями энергии сродства к электрону. [c.667]

У элементов группы VIIA утрачиваются все металлические свойства все галогены-типичные неметаллы. Их атомам не хватает всего одного электрона для завершения замкнутой электронной оболочки, присущей атомам благородных газов, и они легко восстанавливаются до анионов с электронной конфигурацией s"p . Приведем восстановительные потенциалы галогенов [c.455]

Заполнение электронных оболочек у последующих 18 элементов (Rb — Хе) аналогичн( заполнению электронных оболочек уже рассмотренных 18 элементов 4 периода (К —Кг) вслед за Rb(5s) и Sr(5s ) на протяжении декады Y (4d) — d(4d °) с несколькими провалами комплектуется 4 -оболочка, затем последователь H0 TI1 нарушается и элекТ оны поступают в р-оболочку 5-го слоя, хотя свободна вся 4/-оболочка. [c.40]

Элементы главных и побочных подгрупп отличаются по заполнению электронных оболочек. У всех элементов главных подгрупп заполняются либо внешние П5-оболочки (I и II группы) — эти элементы называют з-элементами, либо внешние пр-оболочки (III — VIII группы) такие элементы называют р-элементами. У элементов побочных подгрупп заполняются внутренние п—1) -оболочки (за некоторыми исключениями, связанными с провалами электронов). Элементы побочных подгрупп образуют вставные декады 21(5с)—30(2п) 39( )—48(Сс1) 57( 3), 72(НГ) — 80(Hg) начало четвертой вставной декады 89 (Ас) —в незавершенном 7 периоде. Элементы этих декад называют ( -элементами. [c.41]

Строение внешних электронных оболочек атомов щелочных металлов пх. Поэтому они имеют низкие энергии ионизации, уменыиаюищеся при переходе по подгруппе элементов сверху вниз. При этом ослабление связн электрона с ядром вызывается ростом радиуса атома (обусловленного увеличением главного квантового числа внешнего электрона) и экранированием заряда ядра предшествующими внешнему электрону оболочками. Поэтому данные элементы легко образуют катионы Э+, имеющие конфигурацию атомов благородного газа. [c.300]

Здесь и далее мы считаем внутренинми электронные оболочки, имеющиеся у предшествующего данному элементу благородного гам. [c.300]

Строение внешних электронных оболочек атомов элемеитов ПА-иодгрулпы ns Поскольку заряд ядра атомов этих элементов [c.312]

Бор — первый р-элемент в периодической системе элементов. Строение внешних электронных оболочек его атома в невозбужденном состоянии 25 Ввзбуждение переводит атом в состояние [c.327]

Конфигурация внешних электронных оболочек атомов в основном состоянии Ое 5п 4сг °55 р2, РЬ 4/ 5t " 6.s p , Прояв ляемая данными элементами высшая степень окисления +4 отве чает участию в образовании связей всех электронов внешнего слоя. Основной характер оксидов и гидроксидов усиливается с ростом радиусов ионов Э + из оксидов данных элементов наиболее кислотный СеОг, а наиболее основной РЬО. Соединения ЭГ4 похожи на галогениды неметаллов, а ЭГз, особенно РЬГз, — соли. [c.381]

Свойства. Благородные газы — бесцветные, газообразные прп комнатной температуре вещества. Конфигурация внешнего электронного слоя атомов гелия остальных элементов подгруппы УША — s np . Завершенностью электронных оболочек объясняется одноатомность молекул благородных газов, весьма малая их поляризуемость, низкие т. пл., т. кип., АНпл, АН р н химиче- ская инертность. В ряду Не — Кп физические свойства изменяются симбатно росту их атомной массы наблюдающийся при этом параллелизм в изменении родственных свойств приводит к простым вавнсимостям (рис. 3.85). [c.486]

Близость энергий 5/- и 6 -элeктpoнoв атомов актиноидов. объясняет сход- ство свойств первых элементов семейства актиноидов с -элементами, Так, хотя г строение внешних электронных оболочек невозбужденных атомов урана и воль-I фрама различны [c.496]

Строение внешних электронных оболочек атомов рассматриваемых элементов Т1 2г НГ Не являясь аналогами гермация, олова и свинца в состоянии ш —О, Т1, 7.x и НГ проявляют черты сходства с ними в состоянии ш = 4. На одном примере это показывает рис. 3.101, Из него также ви но, что свойства- соединений элементов в ряду С — 51 — Т1 — 2г — НГ изменяются монотонно (аналогичная закономерность наблюдается в 1П группе элемеитов, см, рис. 3,98). [c.504]

Строение внешних электронных оболочек атомов Ри 4 55 КН 4й855> Р(1 Оз 4f БdЩs 1г 4f 5dЩs Р1 4/ 5 9б5. Проявляемая Ри, и Оз степень окисления +8 отвечает вовлечению в образование связи всех - и о(-электронов этих атомов. В атомах элементов, следующих за Ри и Оз, благодаря увеличению заряда ядра атомов электроны более прочно связаны и это снижает проявляемые этими элементами максимальные степени окисления и делает более устойчивыми низкие степени окисления. [c.574]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология