Справочник химика 21

Химия и химическая технология

Статьи Рисунки Таблицы О сайте English

Валентность максимальна элементов

    Атомные решетки. В кристаллических решетках атомного типа каждый узел пространственной решетки представлен нейтральным атомом. Все атомы размещены на одинаковом расстоянии друг от друга. Число близлежащих атомов, окружающих кал<дый атом, равно максимальной валентности данного элемента. Атомную структуру имеют алмаз, графит, твердый кремний [51]п, твердый бор [В]п, карборунд 51С, германий и др. На рис. 18 изображены атомные кристаллические решетки алмаза и графита. Как видно из рис 18, а, атомы углерода в алмазе располагаются по узлам двух кубических решеток, вставленных одна в другую. Каждый атом углерода непосредственно соединен с четырьмя другими на довольно близком одинаковом расстоянии. Расстояние между центрами соседних атомов углерода 1,54 А, что обусловливает большую плотность и наибольшую твердость кристалла алмаза, отсутствие свобод- [c.73]


    У элементов 2-го периода имеется четыре валентные орбитали, поэтому максимально возможное число ковалентных связей равно четырем. У элементов 3-го и последующих периодов роль валентных могут играть также свободные внешние -орбитали, а для элементов 5-го и последующих периодов — даже /-орбитали. В соответствии со сказанным в главных подгруппах периодической системы валентные возможности элементов возрастают. У -элементов в образовании химических связей принимают участие пять п—1) -, одна пв- и три пр-орбиталей. К сожалению, не всегда представляется возможным установить численное значение максимальной валентности элемента в соединении. Если для элементов 2-го периода эТот вопрос решается однозначно, то для элементов других периодов мнения ученых весьма противоречивы. [c.62]

    ПИЯХ с кислородом, следовательно, можно ожидать, что азот пятивалентен в таких соединениях, как азотная кислота ННОз и азотный ангидрид МоОд. Поскольку, однако, азот является самым типичным неметаллом среди элементов V группы и одним из наиболее характерных неметаллов вообще, связь между атомами азота и кислорода должна носить по преимуществу ковалентный характер. По теории ковалентной связи соединение атомов в. молекулы осуществляется за счет образования общих электронных пар из неспаренных электронов различных атомов. Валентность элементов равна числу неспаренных электронов у атомов соединяющихся элементов. Поскольку же максимальное число неспаренных электронов у атомов элементов второго периода не может превышать четырех, то и максимальная валентность всех элементов этого периода, включая азот, не должна быть выше четырех. [c.78]

    Для всех З лементов, кроме элементов подгруппы ЗВ, цинка и кадмия, характерна переменная валентность. У элементов, стоящих в первой половине периодов до подгруппы 7В включительно, максимальная валентность соответствует номеру подгруппы (все -электроны холостые). Во второй половине только для 5 элементов (Ни, Оз, 2п, Сс1 и Hg) осуществляется максимальная валентность, а для 10 элементов она не проявляется или (для элементов подгруппы меди) превышает номер подгруппы. [c.431]

    Из элементов подгруппы ванадий —ниобий —тантал наибольшее практическое значение имеет ванадий и его соединения. Максимальная положительная валентность этих элементов, равная 5, обусловливается потерей атомами этих элементов пяти валентных электронов. В атомах ванадия и тантала на внешнем слое находится 2 электрона, в слое, соседнем с внешним, (8+3) электронов, а в атоме ниобия, соответственно 1 и (8+4) электронов. [c.253]


    Элементы Мп, Тс и Не составляют УПВ группу периодической системы. На внешнем энергетическом уровне атомов этих элементов находится по два -электрона, а на подуровне (1 предпоследнего энергетического уровня — по пять й-злектронов, т. е. для них характерна электронная группировка (1 8 . В невозбужденном состоянии непарными являются пять /-электронов, а при возбуждении — все семь электронов внешнего и предвнешнего энергетических уровней становятся непарными, т. е. валентными. Этим элементам свойственно максимальное окислительное число - 7. , [c.248]

    В соединениях с водородом и другими металлами все атомы подгруппы проявляют отрицательную валентность, равную 2. В соединениях с более электроотрицательными элементами они положительно валентны. Максимальная положительная валентность равна 6, т. е. отвечает номеру нх подгруппы. Кажущиеся радиусы нейтральных атомов возрастают, а их ионизационные потенциалы падают в соответствии с усложнением строения электронных оболочек атомов от кислорода к полонию. [c.554]

    Установление степеней окисления элементов, определяемых кажущейся потерей или приобретением электронов, осуществляется с помощью правил, описанных в т. 2 на стр. 14. Пока мы лишь укажем, что максимальная степень окисления элемента соответствует номеру его группы в периодической системе и указывает максимальное число электронов, которое атом может терять при химических реакциях. Минимальная степень окисления обычно равна нулю (как в чистом элементе, атомы которого не теряют и не приобретают электроны) либо равна номеру группы минус восемь, как показано на рис. 4.8. Для определения числа валентных электронов -элементов, собранных в группу VIИ, не существует простых правил. Чаще всего эти элементы имеют степень окисления -f 2, -f 3 или -1-4. [c.148]

    У подобных элементов с переменной валентностью максимальная из них наблюдается обычно в кислородных или фтористых соединениях, минимальная — в соединениях с некоторыми нейтральными молекулами (СО и др.). [c.470]

    Галогениды. Так как при взаимодействии с галогенами подавляющее большинство элементов функционирует в качестве металлов, максимально теоретически возможное значение п в фор-суле ЭГ совпадает, как правило, с номером отвечающей Э группы периодической системы. Однако в действительности оно достигается далеко не всегда. Если при этом максимальная валентность данного элемента по отношению к различным галогенам неодинакова, то переход по ряду F —С1 —Вг —I всегда связан с ее понижением. [c.478]

    Молярные коэффициенты погашения растворов трехвалентного плутония имеют максимальные значения при длинах волн 560 и 600 ммк. Достоинство полосы светопоглощения при бОО.и.ил заключается в том, что молярные коэффициенты погашения растворов четырех- и шестивалентного плутония имеют минимальные значения при этой длине волны. Это дает возможность довольно точно определять трехвалентный плутоний в присутствии других валентных форм элемента. Полоса поглощения при 560 ммк, по сравнению с полосой поглощения при 600 ммк, в меньшей степени зависит от колебаний концентрации кислоты в растворе [460] и от температуры [348]. Поэтому выбор полосы светопоглощения для определения плутония в трехвалентном состоянии зависит от поставленной задачи. [c.152]

    В этих валентных состояниях элементы дают характерные полосы поглощения с более высокими молярными коэффициентами поглощения. Полосы поглощения иона уранила, у которого отсутствуют электроны на указанной оболочке, имеют максимальное значение в ультрафиолетовой области спектра. Пятивалентный уран не поглощает в видимой области, так как расстояние между подуровнями в 5/-оболочке настолько велико, что полоса лежит в ультрафиолетовой области. [c.105]

    Число, показывающее, сколько атомов, молекул или групп координационно связано атомом элемента в определенном соединении, называется координационным числом или координационной валентностью этого элемента в соответствующем соединении. Наибольшее число атомов и т. д. определенного вида, которое может быть присоединено к центральному атому, называется максимальным координационным числом центрального атома по отношению к атомам и т. д. этого вида. Соединения, в которых центральный атом обладает своим максимальным координационным числом, называются координационно насыщенными. [c.433]

    Валентность элементов изменяется от 1 до 8. Она определяется, как правило, группой периодической системы Д. И. Менделеева, в которой находится данный элемент. Максимальная положительная валентность элементов главных подгрупп периодической системы равна номеру группы. Валентность элементов в соединении условно определяется числом электронов, потерянных или приобретенных атомами, образовавшими данную молекулу. Валентность многих элементов изменяется в зависимости от условий протекающего процесса. Водород всегда одновалентен, кислород — двухвалентен. [c.140]


    Одновременно раскрыта и причина деления элементов каждой группы периодической системы на главную и побочную подгруппы. У атомов элементов больших периодов после заполнения электронами подуровня наружного энергетического уровня очередные электроны размещаются на подуровне 3 второго снаружи энергетического уровня (стр. 41). Строение же наружного энергетического уровня в основном сохраняется у десяти элементов подряд. В каждой группе появляются элементы, в атомах которых строение наружного энергетического уровня не сходно с таковым для типических элементов группы. Например, структура наружного энергетического уровня у атомов типических элементов четвертой группы — углерода и кремния — пз пр у германия, олова и свинца — такая же структура — п8 пр -, у титана, циркония и гафния на наружном энергетическом уровне имеется только 2 -электрона (и ), а два электрона находятся на -подуровне второго снаружи энергетического уровня. Однако эти электроны принимают участие в образовании химической связи, поэтому максимальная валентность всех элементов этой группы одинакова и равна четырем. [c.51]

    С помощью периодической системы элементов Д. И. Менделеева можно установить максимальную положительную и отрицательную валентность химических элементов, определяющую возможную зарядность ионов, образуемых этими элементами. Д. И. Менделеев [c.15]

    Коссель в 1916 г. установил, что максимальная положительная валентность элемента равна числу его внешних электронов. Поэтому внешние электроны называют валентными. Максимальная отрицательная валентность элемента равна разности между числом 8 и числом внешних электронов. [c.102]

    Из элементов малых периодов (1—3) переменная валентность характерна только для N. Р, 5 и С1. Гораздо распространеннее она среди членов больших периодов (4—7), причем в началах этих периодов тенденция к образованию соединений низших валентностей при переходе по рядам (4—10) снизу вверх усиливается, а в их концах (ряды 13—16) ослабевает. У подобных элементов с переменной валентностью максимальная из них наблюдается обычно в кислородных и фтористых соединениях, минимальная—в соединениях с другими галоидами (и особенно в комплексных цианидах). [c.421]

    В приведенной выше таблице выявляется зависимость твердости от разницы чисел валентных электронов элементов, образующих бинарное соединение типа АВ. Твердость максимальна в тех случаях, когда оба элемента имеют равные или приблизительно равные количества валентных электронов. Германий и кремний можно формально рассматривать как соединения элементов одинаковой валентности. [c.190]

    Специфика работ Института химии силикатов такова, что анализу подвергаются как природные силикаты, так и синтезированные силикатные или иные материалы. В обоих случаях желательна максимальная скорость и надежность определений, а в последнем случае еще и минимальный расход материала. Кроме того, необходимо определение валентных форм элементов, определяющих некоторые технологически важные свойства. [c.295]

    Элементы главной подгруппы IV группы характеризуются наличием четырех электронов в наружном квантовом слое их атомов двух на s-подуровне и двух на р-подуровне (табл. 20). Поэтому максимальная положительная валентность этих элементов равна четырем. Они образуют также соединения, в которых проявляют валентность 2+. Однако соединения двухвалентных углерода и кремния весьма немногочисленны. По отношению к водороду элементы главной подгруппы IV группы всегда четырехвалентны. Устойчивость водородных соединений сильно понижается при переходе от углерода к последующим элементам подгруппы. [c.244]

    Как объяснить, что в образовании химических связей атомами 4/-элементов, как правило, принимает участие только один /-электрон (максимальная валентность этих элементов 4), хотя атомы могут содержать еще до 6 неспаренных /-электронов  [c.194]

    Как объяснить, что максимально возможная валентность 5/-элементов выше, чем 4/-элементов Сравнить Nd (III) и и (II, III, IV, VI) Рт (III) и Np (до VII) Sm (II, III) и Ри (до VII). [c.196]

    При сравнении между собой распределения электронов у атомов N и Р, О и 5, Р и С1 бросается в глаза, что первые элементы этих пар имеют соответственно 3—2—1 холостых электронов. Поэтому нормальные максимальные валентности этих элементов 3 (у азота) — 2 (у кислорода) — 1 (у фтора). Максимальная же валентность их аналогов (Р, 5 и С1), определяемая общим числом холостых электронов (с учетом и возможного разъединения спаренных ), — 5 (Р) — 6 (5) — 7 (С1). [c.141]

    Одна и та н<е соль мол<ет называться по-разному. Например, KNO3 называют калийной селитрой, азотнокалиевой солью, азотнокислым калием, нитратом калня. Сейчас большинство химиков пользуются для солей менадународной (латинской) номенклатурой. В этой номенклатуре название соли отражает название металла и латинское название кислотного остатка. Латинское название кислоты и кислотного остатка происходит обычно от латинского названия элемента, образующего кислоту. При этом название солн бескислородной кислоты имеет окончание ид, кислородсодержащей кислоты — ат в случае максимальной валентности кислотообразующего элемента и ит в случае более низкой его валентности. Так, соли соляной кислоты называются хлориды, сероводородной — сульфиды, серной — сульфаты и сернистой — сульфиты. [c.43]

    Разъединение электронной пары происходит с затратой энергии. Если затрачиваемая при этом энергия не компенсируется в результате образования новых электронных пар, то атомы данного элемента не вступают в химическое взаимодействие с атомами другого элемента. Это встречается у некоторых инертных газов, в атомах которых все электроны спаренные. Разъединение электронных пар ограничено числом ячеек для электронного слоя. Так, для электронного слоя (в данном случае и для электронной оболочки) гелия возможна одна ячейка, где и размещаются два электрона атома этого элемента. Возможно допустить разъединение этой пары путем переноса электрона во второй слой, но расчет показывает, что при этом потребуется затратить такое количество энергии (около 400 ккал/г-атом), которое не компенсируется при химических реакциях. Атомы лития, как и атомы других щелочных металлов, имеют по одному электрону во внешнем слое, поэтому литий и все другие щелочные металлы одновалентны. Азот, если исходить из ячеистой структуры его оболочки, может проявлять валентность от 1 до 3 за счет неспаренных электронов. Всего же атом азота может давать на образование ковалентных связей максимально четыре электрона, так как в его внешнем электронном слое имеется всего четыре ячейки. Но азот бывает и пятивалентен, причем одна связь у него ионная. Следовательно, в соединениях, в которых азот пятивалентен, валентность этого элемента имеет смешанный характер. Кислород двухвалентен и фтор одновалентен. Углерод двухвалентен за счет двух неспаренных электронов. Но у атома углерода одна ячейка свобод- [c.73]

    Максимальная валентность фтора равна единице другие галогены могут образовывать с электроотрицательными элементами типа фтора и кислорода более одной связи. У иода валентность может достигать семи. Как и в ранее рассмотренных группах элементов, мы связываем более высокую валентность тяжелых элементов с их способностью использовать доступные по энергии -орбитали. Однако следует иметь в виду, что при более строгом рассмотрении методом молекулярных орбиталей обычно оказывается, что роль, которую мы приписываем -орбиталям в наших простых рассуждениях, несколько преувеличена. [c.193]

    Из приведенных схем видно, что у трехвалентного хрома, двух- и четырехвалентного марганца число валентных электронов меньше числа неспаренных электронов. Данное обстоятельство, а также некоторые другие особенности элементов побочных подгрупп в сильной степени усложняют вопрос о валентностях этих элементов. Объяснить так наглядно и просто валентности элементов побочных подгрупп даже в их простейших соединениях, как это было сделано для элементов главных подгрупп, не представляется возможным. В отличне от элементов главных подгрупп, для которых максимальная валентность равна номеру группы, для некоторых элементов побочных подгрупп могут наблюдаться валентности больше номера группы. Например, для находящихся в первой группе меди и золота наряду с валентностью единица характерна также валентность два и три соответственно. [c.78]

    Из таблицы видно, что атомы элементов подгруппы ванадия содержат по 5 валентных электронов, расположенных в двух электронных слоях. Следовательно, максимальная положительная валентность этих элементов равна 5. Окислы типа Э2О5 имеют кислотный характер, являются ангидридами кислот типа НЭО3 (например, НУОз). Соли этих кислот соответственно называются ванадатами (например КУОз — ванадат калия), ниобатами (КНЬОз — ниобат калия) и танталатами (КТаОз — танталат калия). [c.489]

    По электронным структурам нейтральных атомов к углероду и кремнию примыкают германий и его аналоги. Максимальная валентность этих элементов как по отдаче, так и по присоединению электронЬв должна быть равна четырем. Имея в виду увеличение объема атомов при переходе от углерода к свинцу, можно думать, что тенденция к дополнению внешнего слоя до октета будет в указанном ряду ослабевать, а легкость потери электронов — возрастать. В связи с этим при переходе от С к РЬ должно иметь место ослабление металлоидного и усиление металлического характера элементов. [c.492]

    Непрерывность смешанного 5/6 -ряда позволяет удобно расположить эти элементы в периодической системе (см. стр. 21). Первые элементы-основатели ря-д.а выделены и размещены под соответствующими группами периодической системы по принципу максимальной валентности, стальные элементы, свойства которых лежат в пределах свойств элементов-основателей, расположены в два ряда друг под другом для того, чтобы подчеркнуть внутреннюю периодичность ряда. Это размещение актинидо-уранидов сохраняет все внутренние аналогии ряда, а также аналогии с переходными -рядами. Последние аналогии усиливаются благодаря еще одному характерному свойству /-электронов, заключающемуся в большой пространственной протяженности их орбит. Вследствие этого 5/-электроны могут принимать участие в образовании химических связей, а элементы имеют повышенную склонность к комплексообразованию, которое характерно для переходных -элементов. [c.20]

    Необходимо подчеркнуть, что приставка пер- не является свойственной только нерекисным соединениям [104]. Эта приставка, взятая из латинского и означающая полностью или совершенно , была впервые введена в химическую номенклатуру Томсоном [105] в 1804 г. в виде термина пероксид (перекись) для обозначения соединения, в котором металл соединен с максимально возможным количеством кислорода. Позже так обозначали соединения с максимальным количеством атомов других элементов, например перхлориды однако это название сейчас устарело. При такой системе термин пероксид водорода для различия между HgO и H.jO был совершенно правильным. Приставка пер- стала общепринятой, но с развитием представлений о природе химической связи были сделаны два значительных изменения 1) этимологическое значение было заменено обратным, а именно приставка пер- в названии соединения подразумевает Bbi ujee валентное состояние элемента в соединении с максимально возможным количеством кислорода или другого элемента [106) так, например, в слове перманганат достигнуто первоначальное намерение Томсона указать, что марганец соединялся с максимально возможным количеством кислорода, но при современном употреблении этого слова осповн<х внимание обращается на высшее состоя1ше окисления марганца, которое является следствием малой величины отношения количества атомов марганца к количеству атомов кислорода 2) было выяснено, что кислород соединяется в различных относительных количествах или имеет более чем одно состояние окисления. Это обстоятельство нельзя отразить одним лишь применением приставки пер- так, если РЬО. , двуокись свинца, называть перекисью свинца, то исчезает коренное различие в структуре между этим соединением и h thii-ной перекисью, например перекисью бария ВаО . [c.28]

    Валентность проявляется элементами в процессе химической реакции, и в зависимости от условий могут образоваться соединения с различной валентностью элементов. Например, титан образует с хлором соединения следующего состава Т1С12, Т1С з и Т1С14, в которых валентность титана равна +2, +3 и +4. Следовательно, титан обладает переменной валентностью. Таких элементов в периодической систе.ме большинство. Однако ни в одном из соединений титан не проявляет валентность больше +4. Такая валентность элемента называется высшей, максимальной или характеристичной. [c.93]

    К галогенам относятся фтор, хлоф, бром и йод, находящиеся в главной подгруппе eдь юй группы. Атомы этих элементов содержат по 7 электронов в наружном слое. Поэтому они, имея большое сродство к электрону, легко присоединяют по одному электрону, превращаясь в отрицательные одновалентные ионы. Галогены могут проявлять и положительную валентность. Максимальная положительная валентность их должна теоретически равняться семи, но такую валентность проявляют только хлор и йод. Бром имеет максилшльную положительную валентность, равную пяти, а фтор только отрицательно одновалентен. Все галогены — хорошие окислители. Окислительная способность их уменьшается от фтора к йоду. [c.176]

    Электронная теория валентности. Ранее (см. 9) отмечалось, что валентностью называется способность атома элемента присоединять к себе определенное число атомов других элементов. При изучении периодического закона мы видвли, что для одного и того же элемента сумма максимальной валентности по кислороду и валентности по водороду равна восьми ( 34). Однако причину возникновения валентности удалось выяснить только тогда, когда была изучена сложная структура атома. Оказалось, что химические свойства, элементов зависят главным образом от свойств электронов, которые образуют внешнюю оболочку атома. Эти электроны получили название валентных, так как величина и характер валентности данного элемента вависят от числа таких электронов. [c.122]

    В побочную подгруппу входят металлы титан, цирконий и гафний. Сюда относят торий, который по химическим свойствам представляет собой аналог гафния. Атомы их имеют во внешнем слое по два электрона и в подстилающем — по десять электронов. Для них характерна лишь положительная валентность, максимально равная четырем. Таким образом, все элементы четвертой группы проявляют валентность + 4. Элементы группы углерода образуют газообразные водородные соединения типаЭН , в которых проявляют валентность - 4. Пространственная структура гидридов ЭН отвечает правильному тетраэдру с атомом элемента данной группы в центре, как это видно на рисунке 103, где изображена модель молекулы метана. Молекулы типа ЭН4 неполярные, поэтому температуры плавления и кипения гидридов четвертой группы ниже, чем у ранее рассмотренных полярных гидридов VII—V групп. Так, например, температура плавления NHg равна — 77,7°С, а СН4 — 182,5°С. Температуры плавления и кипения в ряду гидридов СИ, SIH4, [c.340]


Смотреть страницы где упоминается термин Валентность максимальна элементов: [c.43]    [c.486]    [c.30]    [c.15]    [c.379]    [c.13]    [c.136]    [c.223]    [c.194]    [c.30]    [c.39]   
Структуры неорганических веществ (1950) -- [ c.0 ]




ПОИСК





Смотрите так же термины и статьи:

Валентность максимальна элементов количество холостых электронов



© 2025 chem21.info Реклама на сайте