Электронная конфигурация хлора

Порядковый номер хлора 17. Следовательно, положительный ион С1 имеет 16 электронов, у С1 17 электронов, а С1 обладает 18 электронами. Орбитальные электронные конфигурации основного состояния этих частиц имеют следующий вид [c.401]

Электронная конфигурация атома. На основе указанных положений можно записать электронную конфигурацию любой атомной частицы (атома, иона). Для этого сначала определяют число ее электронов, а затем размещают их по уровням, подуровням и квантовым ячейкам в соответствии с приведенными правилами. Например, требуется написать электронную конфигурацию атома хлора. Порядковый номер его равен 17. Отсюда следует, что он содержит 17 электронов. На основе приведенных закономерностей заполнение идет следующим образом максимально заполняются подуровни 15 (два электрона), 25 (два электрона), 2р (шесть электронов), 35 (два электрона). Остальные пять электронов размещаются на подуровне Зр. Следовательно, электронная конфигурация имеет вид [c.59]

Марганец и хлор находятся в VII группе периодической таблицы, но хлор — в главной подгруппе, а марганец — в побочной. Формально они могут проявлять максимальную валентность (7 + ) и давать соединения с меньшими степенями окисления, причем марганец как элемент побочной подгруппы должен иметь мало сходства с хлором — элементом главной подгруппы. (Электронная конфигурация марганца дана в задаче 15.) Электронная конфигурация хлора С1 следующая [c.379]

Атомы фтора и хлора, имея одинаковую электронную конфигурацию внешнего слоя и одинаковую струк- [c.201]

Почему фтор и хлор, имея одинаковую электронную конфигурацию внешнего электронного слоя, могут проявлять различную валентность фтор (1), хлор (1, 3, [c.68]

Электроны с 5- и р-подуровней атома С1 переходят на Зй -подуровень, при этом увеличивается число неспаренных электронов. У атома хлора возможны три возбужденных состояния со следующими электронными конфигурациями [c.116]

Рассмотрим механизм образования ионной связи. При взаимодействии атомов натрия (1б 2з=2р 3з ) с атомами хлора (1з 2з 2р 38 3р ) происходит переход электрона с Зз-орбитали атома натрия на Зр-ор-биталь атома хлора. При этом атом натрия превращается в положительно заряженную частицу — ион со стабильной конфигурацией ближайшего благородного газа — неона (1з 2з 2р ). Атом же хлора принимает этот электрон на Зр-орбиталь, превращаясь в отрицательно заряженный ион с электронной конфигурацией 1з 2в 2р 3з 3р , характерной для аргона. Образовавшиеся в результате перехода электронов противоположно заряженные ионы натрия и хлора прочно удерживаются силами электростатического притяжения. [c.34]

Электронные аналоги. Рассмотрение размещения электронов по уровням и подуровням оболочек атомов, выражаемого электронными формулами, показывает нам, что независимо от числа энергетических уровней размещение электронов по подуровням в наружных уровнях может быть аналогичным. Эта аналогия выражается одинаковыми электронными формулами наружных уровней. Так, например, размещение электронов на наружных уровнях атомов бора, алюминия, галлия, индия и таллия выражается соответственно электронными формулами 2s 2p 35 3p 4s 4p 5s 5,o и б5 6р а в атомах фтора, хлора, брома, иода и астата — формулами 25 2р 35ЧрЧзЧр" 58 5р и б5 6р Элементы, в атомах которых одинакова электронная конфигурация наружного уровня, называются электронными аналогами. У атомов ряда элементов понятие электронной аналогии распространяется и на преднаружный уровень. Так, например, электронная конфигурация атомов титана, циркония и гафния выражается формулами 4з 4р 4с1 5з и а атомов марганца, технеция и рения — 45 Чр 4 552 5s 5p 5d" 6s . Таким образом, электронные аналоги отличаются друг от друга числом энергетических уровней и сходны но конфигурации наружных уровней. [c.32]

Общая характеристика. Подгруппу галогенов составляют элементы фтор (Р), хлор (С1), бром (Вг) и йод (I). Электронные конфигурации внешнего слоя галогенов имеют вид пз пр (п=2,3,4 и 5). Степени окисления от -1 до +7 (для фтора только -1). [c.205]

К галогенам относятся фтор, хлор, бром, иод и полученный искусственным путем, не встречающийся в природе астат (№ 85). Все они расположены в VII группе периодической системы Д. И. Менделеева. Формула электронной конфигурации внешнего слоя у атомов этих элементов ns np (п — главное квантовое число, или номер периода), т. е. на внешнем слое содержится электронов. Поэтому атомы галогенов имеют тенденцию к присоединению одного электрона. Следовательно, галогены являются сильными окислителями. Наибольшей окислительной способностью обладает фтор. [c.171]

I и астат А1 составляют УПА-группу Периодической системы, Групповое название этих элементов-гд гогены. Электронная конфигурация валентного уровня атомов галогенов одинакова пз пр . Электроотрицательность элементов уменьшается от фтора к астату. Фтор-самый электроотрицательный элемент (/ = 4,10), он не имеет положительных степеней окисления и встречается в соединениях только в состоянии Р , Остальные галогены - хлор и его более тяжелые аналоги проявляют в соединениях степени окисления от ( — 1) до (-ЬУП), [c.114]

Все элементы подгруппы галогенов обладают электронной конфигурацией ns np , что обусловливает характерную степень окисления всех элемеетов -1. Фтор - наиболее электроотрицательный элемент, он не образует соединений, в которых проявлялась бы положительная степень окисления. Для хлора, брома и иода известны степени окисления +1,+3,+5,+7. [c.88]

Строение двухатомных молекул состава НЭ. Метод МО позволяет легко объяснить прочность и реакционную способность молекул состава НЭ, где Э — элемент главной подгруппы VII группы периодической системы. В соответствии с электронными конфигурациями атомов водорода 1Н и, например, хлора 17 С1... Зз р или подробнее. .. Зв р Ру р [c.126]

Символом С1 обозначен остов атома хлора. В этом случае остов состоит из ядра, двух электронов па первом главном квантовом уровне и восьми электронов на втором главном квантовом уровне. Отдельно показан октет электронов на валентной оболочке вокруг хлора, (Валентная оболочка хлора соответствует третьему главному квантовому уровню.) Хлор принял такую же стабильную электронную конфигурацию, какая свойственна аргону. [c.38]

Из приведенной схемы видно, что в молекуле хлора образуется только одна общая пара электронов, у азота - три. Причем каждый атом достигает электронной конфигурации атома благородного газа. [c.63]

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]

Исходя из электронной конфигурации атомов объясните, почему фтор в соединениях всегда одновалентный, а хлор проявляет различную валентность. [c.21]

Направляет реакцию, очевидно, стремление нейтрального атома хлора с конфигурацией 2) 8) 7 довести количество электронов в своем наружном электронном уровне до 8, т. е. числа, характерного для законченной электронной оболочки атома соседнего инертного газа — аргона 2) 8) 8. У атома натрия с конфигурацией электронов 2) 8) 1 теряется внешний электрон и создается электронная конфигурация атома инертного газа — неона 2) 8. [c.105]

Постройте график зависимости ионных радиусов (ось ординат) от атомных номеров (ось абсцисс) для элементов от натрия до хлора. Объясните изменение ионных радиусов на основании электронных конфигураций [c.548]

Соответственно электронной конфигурации атомов (одинаковая структура внешнего и предвнешнего электронных слоев) бром, иод и астат объединяют в подгруппу брома фтор и хлор относят к типическим элементам. Основные константы р-элементов VII труппы приведены ниже [c.309]

Элементы фтор, хлор, бром, иод и астат составляют главную подгруппу VII группы — подгруппу галогенов. Последний элемент радиоактивен, получен искусственно и в природе не встречается. Все элементы обладают электронной конфигурацией ns np , т. е. для образования конфигурации инертного газа им недостает всего одного электрона. Этим определяются ярко выраженные неметаллические свойства галогенов. Говорят, галогены — типичные неметаллы. Настоящая глава подтверждает это утверждение. [c.167]

Валентная оболочка атома хлора в основном состоянии имеет конфигурацию Зз р - на четырех АО находится семь электронов. До конфигурации аргона, т. е. до полного заполнения электронной оболочки, ему не хватает одного электрона. Атомы хлора присоединяют электроны и переходят в ионы СГ с выделением 345 кДж/моль. Из всех элементов хлор имеет самое большое сродство атома к электрону. Наоборот, отрыв электрона от атома с почти полностью заполненной оболочкой требует очень большой энергии (1255 кДж/моль). Поэтому хлор не образует катиона СГ. [c.258]

Попытаемся ответить на вопрос, почему атомы этих элементов легко теряют электроны Для этого сравним три элемента фтор, натрий и хлор. Фтор и хлор — типичные электроотрицательные элементы. Для отрыва электронов от атомов этих элементов требуется большая затрата энергии, зато они легко присоединяют дополнительные электроны до восьми (правило октета). Натрий же, расположенный в периодической системе между фтором и хлором, напротив, легко теряет электрон. Почему столь сильно различается поведение атома натрия, с одной стороны, и атомов фтора и хлора, с другой Часто можно слышать примерно такой ответ У натрия только один электрон, поэтому он его легко теряет, а у фтора и хлора — по семь электронов, т. е. не хватает одного электрона до завершенной электронной конфигурации, поэтому они легко принимают электрон . Это не объяснение, а лишь констатация факта, поскольку остается необъясненным главное почему же натрий стремится отдать электрон, а хлор и фтор — присоединить его, образовав завершенную конфигурацию. [c.162]

Если же и атом марганца, и атом хлора используют для образования связей по семь электронов, то оставшиеся на атомах электроны образуют аналогичные конфигурации, соответствующие электронным конфигурациям инертных газов ls 2s 2p 3s 3p и ls 2s 2p для Мп и С1. Отсюда аналогия в свойствах производных высших степеней окисления марганца и хлора. [c.203]

Приведите электронные конфигурации октаэдрических акво-, фторо-, родано-, хлоро-, цианокомплексов марганца (II). [c.139]

Приведите электронные конфигурации акво-, аммино-, фторо-, хлоро-, бромо-, цианокомплексов железа (П). Какие из этих комплексов являются высокоспиновыми, а какие — низкоспиновыми диа- и парамагнитными [c.149]

Наиболее характерной степенью окисления для хлора, брома и йода также является (1 ). однако вследствие свободных =орбиталей на внешней орбите они могут проявлять в отличие от фтора и другие степени окисления. Например, электронную конфигурацию хлора см. на етр. 379. Стрелками показаны возможные распаривания электронов в различных возбужденных со- стояниях хлора. Такое распаривание возможно потому,1 что атом хлора имеет свободные квантовые ячейки на Зй- подуровне. При частичном или полном распарива- НИИ электронов хлор может проявлять переменную сте- пень окисления I, 3, 5, 7. Аналогичные степени окисле-j ния могут проявлять в своих соединениях бром и йод., ij [c.264]

Пг- электронной конфигурации, а следовательно и по свойствам водорэд занимает в главной подгруппе VII группы особое положение (ом. ниже). Согласно электронной конфигурации атомов (одинаковая ip/ктура внешнего и пргдвнешнего электронных слоев) бром, иод м астат объединяют в подгруппу брома фтор и хлор относят к типи- [c.271]

Другой подход к теории комплексообразования был намечен Льюисом и особенно развит Сиджвиком (1927 г.). В основе этого подхода лежит допущение возможности сущеетвования донорно-акцепторной (иначе, коордииатИвной) связи. По этим представлениям, обладающие свободными электронными парами атомы имеют тенденцию использовать их для связи с другими частицами. Вместе с тем не обладающие законченной электронной конфигурацией атомы имеют тенденцию пополнять свой внешний электронный слой за счет использования чужих электронных пар. Атомы первого типа носят название доноров, второго — акцепторов. Если обе тенденции выражены достаточно сильно, то между атомами возникает связь за счет электронной napHTioHopa. Например, образование иона NH происходит за счет свободной электронной пары атома N и имеет место потому, что азот аммиака является лучшим донором, чем ион хлора. [c.410]

Сначала представим, как может образоваться связь, если имеется два атома с сильно различающимися значениями электроотрицательности. Например, атомы натрия и хлора. Электронная конфигурация валентного слоя атома Ыа- Зз, атома С1- Зз Зр . Для завершения внешнего уровня атому Ыа легче отдать I элекфон, чем присоединить 7, а атому С1 легче присоединить один, чем отдать 7. Как показывает опыт, при химических реакциях атом N3 отдает 1 электрон, а атом С1 принимает его. Причем передача электрона осуществляется полностью. Схематически это можно записать так [c.58]

Следует отметить, что энергия последовательного отрыва отдельных атомов В от молекулы АВ не совпадает с энергией связи. При отрыве атомов происходит изменение ядерной и электронной конфигурации системы и, как следствие, изменение энергии взаимодействия атомов, входящих в молекулу. Так, если в молекуле метана СНд углы Н-С-Н равны 109,5, то в радикале СН] они составляют примерно 120 - пирамидальная группа Hj в метане превращается в почти плоский метильный радикал. Поэтому значения энергии отрыва каждого последующего атома В от молекулы АВ неодинаковы. Если разрыв одной связи вызывает некоторое ослабление другой связи, то энергия последовательного отрыва атомов уменьшается. Так, на отрыв первого атома водорода в молекуле НгО требуется 494 кДж/моль, второго-427 кДж/моль (второе значение характеризует прочность радикала ОН). Если же разрыв одной связи сопряжен с упрочнением другой, то закономерность будет обратной. Так, на последовательный отрыв трех атомов хлора от молекулы хлорида алюминия А1СЬ требуется энергия соответственно 381, 397 и 498 кДж/моль. Возможны и более сложные закономерности. [c.63]

В процессе взаимодействия атом калия потерял один 45-элек-трон, а атом хлора его принял. При этом образовались ионы (К+) и (С1 с устойчивой электронной конфигурацией благородных газов, которые за счет электростатического притяжения образуют ионную двухатомную молекулу КС1г. [c.74]

В качестве примера образования ионного соединения рассмотрим образование молекулы Na l в газовой фазе. Электронные конфигурации атомов натрия Is 2s 2/) 35 и хлора Is 2s 2/ 3s Зр показывают, что они легко могут быть превращены в оболочки инертных газов неона Is 2s 2р и аргона 2s 2р 3s Зр соответственно, при переходе одного электрона от натрия к хлору. В результате электростатиче- р с. 13. Образование ионов ского взаимодействия Na+ и С1- [c.75]

Электронные конфигурации внешнего валентного слоя гглогенов относятся к типу n.s p ( =2, 3, 4 и 5 соответственно у фтора, хлора, брома и йода) (см. табл. 1). Такие электронные конфигурации обусловливают типичные окислительные свойства галогенов — способностью присоединять электроны обладают все галогены, хотя при переходе от фтора к йоду окислительная способность галогенов ослабляется. [c.260]

В какюс степенях окисления хлор и кальций имеют одинаковую электронную конфигурацию Изобразите эту конфигурацию, приведите примеры соответствующих соединений. [c.171]

Из этих формул видно, что в молекуле водорода благодаря объединению двух электронов в пару каждый из атомов приобретает конфигурацию благородного газа — гелия. В молекуле НС1 атом водорода имеет конфигурацию гелия, а атом хлора — электронную конфигурацию ближайшего к нему благородного газа — аргона. В молекуле аммиака связь обеспечивается тремя электронными парами, при этом атом азота принимает конфигурацию благородного газа неона, а водород — гелия. Связь такого типа называется геомеополярной, или ковалентной. Отметим, что электронные пары, обеспечи- [c.153]

По теории Косселя атомы неметаллов также стре1лятся к устойчивому октету электронов. У неметаллов на последнем энергетическом уровне 4—7 электронов, и им легче принять электрон, чтобы приобрести восьмиэлектронную (октетную оболочку) и превратиться в отрицательно заряженный ион. Например, атом хлора имеет электронную конфигурацию 2) 8) 7), оп легко принимает электрон и превращается в отрицательно заряженный ион [c.6]

Галогены (от греч. хальс — соль и геннао — рождаю) — химические элементы главной подгруппы УН группы периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева фтор Г, хлор С1, бром Вг, иод I и астат А1. Они относятся к неметаллам. В последнем электронном слое атомов галогенов находится 7 электронов (электронная конфигурация 8 р ). Это обусловливает самое характерное свойство галогенов — присоединение электрона с образованием однозарядного аниона, имеющего оболочку ближайшего инертного элемента, например [c.102]

Строгое объяснение этой закономерности выходит за рамки школьного курса химии. Не очень строгое объяснение, ставящее целью лишь подчеркнуть сходство и различие электронной структуры атомов хлора н марганца в разных валентных состояниях, состоит в следующем. Электронная конфигурация свободного атома марганца— 5 25 2р 3з 3р 3<145 , свободного атома хлора — 1з 2з 2р 35 3р . Если хлор и марганец проявляют невысокие степени окисления, то онп используют для -образования химических связей только часть валентных электронов. В случае марганца используются в первую очередь два внешних 5-электрона, а на атоме остается какое-то число -элек- [c.202]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология