таблица электрона на орбите

Элементы, находящиеся в первом основном ряду таблицы периодической системы элементов, как бор, углерод и азот, имеют по четыре электронных орбиты, которые могут быть использованы для образования связей. Они известны как 2s, 2рх, 2ру, 2pz — электронные орбиты. Каждая из орбит способна удерживать два электрона с противоположными спинами. Химическая связь (<г-связь) между двумя атомами образуется путем частичного перекрывания двух таких орбит, по одной от каждого атома, содержащих пару электронов противоположного спина. Так, нанример, атомы таких элементов, как бор, углерод и азот, имеющих суммарно по четыре орбиты, способны к образованию максимум четырех простых связей. [c.393]

Если бы атом и электрон не имели магнитных свойств, то двух квантовых чисел было бы достаточно для описания состояния электронов, окружающ 1х ядро. Однако движение электронов, как и любых других заряженных частиц, вызывает появление электромагнитного поля. Благодаря наличию у атома магнитной оси состояния электронов разные, потому что электронные орбиты могут иметь различные наклоны по отношению к направлению магнитной оси. Электромагнитное поле ориентирует плоскость орбиты под определенными углами. Поведение электрона в этом отношении характеризуется магнитным квантовым числом, обозначаемым буквой гп1. Магнитное квантовое число есть вектор, следовательно, ему соответствует не только определенное числовое значение, но и направление, что выражается в знаках (4-) и —). Оно может принимать любые целочисленные значения между О и /. Так, если /=3, то тг может быть —3, —2, —1, О, +1, +2, +3 (рис. 7). Объединим все сказанное в таблицу. [c.40]

Элементы, в атомах которых заполняются Зс1-орбиты, называются переходными металлами или переходными элементами. Поскольку по химическим свойствам и электронной конфигурации они отличаются от более легких элементов, разместим их так, чтобы они возглавили десять новых колонок периодической таблицы. Следующие орбиты, которые будут заполняться электронами, — это 4р-орбиты, поэтому неудивительно, что химические свойства элемента галлия, который имеет один 4р-электрон, напоминают химические свойства алюминия, имеющего один Зр-элект-рон. Четвертый период периодической таблицы заканчивается, когда 4р-орбиты целиком заполнены. Как мы видим, причиной того, что четвертый период содержит восемнадцать элементов, является приблизительное равенство энергий пяти Зс(-орбит и энергий 4 - и 4р-орбит. Десять лишних мест для электронов, обеспеченных Зй(-орбитами, увеличивают число элементов в периоде от восьми до восемнадцати. [c.405]

Составьте таблицу электронных конфигураций переходных элементов пятого периода от иттрия (Y 39) до кадмия ( d 48). В элементах с 41 до 45 один из 55-электронов переходит на 4 -орбиту. У элемента 46 оба 55-электрона переходят на 4d-орбиту. [c.580]

Ионы элементов главных подгрупп периодической таблицы, например Ыа+, Са +, О и С1 , имеют конфигурацию инертного газа, все их орбитали заняты спаренными электронами и, следовательно, они являются диамагнитными. Ионы многих переходных металлов, а также комплексы этих элементов содержат неполностью занятые электронами орбитали. Для этих элементов ценные сведения получают, используя магнитный метод, как будет показано в соответствующем разделе. [c.107]

В связи с возможностью достижения новой области устойчивости представляет интерес дальнейшее расширение таблицы периодической системы элементов. На рис. 23-7 показан расширенный вариант периодической таблицы, включающий весь частично заполненный в настоящее время седьмой период и новый восьмой период. В последнем впервые встречаются д-орбитали, 5д. Последовательность заполнения орбиталей 5д, б/ и Id точно предсказать заранее невозможно. Однако проведенные в исследовательском центре Лос-Аламоса расчеты указывают, что после первых одного-двух новых электронов следующие электроны должны последовательно заполнять 5д-орбитали. Соответствующие элементы могут быть названы сверхпереходными металлами. [c.423]

Таблица В.10. Энергия внешней орбитали акцепторов и доноров электрона как характеристика жесткости и мягкости катионов и анионов

Принцип очередности заполнения орбиталей. Электроны заполняют орбитали в порядке увеличения их энергии, т. е. на орбиталях с более высокой энергией электроны располагаются после того, как заполнены орбитали с меньшей энергией. Этот принцип целиком согласуется с классической физикой, где он формулируется как стремление системы к минимуму энергии. Однако сначала необходимо ответить на вопрос, как зависит энергия электрона от квантовых чисел п и I, описывающих его состояние. Ранние работы по теории периодической системы приписывали исключительную роль главному квантовому числу п, так как застройка электронных оболочек происходит в строгом соответствии с ростом п плоть до аргона (2 = 18). Однако при переходе от третьего периода к четвертому наблюдаются аномалии , которые в последующих периодах таблицы Менделеева становятся скорее правилом, чем исключением. В. М. Клечковский (1954) сформулировал закономерность возрастания энергии электронных [c.169]

Из таблицы видно, что /С-слой электронов (п = 1) состоит из одной оболочки, представленной только одной круговой орбитой (з-орбиталь). Следующий, 1-слой включает две оболочки (п = 2) с четырьмя орбитами (2 —4) из них одна 5-орбиталь и три р-орбитали. Затем /И-слой (п = 3) в своих трех оболочках объединяет уже девять орбит (3 = 9) из них, как обычно, одна -орбиталь, три р-орбитали и пять -орбиталей. Л -слой (/г = 4) в своих четырех оболочках включает 16 орбит (4 = 16), среди которых одна я-орбиталь, три р-орби-тали, пять -орбиталей и семь /-орбиталей. [c.34]

Только после завершения этого процесса заканчивается постройка внешней, т. е. четвертой оболочки. То же происходит в пятом, шестом и седьмом периодах таблицы Менделеева. В связи со сказанным, в таблице Менделеева следует различать группы и подгруппы. Число электронов, находящихся на внешних орбитах атомов тех элементов, которые располагаются в группах таблицы, совпадает с номером группы. Для элементов, находящихся в подгруппах, такое утверждение несправедливо и число электронов на внешних орбитах их атомов, как правило, меньше номера группы. В будущем нас будут интересовать только те элементы, которые находятся в основных группах таблицы Менделеева. [c.56]

Итак, номер периода в таблице Менделеева равен главному квантовому числу для электронов внешних орбит, а номер группы определяет общее число электронов на этих орбитах. Все сказанное справедливо только для невозбужденных атомов, обладающих минимальным значением полной энергии. Атомы всех элементов, подобно атому водорода, могут быть возбуждены, и при этом часть электроиов в них располагается на орбитах с главным квантовым числом, большим, чем номер периода. Теория многоэлектронных атомов является весьма сложной и до настоящего времени полностью не разработана. Тем не менее, для приблизительных оценок атомы любых элементов могут рассматриваться как водородоподобные. Так, например, при определении энергии возбуждения [c.56]

В длиннопериодной форме таблицы элементов, непосредственно отражающей порядок заполнения атомных орбиталей электронами, лантаноиды и актиноиды располагаются между 1ПВ- и ГУВ-группа-ми, так как после образования электронных структур их атомов электроны начинают заполнять вакантные -орбитали. В шестОм периоде при этом образуются атомы -элементов с лютеция Ьи (№ 71) по ртуть Hg (№ 80) — (Xe )бs 4/ 5 Затем происходит застройка трех р-орбиталей шестого уровня у последующих р-элементов, и шестой период заканчивается благородным газом радоном Нп (№ 86) — (Xe)4iF 5 °6s 6p . Седьмой период, как незавершенный, пока заканчивается пятью -элементами с № 103 по № 107. [c.45]

Особый интерес в длиннопериодной форме таблицы (см. табл. 5) представляют собой так называемые области сопряжения, т. е. элементы, расположенные на границах между sd- и 5р-металлами, с одной стороны, а также между sdf- и sd-металлами — с другой. Так, элементы IB и ПВ групп (подгруппы меди и цинка) нельзя однозначно отнести к переходным или к простым металлам. У элементов подгруппы меди возможно завершение п—1)о[-уровня за счет проскока электрона с внешней ns-орбитали. При этом валентная электронная конфигурация будет (п—1) d ns А у элементов подгруппы цинка происходит укомплектование ns-оболочки до (/г —l)(ii ns2. С точки зрения реализации возможных валентных состояний элементы подгруппы меди могут быть отнесены к простым металлам при степени окисления -Ы, когда в образовании связи участвуют только ns-электроны, а (п—1)d-уровни остаются укомплектованными. При более высоких степенях окисления (для меди [c.367]

В периодической системе есть девять химических элементов (хром, медь, ниобий, молибден, рутений, родий, серебро, платина, золото), которые содержат по одному электрону на s-орбитали наружного энергетического уровня. Их электронные конфигурации отклоняются от конфигураций соответствующей В-подгруппы, что объясняется провалом одного электрона с s-подуровня наружного энергетического уровня на d-подуровень предпоследнего уровня. Этим можно объяснить, что хром и ниобий выпадают в виде гидроокисей от действия сульфида аммония, медь — в виде сульфида 4-й (а не 3-й) аналитической группы. Все девять элементов в таблице подчеркнуты одной линией. Хром и ниобий расположены по направлению второй диагонали. В электронной оболочке элемента палладия наблюдается провал двух электронов с подуровня 5s на уровень 4d. Поэтому вместо конфигурации. .. 4d 5s у него образуется конфигурация. .. Ad °5 s". В таблице символ палладия P i подчеркнут двумя линиями. [c.18]

Эта таблица представляет собой достаточно грубую модель, она не учитывает, что небольшая часть электронного облака ( 0,02 заряда электрона) занимает также связывающую огр = 1ЛО. Образовавшаяся as и частично Л ,-орбитали частично перекрываются друг другом, несколько упрочняя связь. В этом перекрывании участвует часть электронного облака, эквивалентная 0,2 заряда электрона. [c.295]

В заключение следует дать дополнительное пояснение к таблице 23.2. Можно заметить, что на приведенных энергетических диаграммах на границе между азотом и кислородом изменяется взаимное расположение уровней а - и л,г-орбиталей. В ряду Ь —N в двухатомных молекулах этих соединений более прочными (более глубоко-лежащими на диаграммах рис. 23.2) являются связи, образуемые Пу- И Пг-орбиталями. При заполнении электронами подуровней разрыхляющих л - и я -орбиталей (О последние возбуждающе действуют на связывающие л, -и Яг-орбитали, делая их менее энергетически выгодными по сравнению с уровнем а .-орбитали. [c.298]

Рассмотрим строение атомов элементов первых периодов таблицы Д. И. Менделеева. В первом периоде расположены только два элемента Н и Не. Для обоих 1=0, гак как п=1, и формы их электронных орбиталей сферические Isi и Is . Но на ls-орбитали гелия размещаются два электрона с противоположными спинами, образуя очень устойчивую пару атом Не практически полностью инертен. [c.50]

В свободном атоме. f-электроны уже невырожденны, поэтому степень ИЯ вырождения не меняется. Они всегда принадлежат к полносимметричному неприводимому представлению группы симметрии. В отличие от этого степень вырождения р- и J-орбиталей равна трем и пяти соответственно. Чтобы определить, каково будет их расщепление в определенной точечной группе, нужно использовать их в качестве базиса для нахождения представления группы. На практике это сводится к тому, чтобы найти в таблице характеров для точечной группы те неприводимые представления, к которым принадлежат рассматриваемые орбитали. Сами орбитали и их подстрочные индексы всегда принадлежат к одному неприводимому представлению. В табл. 6-12 показано, как происходит расщепление различных орбиталей в зависимости от симметрии окружающей среды. Если симметрия окружения убывает, то расщепление орбиталей увеличивается. Так, например, в поле с симметрией все атомные орбитали расщепляются на невырожденные компоненты. Это и неудивительно, поскольку таблица характеров для состоит только из одномерных неприводимых представлений. Этот результат непосредственно показывает, что в данной точечной группе не имеется вырожденных энергетических уровней, о чем специально подчеркивалось в гл. 4 при обсуждении неприводимых представлений. [c.299]

Решение. Элемент ЯЬ находится в главной подгруппе I группы V периода таблицы Менделеева, значит, у него начинает заполняться электронный уровень с главным квантовым числом и = 5 З . У иона внешний электрон потерян. Значит, ни на 5р, ни на 55-орбиталях невозбужденного иона ЯЬ электронов нет. Однако электроны могут переходить на эти орбитали при возбуждении атома. [c.38]

При переходе к более тяжелым элементам в таблице начинается заполнение d- и f-орбиталей. Порядок их заполнения важен для понимания электронной структуры переходных металлов и редкоземельных элементов. Правило заключается в следующем заполнение происходит в порядке, согласно которому в первую очередь заполняются орбитали с наименьшими значениями Если две или более орбиталей имеют одно [c.53]

Теория молекулярных орбиталей рассматривает электроотрицательности отдельных атомных орбиталей, образующих общую молекулярную. Из 5- и р-состояний одного и того же слоя более электроотрицательным считается 5, так как -электрон прочнее связан с ядром. Если при образовании связей в разных соединениях одним и тем же атомом используются различные электронные орбитали, то. в принципе, величина % элемента в этих соединениях разная (так называемая орбитальная электроотрицательность). Поэтому результаты расчета не всегда совпадают с опытными данными, следовательно, электроотрицательностью нужно пользоваться осмотрительно и лучше всего для сравнения элементоз при одинаковых условиях (одинаковый тип соединений). Для этих целей служат таблицы, содержащие относительные величины % Обычно в них для лития значение х принято условно за единицу. Электроотрина-тельность помогает составить хотя бы приблизительное представление о взаимодействии атомов с электронами в химических соединениях и на этом основании определить степень металличности элемента. [c.170]

Правило октетов заменено правилом пар. Как электровалентность, так и ковалентность происходят от спаривания электронов, заполняющих неполные орбиты. Так как только для л = 2 максимальное число электронов равно восьми, оба правила равнозначны лишь для второго периода. Для третьего периода максимальное число равно восемнадцати электронам, так как п = Ъ дает девять орбит. Учет заряда и объема в дополнение к недостаточному числу электронов показывает, что это число не достигается в третьем периоде, за исключением таких соединений, как пятифтористый фосфор и шестифтористая сера, и ионов в роде А1Рб и В этом периоде и в следующих число электронов в валентных оболочках атомов, образующих молекулы, с первого взгляда может показаться почти не поддающимся предсказаниям, но правило пар совместно с таблицей электронных конфигураций часто разрешает проблему. Некоторые примеры [c.38]

Испускание электронов или позитронов характерно для искусственных радиоактивных эле.ментов вместе с тем они подвержены также распадам и других типов. В некоторых случаях ядро может захватывать электрон с ближайшей к ядру 15-орбитали, которую часто называют К-оболочкой. Это явление называется К-захватом. Добавление одного электрона к ядру уменьшает атомный номер на одну единицу, превращая элемент в его ближайшего левого соседа по периодической таблице Менделеева. Освобождающееся при этом на электронной орбитали место заполняется другими орбитальными электронами, причем в течение всех этих перемещений электронов испускаются рентгеновские лучи. Испускание улучей вслед за испусканием частиц, захватом электрона или некоторыми другими ядерными процессами позволяет ядру освободиться от излишков энергии и обрести стабильность. Испускание а-частиц более характерно для тяжелых элементов, хотя оно имеет место и в случае некоторых редкоземельных элементов, например мСе. [c.462]

Таблица электронных конфигураций элементов дает возможность определить относительную энергию электронов атома элемента, находящегося в основном состоянии, когда электроны атома обладают самым низким запасом энергии. Энергия электронов увеличивается (см. рис. 15) в направлении вправо и вниз. Для того чтобы определить электронную конфигурацию атома элемента, следует представить, что небольшое положительное ядро элемента расположено далеко над 1Н, а электроны находятся на определенных оболочках вокруг ядра. Арабские цифры слева обозначают оболочку или главное квантовое число. Объем каждой оболочки ограничен областью, заключенной между двумя наклонными линиями. Подоболочки обозначены з, р, (1 и /. Орбиты, образующие з-подобо-лочки, изображены в виде двух квадратов, содержащих символы элементов. Три пары электронов трех р-орбит размещены в шести квадратах (рис. 13), пять пар электронов пяти -орбит — в десяти квадратах и т. д. Только после того, как каждая орбита будет иметь по одному электрону, начинается заполнение этих орбит электронами с противоположными спинами. Каждая орбита стремится заполниться наполовину или полностью. Следовательно, [c.32]

После того как порядковый номер элементов достигает 57, энергия 4/-орбиталей становится достаточно низкой, чтобы они могли использоваться для заселения электронами в атомах. Таким образом, после бария в шестом периоде начинается последовательное заселение электронами 4/-орбиталей, которое происходит у атомов 14 лантаноидных металлов. Подобно этому, в седьмом периоде после 2 = 89, когда 5/- и 6 -орбитали приобретают практически одинаковую энергию, возникает 14 актиноидных металлов, в атомах которых происходит последовательное заселение электронами 5/-орбиталей. Электронные конфигурации атомов, принадлежащих этим двум рядам внутренних переходных металлов, показаны на рис. 9-3. Как и при заселении -орбиталей у переходных металлов, заселение /-орбиталей также сопровождается отклонениями от строгой закономерности, причем такие отклонения чаще встречаются у актиноидов, чем у лантаноидов. Но и в этом случае достаточно запомнить лищь общую закономерность, отложив обсуждение отклонений от нее на более позднее время. (Укажем только, что поскольку первый элемент в каждом из рядов /-элементов- Ьа и Ас-имеет валентную конфигурацию вместо /, то иногда считается, что эти ряды начинаются с Се и ТЬ, как это указано, например, в таблице периодической системы, помещенной на внутренней стороне обложки этой книги.) [c.451]

Как видно из таблицы, их молекулярные орбитали образованы только 15-атомнымн орбиталями. Заселение этих МО электронами происходит в порядке возрастания орбитальных энергий (хотя, вообще говоря, это не обязательно, ибо как и в случае атомных систем, электронная конфигурация определяется минимумом полной энергии системы, которая не равна сумме орбитальных энергий). [c.199]

У /-элементов заселяются преимущественно /-орбитали третьей сверху оболочки, которая закрыта восьмиэлектронной предвнешней и двухэлектронной внешней оболочками. Влияние изменения электронной конфигурации третьей сверху оболочки на свойствах практически не сказывается, и /-элементы, особенно лантаноиды, настолько похожи, что их помещают в одну клетку таблицы. [c.62]

В свободном атоме или ионе комплексообразователя энергии всех ( -электронов, принадлежащих к одной и той же электронной оболочке, одинаковы, т. е. эти электроны занимают один энергетический уровень. В комплексе положительный ион-кэмплексообразователь окружен лигандами, которые могут быть или отрицательными ионами, или полярными молекулами, которые обращены к комплексообразователю своим отрицательным концом. Между электронами /-орбиталей иона-комплексообразователя и отрицательными лигандами действуют силы отталкивания, которые увеличивают энергию /-электронов. При этом электростатическое воздействие лигандов на различные /-орбитали неодинаково, так как поле лигандов не обладает сферической симметрией. Поэтому энергия электронов на /-орбиталях, расположенных близко к лигандам, возрастает больше, а на /-орбиталях, удаленных от лигандов, меньше в результате под Таблица 1.13. Ти/1ы гибридизации и соответствующие им геометрические формы комплексов [c.130]

Обратившись к периодической таблице Кэмбелла, можно увидеть, что в периодах системы по мере увеличения порядкового номера атомный радиус уменьшается. Постепенно прибавляющиеся электроны попадают на орбитали с почти одинаковой энергией. Поэтому увеличивающийся заряд ядра притягивает электронное облако в целом с большей силой. Уменьшение радиуса проявляется сильнее всего в случае, когда на валентную оболочку добавляется вто рой 5-электрон относительно меньше снижается радиус от прп [c.114]

Подуровень 3 заполняется до конца у меди, конфигурация атома которой fi3i 3 ) 3 °4i шш А I I4ir. У атома цинка конфигурация Я1Д/45 , а далее от Са до Кг застраивается 4р-подуровень до конфигурации КЬМ 45 /7 . Заполнение 3 -пoдypoвня в 4-м периоде делает его большим . В нем не 8, как во 2-м и 3-м, а 18 элементов. Аналогично строение атомов 18 элементов 5-го периода. В 6-м периоде 32 элемента благодаря тому, что у лантаноидов заполняются -четырнадцатью электронами вакантные /-орбитали Я-слоя. Электронные конфигурации атомов этих периодов, а также последнего, 7-го, полезно рассмотреть самостоятельно, пользуясь таблицей приложения. [c.63]

А0 с одинаковыми / и и заполняются так, чтобы суммарный спин электронов был максимален, т. е. заполняется максимальное число орбиталей с разными т (правило Хунда). На рис. 3.7 показаны электронные конфигурации некоторых атомов. Каадая ячейка соответствует атомной орбитали, положение которой (в порядке увеличения энергии) в определенной группе определяется квантовыми числами п, 1,т а порядком энергетических уровней (правило 1). В каждук ячейку можно поместить не больще двух электронов. Аналогичным образом можно построить электронные конфигурации всех атомов периодической таблицы. [c.72]

Характер связи в фазах внедрения определяется особенностями строения электронных оболочек атомов переходных металлов. Так как у них есть незавершенные -орбитали, они способны к приобретению электронов, источником которых в той или иной степени могут быть межузельные атомы неметаллов. Вследствие небольшой разницы между энергиями 5-, р-, -орбиталей возможна их гибридизация, которой способствует обмен электронами с атомами неметаллов, и образование связей металл — неметалл. Однако этот процесс не доходит до ионизации атомов неметалла, сохраняется металлический характер связи. Преобладающей ролью связей металл — металл объясняется сохранение фазами внедрения в большей или меньшей степени металлических свойств электропроводости, металлического блеска, непрозрачности и др. Химические связи в фазах внедрения сильно отличаются от химических связей в соединениях непереходных металлов с теми же неметаллами, в которых сильнее выражен ковалентный характер связи и доминирующее значение имеют связи металл — неметалл и неметалл — неметалл. Соединения непереходных металлов имеют определенный состав и не похожи на металлы. Склонность к образованию фаз внедрения переходными металлами, их структура и свойства зависят от положения элементов в таблице Д. И. Менделеева. В самом общем виде можно отметить следующие закономерности. [c.231]

Негидриды. Чтобы вывести электронные конфигурации линейных трехатомных молекул или радикалов, не содержащих атомов водорода, следует рассмотреть корреляцию с разделенными атомами подобно тому, как это делалось для двухатомных молекул (рис. 16 и 17). На рис. 70 изображена корреляционная диаграмма орбитальных энергий для линейных молекул типа ХУг, показывающая изменение энергии при переходе от больших межъядерных расстояний к малым. Действительному расположению орбиталей, которым следует пользоваться при определении электронных конфигураций этих молекул, соответствует примерно середина диаграммы. В табл. 11 даны электронные конфигурации основных и первых возбужденных состояний ряда важных линейных трехатомных свободных радикалов, а также соответствующие типы симметрии. Наблюдавшиеся состояния подчеркнуты. Из таблицы видно, что обнаружены многие из предсказанных состояний и что наблюдавшиеся основные состояния находятся в согласии с предсказанными. В табл. 12 приведены вращательные постоянные и частоты деформационных колебаний в основных состояниях указанных радикалов. В тех случаях, где это возможно, приводятся также межъядерные расстояния. Интересно отметить, что частота деформационного колебания возрастает от крайне низкого значения 63 см для основного состояния радикала Сз до значения 667 см для молекулы СО2. По-видимому, это возрастание связано с заполнением орбитали 1л . [c.116]

Из таблицы ВИДНО, что медь имеет один внешний электрон на 4 -орбитали Я-оболочки, цинк имеет два внешних электрона на 45-орбитали и галлий имеет три внешних электрона — два на 4 5-орбитали и один на 4 р-орбитали. Родственные им элементы также имеют один, два или три электрона на внешней оболочке. Оболочка, предшествующая внешней, во всех случаях содержит 18 электронов для меди, цинка и галлия это М-О болочка, для серебра, кадмия и индия — А/ -оболочка, для золота, ртути и таллия — 0-оболочка. Эти оболочки называют восемнадцатиэлектронными оболочками. [c.557]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология