Электроны валентные газами

Строение многоэлектронных атомов. Принцип заполнения. Принцип запрета Паули и спаривание спинов. Правило Гунда. Эффективный заряд ядра. Орбитальная конфигурация и энергия ионизации. Валентные электроны и валентные орбитали. Типические элементы, внутренние переходные металлы, переходные металлы и благородные газы. Сродство к электрону. [c.385]

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]

Учитывая, что первые электроны после образования замкнутой оболочки благородного газа криптона. Кг, поступают в рубидии, КЬ, и стронции, 8г, на 5х-орбиталь, объясните, почему 2п" имеет валентную электронную конфигурацию 4 ", а не 5 ", как 8г [c.458]

Льюисовыми структурами (валентаыми структурами, валентными схемами) называются графические электронные формулы молекул и комплексных ионов, где для обозначения обобществленных между атомами связьшающих электронных пар (связей) используются прямые линии (валентные штрихи), а для обозначения неподеленных пар электронов используются две точки. Для молекул и комплексных ионов, содержащих только элементы первого и второго периодов, наилучшие льюисовы структуры характеризуются тем, что в них каждый атом окружен таким же числом электронов, как атом благородного газа, ближайшего к данному элементу по периодической системе. Это означает, что атом Н должен быть окружен двумя электронами (одна электронная пара, как у Не), а атомы неметаллических элементов второго периода (В, С, К, О, Г) должны быть окружены восемью электронами (четыре электронные пары, как у 1 е). Поскольку восемь электронов образуют замкнутую конфигуращ1Ю 2х 2р , правило записи льюисовых структур требует окружать каждый атом элемента второго периода октетом (восьмеркой) электронов, и поэтому называется правилом октета. [c.501]

Высокие теплопроводность И электропроводность металлов заставляют предположить, что валентные электроны их атомов способны относительно свободно перемещаться внутри кристаллической структуры металла. На рис. 14-22 изображена одна из моделей строения металлов, согласно которой электроны образуют газ из отрицательных зарядов, прочно скрепляющий положительные ионы металла в единое целое. На рисунке схематически указаны положительно заряженные ионы, остающиеся после отрыва от атомов валентных электронов эти ионы содержат [c.623]

Метод дифракции электронов, примененный к симметрично-пирамидальным четырехатомным молекулам, ведет к значению угла 9 при вершине, лежащему в пределах от 100 до 108°. Тогда в соответствии с уравнением (32) угол между направлениями валентной связи и главной оси равен 110°50 — 117°50, что согласуется с данными табл. 3. Метод дифракции электронов молекулами газов, как и другие методы, непрерывно усовершенствовался с мо- [c.464]

Стремясь к достижению электронной конфигурации инертного газа (аналогично тому, как элементы 2-го и 3-го периодов имеют тенденцию к достижению 8-электронной валентной оболочки), переходные металлы отличаются особой склонностью к комплексообразованию. Как правило, в комплексообразовании участвуют молекулы, имеющие НЭП на гетероатомах - молекулы воды Н2О , простых эфиров К20 , аминов КзЯ фосфинов К Р, оксида углерода(П) С=0 . Такие молекулы называют лигандами. [c.681]

Диэлектриками являются неионизованные газы, а также жидкости и твердые тела, характеризующиеся полностью заполненной электронами валентной зоной и полностью свободной зоной проводимости. Если термического возбуждения электронов на уровни зоны проводимости не происходит, то такие вещества ведут себя как изоляторы. При малой энергетической щели Д или при большей температуре эти вещества ведут себя как полупроводники. Диэлектрики и полупроводник , в отличие от металлических проводников, экспоненциально уменьшают объемное сопротивление при повышении температуры. [c.320]

Хлор образует целую серию оксианионов СЮ, СЮ , СЮ3 и СЮд, в которых проявляет последовательный ряд положительных степеней окисления. Хлорид-ион, С1 , обладает электронной структурой благородного газа Аг с четырьмя парами валентных электронов. Указанные выше четыре оксианиона хлора можно представить себе как продукты реакции хлорид-иона, СГ, в качестве льюисова основания с одним, двумя, тремя или четырьмя атомами кислорода, каждый из которых обладает свойствами акцептора электронов, т.е. льюисовой кислоты [c.482]

Согласно приближению, основанному на модели свободных электронов, валентные электроны свободно движутся по всему объему металла, а ионы металла погружены в электронный газ. Это приближение особенно хорошо применимо к одновалентным металлам и объясняет такие их свойства, как электропроводность и поглощение света. Но пока оно не было изменено в соответствии с положениями квантовой теории, оно не объясняло причин изменения теплоемкости, магнитной восприимчивости и факта существования диэлектриков. [c.33]

Характерные оптические и электрические свойства металлов требуют, чтобы металлы имели свободные электроны, число которых сравнимо с числом присутствующих атомов. В результате первая теория металлической связи считала, что кристаллическая рещетка состоит из ионов металла с валентными электронами, распространенными по всей решетке, и, таким образом, скрепляющими вместе полол ительные ионы. Можно считать, что такие электроны, заключенные внутри кристаллической решетки металла, ведут себя подобно молекулам газа внутри определенного объема (рис. 4.8). Эта теория электронного газа легко объясняет качественно такие свойства, как проводимость металлов. Однако более детальная трактовка свойств встречается с большими трудностями, наиболее важные из которых относятся к удельной теплоемкости. Энергия электронов в газе должна подчиняться распределению Максвелла — Больцмана, которое требует, чтобы каждый электрон вносил в удельную тепло- [c.116]

Из уравнения (7) следует, что между двумя атомами фтора может образоваться ковалентная связь. Кроме того, подсчет числа электронов у одного атома фтора или числа электронов, обобщенных с другим атомом фтора, показывает, что валентные орбиты заполнены. Например, атом фтора, записанный в формуле слева, электростатически притягивает восемь электронов, расположенных рядом справа (рис. 16-5). Поскольку восемь электронов — это электроны валентных 25- и 2р-орбит, каждый атом фтора приобрел энергетически устойчивую конфигурацию инертного газа. [c.417]

Различают следующие основные типы кристаллических связей металлические, ионные, ковалентные (атомные), молекулярные. При металлическом типе связи кристаллическая решетка представляет собой каркас из положительно заряженных ионов, погруженный в электронный газ , который состоит из валентных электронов. Валентные электроны принадлежат всем атомам одновременно, поэтому силы связей не имеют строгой пространственной направленности. Атомы металлов в кристаллах окружены геометрически максимально допустимым числом соседних атомов. Большая часть металлов имеет кубические гранецентрированные, кубические объемно-центрированные и гексагональные кристаллы. При наиболее плотной гексагональной упаковке (бериллий, магний) достигается наивысший коэффициент заполнения пространства (остается только 26% незаполненного пространства между атомами). Так называемая теория свободных электронов объясняет многие свойства металлов, в частности, их высокую электропроводность, механическую прочность и пластичность. Смазочные пленки из пластичных мягких металлов, нанесенные на твердую подложку (напри-- [c.56]

При сближении атомов фтора с обобществлением двух электронов каждое ядро видит на своих валентных орбиталях по восемь электронов. Теперь каждый атом приобрел орбитальную заселенность электронов инертного газа неона, и образуется устойчивая молекула. Здесь уже нельзя более разместить другие электроны, поэтому никакие дополнительные связи не образуются. [c.136]

Атомы с незначительными потенциалами ионизации (примерно до 35 в) группируются в виде сферических плотных наслоений, и свободная от атомного притяжения часть валентных электронов образует газ, состоящий из частичек, которые могут совместно передвигаться под [c.14]

Галогены — элементы с ярко выраженным неметаллическим характером. В газообразном состоянии они образуют двухатомные молекулы. Вследствие очень высокой химической активности галогены в природе находятся только в связанном состоянии. Большая реакционная способность галогенов обусловливается тем, что их атомы стремятся перейти в отрицательно заряженные ионы по реакции Г+ё- Г , где Г обозначает атом галогена. Сродство к электрону можно рассматривать как стремление атома галогена к полному заполнению электронами валентного уровня до состояния соответствуюшего атома инертного газа. У галогенов до полного заполнения наружного валентного слоя (пз пр ) не хватает лишь одного электрона, поэтому валентное состояние в виде однозарядных отрицательных ионов наиболее устойчиво. Важнейшие свойства свободных галогенов приведены в табл. 19, откуда видно, что максимальным сродством к электрону обладает не фтор, как этого следовало бы ожидать, а менее активный хлор. [c.192]

В ряду Ва—Сг—N2 по мере заполнения связывающих молекулярных орбиталей уменьшается межъядерное расстояние и увеличивается энергия диссоциации молекул. В ряду N3—О2—Рг номере заполнения разрыхляющих орбиталей, наоборот, межъядерное расстояние возрастает, а энергия диссоциации молекул уменьшается. Молекула N02 вообще нестабильна вследствие одинакового числа связывающих и разрыхляющих электронов. Аналогично объясняется тот факт, что и остальные инертные газы одноатомны. Зависимость энергии диссоциации молекул от числа их валентных электронов иллюстрирует рис. 31. [c.55]

В данной главе будет рассмотрен простой метод описания ковалентных связей с использованием структурных схем Льюиса. Мы занищем льюисовы структуры для известных молекул и ионов и дадим им объяснение, пользуясь представлениями об обобществлении электронных пар и построении замкнутых валентных оболочек такого типа, как у атомов благородных газов. Затем мы объясним степени окисления атомов в соединениях на основе соображений о неравномерности обобществления электронных пар атомами, обладающими разной электроотрицательностью, после чего перейдем к установлению взаимосвязи между кислотностью некоторых молекул и электронным строением их центрального атома. В последней части главы будет показано, как для предсказания формы молекул используется метод отталкивания валентных электронных пар (ОВЭП). [c.465]

Рассмотрим такие электроды, реакции на которых не связаны с выделением из электролита или растворением в нем простых веществ (металлов, элементар[(ых газов). Обязательные для электрохимических реакций получение или отдача электродами электронов, конечно, происходят в элементах и этого типа, но эти процессы связаны с изменением валентности иоиов в растворе. [c.553]

После окончательного заполнения 3< -орбиталей начинается заселение электронами 4р-орбиталей этот процесс ничем не нарушается и соответствует построению ряда типических элементов от галлия, Оа, с валентной структурой 3 °4. -4р до благородного газа криптона, Кг, с конфигурацией 3 °4х 4р. Первая энергия ионизации, последовательно повышавшаяся при возрастании ядерного заряда в ряду переходных металлов, резко падает у Оа, где новый электрон поступает на менее устойчивую 4р-орбиталь. [c.398]

Кристаллические решетки, образуемые металлами, назызаются металлическими. В узлах таких решеток находятся положительные ионы металлов, а валентные электроны. могут передвигаться между ними в различных направлениях. Совокупность свободных, электронов иногда называют электронным газом. Такое строение решетки обусловливает большую электропроводность, теплопроводность и высокую пластичность металлов — ири механическом деформировании ие происходит разрыва связей и разрушения кристалла, поскольку составляющие его ионы как бы плавают в облаке электронного газа. [c.145]

Теперь атом Н имеет на своей валентной орбитали два электрона, подобно гелию, а у атома I восемь электронов, как у Хе. Льюис выдвинул следующий принцип атомы образуют химические связи в результате потери, присоединения или обобществления такого количества электронов, чтобы приобрести завершенную электронную конфигурацию атомов благородных газов. Тип образующейся связи-ионный или ковалентный-зависит от того, происходит ли перенос электронов или их обобществление. Валентность, проявляемая атомами, определяется пропорциями, в которых они должны объединяться, чтобы приобрести электронные конфигурации атомов благородных газов. Теория Льюиса объясняет тип связи и последовательность расположения атомов в молекулах. Однако она не позволяет объяснить геометрию молекул. [c.466]

Поскольку составной частью прибора РФС является источник рентгеновского излучения, который ионизует образец, этим методом можно определять энергии связывания как валентных электронов, так и электронов оболочки. Обычно используют рентгеновское излучение Ка Mg и А1 с энергией соответственно 1253,6 и 1486,6 эВ. Методом РФС исследовали твердые вещества, газы, жидкости, растворы и замороженные растворы. В случае твердых веществ и замороженных растворов рассчитанные энергии связывания электронов относят к энергии уровня Ферми твердого вещества. Уровень Ферми соответствует высшему заполненному уровню электронного слоя структуры твердого вещества при О К. Уравнение сохранения энергии (16.23) преобразуется к виду [c.334]

Молибденгексакарбонил имеет пространственную конфигурацию октаэдра, а атом молибдена в нем - 54-электронную валентную оболочку (42 электрона атома молибдена и по 2 электрона от каждой из шести молекул оксида углерода), что соответствует электронной оболочке ксенона Хе, инертного газа 5-го периода. [c.681]

Рассматривая соединения, в которых элементы обнаруживает характерную для их места в периодической сйстеме валентность, в общем как гетерополярные, Коссель рассчитал для первых 57 элементов, до подгруппы лантанидов, количества электронов, которыми они обладают в тех соединениях, где они проявляют высшую отрицательную и высшую положительную валентности. На оси абсцисс рис. 28 элементы расположены в соответствии с их порядковыми числами и через равные промежутки рассчитанное Косселем для каждого элемента число электронов нанесено в качестве ординаты и отмечено черной точкой. Те элементы, которые лиогут быть заряжены и отрицательно и положительно, имеют по две черные точки, которые конечно расположены на одной вертикали одна над другой на расстоянии 8 единиц в соответствии с тем фактом, что сумма положительных и отрицательных высших валентностей равна 8, на что указывал еще Аббег. Кружки на рисунке соответствуют числу электронов для элементов в состоянии нейтральных атомов. В то время как эти числа естественно возрастают от элемента к элементу на одинаковую величину и соответственно этому лежат на прямой, расположенной под углом 45° к оси абсцисс, черные точки для элементов, расположенных рядом с инертными газами, все лен ат на прямых, параллельных осп абсцисс, и находятся от нее на том же расстоянии, как и точка, обозначающая число электронов инертного газа, вокруг которого группируются элементы. Это значит, что число электронов, которыми обладают атомы элементов, стоящих рядом с инертными газами (т. е. элементов главных подгрупп периодической системы) в своих типичных соединениях, равно числу электронов ближайшего инертного газа. И отсюда следует .если два элемента, например натрий и фПгор, образуют химическое соединение, то один из них отдает другому такое количество электронов, что у каждого из них после этого остается столько электронов, сколько их имеет ближайший инертный газ. [c.151]

Наличие стабильных пятикоординационных комплексов с конфигурацией позволяет предположить, что четырехкоординационные комплексы являются координационноненасыщенными и что поэтому в реакциях замещения будет преобладать такой механизм, который приводит к временному увеличению координационного числа центрального атома. Образование пяти эквивалентных связей приводит к 18-электронной (10 связывающих и 8 несвязываю-щих электронов) валентной оболочке, типичной для ближайшего инертного газа. Низкий эффективный ядерный заряд позволяет использовать все пять орбиталей [2 х (п — —1)с + + 3 X пр]. [c.70]

О взаимосвязанности этих двух ролей говорит все возрастающее число данных, свидетельствующих о том, что координационно-насыщенные гидридные комплексы переходных металлов не способны взаимодействовать с ненасыщенными субстратами до тех пор, пока один из других лигандов комплекса не продиссоциирует, т. е. пока не появится свободное координационное место. Термин коор-динационно-насыщенный используется здесь для описания комплекса с 18-электронной валентной оболочкой инертного газа у переходного металла независимо от координационного числа. Таким образом, Н1гЦ, Нв1гЬз и (Ь — фосфин) — все координа- [c.266]

О кремния к алюминию и далее к s-элементам магнию и натрию число валентных электронов уменьшается, а число свободных валентных эрбиталей увеличивается. Это понижает прочность двухцентровой связи и усиливает тенденцию к образованию нелокализованной, а в пределе — металлической связи (электронного газа). [c.233]

Самый внещний электрон в атоме каждого элемента третьего периода связан менее прочно, чем самый внешний электрон в атоме соответствующего элемента-аналога из предшествующего периода, потому что электроны с п = Ъ находятся дальше от ядра, чем электроны с п = 2. Вследствие этого первая энергия ионизации для элементов третьего периода (с валентными электронами на уровне п = 3) оказывается меньше, чем у соответствующих элементов второго периода (с п = 2). Когда завершается заполнение 35- и Зр-орбиталей, снова образуется чрезвычайно устойчивая электронная конфигурация благородного газа аргона, Аг. [c.396]

В л-комплексах образуются гибридные Пе-, Пр- и (гг—1)< -орбн-тали (п — валентная оболочка). Если общее число электронов на этих орбиталях меньше числа электронов на аналогичных орбиталях благородного газа, незаполненные орбитали могут быть использованы для координации и последующего химического изменения молекул, окружающих комплекс, и тогда л-комплекс может проявлять каталитические свойства. Другой, более существенной причиной каталитической активности л-комплексов является неравномерность электронного облака, если металл окружен разными лигандами, как, например, в случае комплекса (СеН5СМ)2 Р(1С12. [c.102]

Теория кристаллического поля объясняет хорошо известный химикам факт, что поны элементов вставных декад окрашены, в то время как ионы, имеюш,ие конфигурацию благородных газов, бесцветны. В ионах -элементов происходит расщепление энергетических уровней валентных электронов в поле лигандов наоборот, воздействие всех лигандов на 5- или р-орбитали одинаково и в этом случае расщепление уровней отсутствует. Становится также понятным, почему ноны Си+ бесцветны, тогда как ионы Си + окрашены ион Си+ имеет конфигурацию ° в нем заполнены все -орбитали, поэтому переходы электронов с одной -орбитали на другую невозможны, у иона Си + ((1 ) одна -орбиталь свободна. По той же причине бесцветны имеющие электронную конфигурацию ионы Ад- -, Zn +, С3 + и [c.124]