Электронные конфигурации атомов таблица

Но атомы металлов третьего переходного ряда, от Ьи до Н , не настолько больше атомов соответствующих металлов второго переходного ряда, как можно было бы ожидать. Причина этого заключается в том, что после Ьа вклиниваются металлы первого внутреннего переходного ряда-лантаноиды. Переход от Ьа к Ьи сопровождается постепенным уменьшением размера атомов по причине возрастания ядерного заряда-этот эффект носит название лантаноидного сжатия. Поэтому атом гафния оказывается не столь большим, как следовало бы ожидать, если бы он располагался в периодической таблице непосредственно за Ьа. Заряд ядра у 2г на 18 единиц больше, чем у Т1, а у НГ он на 32 единицы больше, чем у 2г. Вследствие указанного обстоятельства металлы второго и третьего переходных рядов имеют не только одинаковые валентные электронные конфигурации в одинаковых группах, но также почти одинаковые размеры атомов. Поэтому металлы второго и третьего переходных рядов обладают большим сходством свойств между собой, чем с металлами первого переходного ряда. Титан напоминает 2г и НГ в меньшей мере, чем Zr и НГ напоминают друг друга. Ванадий отличается от МЬ и Та, но сами названия тантал и ниобий указывают, как трудно отделить их один от другого. Тантал и ниобий были открыты в 1801 и 1802 гг., но почти полвека многие химики считали, что имеют дело с одним и тем же элементом. Трудность выделения тантала послужила поводом назвать его именем мифического древнегреческого героя Тантала, обреченного на вечный бесцельный труд. В свою очередь ниобий получил свое название по имени Ниобы, дочери Тантала. [c.438]

В результате потери электрона атом приобретает положительный электрический заряд, так как заряд одного избыточного протона в ядре не компенсируется более зарядами планетарных электронов. Потеря электрона атомом натрия с образованием положительно заряженного атома натрия, называемого ионом натрия, изображена на рис. 54. Нетрудно заметить, что внешняя электронная оболочка иона натрия имеет устойчивую конфигурацию из восьми электронов. Ион натрия, как, впрочем, и вообще все ионы, представляет собой электрически заряженную форму элемента. Металлы второго вертикального столбца (группа ПА периодической таблицы) также отдают электроны и образуют ионы. В качестве примера рассмотрим магний, следующий элемент в ряду за натрием. Как показано на рис. 55, магний легко отдает два электрона, которые обычно переходят к неметаллическому элементу. В результате образуется ион магния, несущий две единицы положительного заряда. Таким образом, элементы группы 1А образуют ионы с единичным положительным зарядом, а элементы группы ПА — с положительным зарядом, равным двум. Применив атомные символы, следует записать ионы натрия и калия соответственно N3 и К+, а ионы магния и кальция — Мд " " и Са . Для элементов последующих групп иногда возможно удаление трех электронов из внешней оболочки, но это бывает не часто. Еще реже происходит потеря четырех электронов, приводящая к образованию четырехзарядного иона. [c.71]

На каких же данных основана таблица электронных конфигураций элементов Каждый атом теоретически имеет неограниченное число оболочек — энергетических уровней, на которых могут находиться электроны. Эти оболочки нумеруют по порядку, считая от ядра атома 1, 2, 3, 4, 5. ... Число, обозначающее номер оболочки, называют главным квантовым числом. Каждый электрон находится на определенном энергетическом уровне. Электроны с самым низким уровнем находятся на ближайших к ядру оболочках. Для того чтобы перевести электроны с одного уровня на другой, более высокий энергетический уровень, необходимо затратить квант энергии наоборот, при переходе электрона на более низкий энергетический уровень испускается квант энергии. [c.31]

Наинизшая по энергии конфигурация атома углерода — 15 25 2 . Как будет видно далее, она допускает 15 разных способов размещения электронов по трем 2/7-орбиталям. Они группируются в пять различных атомных состояний, степень вырождения которых показана в таблице. Вырождение будет снято, если атом поместить в магнитное поле (зеемановское расщепление уровней). Первая возбужденная конфигурация получается [c.244]

Металлохромный индикатор является комплексоном, т. е. образует внутрикомплексные соединения с металлами. Это свойство красителю придает комплексообразующая (хелатная) группировка, подключенная в систему сопряженных связей красителя. В таблице хелатные группировки в молекулах индикаторов выделены пунктирной линией а—д). Каждая группировка состоит из двух отдельных групп, расположенных в молекуле таким образом, чтобы мог образоваться с катионом металла пяти- или шестичленный хелат. Одной из групп обычно является гидроксил, атом водорода которого замещается металлом, другой — атомы азота или кислорода, участвующие в образовании хелата своей неподеленной парой электронов. При координации пара электронов смещается в сторону катиона металла, вызывая изменение всей электронной конфигурации молекулы красителя и соответственно этому изменение окраски. Обычно окраска хелата меняется в пределах кислотно-основ-ных изменений цвета красителя и чаще всего соответствует окраске его протонированной формы. [c.7]

Пряменение этих правил можно иллюстрировать рассмотрением некоторых простых случаев. Основным состоянием углерод-нот атома, установленным в результате изучения его спектра, является Р, так что соответствующая электронная структура, не считая заполненных оболочек, представится, очевидно, символами р или р. Поскольку углеродный атом имеет щес к ь электронов, из которых два, несомненно, являются 1х-электронами, то полная конфигурация будет либо 1 28 2р , либо Из этих двух возможных структур первая гораздо более вероятна, так как трудно представить наличие четырех 2/>-электронов, в то время как подгруппа 2в остается вакантной. Эта точка зрения находит свое подтверждение в том, что основные термы двух предыдущих атомов, бериллия и бора, соответственно представлены в своих нормальных состояниях символами и и отвечают, таким образом, электронным структурам 15 2 и is 2s 2p. Дальнейшее подтверждение дается основным состоянием 5 атомарного азота, которое, следовательно, должно соответствовать конфигурации 8 28 2р . Интересно теперь вернуться к указанному в параграфе 1г обстоятельству, что основному состоянию углеродного атома Р сопутствуют два метастабильных состояния и 5, из которых первое отвечает более низкому уровню энергии. Это обстоятельство согласуется с табл. 1, так как, согласно данным этой таблицы, конфигурация обусловливает именно эти три состояния, энергия которых возрастает в последовательности и 5. Поскольку в каждом из указанных состояний электронная конфигурация углеродного атома определяется квантовыми числами /г и /, то для всех трех случаев она будет идентичной, соответствуя структуре 1 2 2 2/ однако при этом имеет место различие в значениях гпц и тп двух 2/з-электронов. В связи с тем же следует указать на наличие метастабильных состояний В и Р атомарного азота и метастабильных состояний кислорода В и 5. [c.22]

В части таблицы, относящейся к атому водорода, приведены числа 2, 8, 18 и 32 — т. е. те же числа, которые определяют особую устойчивость электронных конфигураций атомов инертных газов. Нужно только умножить п на два — важный [c.393]

Электроны атома в основном состоянии занимают разрешенные принципом Паули уровни с наименьшей энергией. При переходе от атома с порядковым номером Z к атому с порядковым номером Z + 1 число электронов атома увеличивается на единицу. Добавляемый электрон занимает наинизшее из незанятых другими электронами состояний. Этот процесс П0 лeд0вaтeльнv0г0 заполнения электронных оболочек Иллюстрируется таблицей 7. В этой таблице приводятся электронные конфигурации основных состояний атомов (внутренние заполненные оболочки опуш,ены), а также основной терм и потенциалы ионизации. Зная электронную конфигурацию, основной терм можно определить по правилу Гунда. [c.53]

Атомы металлов главных подгрупп I и II групп образуют ионы с тем же числом электронов, что и у атомов ближайших в периодической таблице инертных газов, отдавая соответственно один или два электрона (стр. 56—57) ионы и Ве имеют такую же электронную конфигурацию, что и атом Не, ионы Ыа+ и Mg — электронную конфигурацию атома Ые и т. д. Это отчетливо видно из спектров этих элементов. [c.623]

Предполагается, что в случае любого соединения можно определить предельные конфигурации (ковалентную и ионную) и распределение электронов в подобных формулах. Случай чистой ионной связи никаких трудностей не представляет, так как распределение определено правилом октета и необходимость приведения электронной формулы атома Цинтля к формуле следующего за ним в периодической таблице инертного газа дает формулы такие, как Ga +As , ZnHS -, Pb +S , Na l и т. д. Случай ковалентной связи менее прост. Мы видели (см. гл. II, 3), что для внедрения в систему ковалентных связей атом примеси должен был полностью принять электронную формулу своего хозяина. Именно так Шокли 37] и затем Риз [29] описали атом мыщьяка AS+, внедренный в систему связей гибридными орбитами sp3 кристалла германия или кремния. Полинг [11], с другой стороны, рассматривал возможность обозначать химическими символами формальные заряды, соответствующие полученному размещению, поделив электроны общих пар поровну между связанными атомами, и 0 бозначал таким образом окись триметил-амина РзК+0 . [c.50]

Рассмотрим VII группу периодической таблицы, в которую входят галогены. Сколько электронов должен приобрести каждый атом галогена, чтобы образовалась электронная конфигурация, аналогичная электронной конфигурации соседнего инертного газа Какое свойство придает такая конфигурация каждому иону [c.158]

Дигидриды. Как и в случае двухатомных гидридов,электронные конфигурации трехатомных дигидридов можно получить, используя объединенный атом. Принято пользоваться упрощенными обозначениями орбиталей означает самую низкую, а 2а — следующую за ней орбиталь типа 1ац означает самую низкую орбиталь типа < и т. д. В этих обозначениях в табл. 9 даны электронные конфигурации основных и первых возбужденных состояний дигидридов элементов первого периода в предположении, что они линейны. И действительно, из перечисленных в таблице дигидридов только о СН2 известно, что он линеен в своем основном состоянии возможно, что радикал ВеН2 также имеет линейную структуру, но его спектр пока еще не обнаружен. Для других дигидридов, о которых известно, что они нелинейны в своих основных состояниях, электронные конфигурации приводятся в предположении, что они линейны, с целью последующего сравнения с электронными конфигурациями нелинейных форм. У дигидрида СН2, поскольку он содержит два я-электрона, существуют три низкорасположенных [c.113]

Молекулярные кристаллические решетки. Молекулы, связанные между собой слабыми межмолекулярными силами притяжения — водородными связями или силами Ван-дер-Ваальса, образуют молекулярную решетку. Если элемент образует молекулу, в которой каждый атом приобретает электронную конфигурацию соседнего (по таблице Менделеева) инертного элемента, то между такими молекулами существует только слабое ван-дер-ваальсово ззаимодействие. Молекулярную кристаллическую решетку образуют молекулы N2, Р4, О , З , Ра, Оа, Вг 1г, А1а, инертные элементы. На, НаО, ЫНз и большинство органических соединений (твердые метан, бензол, фенол, белки и т. д.). [c.54]

Результаты таких расчетов для центрального атома, окруженного внешними ат омами числом от двух до восьми, показаны в табл. 8. В столбцах таблицы последовательно приведены координационное число, конфигурация электронов, применяемая при образовании а-орбит, расположение связей, [c.305]

Атом Мп (II) с Зй -конфигурацией имеет пять неспаренных электронов соответственно по мере разбавления МпО в твердом растворе, количество парамагнитных центров, отнесенное к г-атому марганца, должно стремиться к 6,02 102 5 = 3,1 10 , что, как это видно в таблице, действительно имеет место. [c.218]

Основываясь на данных выводах, можно составить типичную электронную конфигурацию любого элемента таблицы ПС. Рассмотрим в качестве примера атом гафния 72Hf. Элемент Hf располагается в 6-м периоде, поэтому его полная электронная конфигурация включает электронную конфигурацию предшествующего элемента из группы благородных газов ксенона, указываемую в виде символа элемента (s4Xe) в квадратных скобках [Хе], с добавлением электронной [c.77]

Мы уже упоминали, что атом имеет массивное ядро с зарядом, величина которого колеблется от - -1 для водорода до значений, превосходящих 100. Электрическая нейтральпость атомов говорит о том, что чпсло впеядерных электронов также должно увеличиваться от 1 для водорода до величины, превосходящей 100, для последних элементов в нериодической таблице Менделеева. Нам теперь предстоит рассмотреть детальные электронные конфигурации для различных атомов в их наиболее стабильных состояниях. Бором и Стонером [33] использован следующий интересный прием. Представим себе, что мы располагаем ядрами элементов и достаточным числом электронов для нейтрализации положительных зарядов ядра. Начнем с протона, или ядра атома водорода, и добавим один электрон, чтобы [c.224]

При затрате энергии в 2,38 эв атом марганца переходит в состояние максимального химического возбуждения. Число неспаренных электронов в нем достигает семи пять — в Зй-оболочке и два в конфигурации 45 4р , получающейся в результате ра 5ъединения пары 45 -электрояов (45 - 4s 4р ). Такое состояние отвечает семивалентному марганцу (например, в соединении КМпО ). Высшая валентность марганца, равная семи, отвечает номеру группы по таблице Менделеева, в которой находится этот элемент. [c.69]

Таким оЗразо.м четырехковалентный атом Си имеет следующ) Ю электронную структуру 2, 8, 18, 8 (конфигурация криптона). Д.чя образозания четырех связей используются орбиты одна 4 5 м три 4/> таким оЗразом, эти связи являются нормальными тетраэдрическими связями sp . В нижеприведенной таблице содержатся примеры соединений одновалентных атомоз меди, серебра и золота с двойной и четверной координацией. [c.580]

Электронная конфигурация переходных металлов в боридах, карбидах и нитридах часто может быть описана в предположении, что металлоид отдает электроны атомам металла [82]. На этом основании было принято, что атом железа в этих соединениях имеет конфигурацию 3 или 3 . Результаты мессбауэровских измерений [83] для РегВ, РеВ, РезС даны в сопроводительной таблице (см. ниже). Эти результаты показывают, что необходимо быть осторожным при использовании значений изомерного сдвига для идентификации возможных различий в электронной конфигурации атома Ре в этих соединениях, так как изомерный сдвиг в них примерно одинаков, а их электронные структуры, как предполагают, различаются примерно на один я-электрон. [c.163]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология