Электронные формулы атомов химических элементов

Зная степень окисления, составляют формулы бинарных соединений. Для установления степени окисления элементов в соединениях следует пользоваться таблицей электроотрицательностей элементов (см. табл. 4.11). При этом следует иметь в виду, что при образовании химической связи электроны смещаются к атому более электроотрицательного элемента. Так, относительная электроотрицательность 3i равна 1,7, а азота 3,0. Число электронов, смещаемых к азоту, равно четырем, и степень окисления кремния (+4). Атом азота может присоединять три электрона (на его р-орбиталях три неспаренных электрона). Степень окисления азота равна (—3). Тогда формула соединения [c.318]

Рассмотрим теперь математическое представление реактантов, учитывающее явление геометрической изомерии. Отметим сразу, что современные формулы строения химических веществ непригодны для проведения расчетов на ЭВМ химических реакций, так как их нельзя непосредственно ввести в оперативную намять ЭВМ или записать на внешние носители информации. Далее, для этой цели нецелесообразно использовать и векторное представление молекул, которое строилось на основе их брутто-формул. Следовательно, требуются дальнейшие обобщения, связанные с представлением молекул в виде матриц определенной размерности, равной числу содержащихся в молекуле атомов. При формировании элементов этой матрицы, называемой В-матрицей, учитывается, что каждый атом состоит из атомного остова, составленного из ядра атома и внутренних электронов и имеющего некоторый формальный заряд, и электронов валентной оболочки. Последние менее сильно связаны с атомным остовом и участвуют в образовании химических связей. [c.174]

Решение. Запишем электронную формулу В ls 2s 2p. Как видно, в нормальном состоянии атом бора содержит один неспаренный электрон. В то же время бор находится в третьей группе периодической системы элементов и способен проявлять в соединениях валентность, равную трем, т. е. может образовать три химические связи. Это становится возможным при энергетическом возбуждении атома В, которое происходит при взаимодействии с атомами Р, когда один 5-электрон переходит на свободный /3-подуровень. Так как все три связи в ВРз равноценны, происходит смешивание, гибридизация атомных орбиталей с образованием трех энергетически равноценных хр -орбиталей, которые взаимодействуют с р-орбиталями атомов фтора [c.30]

Из электронной формулы гелия видно, что атом на внешнем (он же — единственный) слое содержит прочный электронный дублет, что обусловливает отсутствие заметной химической активности у этого элемента гелий относится к числу инертных элементов. Элементы Н и Не составляют -семейство. [c.44]

Руководствуясь Периодической системой, укажите символ химического элемента, нейтральному атому которого отвечает следующая электронная формула [c.153]

Общая электронная формула этих элементов они вступают в химические реакции после возбуждения атома (s p ) и гибридизации орбиталей ( 7 ). Атом углерода, обладая значительной энергией электронов на внешнем, валентном, уровне, кроме полной гибридизации дает и ее промежуточные формы, что нехарактерно для других элементов IVA-группы. Элементы с большим значением главного квантового числа п = 5 или 6 (Sn, Pb) дают соединения, отвечающие высшей степени окисления, менее устойчивые и обладающие окислительными свойствами. [c.411]

Исторически первым подходом к наглядному изображению химического связывания были модели Льюиса (1916). Химическая связь между двумя атомами осуществляется с помощью двух электронов, причем в большинстве молекул вокруг каждого атома должно находиться восемь электронов. Это положение Льюис назвал правилом октета. Таким образом, в молекуле вокруг атомов элементов 2-го и последующих периодов должен существовать октет электронов, или четыре пары, одни из которых могут быть своими, т. е. принадлежащими данному атому (неподеленными), а другие общими для двух атомов (участвующими в образовании связи). Если атом некоторого элемента имеет меньше чем четыре валентных электрона, то октет вокруг него не образуется. Наглядные изображения молекул, в которых электроны неподеленных и общих пар указываются точками, называются моделями Льюиса, или электронными формулами, например [c.81]

Для систематизации химии органических соединений фосфора представляется целесообразным прибегнуть к помощи тех аналогий и различий, которые можно установить между этой ветвью химии и химией углеводородов. Так как углерод является элементом 2-го ряда периодической системы химических элементов, химические связи его могут возникать лишь за счет использования 5- и р-орбиталей. Вследствие этого атом углерода может образовать только четыре р-связи, соответствующие 5р -гибриду. Для того чтобы образовались л-связи, должно уменьшиться координационное число (по сравнению с координационным числом атома углерода, связанного с-связями), что означает переход в состояние зр - или зр-гиб-ридизации. Для изображения упомянутых состояний пишут обычные структурные формулы с ординарными, двойными и тройными связями у атома углерода. Другая характерная особенность соединений углерода обусловлена тем, что атом углерода обладает четырьмя электронами в валентной оболочке. Следовательно, о-связи образуются парами электронов, отданных по одному каждым атомом, соединенны.м связью. [c.55]

Электронные формулы состоят из символов элементов, вокруг которых точками обозначены электроны внешнего уровня, а между атомами — связующие электронные нары. Они показывают порядок соединения атомов в молекуле, а также природу химической связи и механизм образования молекулы из ато- [c.71]

Когда тетради собраны для проверки, к доске вызывают трех учащихся, которым предлагают записать на доске формулы соединений в соответствии с тем, какие они писали при выполнении работы. В объяснениях должно быть отмечено следующее углерод может образовывать с водородом и кислородом только ковалентные связи потому, что он неметалл. Его атом, имеющий на внешнем слое четыре электрона, способен в равной мере и к отдаче их, и к присоединению четырех электронов. Отдавая четыре электрона и одновременно принимая четыре, атом углерода связывается с атомами других элементов посредством пар электронов, находящихся во взаимном пользовании. Образуя с другими химическими элементами четыре ковалентные связи, углерод может быть четырехвалентным, хотя на внешнем электронном слое атома углерода только два неспаренных электрона. Наличие в атоме углерода одной свободной р-орбитали дает возможность паре электронов, находящихся на внешнем слое, распариться. [c.132]

В целях простоты записи последующих уравнений мы не будем в дальнейшем использовать специальный символ для электронного газа. В этом случае подразумевается, что в число атомов химических элементов, из которых образовано топливо, входит и атом-электро 1-ный газ (то есть т равно числу химических элементов, присутствующих в топливе, плюс единица) величина стехиометрического коэффициента для атома—электронного газа определяется в соответствии с формулой (5.8). Выражение, эквивалентное (5.5), записывается следующим образом [c.41]

Может возникнуть вопрос почему именно водород способен образовывать такие специфические химические связи Это связано с тем, что атом водорода обладает очень маленьким радиусом и при смещении или отдаче единственного электрона водород приобретает относительно сильный положительный заряд, который действует на электроотрицательные элементы в молекулах веществ. Рассмотрим некоторые примеры. Мы привыкли состав воды изображать формулой НгО, но правильнее было бы состав воды обозначать формулой (НаО)я, где п равно 2, 3, 4 и т.д., так как [c.74]

Виднейшим представителем этого периода развития электронных представлений был в России А. М. Беркенгейм. Одновременно с Косселем им было осознано значение октета для представлений о валентности элементов. Существенной стороной воззрений А. М. Беркенгейма было представление о полярном характере каждой химической связи. При этом допускалось, что в процессе образования различных связей один и тот же атом способен одновременно приобретать заряды разных знаков. Так, например, формулу уксусного альдегида А. М. Беркенгейм изображал так [c.514]

Кроме общей характеристики по сходству для Р, С1 и О как элементов правого верхнего угла Системы Д. И. Менделеева следует произвести в отдельности сопоставление С1 и Р, а также С1 и О. В случае первой пары элементов существует сходство, состоящее в том, что нейтральные атомы Р и С1 имеют семь внешних электронов. Такого рода сходство, в основе которого лежит один и тот же тип внешней оболочки атома, прототипом которого является семиэлектронный в наружном слое атом фтора, повторяется не только у хлора, но и у брома, иода и астата, т. е. у всех элементов главной подгруппы VII вертикального столбца Системы. Подобное равенство числа наружных электронов имеется и в других вертикальных столбцах Системы в группе щелочных металлов число наружных электронов равно 1, в группе щелочноземельных металлов — 2 и т. д. Отсюда возникает формальное сходство возможных степеней окисления — восстановления и химических формул. Так, например, для соединений элементов одного и того же вертикального столбца имеется первая степень окисления и общая формула их для всех галидов щелочных металлов (МХ) первая степень восстановления всех галогенов и общая формула (НХ) для их соединений с водородом НР, НС1, НВг, Н1 и НА1. [c.197]

Для вывода с помощью теории Косселя формул химических соединений необходимо решить вопрос какую — положительную или отрицательную — валентность будет проявлять данный элемент в процессе образования данного соединения Это прежде всего должно зависеть, очевидно, от того, насколько прочно атом удерживает свои собственные электроны и с какой энергией он притягивает к себе электроны извне. И для того и для другого свойства атома найдена своя численная мера ионизационный потенциал и электронное сродство. [c.87]

Вследствие наличия двух неспаренных р-электронов атом кислорода может образовывать с атомами других элементов две химические связи — он проявляет ковалентность, равную двум. Поэтому соединения, образованные кислородом с одновалентными элементами, имеют формулу ЭгО. Кроме того, атом кислорода может осуществлять также донорно-акцепторную связь за счет имеющейся у него неподеленной пары внешних электронов, в этом случае его ковалентность становится равной 3. Примером частицы, где имеется такая связь, является ион гидроксония [c.192]

Понятна о центрах люминесценции формировалось постепенно. Первоначальные воззрения Ленарда [157 были основаны на опытах с сульфидами щёлочноземельных металлов. По его представлениям атом активатора в них химически связан с основными компонентами решётки за счёт побочных валентностей и образует как бы сложную молекулу. Состав такой молекулы не может быть выражен обычной химической формулой. Стехиометрические соотношения в ней очень неопределённы на один чуждый атом может приходиться различное число основных элементов кристалла, расположенных в виде цепи или замкнутого кольца. В такой громоздкой искусственно созданной молекуле-центре протекают акты поглощения и излучения. Процесс возбуждения состоит в отделении электрона от атома активатора. Возбуждённый электрон не выходит, однако, за пределы центра и при возвращении в первоначальное состояние даёт начало люминесцентному излучению. Возбуждённое состояние может быть достаточно устойчивым в зависимости от степени энергетической изолированности центра. Это объясняет случаи длительного послесвечения. Последнее тем больше, чем меньше число атомов активатора сами центры при этом крупнее и активные атомы лучше изолированы от окружающей обстановки к друг от друга. [c.267]

В тех случаях, когда переходный металл, входящий в оксианион, приобретает высшую степень окисления, химическое строение оксианиона удается удовлетворительно представить с помощью электронных формул. Например, центральный атом в каждом из оксианионов Т1О4, VO , rOl и Мп04 имеет степень окисления, совпадающую с номером группы соответствующего элемента. Поскольку в этих случаях в образование химической связи вовлекаются все с1-электроны переходного элемента, подобные оксианионы обладают структурой первого типа из числа указанных в табл. 20.3. [c.361]

Атом — наименьшая электронейтральная частица химического элемента, являющаяся носителем епз свойств. Каждому химическому элементу соответствует определенный вид атомов. А. состоит из ядра и электронной оболочки. Масса А. сосредоточена в ядре, которое характеризуется положительным зарядом, численно равным порядковому номеру (атомному номеру). См. Ядро апюшюв. А. в целом электронейтра-лен, поскольку положительный заряд ядра компенсируетт я таким же числом электронов. См. Электрон. Электроны могут занимать в атоме положения, которым отвечают определенные (квантовые) энергетические состояния, называемые энергетическими уровнями. Число энергетических уровней определяется номером периода, в котором находится данный элемент. Число электронов, которые могут заселять данный энергетический уровень, определяется ло формуле N = 2п , щеп — номер уровня, считая от ядра. т.е. главное квантовое число. Согласно квантовой теории невозможно одновременно и абсолютно точно определить энергию и местоположение электрона. Можно лишь говорить о нахождении электрона в определенном объеме пространства, что собственно и представляет собой атомную орбиталь (АО). Электрон заполняет пространство вокруг атомного ядра в форме стоячей волны, которую можно представить как электронное облако. Плотность электронного облака, понимаемого как облако электрического заряда электрона, — электронная плотность, различна и зависит от того, насколько электрон удален от ядра. [c.38]

Общая электронная формула этих элементов s p , они вступают в химические реакции после возбуждения атома (s p ) и гибридизации орбиталей f). Атом углерода, обладая значительной энергией электронов на внешнем, валентном уровне, кроме полной гифидизации [c.412]

Первый элемент Периодической системы (1-й период, порядковый номер 1). Не имеет полной аналогии с остальными химическими элементами и не принадлежит ни к какой группе (условно помещается в IA- и VIIA-группы). Атом водорода наименьший по размерам и самый легкий среди атомов всех элементов. Электронная формула атома Is, характерные степени окисления - -I и реже —I, первое из состояний Н считается устойчивым. Обладает значением электроотрицательности, средним между типичными металлами и неметаллами. Проявляет амфотерные свойства — металлические (основные) и неметаллические (преобладают кислотные), входит в состав катионов и анионов. [c.151]

В течение почти полутораста лет продолжается интенсивное изучение химических проблем, причем химия как наука зародилась с того-момента, когда количественно стали исследовать веса и объемы веществ, принимающих участие в химических реакщшх. Приблизительно до конца XIX столетня задачей химии являлось установление точной эмпирической формулы соединений и законов образования химических соединений из атомов, причем строение самих атомов было неизвестно. Современная химия начинается с открытия электрона и с последующего развития первых отчетливых представлений о строении атома. Только после этого стало возможно объяснить эмпирические формулы многих соединений на основании электронной структуры атомов, составляющих эти соединения, при условии известных допущений о роли электронов в образовании связей между атомами. Как следствие важности изучения реакции в газообразной фазе для установления законов образования химических соединений и правильного определения соотношений между атомами и молекулами (что позволяло определять молекулярные веса), а также благодаря быстрому развитию органической химии, развилось представление, что молекула является наименьшей частицей структуры соединения, подобно тому, как атом представляет собой наименьшую частицу структуры элемента. Хотя и справедливо представление о молекуле как о наименьшей частице соединения, сохраняющей тог же состав и те же свойства, как и соединение, взятое в большом количестве, тем не менее возможность построения твердого вещества не обязательно из отдельных молекул не была еще понята. [c.9]

Химическими формулами пользуются для обозначения состава простых и сложных веществ. Химическая формула вещества показывает, из каких элементов состоит данное вещество и сколько атомов каждого элемента входит в состав его молекулы. Например, формула N2 показывает, что молекула азота состоит из 2 атомов азота aS04 — в молекуле сульфата кальция содержится 1 атом кальция, 1 атом серы и 4 атома кислорода. Зная химическую формулу вещества, можно определить его молекулярную массу, весовое и процентное отнощение элементов, входящих в его состав. Химические формулы бывают эмпирическими, электронными, графическими и структурными. [c.26]

Заряд ядра и атомный номер. Экспериментальное подтверждение зависимостей, предсказываемых формулой (1), привело к всеобщему признанию предложенной Резерфордом ядерной модели атома. Согласно этой модели, атом представляет собой систему, состоящую из маленького положительно заряженного ядра, в котором сосредоточена практически вся масса атома, и окружающих ядро отрицательно заряженных электронов. Кроме того,,установленный закон рассеяния сделал возможным определение величины зарядов ядер атомов, так как, согласно формуле Резерфорда, интенсивность рассеяния под данным углом пропорциональна квадрату заряда ядра. Именно в результате анализа опытов по рассеянию а-частиц в различных веществах были впервые определены величины зарядов ядер ряда атомов. Таким путем было установлено, что заряд ядра атома, выраженный в единицах заряда электрона е, равен атомному номеру 2, т. е. порядковому номеру данного элемента в таблице Менделеева. Это соответствие независимым путем было подтверждено Мозли, который развил метод определения зарядов ядер, основанный на изучении рентгеновских спектров элементов [4]. Мозли установил, что частоты К-шштш характеристического рентгеновского излучения элементов монотонно возрастают с увеличением порядкового номера элемента в таблице Менделеева. Корень квадратный из частоты /(Г-линий пропорционален Z — 1), где 2 — атомный номер, отождествленный с числом единиц положительного заряда в ядре. Число Z, которое также равно числу электронов в нейтральном атоме, очевидно, однозначно определяет химические свойства элемента. [c.29]