Электронные конфигурации атомов и периодическая система элементов

Естественно, что фундаментальный закон химии, открытый Д. И. Менделеевым, — периодический закон—должен найти себе объяснение в закономерности строения атоМов, вскрываемой квантовой механикой. Периодичность в изменении химических свойств элементов при возрастании заряда ядра определяется периодическим повторением у определенных атомов строения внешних электронных оболочек. Легко заметить, что число электронов в последовательности от 5 до ближайшей конфигурации (первый период) или (остальные периоды) равно 2, 8, 8, 18, 32 (табл. 3), т. е. совпадает с числом элементов в периодах системы Д. И. Менделеева и объясняет, почему именно столько элементов содержится в данном периоде. Период начинается элементом, у которого впервые в системе возникает новый квантовый слой, содержащий один л-электрон (щелочной металл), и оканчивается элементом, у которого впервые в этом квантовом слое достраивается шестью электронами -подоболочка (благородные газы). Очевидно, что номер периода )авен главному квантовому числу электронов внешнего слоя. Например, атом натрия, открывающий третий период, и атом аргона, заканчивающий его, имеют конфигурации К 13л и К соответст- [c.60]

Энергия, необходимая для отрыва одного электрона от атома, называется первым потенциалом ионизации. Если атом имеет несколько электронов, то он соответственно характеризуется несколькими потенциалами ионизации — вторым потенциалом, т. е. энергией, необходимой для отрыва второго электрона от однозарядного иона, третьим — энергией, необходимой для отрыва электрона от двухзарядного иона, и т.д. Каждый последующий потенциал всегда больше предыдущего, так как по мере увеличения положительного заряда атомного остова он все более прочно удерживает остающиеся электроны в результате усиления кулоновского притяжения. Например, для алюминия первые три потенциала ионизации равны соответственно 6,0 18,8 и 28,4 эВ. Зависимость первых потенциалов ионизации от положения элемента в периодической системе приведена на рис. 13. Видно, что наблюдается отчетливая периодичность в изменении потенциалов ионизации, причем максимумы соответствуют инертным газам, имеющим заполненные электронные оболочки, а минимум — щелочным металлам, имеющим единственный электрон вне конфигурации инертного газа. [c.48]

В соответствии с законом, который получил название принцип Паули, для полного описания электрона необходимо использовать четыре квантовых числа, позволяющие представить все электроны любого атома в виде электронной конфигурации. Таким образом, зная заряд ядра 2, массовое число А и квантовые числа, можно охарактеризовать любой атом периодической системы. Различные виды атомов получили общее название — нуклиды. Нуклиды с одинаковыми значениями Z, но различными значениями А и различным числом нейтронов в ядре (обозначают /) называют изотопами. Большинство элементов существует в природе как смесь изотопов. [c.16]

При рассмотрении строения истинных карбонилов пользуются понятием эффективного атомного номера (ЭАН), предложенным Сиджвиком [1]. ЭАН — это число электронов в конфигурации атома инертного газа, замыкающего тот ряд периодической системы элементов Д. И. Менделеева, где помещается данный металл. По Сиджвику, разность между ЭАН и атомным номером ме талла показывает количество электронов, которое необходимо приобрести металлу — акцептору у лигандов СО (доноров). Получив недостающие электроны, атом — комплексообразователь притягивает к себе соответствующее количество лигандов СО, об- [c.12]

Магний расположен в главной подгруппе второй группы периодической системы элементов Д. И. Менделеева. Порядковый номер его 12, атомный вес 24,312. Электронная конфигурация атома-магния в невозбужденном состоянии 1х 25 /) 35 валентными являются электроны наружного слоя, в соответствии с этим магний проявляет валентность 2- -. В тесной связи со строением электронных оболочек атома магния находится его реакционная способность. Из-за наличия на внешней оболочке только двух электронов атом магния склонен легко отдавать их для получения устойчивой восьмиэлектронной конфигурации поэтому магний в химич ском отношении очень активен. На воздухе магний окисляется, но образующаяся при этом окисная пленка предохраняет металл от дальнейшего окисления. При нагревании до 600—650° С магний сгорает с образованием окиси магния МдО и частично нитрида [c.8]

В табл. 2 представлены нормальные электронные конфигурации атомов первых десяти элементов периодической системы (каждый дублет состоит из электронов с противоположно направленными спинами). Из табл. 2 видно, что применение правила Хунда к углероду с его двумя неспаренными электронами на 2р-орбитах может привести к выводу о двухвалентности углерода. Однако при образовании связей ато- мы стремятся использовать все возможные орбиты путем гибридиза- [c.42]

Нитриды бора и алюминия относятся к соединениям Бор и алюминий находятся в III а подгруппе, а азот — в V а подгруппе периодической системы элементов. Элементы этих подгрупп образуют соединения при соотношении атомов компонентов 1 1. Важнейшим фактором, определяющим свойства этих соединений, является образование стабильных электронных / -конфигураций элементов при их взаимодействии. При этом число валентных электронов на атом становится равным четырем, как у элементов IV группы (С, Si, Ge, Sn), образующих тетраэдрические структуры типа алмаза. [c.84]

Валентность — это связывающая сила элемента, оцениваемая числом атомов водорода (или его эквивалентов), с которыми атом элемента может соединиться с образованием устойчивых молекул. Хорошо известно, что валентность элемента определяется его положением в периодической системе. Атом с незаполненной внешней оболочкой стремится достичь электронной структуры инертного газа , т. е. заполнить свой внешний уровень. Существуют две принципиальные возможности достижения этого устойчивого состояния электровалентность приводит к потере или приобретению атомом электронов, в результате чего образуются заряженные частицы (ионы) с завершенными внешними оболочками при ковалентности электронная структура атома становится эквивалентной электронной конфигурации инертного газа за счет обобществления электронов. [c.14]

Почти во всех полигональных и полиэдрических молекулах каждый атом вершины имеет электронную конфигурацию следующего за ним в ряду периодической системы инертного газа (неона, аргона, криптона, ксенона или радона в зависимости от ряда периодической системы, к которому принадлежит элемент, атом которого находится в вершине). Вследствие этого каждая внешняя орбиталь атома вершины должна быть заполнена электронной парой, электроны которой поступили от атома вершины и/или от внешней группы. Это позволяет определить способы подсчета числа электронов, поставляемых различными группами вершины в полигональный или полиэдрический скелет такие электроны называются скелетными электронами. Например, рассмотрим группы вершины Ре(СО)з, где для 6 внешних орбиталей атома железа необходимо 12 электронов. Из них 2 электрона поступают от каждой из трех карбонильных групп, остальные 6 электронов поставляются атомом железа. Поскольку нейтральный атом железа имеет 8 валентных электронов, для полигонального или полиэдрического скелета остаются, таким образом, 2(= 8-6) электрона. Следовательно, группа Ре(СО)з является донором 2 скелетных электронов. [c.121]

В учебниках часто пишут, что валентность элемента равна N или (8 — Ы), где N — номер группы периодической системы интересно обсудить, выполняется ли это правило и на чем оно основано. Для металлов класса 2 (гл. 2) валентность, очевидно, равна N, так как N равно числу электронов, которые атом отдает при переходе в конфигурацию инертного газа. Для неметаллов валентность равна (8—М), если ковалентные связи образуются в соответствии с правилом октета или если элемент дает анион с конфигурацией инертного газа. С другой стороны, если октет может быть расширен, максимальное число ковалентных связей может быть равно N или (Ы — 2) и (М — 4), как в приведенных выше примерах. Когда проявляется влияние инертной пары (см. стр. 67 и 88), валентность (ионная или ковалентная) равна, очевидно, (М — 2). Поэтому у непереходных элементов почти никогда не обнаруживаются переменные валентности, отличающиеся на единицу. [c.103]

Атом следующего элемента периодической системы — лития — имеет уже три электрона. Литий представляет собой металл, по химическим свойствам очень похожий на натрий. Во всех своих соединениях он всегда одновалентен. Следовательно, из трех электронов атома лития один электрон связан с ядром атома значительно слабее и расположен дальше от ядра, чем два другие электрона. Принципиально важно то обстоятельство, что в атоме лития сохраняется устойчивая конфигурация гелия из двух электронов, образующих первую, т. е. ближайшую к атомному ядру электронную оболочку (электронный слой) атома. [c.76]

С этой точки зрения соединения типа A Bvi ранее не рассматривались. Если, например, соединения типа имеют своими прототипами элементарные вещества IV группы периодической системы, то соединения типа со средней валентной электронной концентрацией на один атом, равной 4,5, не имеют аналогов среди элементарных веществ. В этом случае устойчивой конфигурацией, воспроизводимой в группе соединений, в том числе и в А В , может быть электронная конфигурация химического соединения, не имеющего элементарного прототипа [9]. Эти соединения имитируют конфигурацию простейшего и наиболее легкого соединения элементов IV и V групп циана или нитрида углерода ( N), в котором валентность атомов, образующих связь, использована не полностью. Таким образом, нитрид углерода может рассматриваться как прототип соединений А В , в то же время он открывает ряд других соединений-аналогов типа А В . Соединения с той же средней валентной электронной концентрацией 4,5, имеющие структурную аналогию и общий тип химической связи с А В и А В , будут составлять единую группу соединений-аналогов. [c.188]

Вор входит в главную подгруппу III группы периодической системы элементов и имеет электронную конфигурацию ls 2s 2p под ним расположен алюминий. Во втором периоде при переходе от бора к углероду радиусы ромов уменьшаются, а в IV группе при переходе от углерода к кремнию — увеличиваются. Поэтому радиусы атомов бора и кремния близки. Бор существенно отличается от алюминия и обнаруживает большое сходство с кремнием. Бор образует три ковалентные связи с атомами других элементов. В зависимости от природы последних атом бора может образовать еще одну до-норноакцепторную связь, предоставляя р-орбиталь для электронной пары другого атома. Таким образом, бор в соединениях проявляет валентность, равную трем, или ковалентность, равную четырем. [c.368]

Эле- мент Порядковый номер в периодической системе элементов Конфигурация внешнего и предвнешнего электронных слоев (основное состоянне) Ради5 r , А Первый потен- циал иониза- ции, кДж/г-ат Относи- тельная электро- отрица- тельность (по Полиигу) [c.338]

Олово, элемент с порядковым номером 50, является членом IVa группы периодической системы элементов. Атом любого из этих элементов имеет на валентном уровне четыре электрона. Основное состояние атома олова — Р-состояние, которому отвечает конфигурация 5s 5p , характерная для соединений двухвалентного олова. Однако в огромном большинстве случаев олово четырехвалентно, т. е. характеризуется 5-состоянием с четырьмя неспаренными электронами. Это состояние в ряде случаев приводит к 55р -гибриди-зации. Олово довольно легко образует прочные ковалентные связи с углеродом, сохраняя при этом способность к связи с различными неорганическими аддендами. За очень немногими исключениями, все органические соединения олова, содержащие хотя бы одну связь Sn. — С, образованы четырехвалентным оловом (sp -гибридизация). Полностью ионные соединения четырехвалентного олова должны были бы иметь конфигурацию 4 ", а аналогичные соединения двухвалентного олова — 4ковалентные соединения четырех-и двухвалентного олова имеют промежуточное число бх-электронов в зависимости от степени гибридизации и частично ионного характера рассматриваемых связей. Благодаря такому различию в числе бх-электронов можно классифицировать валентные состояния олова в различных его соединениях на основании изомерного сдвига (б) лтессбауэровских линий. В такой классификации учитывается только число бх-электронов независимо от величины AR/R. В вводной главе настоящей книги приведен более подробный анализ величин 6 и AR/R. [c.265]

Известно, что металлы составляют основную часть всех элементов ( — 75%) периодической системы. Для них, как пранило, характерны низкие значения потенциалов ионизации и в связи с этим легкость образования положительных ионов. Металлы, а тем более их положительные ионы, имеют во внешнем электронном слое несколько вакантных орбиталей. Поэтому атом или ион металла может взаимодействовать по донорно-акцепторному механизму с нейтральными молекулами или нонами, обладаюшими неподеленной парой электронов. Последние называют лигандами. Говорят, что они координированы центральным атомом. Соединения, построенные по такому принципу, называются комплексными или координационными соединениями. Так, например, ион М может образовать комплексное соединение за счет вакантных орбиталей — одной 35- и трех Зр-. Атом никеля, электронная конфигурация которого [Ar]4s Зii имеет три вакантные 4р-орбитали и может с небольшой затратой энергии перейти в состояние с дополнительной вакантной З -орбиталью [c.85]

При образовании гомоатомных соединений (простых веществ) все эффекты, связанные с разностью электроотрицательностей взаимодействующих атомов, исключаются. Поэтому в простых веществах не реализуются полярные, а тем более преимущественно ионные связи. Следовательно, в простых веществах осуществляется лишь металлическая и ковалентная связь. Следует при этом учесть и возможность возникновения дополнительного ван-дер-ваальсов-ского взаимодействия. Преобладание вклада металлической связи приводит к металлическим свойствам простого вещества, а неметаллические свойства обусловлены преимущественно ковалентным взаимодействием. Для образования ковалентной связи взаимодействующие атомы должны обладать достаточным количеством валентных электронов. При дефиците валентных электронов осуществляется коллективное электронно-атомное взаимодействие, приводящее к возникновению металлической связи. На этой основе в периодической системе можно провести вертикальную границу между элементами П1А- и 1УА-групп, слева от которой располагаются элементы с дефицитом валентных электронов, а справа — с избытком. Эта вертикаль называется границей Цинтля Ее положение в периодической системе обусловлено тем, что в соответствии с современными представлениями о механизме образования ковалентной связи особой устойчивостью обладает полностью завершенная октетная электронная 5 /гр -конфигурация, свойственная благородным газам. Поэтому для реализации ковалентного взаимодействия при образовании простых веществ необходимо, чтобы каждый атом пмел не менее четырех электронов. В этом случае возможно возникгювение четырех ковалентных связей (5/) -гибридизация ), что и реализуется у элементов 1УА-группы (решетка типа алмаза у углерода, кремния, германия и а-олова с координационным числом 4). Если атом имеет 5 валентных электронов (УА-группа), то до завершения октета ему необходимо 3 электрона. Поэтому он может иметь лишь три ковалентные связи с партнерами (к. ч. 3). В этом случае кристалл образован гофрированными сетками, которые связаны между собой более слабыми силами. Получается слоистая структура, в которой расстояние между атомами, принадлежащими одному слою, намного меньше, чем между атомами различных слоев (черный фосфор, мышьяк, сурьма) [c.29]

Олово, элемент с атомным номером 50, является членом группы IVA периодической системы. Атом любого элемента этой группы имеет на валентном уровне четыре электрона. Все орбиты на более низких уровнях полностью заняты, потому различия в валентности не обусловливаются использованием более или менее низлежащих уровней для образования связей. Четыре валентных электрона неравноценны. Основное состояние для этих атомов (в системе Рассела — Сандерса)— Р-состояние — соответствует конфигурации s-p [593]. В подуровне s имеется два спаренных электрона непременно с антипараллельными спинами, и в этом состоянии только два неспаренных электрона в полуровне р могут быть пригодны для образования связей. Исходя из этого основного состояния, следовало бы ожидать [c.7]

Инертные элементы (подгруппа УП1А) играют большую роль в теории периодической системы. В оболочке их атомов завершается построение периферического энергетического уровня — вся электронная оболочка атома становится устойчивой. Весь атом данного инертного элемента приобретает характер прочного очередного атомного остова, как основы для построения последующего периода (см. рис. 4-3), причем ход заполнения элементами нового периода как бы повторяется по сравнению с предыдущим отчетливо проявляется периодичность в изменении электронной структуры, а следовательно, и химических свойств элементов в пределах каждого данного периода. Однако в этой периодичности нет простого повторения развития по замкнутому кругу каждый последующий период, как это видно из рисунка 4-3, по сравнению с предыдущим в своей основе имеет иной ядерно-электронный остов соответствующего инертного элемента. Структура этого остова от периода к периоду изменяется, его конфигурация усложняется, что существенным образом влияет на химические свойства каждого элемента периода на энергию связи валентных электронов с атомом, на свойства соединений, даже у элементов прн проявлении ими одинаковой валентности. Это в основном зависит [c.65]

Элемент Порядковый номер в периодической системе э.чементоз Атомная масса наиболее распростра- иеиного изотопа Конфигурация внешнего и пре двнешиего электронных слоев ато.ма (оскозиое состояние) [c.351]

Сера, селен, теллур — элементы VI группы периодической системы, они относятся к числу хорошо изученных веществ. В табл. 3 приведены некоторые свойства этих элементов, обладающих в элементарном состоянии полупроводниковыми свойствами. Изолированный атом халькогена имеет конфигурацию валентных электронов и стремится в соединениях к приобретению электронов с достройкой до наиболее стабильной восьмиэлектроп-ной конфигурации Однако известно большое число соединений, в которых атом халькогена отдает часть электронов с образованием связей /> -копфигурации. В ряду 8—Зе—Те температура плавления возрастает, а ширина запрещенной зоны (Eg), как и значение электроотрицательности, надает. Сера, селен и теллур обладают высокой химической активностью и образуют соединения почти со всеми элементами периодической системы. Образующиеся при этом халькогениды имеют самые различные кристаллические структуры и самые разнообразные свойства — от ионных до металлических. [c.12]

Атом каждохо элемента Периодической системы характеризуется в изолированном состоянии своей электронной конфигурацией. Как известно, различают семь электронных оболочек или семь энергетических уровней электронов. Каждая оболочка слагается из подоболочек (подгрупп) 5, р, й, f. Первая оболочка имеет одну подгруппу (15), вторая — две [28,2р), третья — Три (Зз, Зр, Зй), четвертая — четыре 4s,Ap,Ad,4f), пятая — четыре (58,5р, 5(1,51), шестая —три (6з,6р,6с1), седьмая —одну 7з). Максимальное число электронов на подоболочках на 5 — 2, р — 6, й—10, I—14, из которых наружные являются валентными. [c.199]

Хлор относится к числу галогенов, составляющих 7 А подгруппу р-элементоБ периодической системы. Атом хлора имеет семь электронов во внешнем слое. Значительное сродство хлора к электрону объясняется тем, что атомы этого элемента приобретают устойчивую конфигурацию атома благородного газа, присоединив всего лишь один электрон. Наиболее типичной для хлора является валентность - I. Хлор может проявлять также и положительную валентность равную + I, +3, +5 и +7. В этих случаях, атом хлора не отдает электроны, а образует ковалентные связи, в которых электроны хлора сдвинуты к [c.5]

Водород не принадлежит ни к одной из групп периодической системы. Он обнаруживает те или иные физико-химические свойства, сходные с элементами почти всех А-групп (см. раздел 4.2). Атом водорода по сравнению со всеми остальными элементами имеет самую простую электронную конфигурацию 1 — один электрон и одну 5-АО, доступную для образования химической связи. Водород как горючий газ, получающийся при действии кислот на металлы, был известен уже в XVI в. Ломоносов называл водород горючим паром и считал его флогистоном (так называли в XVIII в. мифическую составную часть всех горючих тел, выделяющуюся из них при горении). Природу водорода как особого газа впервые установил Кавендиш в 1766 г. [c.189]

Медь является первым элементом группы 1В периодической системы элеме11Тои, имеет атомный номер 29 и электро1шую конфигурацию 2— 8 —18 —1. Потеря электрона с внешней оболочки приводит к образованию иона Си+, но атом меди может отдать и второй электрон, превратившись в двухвалентный ион Си +. [c.93]

ЗОЛОТО (Aurum) Au — химич. элемент I гр. периодической системы Менделеева п. н. 79, ат. в. 196,967 относится к благородным металлам. Известен один устойчивый изотоп Аи 1 . Из искусственно радиоактивных изотопов наиболее важны Аи 5 (Ti/., = = 185 дней) и Аи 8 = 2,686 дня). Конфигурация внешних электронов атома 3. 5rfi 6si. Энергия ионизации Ап° - Аи+ 9,22 ов. [c.56]

Три рассмотрении возможности существования гексакарбонила урана необходимо учитывать правило Сиджвика и Бэйли [108]. Это правило основано на гипотезе, что каждая группа СО в карбониле металла отдает два электрона центральному атому металла и что только те карбонилы устойчивы, в которых центральный атом металла приобретает таким образом электронную конфигурацию благородного газа. Нужно, чтобы по крайней мере 26 электрорюв вошло в электронную оболочку урана для приобретения последним электронной конфигурации гипотетического благородного газа, следующего за ним в периодической системе. Уже одни лишь пространственные соображения, повидимому, должны исключить возможность существования тридекакарбоннла урана и (СО) з. Приведенное рассуждение является, таким образом, теоретическим доказательством невозможности существования карбонила урана. Однако правило Сиджвика и Бэйли само лишено теоретического обоснования. Приобретение электронной конфигурации благородного газа можно рассматривать как решающий фактор лишь при определении стабильности таких молекул, которые построены из элементов, непосредственно предшествующих в периодической системе благородному газу или непосредственно следующих за ним. [c.445]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология