Электронное строение атомов и ионов

Подобная близость свойств объясняется тем, что в высшей степени окисления атом элемента, находящегося в третьем периоде (в главной подгруппе) и атомы элементов побочной подгруппы приобретают сходное электронное строение. Например, атом хрома имеет электронную конфигурацию 1з Когда хром находится в степени окисления 4-6 (например, в оксиде СгОз), шесть электронов его атома (пять М- и один 4б-электрон) вместе с валентными электронами соседних атомов (в случае СгОз — атомов кислорода) образуют общие электронные пары, осуществляющие химические связи. Остальные электроны, непосредственно не участвующие в образовании связей, имеют конфигурацию отвечающую электронной структуре благородного газа. Аналогично у атома серы, находящегося в степени окисления -Ьб (например, в триокси-де серы ЗОз), шесть электронов участвуют в образовании ковалентных связей, а конфигурация остальных (1з 28 р ) также соответствует электронной структуре благородного газа. Короче говоря, сходство в свойствах соединений элементов побочной подгруппы и элемента третьего периода той же группы обусловлено тем, что их ионы, отвечающие высшим степеням окисления, являются электронными анапогами. Это легко видеть из данных табл. 21.1. [c.497]

Изобразите электронную схему строения отрицательного иона водорода (гидрид-иона). Атому какого инертного газа он подобен [c.47]

Аналогичная гибридизация имеет место и у переходных элементов. При этом комбинируются 3d-, 4s- и 4/ -орбиты. Особый интерес представляет s/j d-гибридизация. Полинг показал, что при этом возникают шесть эквивалентных электронных тяжей, направленных, например, вдоль положительных и отрицательных направлений осей х, у, г (октаэдрическая гибридизация). Эти гибридизации привлекались для объяснения строения комплексных соединений типа ионов Fe ( N)s или Со (ЫНз)б . Атом железа имеет внешние электроны (3df (4s) . Ион Ре + имеет строение (3d)" (4s)Представляется энергетически выгодным возбудить три электрона из З -состояния в 4р-состояние. Тогда в возникшем ионе осуществляется состояние (МУ (4s) (4р) . Два /-электрона, один 4s и три 4р дают октаэдрическую гибридизацию, приводящую к шести сильным связям, компенсирующим энергию, затраченную иа возбуждение. [c.480]

Схематически влияние р-металла III группы периодической системы на проводимость полупроводника (Ое) показано на рис. 204. Захватывая электроны из о-связи Ое—Ое, атом Оа обращается в отрицательный ион, создавая этим самым электронную вакансию, или дырку . Таким образом, создается примесная проводимость полупроводников, очень сильно изменяющая их электрические свойства. Подбор донорных и акцепторных примесей показан в табл. 127, где приведена часть периодической системы Д. И. Менделеева, из которой исключены - и /-металлы, электронное строение которых является особым (гл. XII). [c.448]

Делокализованная л-связь. Рассмотрим химические связи в карбонат-ионе С0 Этот ион имеет треугольное строение. Атом углерода за счет электронов р -гибридных орбиталей образует три связи, лежащие в плоскости под углом 120°, Четвертый электрон углерода образует л-связь. Валентное насыщение одного атома кислорода достигается за счет образования л-связи, двух других -за счет присоединения электрона. Строение такого иона изображают формулой [c.71]

Электронное строение атома бериллия в газообразном состоянии — 15 25% Увеличение заряда ядра атома бериллия по сравнению с зарядом ядра атома лития наряду с тем, что 25-электроны только частично экранируют друг друга, приводит к двум эффектам 1) атом Ве имеет металлический радиус только 0,89 А, значительно меньше, чем в случае лития (1,22 А) 2) потенциалы ионизации Ве, 9,32 и 18,21 эв, гораздо большие, чем у Ы (5,39 эе), делают Ве значительно менее электроположительным, если рассматривать его хилшческие свойства в сравнении со свойствами Действительно, не существует никаких кристаллических соединений или растворов, в которых ионы Ве + существовали бы как таковые. Все соединения, строение которых было определено, даже соединения с наиболее электроотрицательными элементами, такие, как ВеО и ВеР.,, по крайней мере частично обладают ковалентным характером связи. Электронное строение атомов других элементов II группы (Mg, Са, 5г, Ва и Ка) подобно строению атома Ве. Однако больший размер этих ато.мов уменьшает влияние заряда ядра на валентные электроны. Так, их потенциалы ионизации ниже, чем у Ве они в основном более электроположительны, а ионная природа их соединений законо-.мерно возрастает в группе сверху вниз. [c.67]

Основополагающим понятием современной химии является понятие о химическом элементе , т. е. виде атомов с определенной совокупностью свойств. Под свойствами изолированных атомов подразумеваются заряд ядра и атомная масса, особенности электронного строения, потенциалы ионизации, сродство к электрону и электроотрицательность, атомные, орбитальные и ионные радиусы н т. д. Однако необходимо иметь в виду, что изолированные атомы как форма организации вещества могут существовать в природе лишь при достаточно высоких температурах в виде моноатомного пара. Единственным исключением являются благородные газы, для которых при любых условиях и в любом агрегатном состоянии структурной единицей является атом. Все остальные элементы существуют в природе в виде более сложных агрегатов молекул и кристаллов. Таким образом, следует строго различать понятия элемента как вида изолированных атомов и простого вещества как формы существования элемента в свободном состоянии. Следует особо подчеркнуть нетождественность этих понятий хотя бы потому, что один элемент может существовать в виде нескольких простых веществ (аллотропия) . [c.26]

Координационными или комплексными называют соединения, содержащие центральный атом или ион и группу молекул или ионов, его окружающих и связанных с ним (лигандов). Число лигандов, связанных с центральным атомом (ионом), называют координационным числом иона. Оно зависит как от электронной структуры, так и от соотношения между радиусами центрального атома (иона) и лигандов. Координационное число центрального атома (иона) обычно превышает его валентность, понимаемую как формальный положительный заряд на атоме. Высокая устойчивость многих комплексных соединений указываает, что химическая связь в них не отличается по своей природе от химической связи в обычных ионных или ковалентных соединениях. В большинстве координационных соединений центром является ион переходного металла (Т , Со , Сг " и др.), а лигандами — ионы или полярные молекулы (обладающие к тому же неподеленной парой электронов.) Именно поэтому электростатические представления легли в основу теории комплексных соединений, так называемой теории кристаллического поля, учитывающей также квантовомеханические особенности строения электронной оболочки центрального иона (Бете, Ван Флек). [c.120]

В соответствии с теорией химической связи комплексы переходных металлов четвертого периода можно классифицировать преимущественно на ионный и ковалентный типы. Центральный атом (металла) в ионном комплексе имеет те же электронное строение и магнитный момент, что и свободный ион металла по правилу Хунда такому состоянию отвечает определенный максимум числа неспаренных электронов. В ковалентных комплексах электронное строение центрального атома отвечает минимуму неспаренных электронов, что достигается за счет спаривания части этих электронов под влиянием поля лигандов. [c.165]

В соответствии со строением электронной оболочки атом водорода, отдавая один электрон, проявляет степень окисления +1 (образуются ионы Н+). Это позволяет говорить о сходстве водорода с щелочными металлами. Поэтому водород может быть отнесен и к главной подгруппе I группы, которую составляют щелочные металлы. [c.107]

Сравним, например, NH4 и СН4.. Эти две молекулярные частицы обладают одинаковым электронным строением, поскольку они являются изоэлектронными. В каждой из них имеется центральный атом, окруженный октетом валентных электронов, которые обобществлены в связях с четырьмя атомами водорода. Различие между ними заключается в заряде ядра центрального атома. Поскольку заряд ядра у N на единицу больше, чем у С, обобществляемые атомами водорода электронные пары сильнее притягиваются к ядру атома N в КНд, чем к ядру атома С в СН4. Поэтому связи N—Н поляризованы сильнее, чем связи С—Н. Соответственно ион аммония в воде обладает кислотными свойствами, чего нельзя сказать о метане [c.96]

Химики давно уже связывали различие в свойствах типичных неорганических и органических соединений с существованием разных видов химической связи в этих соединениях. Как известно, соединения, подобные хлориду натрия, диссоциируют на ноны не только в водном растворе уже в твердой соли в узлах кристаллической решетки находятся не атомы, а катион натрия и анион хлора, притягивающиеся друг к другу электростатическими силами. Ионы образуются из атомов путем передачи внешних (валентных) электронов, Так, атом натрия способен легко отдавать свой единственный внешний электрон и превращаться в катион. Атом хлора, наоборот, принимает один электрон, превращаясь в анион. В результате этого процесса внешние электронные слои обоих атомов приобретают строение электронной оболочки инертных газов, создаются устойчивые восьмиэлектронные группировки, так называемые октеты электронов. Такой тип связи называется гетерополярным или ионным [c.77]

Гипотеза Григоровича. По мнению В. К. Григоровича, расположение атомов в твердых и жидких простых веществах определяется, в основном, их электронным строением [8]. В металлической решетке, где внешние электроны положительных ионов сильно возбуждены вследствие возмущающего действия соседних атомов, сравнительно небольшой прирост температуры может быть достаточным для наступления перекрытия и обменного взаимодействия внешних р оболочек ионов, не перекрывающихся при низких температурах ([8], стр. 202). Так, например, объемноцентрированная кубическая структура натрия, область существования которой простирается от 30 К до температуры плавления, по Григоровичу, может быть объяснена с помощью следующих соображений. Из экспериментальных данных (об оптических свойствах, эффекте Холла и т. д.) известно, что натрий в твердом и жидком состоянии имеет один электрон проводимости на атом. Это означает, что его валентный электрон с Зз уровня переходит в электронный газ. Атомы натрия в конденсированном состоянии имеют внешнюю 25 2р оболочку. Взаимодействие ионов с электронным газом приводит к сближению и перекрыванию р-орбиталей внешних р оболочек ионов, в результате чего возникают обменные / вухэлектронные о-связи, направленные по трем осям прямоугольных координат. Образование шести связей каждым атомом со своими соседями приводит к простой кубической ячейке со свободным объемом в центре, который может быть заполнен таким же ионом. Так, из двух простых кубических под-решеток, энергетически невыгодных, а потому редко реализующихся в металлах, образуется ОЦК структура, одна из трех типичных металлических структур. Гипотеза Григоровича иллюстрируется рис. 43. Точно так же обосновывается возникновение ОЦК структур и у других щелочных металлов. Для лития, ионы которого имеют 15 оболочку, возникновение ОЦК структуры связывается с предположением о переходе 8 электронов на р уровни. [c.175]

Металлоорганическими называют соединения, в которых имеется связь между атомом углерода и атомом металла. Таких соединений известно очень много, и в настоящее время химия металлоорганических соединений превратилась в обширную область, пограничную между органической и неорганической химией. Многие связи углерод — металл, например связь углерод-ртуть, несомненно являются ковалентными, но в связях между углеродом и более активными металлами электроны расположены ближе к атому углерода. Вопрос о том, достаточно ли близко расположены электроны к атому углерода в данной связи, что позволяет назвать ее ионной, а углеродную часть молекулы карбанионом, зависит от природы металла, строения углеродной части, природы растворителя и во многих случаях является лишь предметом умозрительных предположений. В настоящем разделе обсуждаются главным образом карбанионы, а в следующем разделе будет рассмотрено строение металлоорганических соединений. [c.227]

Атом кислорода может потерять один электрон и перейти в валентное состояние кислорода в оксониевом ионе. При этом он напоминает по строению атом азота. Оксониевые ионы легко образуются при действии кислот на кислородсодержащие органические соединения. [c.35]

Рассмотрим изоэлектронные ряды углерода и кремния. Первый из них включает в себя С—BN—ВеО—LiF, а второй Si—AIP—MgS— Na l. Принцип формирования изоэлектронных рядов состоит в следующем. Возглавляет ряд простое вещество IVA-группы (4 электрона на атом). Остальные члены ряда — это соединения, компоненты которых равно отстоят от IVA-группы. Число валентных электронов у катионообразователя (П1А->1А) уменьшается, а у анионообразователя (VA- VHA) увеличивается. При этом среднее число валентных электронов на атом в формульной единице остается постоянным. Разность ОЭО компонентов соединений в изоэлектрон-ных рядах растет, следовательно, нарастает ионный вклад в химическую связь и закономерно изменяется характер кристаллохимического строения фаз. [c.51]

Изображение валентных электронов в виде точек особенно удобно лри записи электронного строения молекул и ионов, а также при обсуждении перераспределения электронов, происходящего в результате химических реакций. Когда при записи уравнения химической реакции используется изображение валентных электронов точками, общее число электронов, указанное для продуктов, должно в точности совпадать с общим числом электронов, указанным для реагентов. Например, если атом углерода реагирует с четырьмя атомами водорода с образованием метана, то у последнего должно быть указано такое же число электронов (8), как для атома углерода (4) в совокупности с четырьмя атомами водорода (4) [c.93]

Высказанное Конантом, Кирнером и Хаоси положение ...активирующие группы могут оказывать влияние на атом галогена в соединениях типа АСНгХ так, что атом галогена является очень реакционноспособным при его положительном и отрицательно.м значениях [269, стр. 493], получило дальнейшее развитие в работах других исследователей. Так, Беннет и Бер ра через два года показали, что в то время как отрицательный заряд атома хлора ускоряет гидролиз,. ..положительный заряд на атоме хлора делает более быстрым его взаимодействие с иодидом калия [270, стр. 1678], Несколько другим лутем предложил решить (Проблему действия одинаковых по строению молекул в различных органических реакциях Тронов, предсказавший существование в гало-генпроизводных двух типов разрыва связи между углеродом и галоидом нейтрального (распад на радикалы.— В. К.) я ионного, причем в последнем случае лишние электроны остаются при ядре галоида [271, стр. 1279]. Поэтому при более электроположительных углеводородных частях молекулы (алифатические производные) должен преобладать второй тип разрыва, а при электроотрицательном углеводородном остатке — первый тип. Именно переходом от одного механизма расщепления гало-генпроизводного к другому в зависимости от характера электронного строения углеводородных частей молекул Тронов объяснил наблюдаемое им падение, а затем возрастание активности галогена при реакциях галогензамещенных молекул с аминами и алкоголятами (табл. 18). [c.77]

Каков же физический смысл этого понятия в случае шлаков, которые практически не содержат указанных ионов Ответ на этот вопрос дает теория обобщенных кислот Льюиса, которая не связывает понятие кислоты или основания с какими-либо определенными соединениями, а исходит из особенностей электронного строения данного вещества. По Льюису кислота —это молекула, атом или ион, способные присоединить пару электронов и таким путем образовать ковалентную связь с основанием. Последнее является также атомом, ионом или молекулой, которые могут предоставить такую общую пару электронов. Приведенное определение включает в себя и обычные представления [c.253]

Существуют также соединения, в которых на каждую связь приходится меньше двух электронов. Для молекулярного иона водорода энергия связи составляет 267 кДж/моль при длине ее 0,106 нм. Это стабильно существующее образование, связь между протонами в котором осуществляет единственный электрон. Другим примером вещества с дефицитом валентных электронов может служить молекула диборана (борэтан) ВгНе- В отличие от этана СгНе в молекуле диборана всего 12 валентных электронов (6 от двух атомов бора и 6 от атомов водорода). Изучение свойств диборана позволило установить строение его молекулы (рис. 48). Атомы водорода, через которые связываются два атома бора, называются мастиковыми. На рис. 48 мостиковые атомы водорода связаны с бором пунктирными линиями. Кроме того, мостиковые атомы водорода лежат на плоскости, перпендикулярной плоскости расположения атомов бора и остальных четырех атомов водорода. По своей геометрии диборан представляет собой два тетраэдра с общим ребром из мостиковых атомов водорода. Каждый мостиковый атом водорода образует две мостиковые связи. Как видно из рис. 48, в молекуле диборана восемь межатомных связей, которые обслуживаются всего лишь 12 электронами (вместо 16). Это возможно потому, что каждый мостиковый атом водорода может образовать с двумя атомами бора двухэлсктронную трехцентровую связь В—И—В. При образовании последней возможно перекрывание двух гибридных ярЗ орбиталей от двух атомов бора и -орбитали атома водорода (рис. 49). Ввиду изогнутости мостиковой связи В---И—В и ее иногда называют "банановой" связью [c.87]

VIIA) увеличивается. При этом среднее число веилентных электронов на атом в формульной единице остается постоянным. Разность ОЭО компонентов соединений в изоэлектронных рядах растет следовательно, нарастает ионный вклад в химическую связь и закономерно изменяется характер кристал.лохимического строения фаз. [c.258]

Существуют также соединения, в которых на каждую связь приходится меньше двух электронов. Для молекулярного иона водорода Нз+ энергия связи составляет 267 кДж/моль при длине ее 0,106 нм. Это стабильно существующее образование, связь между. "1ротонами которого осуществляет один-единственный электрон. Другим примером вещества с дефицитом валентных электронов может служить молекула диборана (борэтан) ВгНб. В отличие от этана СгНб в молекуле диборана всего 12 валентных электронов. (6 от двух атомов бора и 6 электронов от атомов водорода). Изучение свойств диборана позволило установить строение его молекулы (рис. 54). Атомы водорода, через которые связываются два атома бора, называются мостиковыми. На рис. 54 мостиковые атомы водорода связаны с бором пунктирными линиями. Кроме того,, мостиковые атомы водорода лежат на плоскости, перпендикулярной плоскости расположения атомов бора. По своей геометрии ди-боран представляет собой два тетраэдра с общим ребром из мос-тиковых атомов водорода. Каждый мостиковый атом водорода образует две мостиковые связи Как видно из рис. 54, в молекуле диборана восемь межатомных связей, которые обслуживают всего лишь 12 электронов (вместо 16). Это возможно потому, что каж- [c.118]

Аналогично предыдущему можно обсудить электронное строение двухатомных молекул с разными ядрами. Однако здесь появляется некоторая новая особенность, подобная во многих отношениях той, с которой мы встретились, пользуясь методом МО в разделе 4.8. Речь идет о полярности молекулы. В терминах метода МО полярность характеризуется параметром X в выражении для МО фА + 1г1)в, которая в этом случае уже ие симметрична относительно перестановки ядер. В терминах теории ВС полярность находит отражение в том, что одна из ионных структур А В и А-В оказывается важнее другой и вес ее становится ближе к весу ковалентной структуры А—В, чем в случае гомеополярных молекул. Допустим, что атом А более [c.142]

Атомы, имеющие 6—7 электронов на наружной оболочке, обладают способностью присоединять к ней электроны. При этом они прев ращаются в отрицательно заряженные ионы, строение электронной оболочки которых такое же, как у ближайшего инертного элемента. Нанример, атом хлора, на внешнем энергетическом уровне которого находится 7 электронов, способен присоединить 1 электрон, превращаясь в ион С1". Электронная оболочка С1" такая же, как у инертного элемента аргона. [c.55]

Для понимания природы ионной связи можно сравнить взаимодействие атомов в таких молекулах, как I 1 и Na . В молекуле I I атом С1 более электроотрицательный, чем атом I. Однако их отличне в электроотрицательностн не слишком велико. Поэтому в молекуле происходит лишь некоторое смещение валентных электронов от атома I к атому С1, и схематически связь (взаимодействие) между атомами может быть представлена условной формулой 1+ 0 . В случае большой разницы в электроотрицательностн атомов, как, например, в молекуле Na I, происходит полная передача электрона от атома Na к атому С1. Возникают устойчивые ионы катион Na" и анион СГ. Они сохраняют в основном свое электронное строение при приближении друг к другу и образовании молекулы. Так возникает ионная связь Na+СГ, обусловленная электростатическим притяжением двух противоположно заряженных частиц. [c.20]

Гетеролитический (ионный) механизм. В случаях гетеролитического механизма замещения при разрыве связи пара электронов остается у одного атома и он превращается в анион, а другой атом, потеряв электроны, превращается в катион. Гетеролитическим такой механизм разрыва связи называется потому, что в этом случае образуются частицы, различные по электронному строению. Далее к образовавшемуся катиону или аниону присоединяется ион противоположного знака из другой молекулы (рекомбинация молекул из различных ионов и послужила основанием называть этот механизм ионным механизмом). Замещение по ионному механизму может протекать как нуклеофильное и электрофильное замещение. [c.47]

Протон переходит к ароматическому кольцу и при этом получается комплекс (II). В нем протон связан со всей л-электрон-ной системой ароматического кольца ( внешний комплекс по Мулликену или я-комплекс по Броуну и Брэди, см. стр. 29). Внутримолекулярная перегруппировка состоит в переходе протона к определенному атому углерода с одновременным перемещением дейтрона на то место, которое ранее занимал протон (IV). Этот процесс требует затраты энергии активации и происходит медленно. Предполагается существование промежуточного комплекса (III), имеющего строение карбониевого иона, с атомами водорода и дейтерия, присоединенными к одному и тому же атому углерода. Допускать его существование нет необходимости для объяснения кинетики реакции, но оно, по мнению авторов, вполне вероятно, учитывая близость кислотного водородного обмена в ароматическом кольце к прочим реакциям электрофильного замещения водорода (например, галоп-дирование, нитрование), где такие промежуточные комплексы общеприняты (стр. 17). Карбониевый ион (III) имеет строение внутреннего комплекса Мулликена и а-комплекса Броуна (стр. 29). Предполагается, что последняя стадия реакции — отрыв дейтрона — происходит очень быстро. [c.88]

Атомные характеристики Атомный номер 32, атомная масса 72,59 а е м, атомный объем 13,64-]0- мкмоль, атомный радиус 0,139 нм, ионный радиус Ое2+ 0,065 им, Ое + 0,044 им. Электронное строение свободного атома германия 45 р2. Потенциалы ионизации 1 (эВ) 7,88 15,93 34,21. Электроотрицательиость 2,0. Кристаллическая решетка ге.рмання — кубическая типа алмаза с периодом а = 0,5657 нм. Энергия кристаллической решетки 328,5 мкДж/кмоль. Координационное число 4. Каждый атом германия окружен четырьмя соседними, расположенными на одинаковых расстояниях в вершинах тетраэдра. Связи между атомами осуществляются спаренными валентными электронами. При высоких давлениях (13,0 ГПа) германий может перейти в тетрагональную сингонию с.параметрами а = 0,593 им, с = 0,698 им, с/а= 1,18. [c.214]

В соединениях типа АВ , где все электроны валентного уровня атома А являются связывающими электронами, а атом А должен иметь шесть гибридных орбиталей, с достаточным основанием люжно ожидать, что они будут октаэдрического 5р -тииа. Следовательно, такие молекулы должны быть октаэдрическими, и все известные из них действительно имеют такое строение. К их числу относятся такие молекулы и ионы, как 5Рб, 5еРз, ТаРе, РРе , ЗпС1 , 5 Р5 и т. д., а также и РзЗ—ЗР , в которой каждый атом серы имеет октаэдрическое окружение из пяти атомов фтора и атома серы. [c.246]

Комплексы N1 встречаются довольно редко. Описан комплекс К41 2(СК)в) — неустойчивое реакционноспособное соединение, строение которого неизвестно. Ионы [N1 52С2Х2)21 формально также являются комплексами N1, если считать, что лиганды представляют собой радикал-анионы [ЗгСгХг)" (см. стр. 155). При реакции 1N0 и N1 (С0)4 в газовой фазе образуется серо-зеленый порошок N 02 (N0), устойчивый до температуры 150 . По-видимому, это соединение является полимером и имеет два неспаренных электрона на атом N1 [17]. [c.311]