Электронная структура элементов второго периода

Атомы всех элементов имеют по одному неспаренному электрону, что определяет их свойства типичных неметаллов. Будучи самым электроотрицательным элементом, фтор в соединениях всегда имеет степень окисления —1. Остальные галогены также имеют степень окисления —1, но для них возможны и положительные степени окисления +], +3, +5, +7. Этим они существенно отличаются от фтора. Астат может существовать во всех указанных степенях окисления — от —1 до +7, являясь типичным аналогом иода. В ряду F—С1—Вг—I—At значение сродства к электрону уменьшается. У фтора, как элемента второго периода, в электронной структуре атома нет d-орбитален. Некоторые свойства галогенов представлены в табл. 17.1. [c.337]

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]

В соответствии с закономерным развитием электронных структур атомов характер химической связи (а следовательно, структуры и свойств) однотипных соединений в периодах и группах периодической системы изменяется закономерно. На примере бинарных соединений элементов второго периода [c.246]

У всех элементов, находящихся в одной и той же подгруппе периодической системы, строение внешних электронных оболочек одинаково, поэтому в свойствах таких элементов наблюдается наибольшее сходство, хотя металлические свойства в группе сверху вниз нарастают. Характер изменения свойств в группах элементов в данном случае определяется главным образом изменением радиусов атомов. Однако необходимо обратить внимание на следующее. При переходе в группе от второго к третьему периоду свойства элементов меняются настолько резко, что объяснить это одним лишь изменением радиуса атома нельзя. Например, кислород бывает только двухвалентным, а сера и все остальные элементы данной подгруппы могут иметь валентность 2, 4 и 6. Для фтора характерна исключительно одновалентность, в то время как хлор и остальные галогены могут быть 1-, 3-, 5- и 7-валентными. Такое изменение свойств при переходе от второго к третьему периоду обусловлено некоторыми особенностями структуры внешних электронных оболочек атомов элементов второго периода, с [c.62]

Электронная структура элементов второго периода [c.117]

Как было отмечено в предыдущей главе, электроны внешней оболочки атома играют важную роль, определяя периодичность свойств элементов. Валентность атома, или его способность к соединению с другими атомами, также тесно связана с числом электронов во внешней оболочке. Чтобы проиллюстрировать роль валентных электронов и показать часто применяющиеся электронные символы элементов, достаточно рассмотреть различные нредставления электронной структуры элементов второго периода периодической таблицы [c.72]

СВЯЗЬ, а какие являются неподеленными. Неподеленные электроны (либо один, либо пара) составляют часть внешней оболочки только одного атома, а электроны, участвующие в образовании ковалентной связи между двумя атомами, являются частью внешней оболочки обоих этих атомов. Атомы элементов второго периода (В, С, Ы, О, Р) могут максимально иметь восемь валентных электронов] обычно так и происходит, хотя известны случаи, когда число валентных электронов у элемента второго периода равно шести или семи. В тех случаях, когда возможно построение структур обоих типов, т. е. с шестью или семью электронами вокруг атома второго периода, с одной стороны, и с октетом электронов — с другой, реализуются последние структуры, так как обычно они имеют более низкую энергию. Например, этилен имеет структуру [c.27]

Электронная структура элементов второго короткого периода [c.126]

Структура А содержит атом азота с пятью связями, т. е. с десятью электронами. У элементов второго периода периодической системы отсутствуют дополнительные низко-лежащие орбитали, которые необходимы для образования такой связи. Поэтому такая структура не вносит вклада в резонансный гибрид. Структура Б, напротив, является одной из двух возможных структур, которые вносят наибольший вклад в резонансный гибрид основного состояния алифатических диазосоединений вторая структура приведена в задаче. [c.20]

Рассмотрим строение молекул, образованных нз атомов элементов второго периода. Для этих молекул можно считать, что электроны первого электронного лоя (/С-слой) атомов не принимают участия в образовании химической связи. Оии составляют остов, который в записи структуры молекулы обозначают буквой К. [c.104]

Срединное положение углерода в ряду элементов второго периода способствует равноправной возможности как восстановления, так и окисления углерод, в частности, может одновременно присоединить к своим атомам и кислород, и водород. В этом смысле углерод заметно отличается, например, от кремния, который в большей степени стремится к соединению с кислородом, чем с водородом. Это можно приписать тому факту, что при движении по вертикальным столбцам Системы связи с водородом так же, как и связи гомонуклеарных структур, ослабевают из-за увеличения своих длин, а в связи с кислородом проявляется некоторое сопротивление этому фактору из-за способности неподеленных электронных пар кислородных атомов частично передавать свои плотности на незаселенные й- и /-орбитали партнера. [c.359]

I образом, третий период, подобно второму, начинается с двух 5-элемен-оторыми следует шесть р-элементов. Структура внешней электронной "соответствующих элементов второго и третьего периодов оказывается. [c.66]

Структура гелия (15 ) является остовом для электронной конфигурации атомов элементов второго периода. [c.44]

Частным случаем отмеченной в основном тексте закономерности является сходство Ве2+ (34 пм) и АР+ (57 пм), а также (20 пм) и 51 + (39 пм). Однако здесь, по-видимому, играет роль уже не только радиус, но и различие в структуре внешней электронной оболочки. В связи с этим же стоит, вероятно, резкий скачок свойств, наблюдаемый при переходе от элементов третьего к соответствующим элементам второго периода. [c.474]

Формирование -слоя (п = 2) начинается с лития, у которого имеется три электрона. Два электрона, как у гелия, заполняют А -слой. Третий электрон лития не может находиться в этом слое, так как на 1 -орбитали электронных вакансий нет. Помещение третьего электрона на -орбиталь, максимальная электронная емкость которой равна двум, противоречило бы принципу Паули. У последнего элемента второго периода — неона — все я- и р-орбитали при и = 2 заполнены. Электронное строение атомов элементов в нормальном состоянии приведено в табл. 2. В ней квадратные скобки символизируют электронные структуры благородных газов, которые органически входят в строение атомов последующих элементов. [c.40]

По типу химической связи бинарные соединения могут быть ионными, ковалентными, металлическими и со смешанным типом химической связи. В соответствии с закономерным развитием электронных структур атомов характер химической связи (а следовательно, структуры и свойств) однотипных соединений в периодах и группах периодической системы изменяется закономерно (рис. 131). На примере бинарных соединений элементов второго периода можно показать, что для любого из приведенных соединений степень полярности химической связи от I к VII группе постепенно уменьшается. [c.269]

На примере ряда гидридов элементов второго периода периодической системы можно проиллюстрировать влияние на свойства изменений в характере связи, являющихся следствием возрастания атомного номера при данной валентной оболочке. Гидрид лития (т. пл. 680°) можно рассматривать как солеподобное ионное вещество. Его структура может быть написана как Ы Н9, так и Н Ы в зависимости оттого, литий или водород является более сильным акцептором электронов. Можно было бы ожидать, что литий окажется более электроноакцепторным, поскольку заряд его ядра больше (- -3), однако этот эффект более чем уравновешивается его большим атомным радиусом и экранирующим влиянием двух электронов, находящихся на внутренней электронной оболочке лития. В результате водород имеет большее сродство к электрону и правильна структура Ы НО. Сильное межионное электростатическое взаимодействие обусловливает высокие температуры плавления и кипения гидрида лития подобно хлористому натрию, фтористому литию и др. [c.15]

Как элемент второго периода, кислород подчиняется правилу октета, и завершенная электронная структура люжет быть достигнута такими же путями, как в случае азота, а именно а) приобретением электронов с образованием 0-", б) образованием двух простых ковалентных связей (например, R—О—Р) или двойной связи (например, 0=С=0), в) приобретением одного электрона и образованием одной простой связи (например, в ОН ) и г) образование.м трех или четырех ковалентных связей (например, К,ОН+ и т. д.). [c.195]

В этой главе мы рассмотрим структуры молекул, образованных элементами второго периода (от Ы до Ме), в рамках тех принципов, которые были сформулированы в предыдущих главах. По ряду причин их целесообразно рассматривать в первую очередь и отдельно от других элементов главных групп периодической системы. Во-первых, эти элементы имеют небольшую валентную оболочку, что ограничивает число электронных пар, которые могут на ней разместиться. Вследствие этого координационное число у этих элементов редко бывает больше 4 в отличие от расположенных ниже элементов главных групп периодической системы, для которых характерны более высокие координационные числа. [c.102]

Сопоставляя структуры электронных оболочек элементов второго и третьего периодов, можно сделать следующие выводы [c.45]

Атом бора имеет три валентных электрона и четыре валентные орбитали. Обычно он использует три орбитали, образуя 5р -гибриды в таких соединениях, как ВРз- Углерод имеет четыре валентных электрона и четыре орбитали. За исключением тех случаев, когда он образует кратные связи, эти орбитали используются для 5р -гибридизации. Атом азота имеет пять валентных электронов и четыре орбитали. Как правило, он образует три связи с другими атомами в структурах с тетраэдрической конфигурацией, а четвертая гибридная 5р -орбиталь у него занята неподеленной электронной парой (разд. 13-3). Углерод и азот способны образовывать двойные и тройные связи в результате я-перекры-вания, обсуждавшегося в разд. 13-4. По сравнению с длиной простой связи длина двойных связей, образуемых этими элементами, сокращается на 13%, а длина тройных связей-на 22%. Прочность кратной связи повыщается благодаря наличию электронов на связывающей молекулярной п-орбитали, возникающей в результате перекрывания атомных я-ор-биталей. Но перекрывание я-типа между орбиталями становится достаточно больщим для возникновения связи только при близком расположении атомов. По этой причине 81 и другие элементы третьего и следующих периодов неспособны образовывать кратные связи. Кремний имеет 10 внутренних электронов по сравнению с 2 в атомах С и N. Отталкивание этих внутренних электронов не позволяет двум атомам 81 сблизиться настолько, насколько это необходимо для достаточного я-перекрывания р-орбиталей и возникновения двойных связей. Несмотря на все попытки химиков синтезировать соединения со связями 81=81 и 81=С, ни одна из них до сих пор не увенчалась успехом. За небольшими исключениями, образование двойных и тройных связей ограничено элементами второго периода, в атомах которых число внутренних электронов не превышает 2. Исключения, к числу которых относятся 8=0, Р=0 и 81=0, объясняются перекрыванием между р- и -орбиталями, этот вопрос будет рассмотрен в разделе, посвященном кремнию. [c.271]

Мы уже обсуждали (гл. 6) факторы, определяющие форму неорга нических молекул, составленных из атомов переходных элементов. Главным образом это — размер и заряд центрального иона, наличие свободной электронной пары, возможность расширения валентного уровня сверхоктета, являющегося предельным для элементов второго периода, способность к образованию л -связей. стерические требования к группам, связанным с центральным атомом, и, вероятно, важнее всего принцип запрета Паули. Если рассматривать центральный атом со сферической симметрией, характерной для комплексов металлов, не имеющих свободных электронных пар, следует ожидать, и это действительно обнаруживается, правильные формы. Молекулы с координационными числами 2, 3, 4, 5, 6, 7 и 8 характеризуются следующими структура, чи линейной, треугольной, правильной тетраэдрической, тригональной бипирамидой, октаэдрической, пятиугольной бипирамидой и квадратной (архимедовой) антипризмой. Можно сказать, что всякий раз, когда электронный уровень атома переходного элемента, не принимающий участия в связи, будет иметь сферическую симметрию, структура таких комплексов будет правильной, определяемой только координационным числом. Можно вы писать электронные конфигурации, которые приводят к правильным симметричным комплексам. Для наиболее распространенных координационных чисел 6 и 4 имеют место следующие конфигу рации [c.282]

Электронные структуры элементов первого и второго периодов и строение двухатомых молекул согласно методу ВС [c.43]

Катион водорода не имеет электронов, в процессе присоединения он использует гибридную парноэлектродную орбиталь NH3. Выигрыш энергии при образовании достигается за счет того, что в молекуле NH3 имеется некоторый избыток электронов (в связях с тремя атомами водорода используются восемь электронов), что разупроч-няет молекулу. Напротив, в ионе аммония NHi те же восемь электронов приходятся на четыре атома водорода, что более соответствует условию оптимальной плотности связевого электронного облака для элементов второго периода. Структура иона аммония NH строго тетраэдрическая. Точно так же при взаимодействии молекулы BF3 (атом бора — акцептор) с ионом F (донор электронной пары) энергетически выгодно образуется координационный ион BF7 [c.271]

Из спектральных данных известно что третий электрон в атоме лития является 8-электроном, следовательно, вторая электронная оболочка, соответствующая второму периоду в периодической таблице элементов, начинается с электронной конфигурации 1з 28. Остальные элементы в этом периоде построены так, как это показано в табл. 14, т. е. путем добавления э.тгектронов на L-oбo-лочку, причем сначала происходит заполнение подоболочки двумя -электронами и затем подоболочки шестью р-электронамп. Следовательно, неон имеет электронную структуру 1з 2з 2р . Теперь построение электронных оболочек остальных атомов можно проводить аналогично, пока мы не дойдем до калпя [c.228]

Сторонники теории молекулярных орбиталей в 40-е годы указывали, что Л -электронная волновая функция, построенная из данного набора делокализованных одноэлектронных орбита-лей, может быть выражена в терминах квазилокализованных орбиталей и, наоборот, без какого-либо изменения полной электронной структуры. Начало этого аналитического подхода к проблеме локализации возвращает нас к опубликованной в 1942 г. серии работ Коулсона [12], посвященных изучению электронного строения гидридов элементов второго периода (НгО, NH3, СН4) и координационных соединений высокой симметрии. Используя особенности симметрии таких систем, Коул-сон установил, что малликеновские делокализоваиные орбитали эквивалентны локализованным орбиталям Гунда, если не принимать во внимание возникающие из-за ортогональности члены. [c.76]

Перейдем теперь к рассмотрению молекул, образованных из атомов элементов второго периода. Для этих молекул можно считать, что электроны первого электронного слоя (/С-слой) атомов не принимают участия в образовании химической связи, Ж1йвляя осто . который в записи структуры молекулы обозначается буквой К. Нужно также иметь в виду, что поскольку р-электроны в атоме могут обладать квантовым числом т, равным как О, так и 1, то при образовании молекулы эти электроны могут заполнять как а-, так и л-орбитали. [c.198]

Состав любой гидроокиси можно изобразить в виде Э(ОН)д,. Если в состав гидроокиси входит больше двух групп 0Н, то она нередко отщепляет часть воды. Так, гидроокись алюминия может существовать в виде А1(0Н)з и АЮОН, или НАЮг. Тип диссоциации гидратов окислов зависит от величины заряда, от размеров центрального атома, а также от его электронной структуры, и прежде всего от построения внешнего электронного слоя. Схематически это показано на рисунке 70. Пунктирные линии на этом рисунке обозначают места разрыва связей при электролитической диссоциации вещества. С уменьшением радиуса и увеличением заряда центрального иона усиливается связь его с иономО и отталкивание им иона Н" . Для гидратов окислов элементов второго периода при переходе от натрия к хлору это и приводит к ослаблению основных свойств и усилению кислотных. Так, ионы Ве " меньше по размерам ионов Mg +, поэтому Ве(ОН)г представляет собой [c.202]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология