Один электрон вне заполненной оболочки

Серии линий рентгеновского излучения. На рис. 3.38 представлена подробная диаграмма серий линий рентгеновского излучения, которые существуют для каждого элемента. Степень сложности серии является функцией атомного номера элемента. Так для углерода, у которого имеются два электрона на А-оболочке и четыре электрона на L-оболочке, возможна лишь генерация линий Ка рентгеновского излучения. Хотя электроны с L-оболочки углерода могут быть удалены при столкновении, на Л4-оболочке нет электронов, которые бы смогли заполнить вакансию. Натрий (2=11) имеет один электрон на Л4-оболоч-ке, так что могут испускаться как Ка, так и A -линии рентгеновского излучения. Для тяжелых элементов со сложной структурой оболочек, таких, как свинец, серия линий рентгеновского излучения становится более сложной. В гл. 6 приведены примеры рентгеновских спектров, полученных в диапазоне энергий 1—20 кэВ с помощью рентгеновского спектрометра с дисперсией по энергии для титана А , Ар (рис. 6.2), меди Ка, Ар, L (рис. 6.8), а также L-серии и М-серии для тербия (рис. 6.9). Из этих спектров видно, что сложность спектра возрастает с атомным номером. Отметим, что на этих рисунках многие линии не разрешаются, например Ка —Ааг, из-за слабого разрешения спектрометра с дисперсией по энергии (см. гл. 5). [c.74]

В атомах натрия 10 электронов заполняют первый и второй уровни, оставляя одиннадцатый электрон на внешнем уровне. Восемь электронов на внешнем уровне образуют устойчивую структуру, но один электрон — нет. Атомы натрия легко его теряют и получается ион Na , который имеет устойчивую структуру внешней электронной оболочки. Ионы натрия присутствуют во многих соединениях. [c.186]

Начиная с 21-го элемента скандия заполняется Зй -оболочка , которая формально принадлежит предыдущему слою при п = 3. Поэтому в четвертом ряду Периодической системы слева направо не наблюдается заметного убывания металлических свойств, так как на внешнем электронном слое (л ==4) имеется всего два электрона 4x2. Исключение составляют хром и медь, для которых наблюдается провал одного электрона с 452-орбитали на Зс -орбиталь, Провалы электронов наблюдаются и для других элементов (см. табл. 3). Они оправданы энергетически, т. е. подчиняются принципу наименьшей энергии, и находят экспериментальное подтверждение при изучении тонкой структуры спектров . Полностью Зй-оболочка укомплектована у цинка, у которого на ней все 10 электронов. У галлия, подобно алюминию, появляется один электрон на р-оболочке, точнее на 4р. Четвертый период заканчивается также благородным газом криптоном с полностью заполненной 4р -оболочкой. Между кальцием (45 ) и галлием (4р ) вклиниваются десять элементов от скандия до цинка, для которых характерно заселение электронами З -орбиталей. Эти металлы 5с 2п образуют первую десятку элементов вставной декады. [c.56]

Ковалентная связь образуется в результате обобществления электронов, как, например, в случае молекулы водорода. Каждый атом водорода имеет один электрон при обобществлении электронов каждый из водородов может заполнить свою оболочку до двух электронов. Два атома фтора, каждый из ко- [c.11]

Используя данные по энергиям связи металлов (табл. 2.13), для каждого из больших периодов можно построить график, доказанный на рис. 3.10. Приняв инертные газы за нулевой уровень, получаем два больших максимума с минимумом между ними, соответствующим подгруппе ПБ. Оставляя в стороне незначительные отклонения, можно выделить большой пик в -области подгрупп VA — VIA и меньший пик в районе IVB. Дж. С. Гриффитс объясняет эту картину следующим образом. Можно считать, что, когда в изолированных атомах совершенно не заполнены ( —l)d- и яз-орбитали (га — главное квантовое число внешней оболочки), связь образуется за счет этих орбиталей если они заняты, то образование связи обусловлено ns- и гар-орбиталями. При этом нет оснований утверждать, что чем больше число связей, тем больше энергия связей в целом. Для образования связи от каждого атома требуется один электрон, причем в том случае, когда (га —l)d- и ras-орбитали в сумме дадут 6 неспаренных электронов, число ковалентных связей достигает максимума. Именно так можно объяснить появление пика в области подгруппы VIA, поскольку при увеличении числа электронов по сравнению с этим количеством число неспаренных электронов в d-оболочке будет уменьшаться за счет спаривания. Можно полагать, что у элементов подгруппы ПБ, характеризующихся конфигурациями (р—l)d s, прочность связи будет в значительной степени ослаблена. У элементов подгруппы IVB структуры элементарных веществ образованы связями, для которых предполагается зр -гибридизованное состояние, и их энергия достигает максимума. [c.133]

Оболочки элементов шестого и седьмого периодов также застраиваются в одинаковой последовательности сначала заполняются внешние 5 -оболочки (6 и 7 2), после этого появляется один электрон на предыдущей [c.34]

Ключевые положения на обеих таблицах занимают инертные газы (Не, Ме, Аг, Кг, Хе и Кп). Атомы этих элементов являются уникальными в том отношении, что все их электроны находятся в полностью заполненных под-оболочках, причем внешняя подоболочка всегда (за исключением Не) состоит из восьми з- и р-электронов. Вследствие этого инертные газы помещаются в конце так называемых периодов элементов в табл. 2, В периоде, содержащем гелий, имеется еще только один элемент — водород. За гелием заполняются 2з- и 2р-подуровни с образованием первого короткого периода, начинающегося с лития (Е = 3) и заканчивающегося у неона (Z = 10). Во втором коротком периоде от натрия (2 = 11) до аргона (Е = 18) аналогично заполняются Зз- и Зр-подуровни. Следующие два электрона добавляются (с образованием калия и кальция) не на ЗЯ-подуровень, а на 45, так как 45-подуровень несколько ниже по энергии. Однако у следующих десяти элементов (от скандия до цинка) постепенно заполняется оболочка Зй, и только после ее [c.56]

При заполнении электронных слоев и оболочек атомы подчиняются 1) принципу наименьшей энергии, согласно которому электроны сначала заполняют вакантные орбитали с минимальной энергией 2) принципу Паули 3) правилу Гунда — на вырожденных орбиталях суммарное спиновое число электронов должно быть максимальным. В квантовых ячейках с одинаковой энергией заселение электронами происходит так, чтобы атом имел наибольшее число неспаренных электронов. Это отвечает нормальному состоянию атома (минимум энергии). Рассмотрим связь между электронным строением атомов и положением элементов в короткой 8-клеточной Периодической сис ме (см. форзац). У каждого следующего элемента Периодической системы по сравнению с предыдущим на один электрон больше. Наиболее прост первый период системы, состоящий лишь из двух элементов. У водорода единственный электрон заселяет наинизшую по энергии орбиталь 1 , а у гелия на этой орбитали два электрона с антипарал-лельными спинами. Гелием заканчивается первый период системы и исчерпаны все вариации квантовых чисел при п = I. Таким образом, у атома гелия полностью формируется наиболее близкий к ядру А -слой. [c.40]

В случае металлического серебра электронные орбиты Ы заполнены целиком, а орбиты 55 — наполовину. Однако палладий по сравнению с серебром имеет одним 4й-электроном меньше, а один электрон на орбите 5в частично принадлежит орбите 4 . Согласно теории металлов Паулинга -оболочка в палладии заполнена не полностью и около 0,5й-орбит совсем не заполнено. Следовательно, при добавлении палладия к серебру получается сплав, обедненный -электронами. Вместе с тем при добавлении серебра к палладию незаполненность -орбиты уменьшается. [c.338]

Уже в четвертом периоде таблицы Менделеева, начиная со скандия, очередные электроны попадают не в наружный четвертый слой, а в предыдущий. Именно поэтому у элементов с атомными номерами от 12 до 30 разница в свойствах не такая резкая, как у более легких элементов. Подобная же картина наблюдается в пятом периоде. И здесь, начиная с иттрия, новые электроны заполняют не пятую, а предпоследнюю, четвертую оболочку — образуется еще один ряд так называемых переходных металлов. [c.72]

В более позднем систематическом исследовании [2.4] высказана точка зрения, что токсичность этих металлов связана с тем, что их 5 -электронные оболочки полностью заполнены или содержат по крайней мере один -электрон. Те элементы, у кото- [c.23]

От Н1 72 до 78 продолжается заполнение оболочки 5с1, прерванное редкими землями. При этом процессе б5-электроны переходят в 5с1, так что мы приходим к золоту (79) и ртути (80)—элементам, химически сходным с медью и цинком, имеющим соответственно один или два -электрона при заполненных -оболочках. Далее в элементах от таллия до радона заполняется оболочка 6р. В их спектрах выражена тенденция к связи типа /у, вызванная большим взаимодействием спина с орбитой. Далее следуют радиоактивные металлы [c.326]

В атоме металла число валентных электронов обычно меньше общего числа уровней, имеющихся во внешней оболочке (например, Зз оболочка атома натрия содержит один электрон, т. е. заполнена только наполовину). Поэтому разрешенная зона, возникающая в кристалле из атомных валентных уровней, так называемая валентная зона, в случае металла не целиком заполнена электронами среднестатистическая граница заполнения уровней электронами—уровень Ферми (л— проходит где-то внутри разрешенной зоны <рис. 113, а). Например, в кристаллическом натрии уровень Ферми расположен [c.276]

Атомы, у которых заполнены все оболочки, кроме внешней. Сюда входят элементы первого и второго коротких периодов, каждые два элемента, следующие за инертными газами Аг, Кг, Хе и Кп, и подгруппа элементов В. Ионы, образуемые этими элементами, бесцветны, если, как обычно, атомы при ионизации образуют устойчивые наружные группы из 8 или 18 электронов. Некоторые элементы нз подгруппы В, в дополнение к нормальным ионам, могут образовывать другие ионы, в которых или а) теряются один ил 1 несколько электронов следующих квантовых групп, или б) остаются 2з электрона внешней оболочки. Так, нормальным ионом меди является кок закиси Си (2,8, 18), но существует и ион окиси Си --, и.меющий структуру (2, 8, 17). Такой ион имеет сходство с ионами следующего класса. Другим примером аналогичного характера являются ионы и Аи +. Примером (б) является ион таллия Т1 (2, 8, 18. 32, 18, 2/, [c.59]

На самом деле процесс образования связей в углеродных соединениях протекает иначе. Особенностью углерода является то, что он находится в середине первого периода периодической системы, следовательно, его наружная оболочка заполнена лишь наполовину. Не так просто принять или отдать 4 электрона. Предположим, что атом углерода отдал сначала один электрон. Действие шести положительных зарядов ядра на оставшиеся пять электронов становится сильнее, и атому отдать второй электрон уже труднее. А если его и удастся отдать, шесть протонов будут удерживать оставшиеся 4 электрона еще сильнее. Избыточный заряд ядра настолько увеличивается, притяжение между протонами и электронами так возрастает, что отрыв других электронов становится невозможным. [c.16]

Если принять тетраэдрическую гибридизацию для двух атомов бора, связанных между собой обычной ординарной связью длиной 1,76 А, то каждый атом бора предоставляет по три вакантные орбиты и два валентных электрона на связь с тремя атомами Мп при участии трех трехцентровых двухэлектронных связей Мп—Н—В. Каждый атом В вкладывает в связь с уникальным атомом Мп (входящим в группу Мп(С0)4) по 0,5 электрона, заполняя две трехцентровые орбиты Мп—Н—В и дополняя конфигурацию этого атома Мп до 18-электронной. Тогда у каждого атома В остается 1,5 электрона, из которых 0,75 затрачивается на две остальные трехцентровые связи В—Н—Мп. Связь Мп—Н—Мп может быть описана как изогнутая трех центровая, на которой локализовано 3 электрона (по одному от каждого атома Мп и один от атома Н), вследствие чего она является электроно-дефицитной, причем атомы Мп приобретают 18-электронную оболочку. [c.152]

Молекула, общий электронный спин которой равен единице (5 = I), находится в триплетном состоянии. Название триплет-ное означает, что в данном состоянии имеются три различных подуровня, или состояния, с почти одинаковой энергией. В атоме эти подуровни можно различать по проекции спинового углового момента 3 на выбранную ось собственные значения проекции 5 составляют +1,0 или —1. Подобно тому как радикал со спином /г должен иметь нечетное число электронов, так и молекула в триплетном состоянии должна иметь четное число электронов, и часто говорят, что она должна иметь два неспаренных электрона. Чтобы понять это более четко, представим, что электронная структура молекулы создается последовательным добавлением электронных оболочек к голым ядрам. Каждая внутренняя оболочка заполнена двумя электронами с противоположными спинами, и все спины внутренних оболочек спарены. Далее идет оболочка валентных электронов, в которой одни орбитали заняты парой электронов, а на других находится только один электрон. Электроны этих неполностью занятых орбиталей взаимодействуют друг с другом и дают общий спин 5. Например, две орбитали могут дать синглетное состояние (5 = 0) или триплетное (см. приложение III). [c.154]

И сразу становится очевидной периодичность. Сравним благородные газы Не, Ые, Аг. Оболочки их атомов заполнены целиком и имеют тем самым сходное строение. У щелочных металлов Ы, Ыа, К сверх заполненной оболочки есть один электрон, находящийся в 5-состоянии. Формы электронных облаков этих атомов аналогичны — они сферические. Аналогично электронное строение Ве и Mg, В и А1, С и 51, N и Р, О и 5, Р и С1. [c.107]

Механизм действия поливалентных металлов. Каталитическое действие металлов группы железа обусловлено специфичностью строения их электронной оболочки. В атомах этих металлов заполняется слой N при неполном заполнении слоя М. В связи с этим один электрон может переходить из слоя N в слой М и обратно. Этот переход является причиной перемены валентности и, следовательно, окислительно-восстановительных свойств указанных металлов и их соединений. Ионы поливалентных металлов обладают большим сродством к электронам (являются их интенсивными акцепторами). [c.102]

В четвертом периоде на внешней оболочке число электронов возрастает несколько в ином порядке. У атома калия один электрон, у кальция — два. Начиная с атома скандия, последующие электроны не заполняют внешнюю электронную оболочку, а располагаются в предыдущем слое, состоящем у атома кальция из восьми электронов, в результате чего у этих атомов внешний слой сохраняет два электрона, а у атома меди и хрома — по одному. [c.75]

На ls-орбитали может находиться один электрон (атом водорода) или два электрона с противоположными спинами (атом гелия), которые образуют заполненную -оболочку. Следующий добавляемый электрон надо поместить на 25-орбиталь (атом лития). На 25-орбитали может находиться еще один электрон (атом бериллия). Следующий электрон помещают на 2р-орбиталь (атом бора). Структуру атомов остальных элементов второго периода (от углерода до неона) можно получить, добавляя по одному электрону на 2р-подоболочку до тех пор, пока она не будет заполнена (всего в ней может быть шесть электронов). Тогда образуется заполненная Z-оболочка в атоме неона, относящегося к так называемым инертным, или благородным, газам. [c.54]

В нейтральных атомах число электронов равняется числу положительных зарядов ядра (табл. 2). Таким образом, нейтральный атом водорода имеет один электрон, атом гелия — два электрона и т.д. Электроны расположены в оболочках, определяемых главным квантовым числом п. Первая оболочка К может содержать не более двух электронов. Таким образом, эта оболочка заполнена в гелии. Три электрона лития расположены в двух оболочках два электрона в заполненной [c.46]

Некоторые ядерные превращения, предшествующие испусканию мессбауэровских у-лучей, могут сильно воздействовать на электронную оболочку мессбауэровского ядра. Последовательность событий здесь такая. В результате распада ядра путем электронного захвата (например, Со) или в результате внутренней конверсии у-излучения из атома выбрасывается внутренний электрон — обычно электрон /С-оболочки. Вакансия в /С-оболочке заполняется электронами внешних оболочек, что сопровождается испусканием рентгеновских лучей и процессом Оже [ПО]. При испускании рентгеновских лучей вакансия перемещается в направлении внешней электронной оболочки, при этом избыток энергии освобождается в виде электромагнитного кванта. В процессе Оже образуются дополнительные вакансии, так как, хотя один электрон из внешней оболочки заполняет вакансию во внутренней оболочке, из атома выбрасывается другой электрон, который уносит избыток энергии. [c.483]

Из классического исследования спектров все же можно было сделать определенные важные выводы. Один из них — это то, что у инертных газов внешние электронные оболочки (разумеется, и внутренние оболочки) каждого атома полностью заняты электронами. В каждом элементе, следующем за инертным газом в периодической системе, начинается заселение новой электронной оболочки. Следовательно, различают семь электронных оболочек, которые обозначаются буквами К, L, М, N, О, Р м Q. Оболочка К может содержать не больше 2 электронов, оболочки L и М содержат по 8 электронов каждая, оболочки N и О — по 18, а оболочка Р — 32 электрона. Оболочка К заполняется у гелия, оболочка L — у неона, оболочка М — у аргона и т. д. Оболочка Q еще не заполнена. Как видно, эти числа совпадают с числом элементов в периодах периодической системы (стр. 58), которая, таким образом, отражает строение электронных оболочек атомов. [c.76]

После заполнения бз-орбитали положение осложняется еще и тем, что как только один-единственный электрон займет оболочку Ъй (у лантана), начинают заполняться семь внутренних орбиталей 4/-слоя, уровень которых немного ниже орбитали М. Так объясняется появление в периодической системе четырнадцати лантанидов с 2= 58 — 71. Аналогично после заполнения 75-орбитали и перехода одного-единственного электрона в слой 6й начинается заполнение 5/-орбиталей элементов с 2 = 90—103. Эти особенности [c.86]

Строение электронных оболочек атомов. Естественно, в электронной оболочке атома последующего (в периодической системе) элемента содержится на один электрон больше, чем в оболочке атома предыдущего элемента. Каждый новый электрон, заполняя оболочку, будет размещаться в состоянии, в котором энергия электрона окажется наименьшей. Так как уровень энергии электрона определяется главным и орбитальным квантовыми числами, то при увеличении заряда ядра заполнение электронных уровней и подуровней происходит в порядке возрастания сумм главного и орбита.чьного квантовых чисел (ге + /). Если для двух подуровней суммы п + I) равны, то сначала идет заполнение подуровней с меньшим п и большим I, а затем подуровней с большим п и меньшим I. [c.39]

Мы видим по табл. XXI.1, что у калия вслед за шестью Зр-электронами заполняется 45-состояние. Поэтому калий, подобно натрию и литию, является щелочным металлом и начинает четвертый период. То, что состояние, отвечающее четвертому главному квантовому числу (4з), оказывается ниже состояния, отвечающего третьему главному квантовому числу (3(1), показывает неточность принятого приближенного описания отталкивания электронов. Если картина экранирования была бы точной, то уровень 4з должен быть значительно выше уровня 3 . Электрон на орбите 4з меньше отталкивается от электронов оболочки с главным квантовым числом 3 по сравнению с электронами Зd. У атома кальция завершается заполнение 45-оболочкн. Начиная от 5с начинается заполнение ранее пустовавшего 3<1-состояния. Таким образом, наряду с шестью Зр-электронами 5с имеет два 45- и один З -электропа. [c.460]

Важная роль ароматического секстета отражается в обеих теориях, но возможно особенно ясна в методе МО, в котором два электрона необходимы для заполнения орбиты фо, а другие четыре — для заполнения двух вырожденных орбит ф+i и ф 1. Шесть электронов заполняют замкнутую оболочку в том же смысле, в котором это понятие употребляется в атомах. Секстет в бензоле можно представить себе аналогичным замкнутой оболочке благородных газов связанная с молекулярной замкнутой оболочкой степень инертности — величина совсем другого порядка, чем степень инертности атомов с замкнутой оболочкой, но и в молекулярных системах наблюдается тоже стремление к заполнению оболочки системы, имеющие только пять тг-элек-тронов, могут сильно связать еще один электрон и стремятся вырвать его у атомов или групп, где он связан слабее, а в системах с семью электронами, один из них, находящийся на [c.17]

Согласно принципу Паули, на /(-оболочке может быть не более двух электронов, обличающихся проекцией спина. Поскольку в нейтральном атоме число электронов равно г я заряд ядра равен ге (где е — заряд электрона), заполненная /(-оболочка соответствует атому гелия. У следующего атома Ы с зарядом ядра + Зе должно быть три электрр-на. Наинизшее состояние атома лития имеет место, когда /(-оболочка заполнена и на L-oбoлoчкe находится один электрон. Состоянию этого электрона соответствует терм 2з. Электронная конфигурация атома лития есть 15 25 . У атома Ве на -оболочке два электрона, оба в 25-состоянии, так что электронную конфигурацию бериллия можно представить в виде 15 2з . Следующий элемент, бор, имеет электронную конфигурацию 1 5 2з 2р и т. Д. Так как-на -оболочке может быть не более 8 электронов (2- 2 ), то в атоме с 10 электронами (8-1-2) оказываются заполненными К- я Х-оболочки. Это атом неона. Далее от натрия до аргона заполняется М-оболочка и т. д. [c.182]

Строго говоря, идентификация по знаку сдвига g-фактора возможна лишь в том случае, если имеется один электрон в незаполненной пли одна дырка в заполненной оболочке. Когда электронная оболочка заполнена приблизительна наполовину, сдвиг g-фактора может быть как положительным, так и отрицательным. Это зависит от переходов между заполненными и свободными орбиталями. Вероятность таких переходов опреде.чяется разностью энергии уровней, симметрией крпстаплического поля и т. д. [c.37]

Третий период начинается с натрия, электронная конфигурация которого и заканчивается аргоном с электронной конфигурацией 5 2 2р Ъ8 Ър [Аг]. Хотя в третьем уровне (оболочка М) имеется подоболочка Зс/, которая остается незаполненной, в ч е т -в е р т о м п е р иоде начинает формироваться следующая оболочка N (и=4) и период начинается с 5-элемента калия, [Аг]45 . Это обусловлено тем, что энергия подуровня 45 несколько ниже, чем энергия подуровня 3 /(см. рис. 1.5). В соответствие с правилом Клечковского и+1 у 45(4) ниже, чем я+1 у Зс/(5). После заполнения 45-подоболочки заполняется З -подоболочка. Элементы, начиная со 8с [Аг] до 2п [Аг] Зй 45, имеющие формирующие й -электроны, относятся к с/-элементам. Как видно из табл. 1.3, у хрома на 45-подоболочке остается один электрон, а на 3 /-подоболочке вместо четырех оказывается пять /-ЭЛ ектронов. Такое явление получило название провала электрона с 5- на /-подоболочку. Это обусловлено более низкой энергией конфигурации Зй 45 по сравнению с конфигурацией Провал электронов наблюдается и у других атомов, например у атомов Си, МЬ, Мо, Р1, Рд (табл. 1.3). [c.28]

Льюис сделал принципиально важный шаг вперед, указав на обобществление электронов как на второй способ образования устойчивых электронных группировок. Таким образом, Льюис ввел в химию электронную интерпретацию структурной связи. Льюис предполон ил, что химическая связь осуществляется за счет электронной пары, принадлежащей одновременно двум атомам и дополняющей электронную оболочку каждого из них. Благодаря обобществлению электроны используются более экономно, так что свободные атомы с педостаточнылг количеством электронов могут заполнить свои оболочки, образуя связь. Связь насыщает единицы сродства обоих атомов (каждой единице сродства соответствует один электрон). Таким образом, связь осуществляется двумя электронами, которые образуют стабильную группировку. Льюис считал такую электронную пару, или дублет, наиболее важной электронной группировкой и полагал, что октеты валентных электронов состоят из четырех дублетов независимо от того, все ли электроны обобществлены или нет. Эта идея также оказалась правильной, хотя она постулирована за десять лет до открытия спина электрона и принципа Паулп. [c.13]

Спецификой сэндвич-катионов является то, что все связывающие МО комплекса заполнены парами электронов, за исключением одной верхней, в которой находится один неснаренпый электрон. Формально в свободном катионе металл приобретает электронную оболочку, на один электрон меньшую, чем оболочка следующего инертного газа 105]. [c.123]

Из рассмотрения табл. 1 видно, что первые два элемента периодической системы (водород и гелий) имеют соответственно один или два электрона на оболочке 15 следующий ряд состоит из элементов с заполненной оболочкой Ь и возрастающим числом электронов на оболочке с /г=2, на которой может находиться до 8 электронов (у неона она полностью заполнена). Следующий ряд состоит из восьми элементов вместо 18, предсказываемых нашей схемой, но эту особенность можно легко объяснить. Вначале электроны заполняют уровни 35 и Зр, образуя следующий ряд периодической системы, состоящий из 8 элементов затем электроны заполняют уровень 45, образуя два элемента (типичные щелочной и щелочноземельный металлы калий и кальций) и открывая, таким образом, новый период. Лишь после этого начинает заполняться электронами оболочка 3с1 и образуются переходные элементы периодической системы (от скандия до цинка). Дальше начинает заполняться уровень 4р, что приводит к образованию элементов, сходных с элементами серии А1...Аг. Следовательно, хотя у всех элементов вплоть до криптона на первых четырех оболочках расположены соответственно 2, 8, 18, 8 электронов, длины периодов равняются 2, 8, 8, 18 злемен- [c.36]

Проследим ход потенциалов ионизации во втором периоде. Минимальное значение наблюдается у лития — 124 ккал (один -электрон). Далее следует подъем у бериллия — 214 ккал ( -оболочка заполняется до 2х ). Переход к бору сопровождается понижением — 191,2 ккал, так как сверх замкнутой 25 -о6олочки появляется один неспаренный 2р -электрон (новый сорт электронов). Переход к углероду (259 ккал) и азоту (335 ккал) сопровождается ростом потенциалов ионизации (рост числа неспаренных электронов и р увеличение заселенности р-оболочки). У кислорода наблюдается падение до 313 ккал (образуется одна пара спаренных электронов и уменьшается число неспаренных электронов с трех до двух). У фтора энергия повышается до 401 ккал (рост числа спаренных электронов, почти полная заселенность р-уровня). Наконец, у Ке потенциал ионизации растет до 469 ккал в связи с заполнением р-оболочки. У атомов третьего периода (31 — 187 Р — 243 8 — 238 С1 — 299 и Аг — 363) наблюдается такой же ход потенциалов ионизации. [c.89]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология