Конфигурация рър в инертных газах

ГАЛОГЕНЫ (галоиды) — химические элементы главной подгруппы VII группы периодической системы элементов Д. И. Менделеева фтор F, хлор С1, бром Вг, иод I и астат At. Название галогены происходит от греч. hais — соль и genes — рождать. Неправильное название галоиды , которое ввел Г. И. Гесс, означает солеподобный . Атомы Г. имеют конфигурацию валентных электронов присоединяя один электрон, приобретают конфигурацию инертного газа s p . Все Г.— активные неметаллы, непосредственно соединяются с большинством элементов, образуя галогениды. Г.— энергичные окислители, их окислительная способность падает от F к I. Г. в соединениях с электроположительными элементами проявляют степень окисления— 1. С увеличением порядкового номера химическая активность Г. уменьшается, химическгя активность ненов Р , С1 , Вг , 1 увеличивается. С водородом все Г. образуют галогеноводороды — прн обычных условиях газы, из которых по свойствам значительно выделяется НР. Все галогеноводороды хорошо растворяются в воде, образуя сильные кислоты. Кислородные соединения Г. неустойчивы (кроме оксидов I), часто разлагаются со взрывом. Г. и их соединения имеют большое практическое значение в промышленности, в лабораторной практике и в быту. [c.65]

Электронная конфигурация инертных газов (электронный октет) энергетически предпочтительна для большинства легких элементов. Не все элементы могут достичь такой конфигурации за счет прямого переноса электронов. Для [c.158]

В ИХ устойчивой электронной конфигурации, соответствующей электронной конфигурации инертных газов. Если предположить, что окись углерода имеет строение С О а строение карбонила металла — М( С О ), станет ясно, что число электронов в атомных системах металла для Сг(СО)е, Fe( O)s и Ni( 0)4 составляет 24 + 12, 26+ 10 и 28 + 8, или 36. Это соответствует числу электронов инертного газа криптона. Это же справедливо для полиметаллических карбонилов, если предположить, что образование карбонильных мостиков между атомами металлов обусловлено одновременным сдвигом свободных пар электронов от атома углерода и кислорода к двум атомам металла. [c.225]

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]

Как и потенциал ионизации, сродство атома к электрону определяется его электронной конфигурацией. Галогены имеют самое высокое сродство к электрону, так как при присоединении одного электрона к их атому он приобретает законченную электронную конфигурацию инертного газа. Следует отметить, что прямое определение сродства к электрону из-за больших экспериментальных трудностей сделано лишь для небольшого числа элементов, например галогенов. Большинство значений получено путем соответствующих расчетов. Значения сродства к электрону (эВ) для некоторых атомов приведены ниже [c.55]

Электронная конфигурация ns np дает возможность элементам этой группы проявлять степени окисления —И, +11, +IV и +VI. Так как до образования конфигурации инертного газа не достает всего двух электронов, то степень окисления —II возникает очень легко. Это особенно характерно для легких элементов группы. Действительно, кислород отличается от всех элементов группы легкостью, с которой его атом приобретает два электрона, образуя двухзарядный отрицательный ион. За исключением необычных отрицательных степеней окисления кислорода в перекисях (—1), надперекисях (—Va) и озонидах (7з), соединениях, в которых есть связи кислород — кислород, а также состояний + 1 и -+II в соединениях O. Fa и ОРз кислород во всех соединениях имеет степень окисления —И. Для остальных элементов группы отрицательная степень окисления становится постепенно менее устойчивой, а положительные — более устойчивыми. У тяжелых элементов преобладают низшие положительные степени окисления. [c.130]

На рис. 3 приводится схема образования пентакарбонила железа [24]. Для наглядности каждый электронный слой изображен в виде окружности без выделения в нем подгрупп. Вакантные места электронов для получения электронной конфигурации инертного газа — криптона обозначены пустыми кружочками. Как видно из схемы, одна группа СО в молекуле Fe( O)a имеет более слабую связь, чем четыре остальные. Это наблюдается в действительности например, при реакциях пентакарбонила она легко вытесняется галоидами. [c.23]

Элементы VII группы обладают особенно большой величиной сродства к электрону, поскольку они имеют тенденцию приобретать устойчивую конфигурацию инертных газов, которая характеризуется восемью электронами на внешней оболочке. В обш ем случае самые большие величины сродства к электрону соответствуют элементам, находящимся справа в периодической системе. Измерять величины сродства к электрону трудно. Они известны только для ограниченного числа элементов. [c.41]

Внешняя электронная конфигурация допускает для членов этой группы только степень окисления +1. Ионы, имеющие конфигурацию инертного газа, образуются легко вследствие слабой связи одного валентного электрона. Как видно из табл. 4-7, именно для элементов этой группы самый низкий ионизационный. потенциал. [c.127]

Классификация по электронной конфигурации рассматривае мого иона или атома металла. В соответствии с этой классификацией все комплексы металлов делятся на четыре категории. Категория I. Эта категория включает ионы металла, которые б своих комплексах имеют конфигурацию инертного газа, т. е. Ь или пз пр (где п равно 2, 3, 4, 5 или 6). Все эти ионы имеют сферическую симметрию. Сюда могут быть также отнесены оба ряда внутренних переходных элементов, лантаноиды и актиноиды в состоянии окисления +П1, так как незаполненный 4/- или 5/-электронный подуровень находится значительно глубже по сравнению с валентными электронами и оказывает на природу связи относительно небольшое влияние. Римскими цифрами [c.242]

Радиусы ионов с конфигурацией инертного газа [c.112]

Зависимость значений первых потенциалов ионизации от положения элемента в периодической системе приведена на рис. 13. Видно, что наблюдается отчетливая периодичность в их изменении, причем максимумы соответствуют инертным газам, атомы которых имеют заполненные электронные оболочки, а минимумы — атомам щелочных металлов, имеющим единственный электрон вне конфигурации инертного газа. [c.54]

К одной группе периодической системы всегда принадлежат те элементы, атомы которых в наружных оболочках содержат одинаковое число электронов. Так, атомы всех инертных газов, кроме гелия, содержат по 8 электронов в наружной оболочке и труднее всех ионизируются, между тем как атомы щелочных металлов содержат по одному электрону в наружной оболочке и обладают наиболее низким ионизационным потенциалом. Щелочные металлы только с одним электроном во внешней оболочке могут легко его терять, переходя в устойчивую форму положительного иона с электронной конфигурацией, подобной ближайшему инертному газу с меньшим порядковым номером. Наоборот, такие элементы, как фтор, хлор и др., приобретают конфигурацию инертных газов путем присоединения электронов, переходя при зтом в соответствующий отрицательный ион. [c.18]

У этого класса элементов все уровни, кроме внешнего, заполнены-Сюда относятся элементы, атомы которых во внешнем слое имеют от до /гз пр -электронов. В этом классе, если строго придерживаться указанного выше электронного распределения, будет 44 члена, включая элементы подгрупп меди и цинка. Некоторые авторы предпочитают относить последние шесть элементов к переходным вследствие сходства их по химическим и физическим свойствам с переходными элементами. За это говорят некоторые веские аргументы, особенно, если принять во внимание химию элементов подгруппы меди в их высшей степени окисления. Химические свойства элементов этого класса в большой степени определяются стремлением их атомов получить, отдать или обобщить электроны таким образом, чтобы приобрести электронную конфигурацию инертного газа с большим или меньшим порядковым номером или так называемую конфигурацию псевдоинертного газа п — К этому классу относятся многие металлы и [c.104]

Рассмотрим, например, образование молекулы водорода Нг, где рассуждения об электрическом притяжении, казалось бы, явно неприменимы. Образование устойчивой электронной конфигурации в данном случае происходит путем обобществления электронов. Такое объяснение образования химической связн за счет взаимодействия электронов впервые было предложено американским физико-химиком Дж. Льюисом. Согласно Льюису, каждый, из двух атомов, вступающих в химическую связь, предоставляет в общее владение по одному электрону так, что пара электронов принадлежит одновременно двум атомам. При этом атомы стремятся достроить свои электронные оболочки до конфигурации инертного газа. [c.77]

Если же и атом марганца, и атом хлора используют для образования связей по семь электронов, то оставшиеся на атомах электроны образуют аналогичные конфигурации, соответствующие электронным конфигурациям инертных газов ls 2s 2p 3s 3p и ls 2s 2p для Мп и С1. Отсюда аналогия в свойствах производных высших степеней окисления марганца и хлора. [c.203]

Но атомы водорода способны не только отдавать, но и присоединять электрон, приобретая при этом электронную конфигурацию инертного газа гелия [c.283]

Основываясь на химических свойствах веществ и на ранней атомной теории прежде различали два типа химических связей — ионную и ковалентную, а стабильность или инертность веществ ставили в зависимость от заполнения оболочек электронной конфигурации инертных газов (ns ns np , п — 1) d ns np и т. д.). Позднейшими исследованиями было найдено, что мера стабильности связана также с полузаполненными или заполненными подоболочками электронов (например, rtd , nd ). [c.20]

В виде таких ионов Н водород находится в гидридах (соединениях с металлами). Способность водорода вступать в реакцию по схеме (3) в определенной степени аналогична способности галогенов присоединять электроны, приобретающих при этом также конфигурацию инертных газов [c.283]

Сколько линий в спектре наблюдается у атома, помещенного в слабое магнитное поле, если атом имеет один электрон сверх конфигурации инертного газа [c.36]

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]

При образовании простых соединений атом титана прежде всего отдает 2 спаренных 45-электрона в этом случае степень окисления минимальна и равна П. Затем он может отдавать один или оба неспаренных ( -электрона, что соответствует степеням окисления И1 и IV. Однако отрыв всех четырех электронов требует большой затраты энергии, что видно из потенциалов ионизации, поэтому ион Т1 реально не существует. Связи в соединениях Т1(1У) имеют преимущественно ковалентный характер, в соединениях Т1 (П) для связей характерно преобладание ионной составляющей. Наиболее устойчивая степень окисления титана IV, поскольку в этом состоянии он имеет устойчивую конфигурацию, соответствующую конфигурации инертного газа (Аг). Низшие степени окисления реализуются только в соединениях, существующих в определенных условиях на воздухе или Б водных растворах Т1 (II) и Т1 (III) быстро окисляются до Ti (IV). [c.208]

Другая возможность приобрести стабильную электронную конфигурацию инертного газа связана с образованием электронных пар, в одинаковой мере принадлежащих соединяющимся атомам и дополняющим их электронную оболочку до стабильной конфигурации типа. .. или. ... [c.174]

Электронная конфигурация образовавшихся ионов подобна электронной конфигурации инертных газов ион С1" принимает конфигурацию аргона, а ион N3+ — конфигурацию неона. Внешние, или валентные, оболочки заняты теперь восемью электронами, но число электронов не равно числу протонов, как в случае нейтральных атомов А и В. [c.49]

Рассмотрим теперь случай, когда ковалентная связь осуществляется не одной парой электронов — простая ковалентная связь, а двумя или тремя — двойная или тройная ковалентная связь. Такая связь может образоваться, если внешняя оболочка атомов содержит 5 или 6 электронов. В этом случае для того, чтобы атомы обладали устойчивой конфигурацией инертных газов, необходимо предположить, что в общем пользовании находятся две или три пары электронов. Приведем в качестве примера атом, обладающий двумя неспаренными р-электронами, которые могут принимать участие [c.56]

Анионный обмен. Зависимость селективности поглощения анионов от рассмотренных выше факторов сложнее, чем катионов, так как состав большинства анионов, в том числе комплексных, более сложный, а способность их к гидратации меньшая, чем у катионов. Для простых анионов, например одноатомных, с электронной конфигурацией инертного газа, склонность к гидратации уменьшается с увеличением кристаллографического размера иона этим обусловлен, например, ряд селективности Р < С1 < Вг-< 1 на сильноосновных анионитах. Для сложных ионов (анионов слабых или умеренно сильных кислот) степень их гидратации определяется силой соответствующей кислоты — чем слабее кислота, тем больше склонность аниона к гидратации. Если размеры ионов и их склонность к гидратации, определяемая силой соответствующих кислот, действуют в одном и том же направлении, то можно уверенно предсказать ряд селективности, например N07 < NOF С10 < СЮ " < СЮГ HSOJ" < [c.188]

Формулы большинства простых карбонилов и родственных им соединений согласуются с точкой зрения, согласно которой во многих из этих соединений атом металла приобретает столько электронов, сколько нужно для достижения конфигурации инертного газа. [c.59]

Приведенные выше электронные формулы показывают, что прп образовании ковалентной связи атомы как бы дополняют своп электронные оболочки (с учетом электронов, принадлежащих. сразу двум атомам) до конфигурации инертного газа, т. е. до восьми (в случае водорода — до двух, как у гелия) электронов на внешнем уровне (правило октета). Такая электронная конфигурация отличается особой устойчивостью. [c.123]

Жесткие кислоты. Электронная оболочка жестких кислот характеризуется высокой стабильностью относительно внешних электрических полей. Наиболее жесткой кислотой является протон, который из-за отсутствия электронной оболочки и чрезвычайно малого радиуса прочно связывается с активным центром молекулы основания. Недеформируемой электронной оболочкой обладают также катионы с электронной конфигурацией инертного газа, такие как Са +, АР+, Т1 +, в которых электрические и магнитные моменты всех электронов полностью скомпенсированы. Эти катионы образованы в основном элементами главных подгрупп периодической системы. К последним близки по свойствам некоторые катионы переходных металлов с не полностью занятой d-oбoлoчкoй, например Мп + и Ре +. Способность к присоединению оснований возрастает по мере увеличения ионного потенциала. Кроме того, к жестким [c.396]

Приведите электронные структуры атома Са и иона Са +, Se и Se , А1 и АР+, Sn и Sn +. Укажите, какие процессы происходят при переходе этих атомов в ионы. Какие иоиы получают конфигурации инертных газов и каких [c.99]

Два электрона, обозначенные звездочками, не являются частью серы. Они включены, чтобы продемонстрировать превращение электронной конфигурации серы в конфигурацию инертного газа (аргона). [c.21]

Электронвая структура. Лавтаноидяое сжатие. Электронная конфигурация РЗЭ дана в табл. 1, у ионов М " (М = S , V, Еа) устойчивая конфигурация инертных газов. У S , У н Еа в образовании хим. связи участвуют <1- и -электроны, у др. РЗЭ могут участвовать также /-электроны, однако близкие хим. св-ва РЗЭ определяются гл. обр. внешними < -и л-электронами. Поэтому эти элементы объединены в одну группу. [c.220]

Циклопентадиенилкарбонильные соединения металлов известны для всех элементов побочных подгрупп V, VI, VII и VIII групп, за исключением палладия. Как и в случае карбонилов металлов, некоторые металлы образуют двуядерные соединения. Однако в этом случае благодаря формальному заряду металла 1+ двуядерные соединения образуют элементы с четным атомным номером в отличие от карбонилов металлов, для которых характерны двуядерные соединения элементов с нечетным номером. При этом проявляется такая же тенденция к образованию конфигурации инертного газа. В табл. 1 указаны важнейшие карбонилы, содержащие циклопентадиенильный лиганд. [c.248]

Ионная связь образуется между заряженными атомами или группами атомов (комплексными ионами). Она относится к одному из четырех основных типов связи, который можно удовлетворительно описать в классических (неквантовомеханических) терминах. Одноатомные ионы, образованные легкими элементами подгрупп А, и такие ионы, как О - и т. д., Р и т. д., обладают конфигурациями инертного газа. Однако конфигурации многих переходных металлов и ионов, содержащих по два 5-электрона (например, Т1+ и РЬ +), имеют менее симметричное строение. Здесь не будут рассматриваться многочисленные менее устойчивые ноны, существующие в газовой фазе. [c.372]

Металлы с конфигурацией инертного газа В эту группу входят ионы щелочных и щелочноземельных металлов, лантаноиды и актиноиды в степени окисления +3, переходные металлы четвертой - восьмой групп в высших степенях окисления ТЦГУ), У(У), Сг(У1), Мо(У1), Мп(УП), Ке(УП), 08(УШ), Ки(У111). Наиболее прочные комплексы образуются с кислород- и орсодержащими лигандами. [c.504]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология