Электронные структуры и валентность

Электронная структура, валентность и ионные радиусы рзэ ц иттрия [c.13]

Электронные структуры, валентность и стереохимия [c.375]

Хлор образует целую серию оксианионов СЮ, СЮ , СЮ3 и СЮд, в которых проявляет последовательный ряд положительных степеней окисления. Хлорид-ион, С1 , обладает электронной структурой благородного газа Аг с четырьмя парами валентных электронов. Указанные выше четыре оксианиона хлора можно представить себе как продукты реакции хлорид-иона, СГ, в качестве льюисова основания с одним, двумя, тремя или четырьмя атомами кислорода, каждый из которых обладает свойствами акцептора электронов, т.е. льюисовой кислоты [c.482]

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]

Тогда в спектре ЭПР феррицианида калия следовало бы ожидать одну широкую линию. В действительности же обнаруживается одна узкая линия. Значит, в группе Ре(СМ)3 связи не могут быть только ионными. Наличию одного неспаренного электрона отвечает такая электронная структура валентных оболочек атома железа [c.57]

В подгруппу входят пять элементов N, Р, As, Sb и Bi. Электронная структура валентных электронов ns np . В связи с этим высшая степень окисления всех элементов -Ь5, промежуточная, определяемая числом р-электронов, -1-3, степень окисления по менее электроотрицательным элементам —3. Как обычно, от азота к висмуту резко растут металлические свойства, а характерная степень окисления уменьшается. Если азот, фосфор, мышьяк со степенью окисления Ч-З являются, как правило, хорошими восстановителями, стремясь приобрести степень окисления -1-5, то пятивалентный висмут является сильнейшим [c.151]

В подгруппу входят пять элементов О, S, Se, Те и Ро. Полоний не имеет стабильных изотопов, поэтому его свойства рассматриваться не будут. Электронная структура валентных электронов ns np . В связи с этим высшая степень окисления всех элементов, кроме кислорода, -f-6, промежуточная, определяемая числом р-электро-нов, -1-4, по водороду и металлам -2. Элементы S, Se, Те часто объединяют под общим названием халькогены, что по-гречески означает рождающие медь. [c.159]

Ионизация электролитов при растворении. Причины электролитической диссоциации. Несмотря на хорошее согласие многих выводов с фактами, гипотеза электролитической диссоциации долгое время не получала общего признания. Главной причиной этого было то, что на основе представлений об атома.х как о неделимых частицах, которое было общепринятым в прошлом веке, нельзя было понять причину и сущность этого явления, нельзя было понять, почему свойства нейтрального атома и получающегося из него иона могут так резко различаться. Лишь в результате развития электронных теорий валентности было установлено, что электронная структура, а следовательно, и свойства иона и нейтрального атома различны. Для нас теперь естественно, что ион натрия не обладает теми же свойствами, которые присущи нейтральному атому его. Мы знаем, что химические свойства атома натрия обусловливаются наличием в нем одного слабо связанного электрона и что в ионе натрия такого электрона уже нет. [c.383]

Все твердые атомные соединения, как кристаллические, так и аморфные, имеют единую электронную структуру. Однако между электронными структурами этих двух типов атомных соединений имеется существенное различие. Так, энергетические состояния валентных электронов в кристаллических атомных соединениях группируются в квазинепрерывные зоны, тогда как для структур аморфного типа характерно локализованное состояние валентных электронов /68/. [c.109]

Структура валентного электронного слоя атома элемента выражается формулой а) [c.45]

Эффективность присадки зависит от валентного состояния и положения элементов в молекуле присадки, наличия функциональных групп, их синергизма и других факторов. Применение фосфор-, серу-, кислород- и азотсодержащих соединений в качестве присадок к смазочным маслам тесно связано с особенностью электронной структуры этих элементов. Взаимодействие их с металлической поверхностью деталей двигателя приводит к модифицированию последней (изменению структуры) и за счет образования защитных пленок обеспечиваются противокоррозионные, противоизносные и противозадирные свойства указанных соединений в растворе масел. Кроме того, присадки, содержащие эти элементы, стабилизируют масло, обрывая цепь окисления по реакции с пер-оксидными радикалами и разрушая гидропероксиды. [c.9]

Электронная структура, валентность, свойства ионов. . 918 [c.458]

В атомах -элементов, как правило, на внешнем уровне содержится по два электрона за исключением тех элементов, которые в таблице подчеркнуты одной чертой. У последних наблюдается энергетически выгодный провал одного электрона с внешнего уровня на -подуровень внутреннего соседнего уровня, что происходит при достройке этого подуровня до пяти или десяти электронов, т. е. до состояния, когда все орбитали заняты каждая одним (половина максимальной емкости) или когда они заняты каждая парой электронов (максимальная емкость подуровня), В атоме палладия (2 = 46) происходит двойной провал электронов — его символ в таблице подчеркнут двумя чертами. Поэтому у атомов -элементов — аналогов электронная структура валентных подуровней не всегда тождественна. Так, у атомов элементов УШ-группы Сг, Мо, У она различна 3 Hs [c.81]

Когда Менделеев составлял периодическую таблицу, он исходил из валентности элементов, поскольку о распределении в них электронов в то время ему еще ничего не было известно. Теперь вполне разумно было предположить, что валентность элемента определяется его электронной структурой. [c.158]

После этого заполняются наиболее глубоко погруженные в атомное электронное облако (и — 2)/-орбитали, если они имеются. Такие орбитали существуют только при (и — 2) > 3, т.е. лишь в шестом и седьмом периодах. Соответствующие элементы обладают практически одинаковыми валентными электронными структурами и, следовательно, очень близкими химическими свойствами и относятся к внутренним переходным металлам (лантаноидам или актиноидам). [c.399]

Рассмотрение NOJ и многих других молекул и ионов показывает, что используемая нами простая схема подсчета электронов и их отнесения к валентным оболочкам атомов в качестве связывающих или неподе-ленных пар не вполне удовлетворительна. К счастью, эту простую модель можно легко видоизменить таким образом, чтобы она охватывала многие более сложные случаи. В примере с N 2 суть проблемы заключается в том, что этот ион в действительности более симметричен, чем каждая из двух записанных для него выше льюисовых электронных структур. И если наложить друг на друга изображения этих структур, можно получить новую структуру, обладающую такой же симметрией, что и сама молекула. Метод наложения структур аналогичен такому способу записи структур [c.477]

При сравнении активности некоторых окислов металлов замечено, что она возрастает с понижением энергии связи кислорода, которая зависит от легкости изменения валентного состояния катиона металла в окисле, определяемого его электронной структурой. Отсюда вытекает возможность регулирования каталитической активности окисных катализаторов путем введения добавок. Добавка окислов, содержащих более электроотрицательный катион, уменьшает энергию связи кислорода и соответственно повышает каталитическую активность, причем последняя возрастает с увеличением порядкового номера промотирующего металла. [c.35]

На рис. 3 представлена зависимость удельной активности (/Суд) от числа валентных электронов металла-катализатора. Кривая / показывает изменение удельной активности металлов в отношении реакции изотопного обмена в молекулярном водороде. В -1У периоде наиболее активным оказывается никель (3 , 45 ), у которого почти полностью заполнена -зона. Завершение заполнения -зоны при переходе от N1 к Си приводит к снижению активности. Эта зависимость обусловлена влиянием электронной структуры металла на характер и энергию поверхностного взаимодействия с водородом. [c.34]

Таким образом, разрыв ковалентной связи для получения двух нейтральных соединений всегда должен дать два радикала, каждый со свободной валентностью и обладающий активностью свободного радикала. Разрыв ионной связи может дать либо два иона с заполненными оболочками, имеющими только электростатический поляризующий момент (MgO = Mg + + О ), либо два иона, один из которых (обычно катион) также имеет электрон с непарным спином и поэтому имеет дополнительные свойства, присущие радикалу (например, NiO = NiO +0 -). Молекулы веществ, образующих твердые поверхности, дегазированные в вакууме, обладают множеством свободных связей, по которым могут идти реакции с молекулами газовой фазы (хемосорбция) с образованием различных поверхностных комплексов- Очевидно, что каталитическое действие твердого вещества зависит от составляющих его лептонов. Раньше исследователи связывали высокую каталитическую активность с переменной валентностью, цветом, магнитными свойствами и т. д. Сравнительно недавно метод электронной проводимости стал доминирующим в определении их свойств. Он лучше отражает электронную структуру оболочек на основе периодической системы, хотя дает лишь общую характеристику, которая не может заменить результатов, получаемых при детальном изучении химии и физики исследуемых твердых тел. [c.20]

При определенных условиях наблюдается испускание и поглощение гамма-квантов атомными ядрами ряда более тяжелых элементов, начиная с железа, без заметного изменения их энергетического состояния за счет энергии отдачи. Последняя распределяется между всеми атомами твердого вещества и, таким образом, снижается до величины, значительно меньшей очень малой естественной ширины возбужденных уровней, составляющей всего 10-10—10- 5 величины энергии возбуждения, и это позволяет наблюдать резонанс излучателя и поглотителя гамма-квантов — эффект Мёссбауэра. Важно то, что резонансная энергия гамма-квантов зависит от состава и электронной конфигурации твердого вещества. Это позволяет более глубоко изучать природу твердого вещества, определять его электронную структуру, валентное состояние элементов, находящихся в составе данного вещества. Излучателем и поглотителем гамма-квантов при излучении мёссбау-эровских спектров служат вещества, содержащие атомные ядра одного и того же элемента (например, атомы в возбужден- [c.133]

Используя метод УФЭС, Спайсер и др. [52] наблюдали изменение электронной структуры (валентной связи) поверхности для МоЗг, Си, Р1 и 51 при физической и химической сорбции Оа, СО, Нг и N2. Физическая адсорбция приводила только к незначительным изменениям электронной структуры, но при хемосорбции происходило значительное падение поверхностной эмиссии, что объяснялось гибридизацией орбиталей поверхности и адсорбированного газа. Было подтверждено, что в случае платины это падение эмиссии указывает на орбитали металла, участвующие в образовании связи. Сообщалось, что для меди эта гибридизация была способна образовывать новые орбитали, расположенные в пределах или выше -зоны. Было бы интересно применить для этих результатов последние теории для хемосорбции, особенно теорию Шрейфера [53, 54]. [c.160]

Спектры переноса заряда, находящиеся на другом конце шкалы, должны быть широкими, поскольку они включают обычно орбиты, рассредоточенные по всей молекуле, являющиеся, как правило, либо связываю-ЩИА1И, либо разрыхляющими. Ширина полос переноса заряда редко оказывается столь большой, как приведенная выше для окиси азота, поскольку, когда речь идет о комплексах, один электрон представляет собой столь небольшую часть всей электронной структуры валентной оболочки, что любые эффекты, обусловленные связывающим или разрыхляющим характером, при возбуждении этого электрона играют гораздо меньшую роль, чем в двухатомной молекуле. [c.257]

Электронная структура, валентность, свойства ионов. Электронная кон( игурация атомов Л. может быть выражена общей ф лой 4/ 14 5 5р [c.459]

Принято считать, что двойная связь в озоне резонирует между двумя положениями. Резонанс молекул между двумя и более электронными структурами очень важное представление. Часто трудно приписать молекуле единственную электронную структуру валентного типа, которая бы удовлетворительно выражала свойства этой молекулы. Часто также две или более электронные структуры кажутся почти в равной мере приемлемыми. В этих случаях обычно имеет смысл говорить, что в действительности молекула резонирует между этими допустимыми структурами пред-ставлртие о такой молекуле дает запись в скобках различных резонансных [c.157]

При использовании определения по Льюису кислоты как вещества, способного акцептировать электронную пару, следует ожидать, что атомы, у которых отсутствует большее число электронов, будут образовывать более сильные кислоты, чем атомы того же элемента, потерявшие меньшее число электронов. Этот вывод хорошо согласуется с тем, что последовательное увеличение положительной степени окисления центрального атома X) у протонных кислот, содержащих связи X—О—П (оксо-кис-лоты), приводит все к более и более кислым свойствам образующегося соединения. Еще лучшая корреляция наблюдается при использовании формального заряда центрального атома. Для определения формального заряда изображают электронную структуру валентных связей, а затем приписывают центральному атому половину электронов всех связей, в которых он участвует, и подсчитывают получающийся заряд. В общем виде формулы оксо-кислот можно записать как Н ХОт или (НО) ХОт-п-Каждая связь НО—X не дает никакого вклада в формальный заряд, поскольку в ее образовании участвуют один электрон от X и один от О. Каждая же связь X-—О сообщает центральному зтому формальный заряд 14-, поскольку оба электрона для ее образования дает атом X. Таким образом, формальный заряд обычно равен т—п. В табл. 38.3 для некоторых элементов приведены данные, показывающие взаимосвязь формального заряда и констант кислотного равновесия. Ознакомьтесь также с табл. 18.13 (см. т. 2). [c.299]

Необходимо указать, что, используя концепцию резонанса, мы допускаем некоторые элементы произвола, связанные с выбором начальных структур I, II, III, IV и т. д. в качестве основы для рассмотрения основного состояния системы. Установлено, однако, что для многих систем определенные структуры являются наиболее подходящими для этой цели, а при обсуждении таких сложных систем, как молекулы, можно достигнуть больших успехов, используя в качестве исходного положения структуры более простых сходных систем. Поразительным примером этого является наиболее важное из известных применений резонанса в об- яастн J имии, а именно резонанс молекулы между.несколькими валентными структурами имеется много веществ, свойства которых не могут быть объяснены при помощи одной электронной структуры валентного типа, но могут быть охвачены в схеме классической валентной теории при рассмотрении резонанса между двумя или несколькими такими структурами. Польза и значение концепции резонанса при рассмотрении химических проблем настолько велики, что недостатки, связанные с наличием элементов произвола, не имеют большого значения. Эти элементы имеются и в классическом явлении резонанса. Так, например, мы произвольно сопоставляем поведение системы маятников, соединенных пружинами, с условиями движения свободных маятников, так как это движение может быть описано математически более просто при помощи нормальных координат системы. Тем не менее благодаря удобству и пользе этой концепции она применяется очень широко. [c.22]

Если предположить, что молекула в основном состоянии удовлетворительно описывается одной электронной структурой валентного типа, то, исходя из соответствующих величин табл. 7 и 19, можно предсказать приблизительное значение теплоты образования газообразной молекулы из газообразных атомов. Например, теплота образования ацетилена из элементов в их стандартных состояниях равна—53,9 ккал/мол, а из атомов 298,1 ккал/мол. Сумма энергий связей 2С — Н + С = С равна 297 ккал мол. Ошибка в 1 ккалщоя характеризует степень точности значений энергий связей. Последние являются средними значениями, полученным из терг мохимических данных для многих веществ. [c.134]

Развитие хийии фторсодержащих ароматических производных было направлено на накопление экспериментальных данных по синтезу и реакционной способности этих соединений. В последнее время возрос интерес к детальному изучению влияния атомов фтора на электронное строение и свойства полифторароматических производных элементов VA и VIA подгрупп, которые являются удобными моделями для выявления этого влияния, поскольку сопряжение несвязующих электронных пар гетероатомов с я-системой бензольного кольца достаточно чувствительно к природе заместителя в арильном фрагменте. Это позволяет оценивать влияние атомов фтора на я-систему полифторфенильного кольца и а энергию и структуру верхних заселенных орбиталей молекулы. Особо ценная информация содержится в данных по электронной структуре валентных электронов гетероатомов, поскольку последние оказывают существенное влияние на реакционную способность всей функциональной группы. [c.148]

Подчеркнем, что изложенное выше может рассматриваться лишь как первое и весьма грубое приближение. Действительно, формальный заряд у иона железа (+2) в его двухвалентных солях, строго говоря, нельзя рассматривать в качестве реально существующего. Необходимо рассматривать весь комплекс — центральный ион и лиганды, а следовательно, электронную структуру атома железа в кристаллическом поле лигандов с учетом связывающих, несвязывающих и разрыхляющих молекулярных орбиталей. При этом может оказаться, что атом железа обладает не одним З -электроном сверх оболочки 3d , но это величина дробная, и существует заметная доля 4р-состо-яний, которые вносят вклад в градиент электрического поля на ядре. Как показано в работах [83, 83а], градиент электрического поля от одного 4р-электрона сравним по величине с градиентом от одного Зй -электрона, и поэтому для строгого подсчета суммарного градиента необходимо знать как относительную долю заселенности М- и 4р-состояний, так и абсолютные величины градиентов Uzz (0) и U zz (0). Естественно, необходимо также знать различие в величинах антиэкранирования (R) для d- и р-электронов. Существенную помощь в решении этой задачи оказывает изучение других параметров мессбауэровских спектров — изомерного сдвига и вероятности эффекта Мессбауэра [83а]. Можно надеяться, что мессбауэровские эксперименты в совокупности с рентгеноструктурным анализом и магнитными исследованиями позволят получить достаточный экспериментальный материал, с помощью которого удастся рассчитать электронную структуру валентных оболочек мессбауэровских атомов в различных химических соединениях. [c.63]

Электронная структура, валентность, свойства ионов. Электронная конфигурация атомов Л. можот быть выражена общей ф-лой 5s 5 ) 6s [c.459]

Приведенные рассуждения объясняют, почему валентность натрия должна быть равна 1. Натрий не может отдать больше одного электрона без нарушения устойчивой электронной структуры 2, 8. Атом хлора по той же причине не может принять больше 0Д1ЮГ0 электрона. В то же время кальций (электронная структура [c.159]

Валентный слой атома аргона, как и неона, содержит восемь электронов. Вследствие большой устойчивости электронной структуры атома (энергия ионизации 15,76 эВ) соединения валентного типа для аргона не получены. Имея относительно больший размер атома (молекулы), аргон более склонен к образованию межмолекулярпых связей, чем гелий и неон. Поэтому аргон в виде простого вещества характеризуется несколько более высокими температурами плавления (—189,3"С) и кипения (—185,9°С). Он лучше адсорбируется. [c.496]

Все эти структуры достаточно хорошо объясняют свойства симметрии бензола, но они не могут объяснить без дополнительных предположений необычную стабильность ароматического кольца. Развитие квантовомеханической теории валентности позволило объяснить электронную структуру бензола, удовлетворительно обосновавшую симметричные свойства бензольных ядер и значительную стабильндсть ароматической системы. [c.393]

Гюра валентных схем означает только, что каждая нз этих схем в отдельности ие соотнстстнует истинной электронной структуре молекулы. [c.141]

Синтез схем химического превращения на основе концепции изомеризма. В основе метода лежит использование закона сохранения вещества в процессе химического превращения и предположение о том, что атомы, составляющие молекулярную структуру, можно рассматривать состоящими из ядер со стабильными внутренними электронами и валентных электронов, способных образовывать химические связи типа ионной, ковалентной и мпо-гоцентровой [12, 13]. Исходя из этих положений разработана математическая модель химических соединений и реакций, заключающаяся в следующем. [c.444]

Рассмотрим соединения, такие, как ВаНв, получившие в методе ВС название молекул с дефицитом электронов. При наличии п связей в структурной формуле этих молекул число валентных электронов т< 2/г. Это создает трудность объяснения электронной структуры в методе ВС, где для каждой связи требуется пара электронов. Кроме того, в бороводородах имеются так называемые водородные мостики, где один атом Н связан с двумя атомами бора, несмотря на наличие у него только одного электрона. В методе МО ЛКАО бороводороды и им подобные соединения не требуют особого выделения, в них как раз столько валентных электронов, сколько нужно для заполнения всех связывающих МО. Например, в молекуле ВаНд [c.102]

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]

Метод валентных связей. Представления об образовании молекулы водорода, развитые Гейтлером и Лондоном, были распространены и на более сложные молекулы. На этой основе возникла теория образования химических связей, которая получила название метода валентных связей. Этот метод основан на представлении о том, что атомы в молекуле удерживаются посредством одной или нескольких электронных пар, причем эти связи тем прочнее, чем в большей степени перекрываются электронные облака взаимодействуюших атомов. Обычно большая степень перекрывания электронных облаков наблюдается на прямой, соединяющей центры атомов. Комбинации двухэлектронных двухцентровых связей, которые отражают электронную структуру молекулы, называют валентными схема.ии. [c.47]