Размещение от 7 до 12 электронных пар на валентной оболочке

Представляет интерес рассмотрение вопроса о положении элементов в периодической системе с учетом их электронного строения. В качестве исходной посылки при этом полезно отметить, что s- и р-элементы образуют группы А в периодической системе, а -элементы входят в побочные подгруппы или группы В. При переходе от одной В-группы к другой свойства ( -элементов меняются не очень резко, что, как известно, связано с заполнением электронами второй снаружи оболочки. На основании этой закономерности в последние годы некоторые исследователи предлагают варианты размещения /-элементов в периодической системе с выделением их в специальные С-подгруппы на основании особенностей их электронного строения . В соответствии с этим сам лантан, имеющий 3 валентных электрона, должен возглавлять ШС-группу. Элементы от церия e(4/ 6s — 4 валентных электрона) до самария Sm ((4/ 6s — 8 валентных электронов, подобно железу 3d4s ) располагаются соответственно в IV — VlII -rpynnax. Европий Eu(4/ 6s"), имеющий устойчивую / -конфигурацию и, как следствие этого, лишь [c.24]

Структура группы. Атомы элементов V группы содержат на 1 валентный электрон больше, чем в предыдущей группе. Всего, следовательно, получается 5 валентных электронов — в соответствии с номером группы. Размещение электронов по оболочкам видно из таблицы XX1-1. [c.465]

Таким же образом изобразите схему связи в комплексном ионе Ре (Н20)в +. Сколько электронов содержит атом железа в своей валентной оболочке Каким образом достигается размещение такого числа электронов [c.93]

Заметим, что за исключением водорода, углерод — единственный элемент из всей периодической системы, для которого возможно такое распределение валентных электронов. Это является следствием равенства числа валентных орбиталей числу валентных электронов. В результате появления в третьей оболочке -орбиталей, а в следующих оболочках — /-, /-орбиталей и т. д., такое положение уже не повторяется, хотя все элементы одной и той же подгруппы характеризуются аналогичным (с точки зрения разновидности соответствующих орбита-лей) размещением одинакового числа валентных электронов. Поэтому мы вправе рассматривать валентную оболочку атома углерода как уникальную. [c.35]

Электронный дублет, оставаясь в валентной оболочке одного я (ра, в пространстве размещен равномерно относительно двух ядер. [c.92]

Валентности элементов от до Ые становятся понятными, если допустить, что валентные оболочки подразделены на четыре части, обычно называемые орбиталями, и что каждая из орбиталей может содержать не более двух электронов, причем сначала все орбитали заполняются лишь наполовину и только потом получают по второму электрону. Предполагаемое размещение электронов на валентных оболочках элементов от до Не можно изобразить следующим образом [c.12]

Теперь перейдем к рассмотрению влияния принципа Паули на размещение электронов на внешней, или валентной, оболочке атома, имеющего сферические заполненные внутренние электронные оболочки. [c.38]

РАЗМЕЩЕНИЕ ОТ 7 ДО 12 ЭЛЕКТРОННЫХ ПАР НА ВАЛЕНТНОЙ ОБОЛОЧКЕ [c.92]

Зная закономерность заполнения электронных оболочек (с учетом появления отклонений от нее) и общую структуру спиральной системы, место химического элемента без труда может быть определено по его максимальной теоретической (а не фактической ) валентности. Ориентиром же в последовательности размещения лантаноидов и актиноидов служит непрерывная тенденция. Так, следуя друг за другом, они ложатся каждый в свой валентный сектор. Необязательно ждать, [c.174]

Характерной чертой новых исследований, начиная с появления теории Бора, является кажущееся парадоксальным стремление вырваться из рамок одной клетки периодической системы. Химики никак не могли примириться с мыслью, что пятнадцать элементов должны занимать лишь одно место в таблице подобно Клемму и Нод-даку, большинство исследователей воспринимало теорию строения электронных оболочек как рабочую гипотезу. С другой стороны, модернизаторы таблицы Менделеева учитывали не только чисто химические свойства элементов. В этом отношении любопытна работа английского ученого Д. Спенсера, опубликованная в 1928 г. В основу своего исследования Спенсер положил три фактора 1) форму кривой магнитных свойств 2) растворимость сульфатов редкоземельных элементов в щелочных сульфатах и 3) аномальные валентности лантаноидов. Ученый считал, что па основании хода магнетизма редкоземельные элементы можно разделить на две группы от лантана до самария и от еврония до гадолиния, причем они идентичны тем двум группам, на которые разделяются редкие земли согласно растворимости их сульфатов в насыщенном растворе К2804 , т. е. лантан—самарий и европий — лютеций. Это совпадение можно использовать, по мнению Спенсера, для размещения редкоземельных элементов в таблице (табл. 16). [c.119]

Валентность. Как мы только что видели, связь двух атомов в молекуле водорода осуществляется спариванием их обоих антипараллельных электронов. Гейтлер и Ло н дон обобщили этот факт на любые атомы. Валентные электроны атома могут также образовывать пары, находящиеся на одинаковом уровне, но с противоположными спинами обоих электронов. Избыточные неспаренные электроны способны спариваться с такими же электронами других атомов, осуществляя химическую связь. Валентность атома равна таким образом числу его неспаренных электронов. При образовании каждой новой пары валентность уменьшается на две единицы. Если число валентных электронов четное, то возможны лишь четные валентности (например 6, 4, 2 для фосфора) если оно нечетное, то возможны лишь нечетные валентности (например 7, 5, 3, 1 для хлора). Это правило валентности давно известно химикам. Число неспаренных электронов не может быть произвольным оно ограничено принципом Паули ( 80), согласно которому на одном и том же уровне могут разместиться не более двух электронов и то лишь в том случае, если их спины различны. Руководясь строением электронной оболочки (табл. 11) и принципом Паули, можно рассчитать валентность разных элементов. В табл. 79 повторена табл. 11 в несколько ином размещении для того чтобы выделить значение спина, в ней квантовое число /га заменено числом = а квантовое число у — спиновым числом s = =t /2 ( 52) . [c.319]

Размещение лантаноидов и актиноидов по группам, полученное в результате анализа строения их электронных оболочек (глава I), должно быть достаточно убедительно обосновано современными данными о проявляемых ими валентных состояниях. Столь же необходимо подтвердить путем анализа химических свойств взаимное расположение подгрупп элементов и правомерность взаимных сдвигов элементов-аналогов, отражающих вторичную периодичность, которая возникает в результате различий их внутренних электронных оболочек. [c.73]

Высшие валентности элементов главных подгрупп дают возможность достаточно строгого размещения их по восьми группам периодической системы (см. рис. 16). При этом высшая положительная валентность (или соответствующая отрицательная валентность) оказывается и основной, наиболее характерной валентностью. Эта высшая положительная валентность равна числу электронов во внешней незаполненной оболочке, а высшая отрицательная валентность — числу электронов, необходимых для достройки этой оболочки до конфигурации инертных газов. [c.74]

Система валентностей лантаноидов и актиноидов (см. рис. 18) дает основания для размещения их внутри периодической таблицы без нарушения периодического закона в соответствии со строением электронных оболочек. [c.79]

В обычном двухвалентном состоянии валентная оболочка бериллия в соединениях BeXg не заполнена полностью, поэтому он охотно выступает в роли акцептора электронов с образованием комплексов. Из данных табл. 2.1 видно, что бериллий имеет на валентной оболочке место, достаточное для размещения 6 электронных пар. Однако приобретение [c.114]

Наиболее веским возражением против размещения лантаноидов и актиноидов по группам периодической системы Менделеева считают не-проявление некоторыми из этих элементов высших валентных состояний, отвечающих номерам групп, куда они должны быть помещены по суммарному числу электронов вне заполненных оболочек. В этой связи уместно рассмотреть аномалии валентных состояний всех элементов. Поскольку заполнение р-, d- и /-оболочек начинается с III группы, начнем рассмотрение именно с нее. [c.79]

Теория отталкивания валентных электронных пар связывает пространственное размещение атомов вокруг центрального атома с числом электронных пар, образовавшихся в валентной оболочке этого атома. При этом принимают во внимание также и неподеленные пары, поэтому в общем виде молекулу записывают как АХпЕт (Е — неподеленная электронная пара, А — центральный атом / —одновалентный лиганд, т. е. атом, связанный с атомом Л). Например, символ АХ2Е2 обозначает молекулу Н2О. Электронные пары в валентной оболочке испытывают взаимное отталкивание и поэтому принимают такую конфигурацию, в которой они максимально удалены друг от друга. Конкретное правило этой теории гласит две электрон- ООО ные пары располагаются линейно, три — направлены к вершинам правильного треугольника, четыре — к вершинам тетраэдра, пять — тригональной бипирамиды, шесть — октаэдра (рис. 5.15). [c.143]

Г. В. Челинцев. Б.г]агодаря тому, что электронная ндотность отрицательно заряженных атомов внедрена в атомные объемы положительно заряженных атомов (у меня в книжке это пояснено чертежами), электронная плотность может оказаться равномерно размещенной, хотя электрон ные дублеты находятся в валентных оболочках только трех углеродных атомов бензольного ядра. [c.94]

LiOH-HjO, структура которого показана на рис. 6.2, литий тетраэдрически окружен четырьмя атомами кислорода, а каждая молекула воды служит мостиком между двумя атомами лития. Октаэдрическое размещение лигандов характерно для структуры гидрида лития. Можно предположить, что связи в этом соединении имеют некоторый ковалентный характер, и тогда валентная оболочка лития состоит из 6 координированных октаэдрически электронных пар. Для этого достаточно представить отрицательный ион водорода как протон, входящий внутрь орбитали электронной пары. [c.114]

Из этого наблюдения следует, что для газообразных ионов актиноидных элементов после актиния при степени ионизации, соответствующей обычному состоянию окисления, 5/-конфигурация является более устойчивой, чем 6 с . Указанный вывод может не относиться к актиноидам в соединениях. Электронная конфигурация легких актиноидов, по-ви-димому, сильно зависит от типа соединения. Так, спектроскопические измерения дают основание считать, что уран в газообразном состоянии содержит три 5/-электрона. Но твердый металл, по данным магнитных измерений, этих электронов (в смысле их размещения на внутренней оболочке) не содержит. Действительно, магнитная восприимчивость урана при комнатной температуре составляет 400-Ю СГСЕ [588], тогда как для неодима эта величина равна 5350-10 СГСЕ. Этот пример еще раз указывает на легкость перехода 5/-электронов в валентную зону. [c.392]

Вследствие того, что собственные 4/-функции при переход к церию уже сжаты , они не играют существенной роли в образовании ковалентных связей у лантанидных элементов. Для образования связи орбиты должны быть не только энергетически более выгодными, но и пространственно располагаться на расстояниях, соответствующих обычным связям, т. е. должны простираться достаточно далеко, чтобы в значительной мере перекрываться с орбитами другого атома или нескольких атомов. Однако для элементов с порядковыми номерами, меньшими номера цезия (58), собственные 4/-функции, хотя и соответствуют более высокой энергии, пространственно располагаются вне максимумов, соответствующих 5 - и 5/)-оболочкам. Следовательно, 4/-электропы могут принимать участие в образовании гибридизированной ко валентной связи, если при этом выделяется больше энергии, чем ее расходуется на удержание или размещение электронов па этих более высоких уровнях. Например, отмечалось, что ТеР5 в воде легко гидролизуется в отличие от ЗеГ и которые в этом отношении ведут себя инертно. Это явление объясняется участием 4/-электронов [150]. Такого рода гибридизация 4/-электронов пред- [c.515]

Образование комплексных соединений всегда происходит с участием -орбиталей. Последние могут существовать только для уровней с главным квантовым числом > 3. При этом оказывается, что участвовать в образовании координационных связей в комплексе могут как внутренние, т. е. находящиеся ниже валентной оболочки, так и внешние -орбитали. Примером последнего является молекула 8Ре, где внешний электронный слой атома 8 в основном состоянии имеет конфигурацию (Зх) (3/>) -Так как из четырех электронов, размещенных на трех орбиталях — Рх,Ру и Р , два обязательно должны быть спарены (принцип Паули), атом серы в основном состоянии является двухвалентным потому, что в образовании связей могут принимать участие только песпаренные электроны. То, что указанное соединение тем не менее образуется, является следствием двукратного возбуждения атома серы в состояние (Зх) (Зр) (3 ) . Объясняется такая возможность двумя причинами. Во-нервых, возмущение в поле окружающих молекул приводит к тому, что внешняя -орбиталь оказывается сильно сжатой и энергетически мало отличается от существующей внешней оболочки. С другой стороны, образование связующих внешних орбиталей с примесью -орбиталей, как впервые показал Полинг [15], приводит к образованию очень четко направленных и сильных связей. [c.97]

Электронное строение и типы связей элементов периодической системы - ключ к пониманию Сфуктуры и свойств простых и сложных веществ, образованных эти.ми элементами Два или более атомов располагаются друг около друга так, как это энергетически выгодно. Это справедливо независимо от того, сильно или слабо связана фуппа атомов, содержит эта фуппа лишь несколько или 10 атомов, является расположение атомов упорядоченным (как в кристалле) или неупорядоченным (как в жидкости). Группа ато.мов устойчива тогда и только тогда, когда энергия атомов, расположенных вместе, ниже, чем у отдельных атомов. Единственной физической причиной конкретной кристаллической сфуктуры любого элемента и его модификаций является перекрытие валентных и подвалентных оболочек его атомов, приводящее к образованшо определенных межатомных связей. Число протяженность и симмефия орбиталей атомов данного конкретного элемента полностью определяют число, длину, ориентиров и энергию межатомных связей, образующихся в результате перекрытия этих орбита-лей, а следовательно, размещение атомов в пространстве, т е. кристаллическую структуру, основные физико-химические свойства элемента. [c.30]

Последующая развертка периодической системы заключается в размещении по группам элементов с заполняющимися р -подоболочками (табл. 7). Эта таблица проста и в соответствии с максимальным числом электронов в заполненной s p -оболочке имеет уже восемь групп. Номер группы равен числу электронов на внешней оболочке и соответствует следовательно, I — для водорода, лития и щелочных металлов II — для бериллия, магния и щелочноземельных металлов III — для элементов-группы бора IV — для группы углерода V — для группы азота VI — для группы кислорода VII — для группы фтора и VIII — для инертных газов. С этой точки зрения инертные газы представляют главную или Villa подгруппу. Наименование их нулевой группой (0), указывающее на их химическую инертность или нулевую валентность, обусловленную относительной устойчивостью заполненной внешней оболочки, не соответствует ни числу электронов на внешних оболочках их атомов, ни их способности образовывать соединения, в которых они проявляют валентности 2+, 44-, б-Н и даже 84- (см. главу II). Обоснование размещения инертных газов в качестве главной подгруппы а VIII группы сделано в работе [49] в 1962—1963 гг. [c.30]

Кристаллические структуры типа хлористого цезия оОразуются аналогичным образом. Внешняя электронная конфигурация атома цезия 5 , 5р , бв - также обусловливает обнажение заполненной 5р -оболочки иона Сз после передачи атому хлора валентного электрона бхЧ Ион хлора в свою очередь приобретает электронную конфигурацию Зр . Однако размеры обоих ионов близки (гсз+=1,65 А и гс1-—1,81 А), пространство в центре элементарного куба достаточно для размещения еще одного иона, и энергетически выгоднее оказывается более плотно упакованная структура типа СзС1, в которой ион, находящийся в центре куба, взаимодействует концами шести ортогонально направленных орбиталей с соседями в шести смежных ячейках. Из условия, что ближайшими со- [c.166]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология