Число электронов в слое электронной оболочки атома

Относительно палладия заметим, что это единственный элемент в таблице Менделеева, у которого число электронных слоев не совпадает с номером периода Pd находится в пятом периоде, а его атом в своей электронной оболочке содержит 4 электронных слоя ( 1). [c.507]

Естественно, что фундаментальный закон химии, открытый Д. И. Менделеевым, — периодический закон—должен найти себе объяснение в закономерности строения атоМов, вскрываемой квантовой механикой. Периодичность в изменении химических свойств элементов при возрастании заряда ядра определяется периодическим повторением у определенных атомов строения внешних электронных оболочек. Легко заметить, что число электронов в последовательности от 5 до ближайшей конфигурации (первый период) или (остальные периоды) равно 2, 8, 8, 18, 32 (табл. 3), т. е. совпадает с числом элементов в периодах системы Д. И. Менделеева и объясняет, почему именно столько элементов содержится в данном периоде. Период начинается элементом, у которого впервые в системе возникает новый квантовый слой, содержащий один л-электрон (щелочной металл), и оканчивается элементом, у которого впервые в этом квантовом слое достраивается шестью электронами -подоболочка (благородные газы). Очевидно, что номер периода )авен главному квантовому числу электронов внешнего слоя. Например, атом натрия, открывающий третий период, и атом аргона, заканчивающий его, имеют конфигурации К 13л и К соответст- [c.60]

Магнитные свойства ферромагнитных материалов определяются магнитными свойствами многоэлектронного атома. Однако далеко не все материалы с многоэлектронными атомами обладают ферромагнитными свойствами. Строение атомов ферромагнитных материалов имеет ряд особенностей. Атом состоит из положительно заряженного ядра, вокруг которого вращаются электроны, образующие электронные слои и оболочки. Число электронных слоев определяют главным квантовым числом, которое принимает целые значения 1, 2, 3,. .., п. Число оболочек в слое выражают орбитальным квантовым числом I и обозначают их буквами 8, р, <1, f,. ... На рис. 1.16 показана планетарная модель атома железа, из которого видно, что в атоме содержится четыре электронных слоя. В первом слое находится одна электронная оболочка 18 с двумя электронами во втором слое содержатся оболочки 28 с двумя электронами, 2р с шестью электронами в третьем слое - оболочка Зз с двумя электронами, оболочка Зр с шестью электронами и оболочка 3(1 с шестью [c.238]

Любой атом согласно теории Косселя имеет тенденцию принять наиболее устойчивую электронную конфигурацию во внешнем слое, встречающуюся у инертных газов. Это достигается или отдачей электрона или восприятием электрона. В результате этого процесса нарушается электронейтральность атома. В первом случае он получает положительный заряд благодаря преобладанию числа зарядов ядра, во втором атом заряжается отрицательно, ибо он воспринимает электроны. Так, у наиболее электроположительных атомов, например у лития, на внешней оболочке имеется один электрон, у наиболее электроотрицательного—фтора — внешняя оболочка содержит семь электронов. [c.67]

Атомы различных элементов имеют разные объемы, более или менее закономерно изменяющиеся по периодической системе в разных направлениях. Так, сверху вниз по любой главной подгруппе, в связи с увеличением числа квантовых слоев радиус атомов резко увеличивается. Поэтому, атом франция (№ 87, Гг, I гр.) больше атома лития (№ 3, Ь1) атом астатина (№ 85, АЬ, VII гр.) больше атома фтора (Л а 9, Г). Слева направо по любому периоду, в связи с постепенным возрастанием положительного заряда ядра при одном и том же числе квантовых слоев у всех элементов периода, электронная оболочка сжимается и радиус атома уменьшается-, поэтому атом фтора (№ 9, Г, II период) меньше атома лития (оХг 3, Ь1) атом астатина (№ 85, А1, VI период) меньше атома цезия (Л 55, Сз). [c.139]

После заполнения Зd-пoдypoвня (п = 3, / = 2) электроны, в соответствии со вторым правилом Клечковского, занимают подуровень 4р (п = 4, / = 1), возобновляя тем самым построение Л -слоя. Этот процесс начинается у атома галлия (2 = 31) и заканчивается у атома криптона Е = 36), электронное строение которого выражается формулой 1з 2з 2р 38 Зр Зс °4з Ар . Как и атомы предшествующих благородных газов — неона и аргона, атом криптона характеризуется структурой внешней электронной оболочки пз пр , где тг — главное квантовое число (неон — 2з 2р , аргон — 3в23р , криптон — Аз Ар ). [c.68]

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 самом деле, принцип Паули — это принцип запрета, чисто негативный, ограничительный по своей природе. Он дает число электронов, наибольшее для данного уровня. Больше этого числа электронов атом разместить не может, но меньше — сколько угодно. Из принципа Паули не вытекает количественная оценка самого значения энергии электронов на разных уровнях, и может быть и такое положение, когда энергия электрона на более далеком уровне будет меньшей, чем на более близком, а потому атом, комплектуя свои оболочки, сможет и не использовать дозволенные Паули уровни и начать размещать электроны в более далеких слоях до тех пор, пока энергетически это будет выгодно (см. табл. 8). [c.81]

Величина заряда иона зависит от числа потерянных или присоединенных атомом электронов. Так, например, если атом магния, имеющий в своей оболочке всего 12 электронов, потеряет два электрона наружного слоя, то образовавшийся ион магния будет иметь заряд +2, так как от потери электронов заряд ядра, равный +12, не изменится, а общий заряд оставшихся электронов станет равным —10 (заряд иона будет —10+12 =+2). [c.82]

Общее число валентных электронов в молекулах, подобных ВеСЬ, недостаточно для того, чтобы целиком заполнить внешнюю электронную оболочку атома бериллия. Поэтому такие молекулы называют электронодефицитными. Так, в молекуле ВеСЬ в наружном слое атома бериллия находятся всего четыре электрона. Поэтому атом бериллия способен быть акцептором электронных пар и образовывать еще две ковалентные связи по донорно-акцепторному способу. В то же время каждый атом хлора, входящий в состав молекулы ВеСЬ, обладает неподеленными электронными парами и может выступать в качестве их донора. Поэтому при охлаждении газообразного хлорида бериллия между отдельными молекулами ВеСЬ возникают новые ковалентные связи в соответствии со схемой 4.8. В итоге, при конденсации хлорида бериллия образуются линейные полимерные цепи, в которых атомы хлора играют роль мостиков, связывающих атомы бериллия. Атомы, выполняющие такую функцию, называются мостиковыми атомами. Видно, что ковалентность и координационное число бериллия в твердом ВеСЬ равны четырем. [c.389]

Если рассмотреть структуры внешних электронных слоев атомов наиболее пассивных в химическом отношении элементов, например инертных газов, легко убедиться, что их внешние электронные оболочки содержат четное число электронов атом гелия — 2 электрона, атомы всех остальных инертных газов — по 8 электронов. Напротив, во внешней электронной оболочке наиболее активных элементов — галогенов, щелочных металлов имеется нечетное число электронов. [c.99]

Образование ионной связи вызвано стремлением атома к приобретению устойчивой оболочки с полным числом электронов во внешнем слое, как у благородных газов. Например, атом Na (№ 11 по системе Менделеева) имеет две заполненные оболочки с числом электронов 2 - - 8 и один электрон на внешнем уровне, который он стремится отдать, а атом С1 имеет 7 электронов на внешней оболочке — ему не хватает одного электрона, чтобы приобрести конфигурацию, как у аргона. Поэтому в ионном кристалле происходит объединение [c.146]

Разъединение электронной пары происходит с затратой энергии. Если затрачиваемая при этом энергия не компенсируется в результате образования новых электронных пар, то атомы данного элемента не вступают в химическое взаимодействие с атомами другого элемента. Это встречается у некоторых инертных газов, в атомах которых все электроны спаренные. Разъединение электронных пар ограничено числом ячеек для электронного слоя. Так, для электронного слоя (в данном случае и для электронной оболочки) гелия возможна одна ячейка, где и размещаются два электрона атома этого элемента. Возможно допустить разъединение этой пары путем переноса электрона во второй слой, но расчет показывает, что при этом потребуется затратить такое количество энергии (около 400 ккал/г-атом), которое не компенсируется при химических реакциях. Атомы лития, как и атомы других щелочных металлов, имеют по одному электрону во внешнем слое, поэтому литий и все другие щелочные металлы одновалентны. Азот, если исходить из ячеистой структуры его оболочки, может проявлять валентность от 1 до 3 за счет неспаренных электронов. Всего же атом азота может давать на образование ковалентных связей максимально четыре электрона, так как в его внешнем электронном слое имеется всего четыре ячейки. Но азот бывает и пятивалентен, причем одна связь у него ионная. Следовательно, в соединениях, в которых азот пятивалентен, валентность этого элемента имеет смешанный характер. Кислород двухвалентен и фтор одновалентен. Углерод двухвалентен за счет двух неспаренных электронов. Но у атома углерода одна ячейка свобод- [c.73]

Сколько электронных слоев может иметь каждый из нас Вы начали перечислять первый слой, третий слой, пятый... десятый... И сколько их еще там Откуда же возьмется так много электронов Вот я сделал такой расчет. Если, действительно, электроны стремятся занять самый низкий энергетический уровень и создание каждого слоя начинают только после того, как полностью заполняют предыдущий слой, то атом Лоуренсия, один из самых богатых среди нас по числу своих электронов, будет иметь электронную оболочку самое большое из пяти слоев. У него 103 электрона в первом слое 2, во втором 8, в третьем 18, в четвертом 32, а пятый будет неполный — 43 электрона. Какой же смысл тогда говорить о шестом слое, седьмом и т. д., выводить общие формулы и прочее [c.156]

В каждом вертикальном столбце системы собраны изоэлектронные по внешней оболочке гомологи, отличающиеся друг от друга нарастающим (по столбцу сверху вниз) отталкиванием внутренних электронных слоев, постепенным вхождением в состав электронных конфигураций (1- и /-вакансий, частично заполненных в свободных атомах или Заполняемых при образовании химических связей вхождением, характеризуемым радиальными сжатиями электронных облаков, изменением типа гибридизации, координационного числа, а также симметрии расположения связей в пространстве. Всему этому сопутствуют изменения сродства к электрону и окислительной способности, а также донорской способности электронов уединенных пар, переходящих от лиганда к центральному атому. [c.95]

Атом любого элемента состоит из положительно заряженного ядра, величина заряда которого определяется порядковым номером элемента в периодической системе, и из электронов, расположенных вокруг ядра и составляющих его оболочку. Атом является системой электронейтральной число отрицательно заряженных электронов равно положительному заряду ядра. Распределение электронов по отдельным слоям (уровням) электронной оболочки атомного ядра подчиняется следующим правилам [c.46]

Пирамидальная четырехатомная молекула аммиака. Перейдем к описанию молекул, имеющих форму тригональной пирамиды, примером которых может служить молекула NHз, Атом азота имеет во внешнем электронном слое 5 электронов 2з 2р ), присоединив 3 атома водорода, он дополняет свою электронную оболочку до 8 электронов. Это оптимальное число, Ь характеризующее предельное заселение электронами всех связевых орбиталей. Опыт показывает, что МНз — устойчивое соединение, разлагающееся эндотермически [c.310]

Из этого принципа, однако, не следует, что движение электронов в атоме совсем произвольно. Напротив, электроны должны находиться во вполне определенных областях пространства, расположенных вокруг атомного ядра. Эти области, заменившие первоначальные боровские орбиты, обычно называют орбиталями. Такие области образуют некоторые замкнутые пространственные слои вокруг ядра, которые принято называть оболочками. Электроны вокруг ядра образуют оболочечную структуру. На каждой оболочке может находиться только вполне определенное число электронов. Если атом не возбужден, то электроны, вообще говоря, занимают оболочки по порядку, начиная с самой внутренней. Оболочкам, начиная с самой внутренней, присвоены порядковые номера 1, 2, Зит. д. Номер наружной оболочки, в которой еще имеется злектрон, соответствует номеру периода таблицы Менделеева, в котором расположен элемент данного атома. [c.162]

Во П и И1 периодах Системы насыщение внешней электронной оболочки атома идет от 1 е до достижения законченной восьмиэлектронной структуры. Углерод и кремний находятся при этом в особом положении в центре ряда число наличных электронов во внешнем слое их атомов равно 4, а до насыщения им не хватает также 4 е . Это накладывает на химию углерода свой отпечаток в одних случаях атом углерода может участвовать в образовании связей своими четырьмя электронами в качестве донора — так или иначе продвигая их в направлении восстанавливаемых им атомов окислителя, например хлора, в соединении ССЦ в других — атом углерода служит акцептором четырех электронов от восстановителя, например от водорода, в молекуле Hj. [c.300]

У элемента цезия начинается заполнение шестого слоя, но подуровень Ъй остается свободным. В этом подуровне электрон появляется у атома лантана, но у следующих за лантаном элементов заполняется подуровень 4/, причем электрон с подуровня Ъй переходит на 4f, так что церий имеет электронную конфигурацию [Хе] 4рб5 . Лантаноидов всего 14, так как четвертый слой достраивается в этой последовательности элементов с 18 до 32 электронов. Далее возобновляется заполнение пятого, а затем и шестого слоев. Для последовательности актиноидов характерно заполнение подуровня 5/. По правилу, предложенному В. М. Клечков-ским, заполненпе электронных оболочек происходит так, что электрон, присоединяясь к ионизированному атому элемента, занимает уровень с минимальным значением суммы квантовых чисел п+1. По Клечковскому, заполнение уровней (по мере роста атомного номера) происходит последовательно от групп уровней с меньшим значением суммы п + 1 к группам с большим значением этой суммы, а в пределах каждой (п-Ь/)-группы заполнение происходит от групп с меньшим значением главного квантового числа п и с большим значением орбитального I к подгруппам с большим п и меньшим I. Заполнение уровней группы завершается 5-электронами. После этого происходит переход к следующей (м-Ь/)-группе. Отсюда вытекает, что электронные оболочки должны заполняться в следующем порядке 15 , 25 , 2р , 35 , Зр , 4x2, Зсг °, 4р 552. [c.166]

Общее число электронов в оболочке нейтрального атома равно заряду ядра атома и, следовательно, порядковому номеру элемента. Так, например, в атоме водорода имеется всего 1 электрон, а в атоме урана — 92. Для того чтобы выяснить более точно строение атома, надо знать распределение его электронов по слоям. По мысли Бора, атом строится из электронов оболочками, которые распо- [c.24]

Кислород даже по отношению к электроотрицательным элементам всегда двухвалентен, в то время как S, Se и Те могут быть также четырех- и шестивалентными. Эти различия в поведении элементов VI группы объясняются современной теорией строения электронных оболочек атомов. Шесть валентных электронов кислорода находятся в L-слое (с главным квантовым числом п = 2). Для его заполнения необходимо всего два электрона, поэтому атом кислорода может иметь только две ковалентные связи — либо с двумя одновалентными атомами, либо с двухвалентным атомом или радикалом (двойная связь). Для образования большего числа связей потребовались бы орбитали следующего М-слоя, что невозможно, так как их энергия значительно больше. Следовательно, во всех своих соединениях атом кислорода имеет в L-слое восемь электронов (полный октет). У атома S валентные электроны находятся [c.395]

Возможность образования комплексных соединений кремния или германия, например К2151Рв], может быть объяснена следующим образом. У атома кремния в молекуле 51р4 целиком заполнены все 5- и р-ячейки внешнего электронного слоя, но оболочка содержит еще пять пустых -ячеек. Благодаря их наличию атом кремния может образовать донорно-акцепторные связи, в которых сам играет роль акцептора. Число этих связей меньше числа -ячеек и равно двум. Это можно объяснить тем, что вокруг атома кремния не может разместиться больше шести атомов фтора. Несмотря на наличие свободных ячеек у атома кремния, молекула 51С14 не присоединяет к себе ионов сН, поскольку они имеют больший радиус, чем ион Р"", и вокруг атома кремния не может разместиться больше четырех атомов хлора. [c.194]

Кроме общей характеристики по сходству для Р, С1 и О как элементов правого верхнего угла Системы Д. И. Менделеева следует произвести в отдельности сопоставление С1 и Р, а также С1 и О. В случае первой пары элементов существует сходство, состоящее в том, что нейтральные атомы Р и С1 имеют семь внешних электронов. Такого рода сходство, в основе которого лежит один и тот же тип внешней оболочки атома, прототипом которого является семиэлектронный в наружном слое атом фтора, повторяется не только у хлора, но и у брома, иода и астата, т. е. у всех элементов главной подгруппы VII вертикального столбца Системы. Подобное равенство числа наружных электронов имеется и в других вертикальных столбцах Системы в группе щелочных металлов число наружных электронов равно 1, в группе щелочноземельных металлов — 2 и т. д. Отсюда возникает формальное сходство возможных степеней окисления — восстановления и химических формул. Так, например, для соединений элементов одного и того же вертикального столбца имеется первая степень окисления и общая формула их для всех галидов щелочных металлов (МХ) первая степень восстановления всех галогенов и общая формула (НХ) для их соединений с водородом НР, НС1, НВг, Н1 и НА1. [c.197]

Атом азота. Атом азота имеет два электронных слоя во внутреннем слое (гелийная оболочка) содержится два, во внешнем слое с квантовым числом 2 — пять электронов. До октета во внешнем слое недостает трех электронов. Поэтому азот выступает в качестве трехвалентного элемента 1) при образовании ковалентных связей 2) при захвате электронов от электроположительных элементов, превращаясь в электроотрицательный ион N---. Соединения электроотрицательного азота называются нитридами. [c.421]

Как известно, Менделеевское число (порядковый номер) элемента в периодической системе соответствует числу положитель-ны.х зарядов ядра его ато ма и является ио-ходяой величиной, характеризующей элемент. Химические же свойства элемента, в первую очередь, определяются структурой последни.х и предпоследних слоев электронных оболочек. Периодическое изменение химических свойств элел1ентов связано с периодическим повторением одних и тех же структур последних и предпоследних электронных слоев. Однако, нельзя забывать, что при передвижении по периодической систе.ме сверху вниз имеет место последовательное возрастание числа электронных слоев, что ведет к увеличению радиуса и сказывается на поляризационных свойствах иопсз. Как показал Б. В. Некрасов, н менно эти факторы определяют характер поляризационного взаимодействия [юнов, а следовательно, в основных чертах, и ряд свойств обра-.зуемых соединений. [c.47]

Следующий слой это -оболочка, состоящая из четырех орбит. 25, 2р , 2р , 2р . Из этих орбит 2з несколько стабильнее, чем орбита 2р. В атомах, начиная с лития и до неона, электроны заполняют эти орбиты. Два электрона на одной и той же орбите имеют противоположные спины. Неон с заполненной -оболочкой с восемью электронами имеет электронную конфигурацию 1з 28 2р 2р 2р ,, или 1 28 2р . Верхний индекс указывает число электронов на данной орбите. В этих символах числа 1 и 2 (соответственно для К- и -оболочек) дают значения главного квантового числа п и буквы 8 и р выражают значение азимутального квантового числа 2 / буквы 8, р, (1, соответствуют 1 = 0, 1, 2, 3,... с максимальным значением 1 = п— 1. В атоме или одноатомном ионе электроны стремятся занять попарно наиболее стабильные орбиты если имеется несколько орбит с одной 1 т0й же нергией, 4сак /1 2д , то электроны не стремятся образовать пары друг с другом, а занимают разные орбиты (по одному электрону на орбите), сохраняя параллельные спины. Например, атом азота в основном состоянии имеет конфигурацию 18 2 2р 2р 2р, с тремя неспаренншми р-электронами. В кислороде восьмой электрон -оболочки должен образовать пару с одним из трех р-электронов, так что остается только два неспаренных электрона. Тот же процесс приводит к одному холостому электрону у фтора и отсутствию неспаренных электронов у неона. В оболочке с главным квантовым числом п имеется орбит.- 1 в К-о6о-лочке, 4 в , 9 в М, 16 в и т. д. Число электронов, занимающих заполненную оболочку, равно 2пР. [c.34]

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]

Элементы подгруппы титана относятся к числу переходных — они содержат недостроенную электронную оболочку п—Электронная подкладка у атомов таких элементов, т. е. оболочка, предшествующая слою валентных электронов, относится к 8-электронному типу (имеет благороднотазовое строение). Как известно, в подгруппах таких элементов, ввиду жесткости (малой деформируемости) 8-злект-ронных оболочек (в отличие от 18-электронных, характерных для ностпереходных элементов), с ростом атомного номера и радиуса ато-ма (иона) наблюдается уменьшение поляризующего действия. Наиболее сильным поляризующим действием (при прочих равных усло виях) обладает титан из-за малого размера атома (иона) в этой подгруппе он сильнее всего удерживает валентные электроны и поэтому относительно легко может быть переведен в состояние с более низкой степенью окисления, чем обычное валентное состояние, характеризуемое степенью окисления +4. [c.105]

Этим путём число электронов сильно уменьшается и ядро очень быстро коллапсирует, поскольку именно вырожденные электроны способны противостоять силам гравитации. Внешние слои звезды (рис. 3.4.5) практически не замечают этого коллапса. При этом в ядре звезды образуются главным образом нейтроноизбыточные нестабильные ядра, которые распадаются на свободные нейтроны путём реакций типа е + Z, А) Z — , А — п и , что приводит к нейтронизации звезды. При плотности р 5 10 г/см , материя становится непрозрачной для нейтрино, они начинают поглош,аться во внешних оболочках звезды, вызывая в последних термоядерные реакций. [c.73]

Бром относится к числу галогенов, составляющих 7 А подгруппу р-элементов периодической системы. Атом брома имеет во внешнем слое семь электронов. Следовательно, до устойчивой 8-электронной оболочки инертного газа ему недостает одного электрона. Вследствие этого он обладает типично выраженными неметаллическими свойствами. По своей реакционной способности бром занимает про . жуточвое ноложение между хлором и йодом, В основных соединениях гн оявля-вт валентность, равную - I, Кроме того, для него характерна также [c.5]

Алюминий отличается сравнительно низкими первым и вторым ионизационными потенциалами (5, 96 и 18, 74 эв) и очень высоким третьим (28, 31 эв) ионизационным потенциалом. В результате отделения двух внешних р,s-электронов и сохранения одного 3 -электрона ион алюминия приобретает внешнюю электронную оболочку, имеющую сферическую симметрию. Электронный газ с концентрацией два электрона на атом способствует упаковке сферических ионов алюминия в плотную гранецентрированную кубическую структуру. У галлия образуется ромбическая решетка, сходная с ковалентной решеткой Р-графита атомы галлия образуют деформированные гексагональные сетки, в которых каждый атом имеет трех ближайших соседей (одного на расстоянии 2,44 А, двух на расстоянии 2,71 А) и, кроме того, двух соседей в смежных слоях на расстоянии 2,74 А. Таким образом, структура носит ковалентный характер с числом связей, приближенно равным пяти. Индий имеет наипизший в группе Ша первый ионизационный потенциал (5, 76 ав). Атомы его, по-видимому, двукратно ионизированы и, обладая одним внешним электроном на 4 -уровне, соответствующим сферической симметрии иона упаковываются в плотную ГЦ тетрагональную решетку с отношением с/а=1,075. При повышении давления до Юкбар тетрагональность повышается до 1,088, а затем при увеличении давления до 100—110 кбар вновь понижается, так что можно ожидать появления ГЦК модификации. Наиболее электроположительный элемент П1а группы — таллий, подобно кальцию и стронцию, при низких температурах имеет плотную гексагональную решетку. В интервале 262— 302,5° таллий в результате коллективизации трех внешних электронов и обменного взаимодействия ионов с шестью d-орбиталями образует ОЦК решетку. [c.219]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология