Элемент, атом, атомный вес и атомность (валентность)

Особенности химии кремния. Второй типический элемент IV группы — кремний — является типовым аналогом углерода. Как и у углерода, у атома кремния в невозбужденном состоянии на s-орбитали находятся два спаренных электрона, а р-орбитали имеют два иеспаренных электрона. Разница в том, что атом углерода располагает валентными электронами при главном квантовом числе 2, а атом кремния характеризуется таким же числом валентных электронов (4) при и=3. В связи с увеличением числа электронных слоев по сравнению с углеродом у кремния наблюдается рост атомного [c.197]

Атомные решетки. В кристаллических решетках атомного типа каждый узел пространственной решетки представлен нейтральным атомом. Все атомы размещены на одинаковом расстоянии друг от друга. Число близлежащих атомов, окружающих кал<дый атом, равно максимальной валентности данного элемента. Атомную структуру имеют алмаз, графит, твердый кремний [51]п, твердый бор [В]п, карборунд 51С, германий и др. На рис. 18 изображены атомные кристаллические решетки алмаза и графита. Как видно из рис 18, а, атомы углерода в алмазе располагаются по узлам двух кубических решеток, вставленных одна в другую. Каждый атом углерода непосредственно соединен с четырьмя другими на довольно близком одинаковом расстоянии. Расстояние между центрами соседних атомов углерода 1,54 А, что обусловливает большую плотность и наибольшую твердость кристалла алмаза, отсутствие свобод- [c.73]

Кремний. Особенности химии кремния. Второй типический элемент IV группы — кремний — является типовым аналогом углерода. Как и у углерода, у атома кремния в невозбужденном состоянии на 5-орбита/[и находят ся два спаренных электрона, а р-орбитали имеют два неспаренных электрона. Разница в том, что атом углерода располагает валентными электронами при главном квантовом числе 2, а атом кремния характеризуется тем же числом валентных электронов (4) при я = 3. В связи с увеличением числа электронных слоев по сравнению с углеродом у кремния наблюдаются рост атомного радиуса, понижение потенциала ионизации, уменьшение сродства к электрону и ОЭО. Возрастание радиуса ведет к увеличению длины и уменьшению прочности межатомных связей, особенно в гомоатомных соединениях, вследствие чего растет электрическая проводимость и сужается ширина запрещенной зоны. Поэтому углерод в виде алмаза представляет собой изолятор, а кремний — полупроводник. В целом переход от первого типического элемента ко второму свидетельствует о нарастании металличности и ослаблении неметаллических свойств. Однако вследствие наличия большого числа валентных электронов этот переход более плавный, чем в III группе от бора к алюминию. [c.369]

Причина такого различия строения двуокисей углерода и кремния заключается в неодинаковости радиусов атомов этих элементов. Атом углерода настолько мал, что может разместить около себя только два атома кислорода, предоставляя каждому по две единицы валентности, т. е. образуя молекулу 0 = = С = 0. Атом же кремния размещает 4 атома кислорода, предоставляя каждому по одной единице валентности, вторая же единица валентности атомов кислорода затрачивается на присоединение следующих атомов кремния. Поэтому и образуется вместо молекулярной атомная решетка. Каждый атом кремния оказывается заключенным в тетраэдр из 4 атомов кислорода не только Б кремнеземе, но и во всех других кислородных соединениях кремния — кремниевых кислотах и их солях. [c.108]

Физический смысл понятия валентность выясняется следующим образом. Если в атомном весе какого-нибудь элемента, например кислорода, заключается два эквивалентных веса, то это значит, что один его грамм-атом соответствует в соединениях двум грамм-атомам одновалентного элемента. Иначе говоря, атом кислорода способен соединяться с двумя атомами какого-либо одновалентного элемента (например, водорода). Следовательно, валентность есть число, показывающее, со сколькими одновалентными атомами может соединиться атом данного элемента (или сколько таких атомов он может заместить). Валентность часто обозначают графически соответствующим числом черточек при символе элемента. В этом смысле можно говорить о единицах валентности или о валентностях. [c.23]

Менделеев пишет ...оказалось, что способ распределения элементов по их атомным весам пе противоречит естественному сходству, а указывает на него. Наблюдается строгая последовательность в изменении атом-пых весов по горизонтали и по вертикали в сходных группах. Эти же сходства предопределяют и валентность. Открываются новые нути к определению и исправлению атомных весов, к открытию новых элементов, к отысканию новых аналогий между ними . [c.42]

Между валентностью элемента в данном соединении, его атомным весом и эквивалентом существует простое соотношение, непосредственно вытекающее из атомной теории и определения понятия эквивалент . Пусть, например, валентность элемента по водороду равна единице. Это значит, что один атом данного эле- мента может присоединить к себе или заместить один атом во- дорода, масса которого равна 1,0079 углеродной единицы. Следовательно, эквивалент этого элемента равен его атомному весу. Но если валентность элемента равна двум, то его атомный вес и эквивалент уже не будут совпадать друг с другом эквивалент будет в 2 раза меньше атомного веса. Например, эквивалент кислорода (8) равен половине его атомного веса (16), так как один атом кислорода соединяется с двумя атомами водорода и на 1 вес. ч. водорода приходится 16/2 вес. ч. кислорода. Эквивалент алюминия, валентность которого равна трем, в 3 раза меньше атомного веса этого металла и т. д. [c.33]

Атом водорода по сравнению с атомами других элементов наиболее простой по структуре 15 . Но это, конечно, не означает, что его химия наиболее проста. Наоборот, она во многом отличается от химии других элементов. Основная особенность атома водорода заключается в том, что в отличие от всех других элементов (кроме гелия) его валентный электрон находится непосредственно в сфере действия атомного ядра — у него нет промежуточного электронного слоя. Положительный ион водорода Н представляет собой элементарную частицу — протон. [c.272]

Этим объясняются различия химического поведения актинидов и лантанидов. У тория неспаренный электрон, который должен был быть локализован на 5/-орбитали, переходит на более устойчивую 6с -орбиталь. У элементов с атомным номером 91—95 энергии 5/- и 6с(-подоболочек незначительно отличаются друг от друга, поэтому между двумя такими подоболочками легко происходят электронные переходы. Это объясняет большое число валентных состояний, наблюдаемое у О, Мр, Ри и Ат. Начиная с кюрия, 5/-оболочка все больше и больше стабилизируется, вследствие чего для кюрия и последующих элементов наиболее устойчивой является валентность П1. [c.728]

Рассмотрим теперь математическое представление реактантов, учитывающее явление геометрической изомерии. Отметим сразу, что современные формулы строения химических веществ непригодны для проведения расчетов на ЭВМ химических реакций, так как их нельзя непосредственно ввести в оперативную намять ЭВМ или записать на внешние носители информации. Далее, для этой цели нецелесообразно использовать и векторное представление молекул, которое строилось на основе их брутто-формул. Следовательно, требуются дальнейшие обобщения, связанные с представлением молекул в виде матриц определенной размерности, равной числу содержащихся в молекуле атомов. При формировании элементов этой матрицы, называемой В-матрицей, учитывается, что каждый атом состоит из атомного остова, составленного из ядра атома и внутренних электронов и имеющего некоторый формальный заряд, и электронов валентной оболочки. Последние менее сильно связаны с атомным остовом и участвуют в образовании химических связей. [c.174]

Заголовок следующего раздела В. Элемент, атом, атомный вес и атомность (валентность) определился тем основным направлением в изучении периодического закона на его первой стадии, которое было задано самим Д. И. Менделеевым. [c.8]

В. ЭЛЕМЕНТ, АТОМ, АТОМНЫЙ ВЕС И АТОМНОСТЬ (ВАЛЕНТНОСТЬ) [c.31]

B. Элемент, атом, атомный вес и атомность (валентность). 9 [c.91]

При образовании хлорида водорода 1 атом водорода соединяется с 1 атомом хлора, а поскольку атом хлора в 35,5 раза тяжелее атома водорода, то, следовательно, водород и хлор соединяются в соотношении 1 35,5, т. е. атомный вес хлора равен 35,5. Однако такое соотношение элементов наблюдается не во всех соединениях. Например, каждый атом кислорода соединяется с 2 атомами водорода, так как валентность кислорода равна двум. Поскольку атомный вес кислорода равен 16, следовательно, 16 частей кислорода соединяются с 2 частями водорода. В результате эквивалентный вес кислорода, соединяющегося с 1 частью водорода, равен 16/2, илн 8. [c.81]

Решение. Запишем электронную формулу В ls 2s 2p. Как видно, в нормальном состоянии атом бора содержит один неспаренный электрон. В то же время бор находится в третьей группе периодической системы элементов и способен проявлять в соединениях валентность, равную трем, т. е. может образовать три химические связи. Это становится возможным при энергетическом возбуждении атома В, которое происходит при взаимодействии с атомами Р, когда один 5-электрон переходит на свободный /3-подуровень. Так как все три связи в ВРз равноценны, происходит смешивание, гибридизация атомных орбиталей с образованием трех энергетически равноценных хр -орбиталей, которые взаимодействуют с р-орбиталями атомов фтора [c.30]

В твердом состоянии металлы обладают плотноупакованной или сходной структурой. Таким образом, каждый атом металла имеет несколько ближайших соседей. Атомные орбитали соседних атомов металла перекрываются, образуя молекулярные орбитали, которые простираются на всю кристаллическую решетку металла. Химическая связь приобретает максимальную прочность у металлов, каждый атом которых располагает шестью валентными 5- и -электронами. Сплавы обладают всеми характерными свойствами металлов, но состоят из двух или нескольких элементов. [c.366]

Оц и Оз, N2 и т. д.). В кристаллических структурах неметаллов в большинстве случаев также можно выделить отдельные группировки атомов, подобные молекулам (Ji , Р4, Аз, За). Этим структурам присуще следующее общее свойство число атомов соседей, с которым связан каждый атом в кристаллической решетке, равно валентности элементов. Так, атомы йода в кристаллах йода связаны попарно, и кристаллический йод подобно жидкому и газообразному состоит из двухатомных молекул кристалл серы построен из циклических молекул 83, в которых каждый атом серы связан с двумя ближайшими соседями. В структуре алмаза выделить какие-то группировки атомов, подобные молекулам, нельзя, тем не менее каждый атом углерода в структуре алмаза связан с четырьмя ближайшими соседями. Связь в кристаллических решетках неметаллов носит ковалентный (атомный) характер и осуществляется общими для двух связываемых атомов электронными парами. [c.108]

Мерой валентности может служить число атомов водорода, которое атом данного элемента может присоединить или заместить (вытеснить). Атом одновалентного элемента присоединяет к себе или замещает один атом другого одновалентного элемента и его мольная масса эквивалента равна атомной массе. Эквивалентная и атомная массы водорода совпадают и равны 1,008. Кислород в своих соединениях двухвалентен, и его атомная масса равна двум мольным массам эквивалента 8,000-2= = 16,000 (точнее, 15,999). [c.108]

При присоединении первого валентного электрона к атомному остову серы выделяется 2022 ккал/г-атом, а к атомному остову калия — 100 ккал/г-атом. Выразить эти величины в да на 1 единичный остов этих элементов. Во сколько раз сродство к электрону у атомного остова серы выше, чем у атомного остова калия [c.56]

Нахождение электронов водорода в электронном газе соответствующей решетки металла дает основание говорить в таких случаях о металлическом типе связи водорода. Этот тип химической связи полностью реализуется лишь в гидридах переходных металлов VI—VHI групп. У переходных 1металлов V, IV и у некоторых металлов III групп происходит постепенный переход к солеобразным гидридам, которые типичны для непереходных металлов I и II групп. Основной причиной этого перехода от металлического к ионному ти- пу связи следует считать уменьшение электроотрицательности металлов при продвижении влево по периоду и, как следствие, оттягивание валентных электронов металлов к атому водорода. В то же время гидриды переходных металлов I и II групп, также как непереходных металлов III группы занимают промежуточное положение между солеобразными гидридами и летучими гидридами непереходных элементов V, VI и VII групп. В этом же направлении, начиная с типично металлических гидридов, наблюдается плавный переход и в типе связи — от металлической к атомной связи валентные электроны атома водорода во все большей степени оттягиваются к его партнеру по связи вследствие возрастания электроотрицательности последнего. Таким образом, оказьгаается, что у гомеополярных гидридов элементов главной подгруппы VII группы атом водорода поляризован положительно. [c.645]

ГРАММ-ЭКВИВАЛЕНТ (Г-ЭКВ) -количество граммов химического элемента или соединения, равное эквивалентной массе, т. е. тому количеству, которое соответствует в соединениях или в реакциях 1 г-атому водорода или 0,5 г-атома кислорода. Практически Г.-э. элемента равен его атомной массе, деленной иа валентность в данном соединении. Для кислот и оснований Г.-э. равен молекулярной массе, деленной на осгюв-ность (см. Химический эквивалент). [c.80]

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]

При образовании гомоатомных соединений (простых веществ) все эффекты, связанные с разностью электроотрицательностей взаимодействующих атомов, исключаются. Поэтому в простых веществах не реализуются полярные, а тем более преимущественно ионные связи. Следовательно, в простых веществах осуществляется лишь металлическая и ковалентная связь. Следует при этом учесть и возможность возникновения дополнительного ван-дер-ваальсов-ского взаимодействия. Преобладание вклада металлической связи приводит к металлическим свойствам простого вещества, а неметаллические свойства обусловлены преимущественно ковалентным взаимодействием. Для образования ковалентной связи взаимодействующие атомы должны обладать достаточным количеством валентных электронов. При дефиците валентных электронов осуществляется коллективное электронно-атомное взаимодействие, приводящее к возникновению металлической связи. На этой основе в периодической системе можно провести вертикальную границу между элементами П1А- и 1УА-групп, слева от которой располагаются элементы с дефицитом валентных электронов, а справа — с избытком. Эта вертикаль называется границей Цинтля Ее положение в периодической системе обусловлено тем, что в соответствии с современными представлениями о механизме образования ковалентной связи особой устойчивостью обладает полностью завершенная октетная электронная 5 /гр -конфигурация, свойственная благородным газам. Поэтому для реализации ковалентного взаимодействия при образовании простых веществ необходимо, чтобы каждый атом пмел не менее четырех электронов. В этом случае возможно возникгювение четырех ковалентных связей (5/) -гибридизация ), что и реализуется у элементов 1УА-группы (решетка типа алмаза у углерода, кремния, германия и а-олова с координационным числом 4). Если атом имеет 5 валентных электронов (УА-группа), то до завершения октета ему необходимо 3 электрона. Поэтому он может иметь лишь три ковалентные связи с партнерами (к. ч. 3). В этом случае кристалл образован гофрированными сетками, которые связаны между собой более слабыми силами. Получается слоистая структура, в которой расстояние между атомами, принадлежащими одному слою, намного меньше, чем между атомами различных слоев (черный фосфор, мышьяк, сурьма) [c.29]

Особенно значительно влияние химической связи на струк-туру рентгеновских спектров элементов с небольшими атомными номерами. В этом случае положение максимума, ширина, относительная интенсивность линий рентгеновского спектра элемента часто оказываются отличными от значений, характеризующих свободный атом, из-за влияния со стороны атомов, окружающих данный в соединении. Иногда в спектре атома в соединении наблюдается также появление новых, но преимуществу недиаграммных линий. Независимо от степени возмущающего действия соседе на энергетическое состояние электронов в атоме исследуемого в соединении элемента, одной 3 самых чувствительных характеристик этого влиян 1я остается форма рентгеновских ЛИНШ1, особенно тех из них, начальным уровнем для которых является какой-либо из внешних уровней атома. Эта характеристика может быть использована для изучения структуры твердых тел. Поэтому в пределах группы легк1 х элементов от лития до серы, которые будут рассматриваться ниже, наибольший интерес представляют линии Кр-группы, появляющиеся в результате перехода валентных электронов с Мидц- и М1у,у-уровней на К-уровень атома. [c.39]

Определение атомных масс. Валентность. Закон Авогадра позволяет определить число атомов, входящих в состав молекул простых газов. Путем изучения объемных отношений прп реакциях, в которых участвуют водород, кислород, азот и хлор, было установлено, что молекулы этих газов двухатомны. Следовательно определив относительную молекулярную массу любого из этих газов и разделив ее пополам, можно было сразу найти относительную атомную массу соответствующего элемента. Например, установили, что молекулярная масса хлора равна 70,90 отсюда атом-" ная масса хлора равняется 70,90 2 или 35,45. [c.33]

Атом бора имеет три валентных электрона и четыре валентные орбитали. Обычно он использует три орбитали, образуя 5р -гибриды в таких соединениях, как ВРз- Углерод имеет четыре валентных электрона и четыре орбитали. За исключением тех случаев, когда он образует кратные связи, эти орбитали используются для 5р -гибридизации. Атом азота имеет пять валентных электронов и четыре орбитали. Как правило, он образует три связи с другими атомами в структурах с тетраэдрической конфигурацией, а четвертая гибридная 5р -орбиталь у него занята неподеленной электронной парой (разд. 13-3). Углерод и азот способны образовывать двойные и тройные связи в результате я-перекры-вания, обсуждавшегося в разд. 13-4. По сравнению с длиной простой связи длина двойных связей, образуемых этими элементами, сокращается на 13%, а длина тройных связей-на 22%. Прочность кратной связи повыщается благодаря наличию электронов на связывающей молекулярной п-орбитали, возникающей в результате перекрывания атомных я-ор-биталей. Но перекрывание я-типа между орбиталями становится достаточно больщим для возникновения связи только при близком расположении атомов. По этой причине 81 и другие элементы третьего и следующих периодов неспособны образовывать кратные связи. Кремний имеет 10 внутренних электронов по сравнению с 2 в атомах С и N. Отталкивание этих внутренних электронов не позволяет двум атомам 81 сблизиться настолько, насколько это необходимо для достаточного я-перекрывания р-орбиталей и возникновения двойных связей. Несмотря на все попытки химиков синтезировать соединения со связями 81=81 и 81=С, ни одна из них до сих пор не увенчалась успехом. За небольшими исключениями, образование двойных и тройных связей ограничено элементами второго периода, в атомах которых число внутренних электронов не превышает 2. Исключения, к числу которых относятся 8=0, Р=0 и 81=0, объясняются перекрыванием между р- и -орбиталями, этот вопрос будет рассмотрен в разделе, посвященном кремнию. [c.271]

Как отмечает В. И. Кузнецов [17] Даже при беглом в гляде на состав химических соединений мы убеждаемся, что атомность только в исключительных случаях, прежде всего для кислорода, водорода и фтора, неизменна. Элементарные атомы часто проявляют к положительным элементам другую атомность, чем к отрицательным . Это очень важное замечание. Оно побуждает к иному объяснению природы валентности, так как взаимодействуют не только положительный атом с отрицательным атомом. Взаимодействуют друг с другом и однознаковые атомы, что, казалось бы, ломает все предписанные им Периодической системой правила поведения . Э го кажущееся противоречие снимается, как только мы переходим к рассмотрению химической связи на электронном уровне. Решающим фактором здесь является относительная электронодонорность атомов, участвующих во взаимодействии. При взаимодействии двух однозначных атомов в каче-стие положительного будет выступать тот, электронодонорность которого вьш1е, т. е. электроны внешнего слоя (слоев) подвижнее. А это, в свою очередь, зависит от типа внешнего слоя (слоев) в структуре электронной оболочки, что и является нсриопричиной структуры системы химических элемен-юн. [c.175]

В атомных решетках между атомами осуществляются гомеополярные связи. Естественно поэтому, что характер решетки (число и расположение соседей около каждого атома) определяется числом и расположением валентностей. На рис. ХХИ1.2 изображена структура алмаза (характерная вообще для элементов четвертой группы периодической системы — кремния, германия и серого олова). Каждый атом углерода располагается в центре тетраэдра и направляет свои четыре а-связи к четырем соседям. [c.495]

Свойства и получение. Внешняя электронная оболочка атома углерода в основном и возбужденном состоянии имеет строение 2s 2p и s2pxPfPi. Таким образом, в валентном состоянии атом углерода имеет четыре неспарениых электрона и во внешнем электронном слое отсутствуют как свободные атомные орбитали, так и неподеленные электронные пары (только для одного элемента, кроме углерода, - водорода характерно подобное состояние атома). Такое электронное строение атома углерода обусловливает две характерных его особенности возможность образовывать четыре ковалентные связи и неспособность к донорно-акцепторному взаимодействию. [c.363]

Вскоре появляется работа, результаты которой привели к мысли об определенном строении молекул. В 1852 г. английский исследователь Франкланд на основании изучения образования некоторых металл-органических соединений [СНдЫз, (СНз)2Н , (СНз)дА1, (СНз)45п и, ф.] ввел понятие об атомности валентности), численно выражающей способность атома данного элемента вступать в соединение с определенным числом атомов другого элемента. Приняв валентность водорода равной единице, можно считать, что валентность других элементов является числом, показывающим, со сколькими атомами водорода (или иного одновалентного элемента) может соединиться атом данного элемента. [c.104]

В работах Э. Франкланда (1852—1855), А. Кекуле (1857—1858) и А. М. Бутлерова (1861 —1870) валентностью (или атомностью) была названа целочисленная величина, выражающая количество единиц сродства свободного атома любого элемента. Было установлено, что атом водорода имеет одну единицу сродства, атом кислорода — две, атом углерода — четыре и т. д. И хотя валентность в работах названных химиков рассматривалась как причина образования попарных межатомных химических связей и устанавливалась по числу этих связей, т. е. по следствию, никакой путаницы и никакого отождествления причины и следствия, валентности и химической связи на первых порах не было. Например, А. М. Бутлеров отчетливо указывал на то, что каждому атому прирож-дено определенное количество силы, производящей химические явления , и что при химическом соединении потребляется (связывается, переходит в новую форму) часть этой силы или все ее количество . Например, в случае образования из углерода, наделенного четырьмя единицами сродства, диоксида углерода происходит связывание всех единиц, в случае же образования оксида углерода связываются лишь две единицы сродства, а две остаются свободными [c.55]

Атом каждого элемента характеризуется определенной способностью вступать в химическое взаимодействие с другими элементами в строгом соответствии с его атомностью (т, с, валентностью), выражаемой числом ел1М1И1Д сродгтва, [c.82]

Механизм явления полупроводимости для случая собственного полупроводника (например, кристалла германия) можно представить при помощи такой энергетической схемы. Каждый атом германия содержит 4 валентных электрона 4зЧр (табл. ХХ-1). В невозбужденном (нормальном) состоянии атома элемента все эти электроны связаны со своими атомными остовами. Наложение на кристалл обычного электрического поля не может порвать указанную связь (для этого требуются поля, соразмерные с внутриатомными), и валентные электроны не являются носителями тока. [c.454]