Электронные оболочки атома

В дальнейшем на электронных схемах мы для упрощения будем указывать только неполностью занятые энергетические уровни, В соответствии с э 1им, строение электронной оболочки атома еле дующего элемента второго периода — бериллия (2 = 4)—выра жается схемой [c.89]

Особенность строения электронной оболочки атома водорода (как н гелия) не позволяет однозначно решить, в какой группе периодической системы он должен находиться. Действительно, если исходить И числа валентных электронов его атома, то водород должен нахо-д.1ться в I группе, что подтверждается также сходством спектров щ,е-лочных металлов и водорода. Со щелочными металлами сближает водород И его способность давать в растворах гидратированный положительно однозарядный ион Н+ (р). Однако в состоянии свободного иона Н + (г) — протона — он не имеет ничего общего с ионами щелочных мгталлов. Кроме того, энергия ионизации атома водорода намного больше энергии ионизации атомов щелочных металлов. [c.272]

ЭЛЕКТРОННАЯ ОБОЛОЧКА АТОМА [c.10]

Строение электронной оболочки атома по Бору. Как уже указывалось, в своей теории Нильс Бор исходил из ядерной модели атома. Основываясь иа положении квантовой теории света о прерывистой, дискретной природе излучения и на линейчатом характере атомны.х спектров, ои сделал вывод, что энергия >лектронов в атоме не может меняться непрерывно, а изменяется скачками, т. е. дискретно. Поэтому в атоме возможны не любые энергетические состояния электронов, а лишь определенные, разрешенные состояния. Иначе говоря, энергетические состояния электронов в атоме квантованы. Переход из одного разрешенного состояния в другое совершается скачкообразно и сопровождается испусканием или поглощением кванта электромагнитного излучения. [c.66]

Нитриты устойчивее НЫОг (в молекуле кислоты ничтожно малый ион Н+, внедряясь в электронную оболочку атома О, ослабляет связь N—0), но только нитриты щелочных металлов плавятся без разложения. При термическом разложении нитритов образуется оксид металла,. N0 и ЫОг. Нитриты щелочных металлов разлагаются выше температуры их плавления, образуя оксиды пли пероксиды металлов, N0 и Оа (так как при высоких температурах N02 распадается на N0 и О2). Нитриты, так же как и НМОг, обладают окислительной и восстановительной активностью. В растворах они постепенно окисляются, переходя в нитраты. [c.409]

Для того чтобы обобществленные электроны оставались на внешних электронных оболочках атомов, эти атомы должны оставаться в контакте друг с другом. Чтобы оторвать один такой атом от другого, необходима значительная энергия. Каждый атом, который образует химическое соединение в результате обобществления пары электронов, обладает валентностью 1. Этот тип валентности получил наименование ковалентность. [c.160]

Результат исследования регистрируется в виде кривой поглощения (рис. 94), которая выражает зависимость поглощения излучения от напряженности магнитного поля. Спиновые переходы ядра зависят от состояния электронной оболочки атома. Поэтому разные молекулы и разные атомные группировки в них поглощают при разной напряженности магнитного поля. Анализ формы и положения пиков на кривой поглощения позволяет делать заключение о структуре соединений. Так, анализ кривой поглощения этилового спирта показывает, что пики (рис. 94) отвечают спиновым переходам протонов соответственно атомных группировок СНз, СНг и ОН. Таким путем подтверждается строение молекулы С2Н5ОН. [c.147]

Строение электронной оболочка атома по Бору 67 [c.67]

Конфигурация внешних электронных оболочек атомов Se, Те, Ро в нормальном состоянии ns p , где /z = 4(Se), 5(Те), 6(Ро). Как и у серы, ш = —2-4--j-6, но если состояние S+ типично, то соединений Ро+ выделить не далось. В ряду S — Se-г Те — Ро усиливается восстановительная и уменьшается окислительная активность. Б частности, реакция [c.456]

Можно ли применить подобные рассуждения к молекулам Да, можно, причем двояко. Во-первых, из спектроскопии известно, что характеристические частоты электронов в молекулярных системах лежат в видимой и ультрафиолетовой областях спектра, тогда как частоты колебаний ядер — в инфракрасной области, так что (oj / u ) 100 и критерий адиабатичности для молекул выполняется (правда, как мы увидим далее, — не всегда). Во-вторых, слоистое строение электронных оболочек атомов и молекул позволяет разделить электроны на группы в зависимости от скорости их движения, так как периоды движения оптических (валентных) электронов и электронов остова существенно различаются. В настоящее время адиабатическое разделение быстрых и медленных электронов применяется главным образом в теории атомов, и мы о нем в дальнейшем говорить не будем, сосредоточив внимание на адиабатическом разделении электронных и ядерных движений. [c.109]

При высоких давлениях получена металлоподобная модификация кремния. Конфигурация внешних электронных оболочек атома кремния в нормальном состоянии а в возбужденном валент- [c.369]

Согласно современной теории атомное ядро имеет оболочечное строение. Протоны и нейтроны независимо друг от друга заполняют ядерные слои и подслои, подобно тому как это наблюдается для электронов в электронной оболочке атома. [c.9]

Строение внешних электронных оболочек атомов Еп Сс] Ас1 °55 Нд Благодаря более высокому заряду ядра [c.594]

Причиной молекулярной ассоциации в водных растворах и многих жидкостях часто является возникновение водородной связи между соприкасающимися полярными частями молекул, содержащих, например, гидроксильные группы (см. стр. 164). Такая ассоциация проявляется также и при адсорбции на адсорбентах, содержащих на поверхности гидроксильные группы, например при адсорбции воды, спиртов, аммиака, аминов и т. п. на поверхностях гидроокисей, т. е. на гидроксплированных поверхностях силикагелей, алюмогелен, алюмосил икатных катализаторов и т. п. адсорбентов. Поверхность силикагеля покрыта гидроксильными группами, связанными с атомами кремния кремнекислородного остова. Вследствие того что электронная -оболочка атома кремния не заполнена, распределение электронной плотности в гидроксильных группах поверхности кремнезема таково, что отрицательный заряд сильно смеш.ен к атому кислорода, так что образуется диполь с центром положительного заряда у атома водорода, размеры которого невелики. Часто молекулы адсорбата, обладающие резко смеш,енной к периферии электронной плотностью или неподеленными электронными парами (например, атомы кислорода в молекулах воды, спиртов или эфиров), образуют дополнительно к рассмотренным выше взаимодействиям водородные [c.496]

Строение внешних электронных оболочек атомов рассматриваемых элементов Т1 2г НГ Не являясь аналогами гермация, олова и свинца в состоянии ш —О, Т1, 7.x и НГ проявляют черты сходства с ними в состоянии ш = 4. На одном примере это показывает рис. 3.101, Из него также ви но, что свойства- соединений элементов в ряду С — 51 — Т1 — 2г — НГ изменяются монотонно (аналогичная закономерность наблюдается в 1П группе элемеитов, см, рис. 3,98). [c.504]

Внешние электронные оболочки атомов имеют строение Мп Тс 4с1 5з , Ке Af od 6s . Высшая степень окисления [c.545]

Строение внешних электронных оболочек атомов Си 3ii" 4s Ag 4d" 5s Au 4f 5d °6s. Ei атомах элементов u, Ag, Au происходит провал s-электрона, приводящий к полному заполнению электронами J-орбнталей. Благодаря наличию одного s-электрона по внешнее слое эти элементы имеют характерную степень окисления + 1. [c.584]

Глава 1. Электронная оболочка атома I [c.11]

Большое различие в физических свойствах можно объяснить сравнительно жесткой валентной электронной оболочкой атома фтора но сравнению с другими галоидами, результатом чего является незначительная поляризуемость молекулы и очень слабые межмолекулярные силы. В этом отношении интересно отметить, что атомная поляризуемость фтора имеет больше сходства с таковой водорода, чем с остальными галоидами, и что можно ожидать даже большого различия между полностью фторированными углеводородами и сполна хлорированными и бромирован-ными углеводородами. Однако имеюш иеся данные недостаточны для точного сравнения. [c.77]

Строение внешних электронных оболочек атомов Ри 4 55 КН 4й855> Р(1 Оз 4f БdЩs 1г 4f 5dЩs Р1 4/ 5 9б5. Проявляемая Ри, и Оз степень окисления +8 отвечает вовлечению в образование связи всех - и о(-электронов этих атомов. В атомах элементов, следующих за Ри и Оз, благодаря увеличению заряда ядра атомов электроны более прочно связаны и это снижает проявляемые этими элементами максимальные степени окисления и делает более устойчивыми низкие степени окисления. [c.574]

Строение внешних электронных оболочек атомов большинства Ln 4f"6s . Таким образом, у большинства лантаноидов происходит провал имеюпгегося у La -электрона на оболочку 4/. Этого провала нет только у Gd (конфигурация 4f 5d 6s ) и у Lu (конфигурация 4f 5d 6s ) формирование 4/оболочки заканчивается на Yb. Наличие конфигурации Р и f у пар элементов соответственно Ей, Gd и Yb, Lu обусловлено устойчивостью этих конфигураций, отвечающих укомплектованию 4/ -оболочки электронами наполовину и полностью. [c.604]

Теперь об эксперименте Дэвиссона и Джермера, Поначалу Дэвиссон искал. .. электронные оболочки атомов, а точнее, изучая отражение электронов от твердых тел, он стремился прощупать конфигурацию электрического поля, окружающего отдельный атом. В 1923 г. совместно со своим учеником Г. Канс-маном он получил кривые распределения рассеянных электронов по углам в зависимости от скорости первоначального (нерассеянного) пучка. Схема опыта показана на рис. 4. В этой установке можно было изменять энергию первичного пучка, угол падения на мишень (поверхность металла) и положение детектора. Согласно классической физике рассеянные электроны должны вылетать во всех направлениях, причем их интенсивность мало зависит от угла рассеяния и еще меньше — от энергии первичного пучка. Почти так и получалось в опытах Дэвиссона и Кансмана. Почти., ., но небольшие максимумы на кривых распределения электронов по углам в зависимости от энергии нерассеянного пучка все-таки были. Исследователи приписали их неоднородности электрических полей около атомов мишени. [c.21]

Выделением энергии сопровождается присоединение одного электрона к атомам кислорода, серы, углерода и некоторым другим. Таким образом, для указанных элементов силы притяжения к ядру дополнительного электрона оказываются большими, чем силы отталкивания между дополнительным электроном и электронной оболочкой атома. [c.35]

Строение внешних электронных оболочек атомов элемеитов ПА-иодгрулпы ns Поскольку заряд ядра атомов этих элементов [c.312]

Конфигурация внешних электронных оболочек атома алюминия 3s 3p. Характерной степени окисления - -3 соответствует строение 2,зЗрхЗ[Уу [c.338]

В отлячие от подгруппы мышьяка в подгруппе ванадия по мере увеличения порядкового номера элемента уплотняются электронные оболочки атомов. Об этом свидетельствуют рост в ряду V—МЬ—Та первой энергии ионизации и характер изменения атомных и ионных радиусов. Вследствие лантаноидного сжатия атомные и ионные радиусы ЫЬ и Та практически одинаковы, поэтому ниобий и тантал по свойствам ближе друг к другу, чем к ванадию. [c.539]

Во спешней электронной оболочке атомы рассматриваемых элементов содержат шесть электронов — два на s-орбитали и четыре па -орбиталн. Атом кислорода отличается от атомон других элементов подгруппы отсутствием ui-иодуровня во внешнем электронном слое [c.373]

Конфигурация внешних электронных оболочек атомов в основном состоянии Ое 5п 4сг °55 р2, РЬ 4/ 5t " 6.s p , Прояв ляемая данными элементами высшая степень окисления +4 отве чает участию в образовании связей всех электронов внешнего слоя. Основной характер оксидов и гидроксидов усиливается с ростом радиусов ионов Э + из оксидов данных элементов наиболее кислотный СеОг, а наиболее основной РЬО. Соединения ЭГ4 похожи на галогениды неметаллов, а ЭГз, особенно РЬГз, — соли. [c.381]

Порядок формирования электронных оболочек атомов можно проследить также по помещенным на форзацах книги вариантам периодической системы элементов Д. И. Менделеева. [c.23]

Строение внешних электронных оболочек атомов щелочных металлов пх. Поэтому они имеют низкие энергии ионизации, уменыиаюищеся при переходе по подгруппе элементов сверху вниз. При этом ослабление связн электрона с ядром вызывается ростом радиуса атома (обусловленного увеличением главного квантового числа внешнего электрона) и экранированием заряда ядра предшествующими внешнему электрону оболочками. Поэтому данные элементы легко образуют катионы Э+, имеющие конфигурацию атомов благородного газа. [c.300]

На Енешнем слое у -элементов находятся 1—2 электрона (пз-со-стояиие), остальные валентные электроны расположены в (п—1) -состоянии предвнешнего слоя. Подобное строение электронных оболочек атомов -элементов определяет ряд их общих свойств. Простые вещества, образованные переходными элементами, являются металлами (число валентных электронов в их атомах заметно меньше числа орбиталей). [c.503]

Конфигурация внешних электронных оболочек атомов серы в нормальном сотоянип рас- [c.445]

Эта схема показывает, что при соединении двух атомов водорода в молекулу каждый из атомов приобретает устойчивую двух-электронную оболочку, подобную электронной оболочке атома гелия. [c.122]

Ка -> N6 + +°е (кроме того, испускается еще один электрон из электронной оболочки атома). Масса продуктов = 21,991385 + + 0,000549 + 0,000549 = 21,992483 а.е.м. Поскольку это меньше, чем масса ""Ка, реакция возможна. [c.563]

Все свойства элементов, определяемые электронной оболочкой атома, закономерно изменяются по периодам и группам периодической системы. При этом, поскольку в ряду элементов-аналогов электронные структуры с X о д н ы, но н е т o fk ji е с т в е н н ы, при переходе от одного элемента к другому в группах и подгруппах на-блюдаегся не простое повторение свойств, а их более или менее отчетливо выраженное закономерное изменение. [c.31]

Конфигурации внещних электронных оболочек атомов в основном состоянии Аз Зd °4s p , 5Ь В1 4f 5d °6s p , [c.426]

Массовое число атома некоторого элемента равно 181, в электронной оболочке атома содержится 73 электрона. Указать число протонов н не1ггронов в ядре атома и название элемента. [c.51]

Атом водорода способен не только отдавать, но и присоединять один электрон. При этом образуется отрицательно заряженный но 1 водорода с электронной оболочкой атома гелия. В виде таких ионов водород находится в соединениях с некоторыми активными металлами. Таким образом, водород имеет двоиотвениую химическую природу, проявляя как окислительную, так и восстановительную способность, в большинстве реакций он выступает в качестве восстановителя, образуя соединения, в которых степень его окисленности равна -+1. Но в реакциях с активными метал- [c.344]

В резулыате этого процесса молекула НС1 расщепляется таким образом, что общая пара электронов остается у атома хлора, который превращается в ион С1 , а протон, внедряясь в электронную оболочку атома кислорода в молекуле воды, образует ион гидро-ксопия П3О+. [c.236]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология