Электронный слой

Р е ш е и и е. Составляем электронную формулу атома кремния 15 25 2р 35 3/ . Валентными орбиталями в этом атоме являются орбитали внешнего (третьего) электронного слоя, т. е. 35-, Зр- и незаполненные Зс(-орбитали. Графически схема заполнения [c.41]

Какое максимальное число электронов может содержать атом в электронном слое с главным квантовым числом л =4 [c.44]

Поляризующее действие иона (т. е. его способность деформировать, поляризовать другой ион) возрастает с увеличением заряда и уменьшением радиуса иона и сильно зависит от его электронной структуры. Ионы с благородногазовой электронной конфигурацией (например, Са +, Ва +) оказывают более слабое поляризующее действие, чем ионы с незавершенным электронным слоем (Т1 +, Ре +, РЬ + и т. п.). Наиболее сильное поляризующее действие (при одном и том же заряде иона) проявляют ионы с 18-электронной структурой внешнего слоя (Си+, А +, 1п +, Сс1 +, Н +). [c.68]

Десять -элементов, — начиная со скандия и кончая цинком,— принадлежат к переходным элементам. Особенность построения электронных оболочек этих элементов, по сравнению с предшествующими (5- и р-элементами) заключается в том, что при переходе к каждому последующему -элементу новый электрон появляется не во внешнем ( = 4), а во втором снаружи ( — 3) электронном слое. В связи с этим важно отметить, что химические свойства элементов в первую очередь определяются структурой внешнего электронного слоя их атомов и лишь в меньшей степени зависят от строения предшествующих (внутренних) [c.95]

Поляризуемость ионов с аналогичным электронным строением возрастает с ростом ионного радпуса (т. е. с увеличением числа электронных слоев). Так, по возрастанию поляризуемости ионы можно расположить в следующие ряды [c.68]

В подгруппах же элементов с возрастанием порядкового номера элемента (увеличение числа электронных слоев) раз.меры атомов в общем увеличиваются, а энергия ионизации уменьшается. Характер изменения сродства к электрону (см. рис. 14) в периодах и подгруппах [c.264]

Первый энергетический уровень (/(-слой, п=1) содержит только -подуровень, второй энергетический уровень -слой, п = 2) состоит нз - и р-подуровней и т. д. Учитывая это, составим таблицу максимального числа электронов, размещающихся в различных электронных слоях (табл. 2 на стр. 88). [c.87]

Индукционное взаимодействие. Установлено, что раствори — тели, обладающие значительным дипольным моментом, способны индуцировать дипольный момент у молекул асимметричной и сла— боасимметричной структуры. Следовательно, индуцированию подвержены как полярные, так и некоторые неполярные углеводороды масляного сырья. Поляризации подвержены в большей степени полициклические ароматические углеводороды, у которых ароматические кольца слабо экранированы нафтеновыми циклами и короткими алкильными цепями (то есть голоядерные). Под влиянием элв стростатического поля растворителя в таких молекулах масляной фракции возникает дeфopмai ия внешнего электронного слоя, что приводит к неравномерному распределению зарядов на отдельных участках молекул. В результате неполярная молекула временно превращается в индуцированный диполь. Молекулы с индуцированным дипольным моментом подвергаются далее ориентационному взаимодействию и переходят и раствор полярного растворителя. Индукционные силы взаимодействия зависят от силы электростатического поля полярной молекулы, то есть от значения дипольного момента и химической природы неполярных молекул, а именно от способности их поляризоваться. Индуцированный дипольный момент пропорционален напряженности поля Е, то есть =аЕ, где а характеризует степень поляризуемости индуцированной молеку — лы. [c.215]

Изменение атомных и ионных радиусов в периодической системе имеет периодический характер (рис. 17). В периодах атомные и ионные радиусы по мере увеличения заряда ядра в общем уменьшаются. Наибольшее уменьшение радиусов наблюдается у элементов малых периодов, так как у них происходит заполнение внешнего электронного слоя. В больших же периодах в пределах семейств й- и /-элементов наблюдается более плавное уменьшение радиусов. Это уменьшение называется соответственно й- и -сжатием. [c.38]

В 5-м периоде заполнение электронных слоев и подслоев происходит, как и в 4-м периоде, а именно у двух первых ( -элементов Rb и 5г) и шести последних ( о-элементов 1п—Хе) заполняется внешний слой. Между 5- и 7-элементами располагаются десять -элементов (У—Сс1), у которых заполняются -орбитали предвнешнего слоя (4 -подсюй). [c.27]

Рентгеновское излучение возникает за счет квантовых переходов внутренних электронов атомов. Последнее становится возможным в результате облучения вещества потоком электронов высокой энергии или жесткими рентгеновскими лучами, при котором происходит вырывание электронов из внутренних электронных слоев. На освободившиеся орбитали переходят электроны из более далеких от ядра слоев (рис. 85), что и сопровождается выделением квантов рентгеновского излучения. [c.141]

Если же исходить из того, что для завершения внешнего электронного слоя атому водорода не хватает одного электрона, то водород следует поместить в VII группе. Кроме того, как и атомы галогенов, атомы водорода характеризуются высокими значениями энергии ионизации. Многие ученые помещают водород в VII группу периодической системы. Вместе с тем водород—элемент особый, и размещение его в той или иной группе таблицы в значительной мере условно. [c.272]

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

Бром и его аналоги — неметаллические элементы. Но с увеличением числа заполняемых электронных слоев атомов неметаллические признаки элементов в ряду Вг — I — ослабевают. Об этом, в частности, свидетельствует уменьшение энергии ионизации и сродства к электрону. Иод и астат проявляют даже заметные признаки амфотер н ости. [c.298]

Пространственная структура молекулы определяется видом гибридизации валентных орбиталей центрального атома и числом неподеленных электронных иар, содержащихся в его валентном электронном слое. [c.65]

В соответствии со строением валентного электронного слоя [c.470]

Здесь точками обозначены электроны, первоначально принадлежавшие атому азота, а крестиками — принадлежавшие атомам водорода. Из восьми внешних электронов атома азота шесть образуют три ковалентные связи и являются общими для атома азота и атомов водорода. Но два электрона принадлежат только азоту и образуют неподеленную электронную пару. Такая пара электронов тоже может участвовать в образовании ковалентной связи с другим атомом, если во внешнем электронном слое этого атома есть свободная орбиталь, Незаполненная 15-орбиталь у меется, например, у иона водорода Н+, вообще лишенного электронов [c.130]

Таким образом, начнь ая с бора (Е —5) и заканчивая нсоном (2 = 10), происходит заполнение р-нодуровня внешнего электронного слоя элементы этой части второго периода относятся, следовательно, к семейству р - э л е м е и т о в. [c.91]

Решение. Как в ионе аммония, так и в молекуле аммиака валентный электронный слой атома азота содержит четыре электронных пары [c.65]

Такая закономерность объясняется увеличением числа электронных слоев и растущим удалением внешних электронов от ядра. [c.100]

Периоды и семейства элементов. Как мы видели, период представляет собой последовательный ряд элементов, в атомах которых происходит заполнение одинакового числа электронных слоев. При атом номер периода совпадает со значением главного квантового числа п внешнего энергетического уровня. Различие в последовательности (аполнения электронных слоев (внешних и более близких к ядру) объясняет причину различной длины периодов. [c.28]

Э( х )ект экранирования заряда ядра обусловлен наличием в атоме между данным электроном и ядром других электронов, которые экранируют, ослабляют воздействие на этот электрон положительного заряда ядра и тем самым ослабляют связь его с ядром. Понятно, чтб экранирование возрастает с увеличением числа внут-эенних электронных слоев. [c.32]

Уменьшение энергии ионизации в подгруппах 5- и р-элементов объясняется усиливающимся (по мере увеличения числа электронных слоев) экранированием заряда ядра электронами, предшествующими внешиим электронам. [c.35]

Пг- электронной конфигурации, а следовательно и по свойствам водорэд занимает в главной подгруппе VII группы особое положение (ом. ниже). Согласно электронной конфигурации атомов (одинаковая ip/ктура внешнего и пргдвнешнего электронных слоев) бром, иод м астат объединяют в подгруппу брома фтор и хлор относят к типи- [c.271]

Атом водорода по сравнению с атомами других элементов наиболее простой по структуре Is . 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 э1ектрон находится непосредственно в сфере действия атомного ядра — у него нет промежуточного электронного слоя. Положительный ион вадорода Н+ представляет собой элементарную частицу — протон. [c.272]

В главную подгруппу VIII группы входят гелий Не, неон Ne, аргон Аг и элементы подгруппы криптона — криптон Кг, ксенон Хе, радон Rn. Их атомы имеют завершенную конфигурацию внешнего электронного слоя Is (Не) и ns np . [c.494]

Решение. В указанном ряду размеры валентных электронных облаков элеменюв (О, 5, Зе, Те) возрастают, что приводит к умен11и1ению степени их перекрывания с электронным облаком атома водорода и к возрастающему удалению области перекрывания от ядра атома соответствующе] о элемента. Это вызывает ослабление притяжения ядер взаимодействующих атомов к области перекрывания электронных облаков, т. е. ослабление связи. К этому же результату приводит возрастающее экранирование ядер рассматриваемых элементов в ряду О—5—5е—Те вследствие увеличения числа промежуточных электронных слоев. Таким образом, при переходе от кислорода к теллуру прочность связи Н—Э умеиыиается. [c.56]

Потому что 1) в молекуле NH3 внешний электронный слой атома азота полностью заполнен элек-i тронами 2) между молекулами NH3 и ВРз возможно образование связи по донорио-акцепторному механизму. [c.246]

Птак, максимальное число электронов на 5-подуровне каждого электронного слоя равно 2. При / = 1 (р-подуровень) возможны уже три различных значения магнитного квантового числа (—1, О, 4-1)- Следовательно, на р-подуровне имеется три орбитали, каждая из которых может быть занята не более чем двумя электронам и. Всего иа р-подуровне может разместиться б элек-тропов [c.87]

Продолжим рассмотрение электронного строения атомо . Мы остановились на атоме аргона, у которого целиком заполнены 3s- и Зр-подуровнн, но остаются незанятыми все орбитали З -под-уровня. Однако у слсдуюилих за аргоном элементов — калия (Z = 19) и кальция (Z = 20) —заполиение третьего электронного слоя временно прекращается и начинает формироваться -подуровень четвертого слоя электронное строение атома калия выражается формулой ls 22s 2//3i 3p 4.s , атома кальция [c.92]

Благодаря отсутстьию у атомов лаитаноадов существенных различий в ст )уктуре внешнего н нрсдииршиего электронных слоев, все лантаноиды проявляют болг.шое сходство в химических свойствах. [c.97]

С началом застронки нового электронного слоя, более удален ного от ядра, т. е. при переходе к следующему периоду, атомные радиусы возрастают (сравните, например, радиусы атомов фтора и натрия). В результате в пределах подгруппы с возрастанием заряда ядра размеры атомов увеличиваются. Приведем в качестве примера значения атомных радиусов (в нм) элементов некоторых главных подгрупп [c.99]

Промежуточных электронных слоев, расположенных между ядром атома и внешними электронами, приводит к более сильному экранированию ядра, т. е. к уменьшер1ию его эффективного заряда. Оба эти фактора (растущее удаление внешних электронов от ядра и уменьшение его эффективного заряда) приводят к ослаблению связи внешних электронов с ядром и, следовательно, к уменьшС нию потенциала ионизации. [c.102]

Для наглядного изображения валентных схем обычно пользуются следующим способом. Электроны, находящиеся во внещ-нем электронном слое, обо и1ячают точками, располагаемыми вокруг химического символа атома. Общие для дву.х атомов электроны показывают точками, помещаемыми между их химическими символами двойная или тройная связь обозначается соответственно двумя или тремя парами общих точек. Применяя эти обозначения, образование молекулы водорода можно представить следующим образом [c.122]

Теперь во пнещнем электронном слое атома углерода иаход. тся четыре неспаренных эле1Строна следовательно, возбужденный атом углерода может участвовать в образовании четы( ех козалент п.1х связей. При этом увеличение числа создаваемых ковалентных свя- [c.128]

Если возбуждение атома, приводящее к увеличению числа неспарениых электронов, связано с очень большими затратами энергии, то эти затраты не, компенсируются энергией образования новых связей тогда такой процесс в целом оказывается энергетически навыгодным. Так, атомы кислорода и фтора 16 имеют свободных орбиталей во внешнем электронном слое [c.129]

Во многих случаях ковалентные связи воз1П1кают и за счет спа-рс1П1ых электронов, имеющихся во внешнем электронном слое атома. Рассмотрим, например, электронную структуру молекулы аммиака [c.130]

Таким образом, внешние электронные слои атома кислорода и центрального атома азота оказываются заполненными здесь образуются устойчивые восьмиэлектроиггые конфигурации. Но во внешнем электронном слое крайнего атома азота размещено только шесть электронов этот атом может, следовательно, быть акцептором еще одной электронггой пары. Соседний же с ним центральный атом азота обладает неподеленной электронной парой и мажет выступать в качестве донора. Это приводит к образованию [c.131]

Атомы всех элементов второго периода имеют во внешнем электронном слое четыре орбитали при отсутствии /-с рбиталей в предыдущем слое. Следовательно, иа валептпых орбиталях этих атомов может разместиться ие более восг.ми электропоз. Это означает, что максимальная ковалентность элементов второго периода равна четырем. [c.132]

Атомы элементов третьего и иоследуюидих периодов могут использовать для образования ковалеитиых связей не только 5- и р-, по также п /-орбитали. Известны соединения -элементов, в которых в образовагши ковалентных связей участвуют 5- и р-орбнтали внешнего электронного слоя и все пять -орбиталей предшествующего слоя в подобных случаях ковалентность соответствующего элемента достигает девяти. [c.132]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология