Элементы кайносимметричные

Характеристика элементов подгруппы галлия. Подобно типическим элементам, металлы подгруппы галлия являются 5/7-элементами. Несмотря на то что элементы подгруппы галлия — типовые аналоги, наблюдаются особенности в свойствах отдельных ее представителей. Элемент галлий непосредственно следует за первой десяткой кайносимметричных переходных 3 -металлов, для которых особенно сильна -контракция. Поэтому атомный радиус галлия меньше таковых не только его более тяжелых аналогов, но и алюминия. Вследствие этого ионизационные потенциалы галлия более высокие и связанные с ними энергетические характеристики отличаются от его аналогов. Уже у элементов ИВ-группы заметна тенденция к уменьшению степени окисления сверху вниз, в частности для ртути. Такое понижение положительной степени окисления еще более заметно и подгруппе галлия, В этом в определенной мере проявляется горизонтальная аналогия. Уже для таллия степень окисления +1 более стабильна, чем характеристическая степень окисления +3. Вследствие с1- и особенно /-контракции переход от индия к таллию сопровождается только незначительным увеличением атомного радиуса. В то же время ионизационные потенциалы таллия заметно больше, чем индия. Дело в том, что оба бз -электрона атома таллия подвержены сильному эффекту проникновения через двойной экран и /-электронных облаков. В результате 5-электроны с трудом участвуют в образовании химических связей. Этот факт получил наименование концепции инертной электронной пары. Поэтому у таллия часто валентным является бр-электрон, который, переходя к окислителю, превращает таллий в устойчивый ион Т1(+1). По этой причине производные Т1(+1) почти не проявляют восстановительных свойств и, наоборот, производные Т1(+3) являются сильными окислителями. [c.156]

Особенности химии магния. В отличие от бериллия магний не является кайносимметричным элементом, В невозбужденном состоянии два его валентных электрона находятся на Зз-орбитали. В силу этого ионизационные потенциалы магния меньше, чем бериллия, а потому соединения магния характеризуются большей долей ионности связи. Не случайно многие авторы относят магний к щелочноземельным металлам. По комплексообразовательной способности магний также уступает бериллию. Комплексы магния с органическими лигандами очень важны для жизнедеятельности живых организмов (например, хлорофилл) . Поэтому магний является одним из главных элементов бионеорганической химии. По металлохимическим свойствам магний также более близок к щелочно-земельным металлам. [c.129]

Отметим еще одно важное обстоятельство, существенно влияющее на закономерности изменения свойств переходных металлов. Дело в том, что у элементов ряда S —Zn (вставная декада 4-го периода) заполняющаяся Зс(-оболочка появляется впервые и является кайносимметричной. Вследствие этого наблюдается более прочная связь З -электронов с ядром, чем у 4 - и 5 -элементов. Это наиболее наглядно иллюстрируется значениями 3-го потенциала ионизации, отвечающего отрыву первого -электрона. В самом деле, сравнивая эти величины для элементов начала декад (S —Y—La), можно видеть, что хотя сверху вниз потенциалы ионизации и уменьшаются, это у.меньшение немонотонно при переходе от S к Y 3-й потенциал ионизации уменьшается на 4В, а от Y к La — всего на 1В. В дальнейшем в рядах -металлов эта закономерность так четко не прослеживается, потому что на нее накладывается лантаноидное сжатие. Подобное же положение характерно и для 4/-элементов по сравнению с остальными /-элементами, поскольку 4/-оболочка также является кайносимметричной. Таким образом, первый ряд -элементов и первый ряд /-элементов также обладают своеобразием по сравнению со своими более тяжелыми аналогами, подобно эле.мен-там 2-го периода по сравнению с типическими р-элементами 3-го периода. [c.16]

Наряду с упомянутой выше вторичной периодичностью, являющейся следствием и /-сжатия и появления кайносимметричных 2р- и Зй-орбиталей у первых представителей тип-аналогов, в системе элементов Д. И. Менделеева существует еще один тип периодичности в горизонтальных рядах р, с1- и /-элементов. Это так называемая внутренняя периодичность, сущность которой состоит в немонотонном изменении в этих рядах характеристик атомов, отражающих устойчивость заполняющихся валентных электронных орбиталей. Наиболее наглядно внутреннюю периодичность можно проиллюстрировать изменением соответствующих потенциалов ионизации (первого для р-элементов, третьего для й- и /-элементов) в горизонтальных рядах. В самом деле, например, в ряду 2р-эле-ментов (В—N6) первый потенциал ио]]изации, характеризующий отрыв р-электрона от нейтрального атома, у первых трех элементов (В—С—Ы) растет монотонно (8,3 11,3 14,5 В соответственно), л у следующего элемента —кислорода— его значение меньше (13,6 В). В ряду же последующих трех элементов 2-го периода (О—Р—1 е) вновь наблюдается монотонный рост ионизационного потенциала (13,6 17,4 21,6 В соответственно). Таким образом шесть р- элементов отчетливо разделяются на две тройки. [c.19]

В качестве иллюстрации можно привести пары элементов, различие в свойствах которых общеизвестно и может быть объяснено с точки зрения представления о кайносимметричных орбиталях. В самом деле, водород (1 5 ) значительно менее металличен , чем литий (2s ), а бор (2s 2/7 ) и углерод (2з 2р ) менее металличны, чем алюминий (Зс ЗрО и кремний (Зз Зр-). Эти особенности кайносимметричных элементов обусловлены меньшим экранированием валентных электронов. Внутренние максимумы радиального распределения электронной плотности для некайносимметричиых валентных орбиталей совпадают с аналогичными максимумами заполненных внутренних орбиталей той же симметрии. Вследствие этого некай-носимметричные электроны испытывают значительно больший эффект экранирования, из-за чего их связь с ядром существенно слабее по сравнению с кайносимметричными электронами. [c.14]

Химия титана отличается от химии его аналогов. Поскольку титан является кайносимметричным элементом, его Зй-электроны значительно прочнее связаны с атомным ядром. Поэтому третий и [c.232]

Используя представления о кайносимметрии, можно выделить более тонкий вид электронной аналогии, так называемую слоевую аналогию (в дополнение к групповой и типовой аналогии). Слоевыми аналогами называют элементы, которые являются типовыми аналогами, но не имеют внешних или предвнешних кайносимметричных электронов. К таким аналогам относятся, например, в IA-группе К, Rb, s и Fr, а Li и Na не являются слоевыми аналогами с остальными щелочными металлами, поскольку у Li присутствует внешняя кайносимметричная 2р-оболочка (вакантная), а у Na кайносимметрнчная заполненная 2р-оболочка является предвнеш-ней. В ПА-группе слоевыми аналогами являются щелочно-земельные металлы (подгруппа кальция), а в П1А-группе — элементы подгруппы галлия и т. д. С точки зрения электронного строения слоевые аналоги являются между собой полными электронными аналогами. Поэтому рассматривать химические свойства элементов группы мы будет в такой последовательности первый типический элемент, второй типический элемент, остальные элементы главной подгруппы, элементы побочной подгруппы. Например, в И1 группе отдельно рассматриваются бор, алюминий, подгруппа галлия, подгруппа скандия в V группе — азот, фосфор, подгруппа мышьяка, подгруппа ванадия п т. п. [c.15]

Интересно обратить внимание и на степень перекрывания орбитальных облаков как в ионных кристаллах, так и в двухатомных молекулах газообразных окислов и фторидов щелочноземельных и щелочных металлов (см. т. 1, стр. 162 и 228). В то время как атомы р-элементов переходят в состояние катионов с большими эндоэффектами и стремятся к образованию ковалентных связей, атомы <1- и /-элементов склонны терять внешние электроны и чаще фигурируют в химии в виде катионов. Поэтому для р-элементов более существенное значение имеет кайносимметричная характеристика нейтральных атомов, а для й- и /-элементов важны свойства кайносимметричных катионов с их обнаженными с1- и /-электронными слоями. [c.39]

ВОДОРОД и ГЕЛИЙ КАК ПРОТОТИПЫ ХИМИЧЕСКИ АКТИВНЫХ И ХИМИЧЕСКИ ИНЕРТНЫХ ЭЛЕМЕНТОВ И КАК КАЙНОСИММЕТРИЧНЫЕ ТИПИЧЕСКИЕ ПРЕДСТАВИТЕЛИ ГОМОЛОГИЧНЫХ ИМ ПО П УППЕ ЩЕЛОЧНЫХ И ЩЕЛОЧНОЗЕМЕЛЬНЫХ МЕТАЛЛОВ [c.154]

ТИПИЧЕСКИЙ РЯД 2р-КАЙНОСИММЕТРИЧНЫХ ЭЛЕМЕНТОВ И ХАРАКТЕРИСТИКА АЗОТА КАК ОСОБОГО ПРЕДСТАВИТЕЛЯ [c.247]

Кайносимметричные электроны, будучи близко расположенными к ядру и прочно с ним связанными, придают атомам 15- и 2р-элементов известную жесткость (малую поляризуемость) электронной оболочки, большие потенциалы возбуждения валентных состояний и ионизации и целый ряд других свойств, ведущих к химическому замораживанию реакций при обычных температурах этому же способствуют малые массы 15- и 2р-атомов, а также низкие заряды их ядер. Все эти свойства важны как охранная функция в отношении устойчивости (при невысоких температурах) сложных скелетов органических соединений, предоставивших природе почти неисчерпаемый выбор индивидуально пригодных к разнообразным биохимическим функциям соединений. [c.355]

На основе современных квантово-механических представлений об электронном строении атомов можно детально проанализировать структуру периодической системы. При этом выявляются не только наиболее общие закономерности в изменении свойств элементов (расположение их по группам и подгруппам), но и более тонкие детали, позволяющие объяснить вторичную и внутреннюю периодичность, горизонтальную и диагональную аналогии. Одним из важных представлений, объясняющих немонотонный характер изменения свойств элементов в пределах группы, является представление о кайноспмметричных орбиталях и кайносимметричных элементах. [c.5]

В дальнейшем, по мере углубления теоретических представлений о свойствах атомов (эффекты проникновения и экранирования, р-, й-, /-контракция учение о кайносимметричных и некайносим-метричных орбиталях и др.), появилась возможность обосновать наряду с групповой, типовой и другими вертикальными аналогиями вторичную, внутреннюю и горизонтальную аналогии. Кроме того, были объяснены специфические особенности химии первых типических элементов, а также первого ряда элементов вставной декады . Таким образом, по мере углубления представлений о строении вещества открываются новые возможности в понимании периодического закона, который находится в постоянном развитии. Поражает интуиция Д. И. Менделеева, который в Основах химии писал Периодический закон не только ждет новых приложений, но и усовершенствований, подробной разработки и свежих сил... По-видимому, периодическому закону будущее не грозит разрушением, а только надстройка и развитие обещается . [c.7]

Орбитальные радиусы р-элементов в пределах каждого периода также закономерно и монотонно уменьшаются, однако это уменьшение более плавное, чем у s-элементов. Если же рассматривать изменение радиусов р-элементов в каждой группе с ростол числа слоев, то обращает на себя внимание немонотонность этого изменения. Радиусы кайносимметричных 2р-элементов заметно меньше, чем у их более тяжелых и некайносимметричиых аналогов. Вследствие этого, например, во 2-м периоде раднус бора меньше, чем радиус предшествующего бериллия, а в 3-м периоде орбитальный радиус алюминия оказывается несколько большим, чем у магния. Прп переходе от р-элементов 3-го периода к р-элементам 4-го периода в пределах каждой группы наблюдается очень незначительное увеличение орбитального радиуса (Si—Ge, Р—As, S—Se, l—Br, Ar—Kr), a для элементов ПГ группы — даже его уменьшение от А к Ga, что объясняется d-сжатием. При переходе в пределах одной группы от р-элементов 4-го периода к 5-му, а затем и к б-му (Ge— Sn—Pb, As—Sb—Bi и т. д.) наблюдается увеличение орбитальных радиусов. Однако в П1А-группе (Ga—In—Tl) орбитальный радиус меняется немонотонно от Ga к In увеличивается, а затем уменьшается (Т1). Последнее также обусловлено влиянием лантаноидного сжатия, которое уже не проявляется в явном виде у следующих за таллием р-элементов 6-го периода. [c.18]

Особенности бериллия. В нормальном состоянии оба валентных электрона бериллия находятся в состоянии 2s. При химическом взаимодействии атом бериллия возбуждается и один из 25-электронов промотирует на 2/ -орбиталь. Появление одного электрона на кайносимметричной 2/7-орбитали определяет сиецифические особенности химии бериллия. Бериллий может проявлять максимальную ковалентность, равную 4 2 связи по обменному механизму и 2 — но донорио-акцеиторному. Первый потенциал ионизации бериллия наибольший не только среди элементов ПА-грунпы, но больше [c.125]

С другой стороны, своеобразие первого ряда типических элементов заключается в том, что у них -орбитали появляются в п е р-в ы е. Функция радиального распределения электронной плотности для этих орбиталей имеет один максимум. Орбитали, которые появляются впервые, называются кайносимметричными [кайнос (греч.)— новый, т. е. ноЕЫй тип симметрии орбиталей]. К таким орбиталям относятся 15, 2р, Зй, 4/ и т. д. Для всех таких орбиталей и характерно наличие единственного максимума на кривой радиального распределения электронной плотности. В отличие от перечисленных все остальные орбитали той же симметрии имеют дополнительные максимумы на кривых радиального распределения электронной плотности Так1 м образом, для кайносимметричных орбиталей характерно отсутствие внутренних заполненных орбиталей той же симметрии. Это приводит к усилению связи кайносимметричных электронов с ядром, уменьшению атомных орбитальных радиусов, повышению потенциалов ионизации, а следовательно, к ослаблению металлических свойств кайносимметричных элементов по сравнению с некайносимметричными. [c.14]

Н, Не) и особые свойства р-элементов 2-го периода (первый ряд типических элементов) по сравнению с другими типическими элементами (3-й период). Действительно, водород н гелий, обладающие кайносимметричными ls-орбиталями, характеризуются непомерно высоким потенциалом ионизации (13,6 В и 24,6 В соответственно). Бор (первый типический элемент третьей группы), у которого налицо один кайносимметричный 2/з-электрон, имеет первый ионизационный потенциал 8,3 В. У второго типического элемента той же группы алюминия /i= 5,9 В, т. е. намного Menbud , чем у бора, из-за некайносимметричности Зр-орбитали А1. [c.15]

В силу кайносимметричности З -оболочки и обусловленной этим повышенной прочности связи Зй-электронов с ядром высшие степени окисления (более -(-3) для элементов триады железа малохарактерны, а отвечающие номеру группы не достигаются вообще. Наиболее типичны для них степени окисления +2, -f3. При этом у железа степень окисления +3 заметно устойчивее, чем +2, поскольку на Зс/-оболочке существует лишь один лишний электрон сверх устойчивой -конфигурации. С дальнейшим увеличением числа электронов на Зй-орбиталях тенденция к их участию в химическом взаимодействии уменьшается. Поэтому у Со обе характерные степени окисления устойчивы примерно в равной мере, а у Ni более стабильна степень окисления +2. В жестких условиях, под действием энергичных окислителей могут проявляться и более высокие положительные степени окисления вплоть до +6. С другой стороны, для элементов триады железа особенно характерна отмеченная ранее для Сг и Мп склонность к образованию карбонилов, в которых степень окисления элементов равна нулю. [c.399]

В рядах ( -элементов орбитальный радиус в пределах каждого периода уменьшается еще более плавно, чем у s- и р-элементов. В пределах каждой В-групиы, как и для s- и р-элементов, наблюдается немонотонное изменение орбитального радиуса увеличение при переходе от 3d- к 4й-элемептам и уменьшение от 4d- к Sii-эле-ментам. Следствием этого является и немонотонное изменение других характеристик атомов, определяющих их свойства (потенциал ионизации, электроотрицательность и т. п.). Это явление получило название вторичной периодичности. Для -элементов такая немонотонность объясняется тем, что впервые появляющаяся З -оболоч-ка является кайносимметричной и обусловливает меньший орбитальный радиус элементов первой вставной декады. Уменьшение орбитального радиуса 5й-элементов обусловлено, как и в преды-дугцггх случаях, лантаноидной контракцией. [c.18]

С другой стороны, бор, находящийся слева от границы Цинтля, обладающий дефицитом валентных электронов, в виде простого вещества характеризуется неметаллическими свойствами. Из-за кайносимметричности 2/з-орбиталн и вследствие этого высоких значений потенциала ионизации и электроотрицательности бора имеет место затруднение к обобществлению электронов в пределах всего кристалла. В силу дефицита валентных электронов в кристаллических модификациях бора наблюдается их обобществление, которое ограничено локальными атомными группами. Поэтому бор образует Рис. 4. Икосаэ-сложные кристаллические решетки, структурным др — элемент кри-элементом которых служит икосаэдр (рис. 4), сталлической струк-который является своеобразным кластером , моди "°аци й бор состоящим из 12 атомов бора. [c.31]

Обращает на себя внимание то, что первый потенциал ионизации в ряду Мп—Тс—Не изменяется немонотонно от марганца к технецию уменьшается, что связано с увеличением атомного радиуса, а от технеция к ренню заметно возрастает, хотя атомные радиусы последних двух элементов близки. Это связано с заметным проникновением б8-электронов рения под экран заполненной 4/-оболочки. Увеличение первого потенциала ионизации у рения приводит к возрастанию химического благородства этого металла по сравнению с его более легкими аналогами. Все остальные потенциалы ионизации, а также сумма семи потенциалов ионизации убывают от марганца к рению. При этом соответствующие потенциалы ионизации более близки для технеция и рения и отличаются от таковых для марганца, что и подтверждает большее сходство между двумя последними представителями УИВ-группы. Об этом же говорят и близкие значения атомных радиусов, и одинаковые значения электроотрицательностей. Следует подчеркнуть, что заметное отличие марганца от двух последующих элементов УПВ-группы обусловлено не только эффектом лантаноидной контракции, но и кайносимметричностью З -орбиталей у Мп, приводящей к повышенным значениям потенциалов ионизации 1з—I,, отвечающих отрыву -электронов. [c.372]

Явно выраженная периодичность характерна для энтальпий атомизации простых веществ (рнс. 6). Для элементов малых периодов кривая зависимости энтальпии атомизации от атомного номера нроходит через четко выраженный максимум, приходящийся на элементы IУА-группы (Сал , 31). Это обусловлено, с одной стороны, упрочнением связей в кристаллах по мере увеличения числа валентных электронов от одного до четырех, а с другой — уменьшением прочности кристаллической решетки за счет уменьшения координационного числа ковалентных структур по правилу 8—N после 1УА-группы. Минимумы на кривой соответствуют кристаллам благородных газов, образованным за счет слабых сил межмолекулярного взаимодействия. В больших периодах для 5- и р-элементов (главные подгруппы) эта закономерность также просматривается. Однако на нее накладывается изменение энтальпий в рядах переходных металлов. При этом для металлов первой вставной декады, обладающих кайносимметричными Зй-электронами, наблюдается четко выраженная внутренняя периодичность, обусловленная осо- [c.34]

Особенности лития. В отличие от водорода у лития па кайносимметричной 2р-орбитали пет еще ни одного электрона. Имеющийся один электрон 25-орбнтали не является кайносимметрнчным. Это один из главных аргументов, почему водород не может быть предшественником лития по группе 1А. Как и другие л еталлы 1А-груп-пы, литий стабильно проявляет степень окисления +1. Тем не менее из-за наличия кайносимметричной 2р-оболочки химия лития существенно отличается от химии его аналогов по группе. В степени окисления +1 литий по сравнению с другими элементами 1А-груп-пы является лучшим комплексообразователем. Этим, в частности, объясняется большая отрицательная величина (—3,02 В) стандартного электродного потенциала лития. Дело в том, что энтальпия гидратации катионов лития сравнительно велика (—=468,6 [c.111]

Третья группа элементов периодической системы — самая эле-мептоемкая. Она содержит 37 элемеитов, включая лантаноиды и актиноиды. Все элементы III группы, за исключением бора, являются металлами. Первый типический элемент бор — неметалл. В какой-то мере бор выполняет роль переходного элемента от металлического бериллия к углероду. Но 1юскольку у атома бора уже в нормальном состоянии на кайносимметричной 2уО-орбитали имеется один электрон (а в возбужденном состоянии 2 электрона), он функционирует как неметалл. Наконец, в третьей груние наблюдается наименьшая разница в свойствах элементов IIIА- и ШВ-групп. Элементы подгруппы галлия, как и А1, являются б р-металлами. В отличие от пих элементы подгруппы скандия принадлежат к sii-металлам. Но в характеристической степени окисления +3 элементы подгруппы галлия имеют внешнюю электронную конфигурацию (n—l)d а типовые аналоги скандия, как и А1(+3),— электронную структуру благородных газов Поэтому некоторые авторы располагают [c.137]

В целом VIII группа состоит из инертных (Не, Ме) и благородных газов (Аг, Кг, Хе, Пп), объединяемых в УША-группу, и металлов УПШ-группы. УПШ-группа также резко отличается в структурном отношении от остальных групп периодической системы. В ее состав входят 9 элементов, объединяемых обычно в горизонтальные триады железа (Ре, Со, N1), рутения (Ки, КН, Рс1) и осмия (Оз, 1г, Р1). Однако триада железа заметно отличается по свойствам от двух остальных триад в силу кайносимметричности Зй-оболочки. Поэтому прн рассмотрении свойств элементов УШВ-группы выделяют элементы семейства железа и платиновые металлы, включающие остальные элементы. Кроме того, семейство платиновых металлов целесообразно подразделить на три вертикальные диады (Ки—Оз, КЬ—1г, Рс1—Р1), в пределах которых свойства элементов особершо близки, что обусловлено лантаноидной контракцией. Поэтому характер аналогии среди элементов УШВ-группы можно выразить схемой [c.388]

Впервые в 4-м и 5-м периодах превентивное появление 5-электронов в атомах щелочных (К и КЬ) и щелочноземельных металлов (Са и 8г) оказывается необходимым предварительным условием для построения в атомах глубинных экранов из М-(5с—2п) и 4 -элементов (V — С(1) уровни незаселенных Ы- и 4/-вакансий лежат в первых четырех периодах системы так высоко над остовом атома, что только 4 -вакансии (которые все же имеют под своей главной плотностью один внутренний добавочный максимум) способны быть заселенными в 5-м периоде кайносимметричные 4/-вакансии заселяются только в 6-м периоде под трехэлектронным внешним экраном, когда кроме превентивного заселения внешнего -экрана двумя электронами в атомах Сзб5 и Ваб5 , которое влечет за собой появление 5й-электрона в атоме Ьа заселяется, наконец у лантаноидов и 4/-вакансия под внешним экраном [c.10]

Энергии возбуждения валентных состояний высших ступеней окисления для атомов кайносимметриков увеличены симбатно с ионизационными потенциалами, а потому понятна большая вероятность снижения высших валентностей именно в соединениях элементов кайносимметриков. Сопоставление с фактами показывает, что участки сниженного диапазона ступеней окисления повторяются в действительности именно в областях, занимаемрлх в Системе кайносимметричными сериями элементов. [c.39]

Во втором периоде (типическом) азот и, в особенности, кислород и фтор в отличие от элементов третьего периода фосфора, серы и хлора — имеют заметную тенденцию к снижению своих высших ступеней окисления и к ослаблению прочности одиночных гомонуклеарных связей. Правда, различие свойств элементов второго периода от элементов третьего периода уже не столь резко, как это было для Н и Не при сравнении их с металлами I и П групп. Это вполне естественно, так как кайносимметричность Н и Не особенно сильно проявлена между 15 -электронами и ядром нет никакого экрана, а 2р-электроны второго периода прежде всего более многочисленны (6 вместо 2) и отталкивают друг друга кроме того, они отталкиваются от 25 - и 15 -электронов. [c.40]

Зd-элeктpoн процесс для Сг и Си совершается экзотермически, а для остальных элементов эндотермически для катионов замещение 45 на М во всех случаях экзотермично. Катионизация способствует значительно более успешной конкуренции состояний в пользу кайносимметричных Зd- o тoя-ний, которым отвечает более быстрый прирост значений эффективного ядерного заряда (см. рис. 13). [c.89]

В отличие от -электронов переход от ранних к поздним р-элементам сопровождается изменениями в свойствах, зависящими преимущественно от быстрого затухания 2р-кайносимметричности при переходе к Зр, 4р, 5р. .. рядам, а не от изломов при образовании электронных пар. [c.92]

Кроме групповых линий для 5-электронов элементов главных и дополнительных подгрупп Системы на рис. 60 намечены внутренние бент-экраны Зд-, 4й-, 5(1-, 6й-, 7й-электронов, а также 4/-, 5/-, 6/- и 5 "-электронов. Самыми глубокими оказываются кайносимметричные экраны М, 4/ и 5 . После заполнения экран продолжает существовать, но уже не пополняется более, не имея свободных вакансий. Некайносимметричный 4й-экран располагается выше З -экрана, что и намечено на рис. 60 пунктиром. Экран 5(1 лежит выше, чем 4(1 и 4/ Ы выше, чем Ъй и 5/ 7й выше, чем 6/, 6й, 5/ и 5 . Экран 5/ лежит выше, чем 4/ и 5й 6/ выше, чем 6й, Ъй, 5/ и бй. [c.115]

Прочность межуглеродных связей по сравнению со связями N—N. О — О и Р—Р, по-видимому, зависит не только от возможности образования гибрида атомом углерода. Следует обратить внимание на то, что эффективный ядерный заряд, действующий на 2р-электроны таких элементов, как Ы, О, Р, заметно превышает эффективный заряд, подвергающий притяжению 25-электроны в 3-м периоде, наоборот, Зр-электроны атомов Р, 8, и С1 находятся под влиянием меньшего эффективного заряда, чем 35-электроны. Факт этот находится в близком отношении к кайносимметричности 2р-электронов. [c.196]

Перечислим для азота сходные черты, сближающие его с кислородом, как с членом того же кайносимметричного ряда 2р-элементов. Здесь следует упомянуть высокие потенциалы возбуждения и ионизации атома и, как следствие, отсюда отсутствие высоких ступеней окисления и катионизации, а также неметаллические (диэлектрические) свойства свободного кристаллического азота. Затем важно отсутствие образования длинных гомонуклеарных цепей и малая прочность одиночных связей—N—N— [c.267]

Что касается важной проблемы о специфичности биогенных элементов, то, к сожалению, она недостаточно разработана и анализ ее почти что ограничен интересной публикацией Уольда [41, развившего рассуждения о специфических особенностях элементов 3-го периода Системы, в частности Р и 5. Между тем по данному вопросу, видимо, можно было бы высказать гораздо больше интересных соображений. Одно из них можно обосновать понятием о кайносимметрии, в особенности в приложении к типическим 15 н 2р- кайносимметрикам, а также к особым свойствам элементов 3-го периода, способным в своей донорно-акцепторной связи использовать кайносимметричные Зс(-электронные состояния. [c.355]

Малые длины связей между кайносимметричными и немногослойными атомами С позволяют совершаться перекрыванию облаков л-электронов, а потому для химии углерода весьл а характерны кратные связи в отличие от химии кремния. Углерод можно назвать полидесмогеном , т. е. элементом — образователем двойных и тройных связей. Эти связи настолько прочны (этому способствует заметно и энергия корреляции) и вместе с тем в отсутствие катализаторов и высоких температур настолько мало реакционноспособны (достаточно вспомнить необходимость платинового катализатора при гидрировании этиленовых производных), что органическая химия богата мономерами даже среди класса ненасыщенных соединений, молекулы которых могли бы полимеризоваться с разрывом кратных связей, если бы при помощи катализаторов была преодолена их инертность. Напомним, что и молекулы СО для своего сгорания в кислороде требуют катализаторов. Этилен полимеризуется при низких давлениях и температурах лишь в присутствии катализаторов, например, смеси триэтилалюминия и четыреххлористого титана. [c.358]

В дальнейшем, по мере углубления теоретических представлений о свойствах атомов (эффекты проникновения и экранирования, р-, -, /-контракция, учение о кайносимметричных и некайносимметричных орбиталях и др.), появилась возможность обосновать наряду с групповой, типовой и другими вертикальными аналогиями вторичную, внутреннюю и горизонтальную аналогии. Кроме того, были объяснены специфические особенности химии первых типических элементов, а также первого ряда элементов вставных декад. Таким образом, по мере углубления представлений о строении вещества открываются новые возможности в понимании Периодического закона, который находится в постоянном развитии. [c.227]

С другой стороны, своеобразие первого ряда типических элементов заключается в том, что у них р-орбитали появляются впервые. Функция радиального распределения электронной плотности для этих орбиталей имеет один максимум. Орбитали, которые появляются впервые, называются кайносимметричными (от греч. "кайнос" — новый, т.е. новый тип симметрии орбиталей). К таким орбиталям относятся 1я, 2р, сЫ, 4/ и т.д. Для всех таких орбиталей и характерно наличие единственного максимума на кривой радиального распределения электронной плотности. [c.231]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология