Атом, виды электронная структура

Следует иметь в виду, что последняя схема (как и сами правила Клечковского) не отражает частных особенностей электронной структуры атомов некоторых элементов. Например, при переходе от атома никеля (2 = 28) к атому меди Z = 29) число Зй-электронов увеличивается не на один, а сразу на два за счет проскока одного из 4 -электронов на подуровень Зй. Таким образом, электронное строение атома меди выражается формулой Аналогичный проскок электрона с внешнего - на -подуровень предыдущего слоя происходит и в атомах аналогов меди — серебра и золота. Это явление связано с повышенной энергетической устойчивостью электронных структур, отвечающих полностью занятым энергетическим подуровням (см. 34). Переход электрона в атоме меди с подуровня 4х на подуровень Зс/ (и аналогичные переходы в атомах серебра и золота) приводит к образованию целиком заполненного -подуровня и поэтому оказывается энергетически выгодным. [c.98]

Подобная близость свойств объясняется тем, что в высшей степени окисления атом элемента, находящегося в третьем периоде (в главной подгруппе) и атомы элементов побочной подгруппы приобретают сходное электронное строение. Например, атом хрома имеет электронную конфигурацию 1з Когда хром находится в степени окисления 4-6 (например, в оксиде СгОз), шесть электронов его атома (пять М- и один 4б-электрон) вместе с валентными электронами соседних атомов (в случае СгОз — атомов кислорода) образуют общие электронные пары, осуществляющие химические связи. Остальные электроны, непосредственно не участвующие в образовании связей, имеют конфигурацию отвечающую электронной структуре благородного газа. Аналогично у атома серы, находящегося в степени окисления -Ьб (например, в триокси-де серы ЗОз), шесть электронов участвуют в образовании ковалентных связей, а конфигурация остальных (1з 28 р ) также соответствует электронной структуре благородного газа. Короче говоря, сходство в свойствах соединений элементов побочной подгруппы и элемента третьего периода той же группы обусловлено тем, что их ионы, отвечающие высшим степеням окисления, являются электронными анапогами. Это легко видеть из данных табл. 21.1. [c.497]

На симметрию кристаллической решетки -элементов их (п - 1) -электроны практически не влияют. Но если атом металла содержит неспаренные -электроны, то эти электроны могут взаимодействовать с -электронами соседних атомов металла и образовывать дополнительные ковалентные связи. Аналогичное взаимодействие возможно и для р-элементов. В этих металлах существуют металлическая и ковалентная связи одновременно. Ковалентная локализованная связь обладает свойством направленности, а металлическая — ненаправленная связь. Поэтому первый вид связи обуславливает более упорядоченное состояние, а второй — менее упорядоченное, т. е. с большей энтропией. При более высоких температурах на структуре кристаллической решетки и свойствах простого вещества сказывается, в основном, наличие металлической связи. Понижение температуры приводит к уменьшению отрицательного энтропийного (—Т Д5) вклада в изменение энергии Гиббса и начинает преобладать более упорядоченная локализованная ковалентная связь. Типичным примером является олово. Так, стабильной модификацией олова при i > 13,2 °С является мягкий металл ( белое олово), в то время как при более низких температурах устойчивее серое олово, представляющее собой твердый и хрупкий порошок с кристаллической решеткой типа алмаза — кристалла, с ковалентной связью [c.321]

Этими правилами определяется порядок заполнения орбиталей электронами и образование характерных электронных конфигураций атомов, что и отражено в приведенной периодической системе Д. И. Менделеева. Однако необходимо иметь в виду, что правила Клечковского не полностью охватывают все частные особенности электронной структуры атомов. Например, при переходе от атома никеля к атому меди число Зй-электронов увеличивается не на один, а сразу на два электрона за счет проскока одного 45-электрона на подуровень Зй. Таким образом, электронное строение атома меди выражается формулой 15 28 2р 35 3/7 3 г 45 . Аналогичный провал электрона с внешнего 5- на р-подуровень происходит и в атомах [c.18]

Периодическая система элементов и электронная структура ат( мов. Для каждого атома в принципе возможно неограниченное число отдельных состояний, различающихся по своей энергии. Среди них одно единственное состояние с наименьшей энергией называется нормальным или невозбужденным. Все остальные энергетические состояния с большим запасом энергии называются возбужденными. Для перевода атома из нормального в возбужденное состояние необходимо сообщить ему некоторую энергию — энергию возбуждения. Когда речь идет об электронной структуре атомов, имеют в виду прежде всего их нормальное состояние. [c.54]

Каждый электронный переход вызывает изменение к леба1ель-ного и соответственно вращательного состояния. Хотя гомоядерные двухатомные молекулы не дают чисто колебательных и чисто вращательных спектров, в электронном спектре проявляется вращательная и колебательная структура в виде серий полос, отвечающих электронным переходам. Чем больше поглощенная энергия, тем более сближаются полосы. Возбуждение электронов приводит к возбуждению колебательных состояний и далее к диссоциации молекулы на невозбуждениый и возбужденный атом. Если сообщенная молекуле энергия превышает энергию, необходимую для этого процесса, то избыток ее идет на увеличение кинетической энергии атомов. Спектр поглощения газообразных атомов является непрерывным, поэтому у границы сходимости полос возникает область сплошного поглощения (континуум). Волновое число этой границы гр (также Умакс) определяет энергию перехода от невозбужденной молекулы к атомам, один из которых возбужден. Вычтя из этой энергии энергию электронного возбуждения атома Дбат, получим энергию диссоциации молекулы на невозбужденные атомы Во (рис. XXIX. 5). [c.346]

Однако молекула j имеет избыточные орбитали и недостаточное для их заполнения число электронов, поскольку вокруг каждого ее атома недостает электронов для завершения октета. Каждый атом углерода обладает тенденцией к образованию четырех двухэлектронных связей, как это видно на примере двух его основных аллотропных модификаций - алмаза и графита (рис. 14-5). По аналогичной причине Sij также является электроннодефицитной системой, которая не существует в виде индивидуальных молекул в кристаллическом кремнии. Структура кристаллического кремния скорее напоминает структуру алмаза (рис. 14-5,а). [c.603]

Согласно большинству физических и химических методов, четыре связи в молекуле метана эквивалентны (например, ни ЯМР-, ни ИК-спектр метана не содержит пиков, которые можно было бы отнести к разного вида связям С—Н), однако имеется такой физический метод, который позволяет дифференцировать восемь валентных электронов в молекуле метана. Это метод фотоэлектронной спектроскопии [10]. Суть его состоит в том, что молекулу или свободный атом облучают в вакууме ультрафиолетовым светом, вызывая выброс электрона, энергию которого измеряют. Разность между этой энергией и энергией использованного излучения есть потенциал ионизации вырванного из молекулы электрона. Молекула, содержащая несколько электронов различной энергии, может терять любой электрон, энергия которого ниже, чем энергия использованного излучения (каждая молекула теряет только один электрон, потеря двух электронов одной молекулой практически никогда не имеет места). Фотоэлектронный спектр состоит из серий полос, каждая из которых соответствует орбитали определенной энергии. Таким образом, спектр дает прямую экспериментальную картину всех орбиталей в зависимости от их энергии, при условии что энергия используемого излучения достаточно высока [11]. Широкие полосы в спектре обычно соответствуют сильно связанным электронам, а узкие полосы — слабо связанным или несвязанным электронам. Типичным примером является спектр молекулярного азота, показанный на рис. 1.8 [12]. Электронная структура молекулы N2 показана на рис. 1.9. Две -орбитали атомов азота комбинируются, давая две орбитали — связываю- [c.24]

В отношении электростатической теории это было сделано В. Косселем и М. Борном. В основу было положено представление о стремлении атомов при реакциях принимать электронную структуру ближайшего благородного газа. Атом натрия может выполнить это, отдав один электрон. Возникающий таким образом ион Ма+ имеет все электронные оболочки неона. Атом фтора для того, чтобы превратиться в ион с электронной структурой неона, должен, наоборот, получить электрон, образуя ион Р . Таким образом, при встрече атомов натрия и фтора электрон должен перейти от натрия к фтору, после чего возникшие ионы Ыа+ и притягиваются друг к другу благодаря кулоновскому притяжению. С энергетической точки зрения такой переход электрона объясняется тем, что у атомов щелочных металлов потенциал ионизации мал, а у галогенов имеется сродство к электрону. Эти обстоятельства и выражают указанные тенденции атомов получать электронную оболочку ближайшего благородного газа. Для атомов натрия и хлора сомнений в том, в какие ионы превращаются атомы, нет. Однако в общем случае решение этого вопроса может быть не столь простым. Так, неясно априори, какой из атомов передает свой электрон другому для пары атомов — литий или водород. Решение этого вопроса в общем виде принадлежит Л. Полингу. Его рассуждения сводятся к следующему. [c.322]

При угловой структуре радикала спектр ЭПР в зависимости от общего числа электронов в системе и анизотропии образца имеет характерный вид, позволяя определять спиновую плотность на центральном атоме и оценивать валентный угол. Так, например, для радикала NO2 было получено значение валентного угла 133°, совпадающее в пределах ошибок с установленным прямыми экспериментальными методами (134°). В ион-радикале СО2" идентифицированном методом спектроскопии ЭПР в облученном формиате натрия, локализация неспаренного электрона на оказалась больше сравнительно с N в NO2 , что соответствует большему значению валентного угла (ближе к 180°). Эти выводы согласуются с особенностями реакционной способности этих частиц большая склонность ион-радикала O2 к димеризации, присоединение водорода к атому углерода, а не к кислороду, как в радикале NO2, и т. д. [c.69]

Ацетоуксусный эфир можно рассматривать как ацетон, в котором один атом водорода замещен на электроноакцепторную этоксикарбонильную группу. Ацетоуксусный эфир образует енол легче, чем ацетон. Во-первых, атомы водорода в метиленовой группе ацетоуксусного эфира находятся под влиянием двух электроноакцепторных групп и поэтому имеют значительно большую протонную подвижность, чем атомы водорода в метильных группах ацетона (для ацетоуксусного эфира р/(а= 10,68, тогда как для ацетона рКа =20,0). Поэтому этот атом водорода легче отщепляется в виде протона и с большей степенью вероятности присоединяется к атому кислорода карбонильной группы, имеющему наибольшую электронную плотность, образуя енол. Во-вторых, в еноле возникает более энергетически выгодная система сопряженных кратных связей С = С и С = 0, что влечет за собой уменьшение энергии системы. И, наконец, дополнительный выигрыш энергии получается при образовании хелатной структуры енольной формы. [c.240]

В результате тщательного изучения ироцессов прохождения а-частнц через различные материалы было показано, что атомы обладают чрезвычайно ажурной структурой, и общий объем всех частиц, образующих данный атом, составляет лишь ничтожную долю (примерно от 10 до 10" ) объема самого атома. При этом отрицательные заряды в виде электронов находятся в разных частях атома, а все положительные заряды находятся в центральной части атома — в атомном ядре, в котором сосредоточена также и практически вся масса атома (так как масса электронов очень мала). Величина заряда ядра оказалась строго одинаковой для всех атомов данного элемента. При выражении ее в единицах, равных заряду электрона, она равняется порядковому номеру элемента в периодической системе. Очевидно, что число электронов в атоме, находящемся в нейтральном состоянии, должно быть также равно этому числу. [c.27]

Таким образом, в образующейся молекуле каждый атом водорода имеет два электрона, следовательно, приобретает устойчивую электронную структуру (как у атома гелия). Общую электронную пару в графических формулах молекул показывают в виде черточки Н—Н. [c.117]

Рассмотрим, к примеру, атом ртути. Его электронная структура имеет вид [c.19]

Дж. Н. Льюис (1895—1946) был одним из наиболее выдающихся американских химиков. Именно Льюис предположил, что существует связь между электронной структурой элементов, их полон<ением в периодической системе, зарядом их ионов и числом связей, образуемых элементами в органических молекулах. Согласно Льюису, атом можно представить в виде остова и внешних электронов остов состоит из ядра и внутренних электронов и остается неизменным при всех обычных химических изменениях. Химические изменения по Льюису затрагивают только внешние электроны (их обычно называют валентными электронами). Комбинация из восьми валентных электронов рассматривается как весьма стабильная. Подтверждением этого служат инертные газы, атомы которых содержат на внешней оболочке восемь электронов . (Гелий, у которого лишь два валентных электрона, является исключением.) [c.38]

Я позволю себе выписать ряд очень простых частиц двухзарядный ион серы, ион хлора, атом аргона, ион калия и ион кальция. Как вы видите, эти частицы по своей электронной структуре одинаковы, а их химическая характеристика совершенно различна. С моей точки зрения, мы имеем переход от сильного основания к довольно сильной кислоте, но, чтобы не вызвать неудовольствия этой номенклатурой, я скажу, что существует переход от донора к акцептору. Этого никто не станет отрицать, а разница в этих частицах состоит только в их заряде. Следовательно, игнорировать электростатику нельзя. 5 [c.127]

Кратко подытожим сказанное. Все атомы стремятся образовать устойчивую электронную конфигурацию в виде внещнего уровня из 8 электронов, подобную таковой ближайшего инертного газа. Это может быть осуществлено, во-первых, приобретением или потерей электронов, во-вторых, образованием пар общих электронов. Соединения, образованные первым способом, состоят из ионов и называются электровалентными. Соединения, построенные по второму способу, не имеют ионов и называются ковалентными. Огромное большинство солей относится к первому классу, а ббльшая часть органических соединений — ко второму. Валентность в больших периодах. Установлено, что все атомы стремятся образовать электронные структуры, такие же, как у инертных газов. Это справедливо для многих элементов, однако суш ествует немало исключений из этого правила даже в малых периодах. Например, ВСЬ и РСЬ — устойчивые соединения, однако в одном из них октет не заполнен, а в другом во внешней оболочке больше 8 электронов. Такие отклонения часто встречаются у элементов в больших периодах. Рассмотрим атом цинка. Его атомный номер 30. Поэтому он имеет 30 электронов, окружающих ядро. Два инертных газа, строение которых он должен был бы стремиться приобрести, — это Аг (18) и Кг (36). Теоретически можно ожидать, что атом цинка будет терять 12 электронов или приобретать 6, образуя катион цинка с валентностью 12 или анион цинка с валентностью 6. Однако атом цинка образует устойчивый двухвалентный катион. Следовательно, внешняя оболочка будет устойчива не при 18 или при 36 электронах, а при 28. Распределение электронов в атоме цинка будет поэтому таково 2, 8, 18, 2. Подобные соображения справедливы в отношении структур, приписываемых другим элементам в больших периодах. Рассмотрение атомных структур этих элементов показывает, что максимальное число электронов на третьем уровне равно 18 и что во многих-случаях при незаполненном третьем уровне уже имеются электроны на четвертом. Например, К 19 (2, 8, 8, 1) 5с 21 (2, 8, 9, 2) N1 28 (2, 8, 16, 2) Вг 35 (2, 8, 18, 7). [c.23]

Чтобы определить формальное состояние окисления атома металла, необходимо приписать определенные заряды атомам или химическим группам лигандов (СО, СЫ, С1, Р). Это делают так, чтобы лиганды имели стабильную электронную структуру типа благородных газов. Соответственно атомам С1 и Р приписывают единичный отрицательный заряд. Стабильной системе СО, для которой каждый входящий в нее атом уже обладает структурой благородного газа, приписывают нулевой заряд (см. разд. 6.6). Системе СК приписывают единичный отрицательный заряд, чтобы сделать ее изоэлектронной СО. На языке формальных зарядов структуру приведенных выше комплексных ионов можно представить в следующем виде [c.128]

Поскольку атом хлора более электроотрицателен, чем атом водорода, электрон будет проводить большую часть времени в области ядра С1 и 7 > 1. Чем больше значение у, тем сильнее полярность связи и тем асимметричнее МО. Электронную структуру можно записать в виде [c.134]

Если электронная пара полностью переходит к атому или группе атомов X, то с внешней электронной оболочки атома углерода уходят два электрона и, таким образом, остается только шесть электронов. Следовательно, теперь собственно углероду принадлежат только три электрона, т. е. на один электрон меньше, чем в нормальном состоянии из четырех электронов метильная группа несет положительный заряд и называется карбониевым ионом. Ее электронная структура имеет следующий вид [c.21]

Атом кислорода имеет электронную структуру 18 25 2р. Кислород образует соединения со всеми элементами, за исключением Не, Ые и, возможно, Аг при обычной или повышенной температуре он непосредственно взаимодействует со всеми остальными элементами в свободном виде, исключая галогены, несколько благородных металлов и инертные газы. В земной коре содержится около 50 вес.% кислорода. Большая часть неорганической химии посвящена химии кислородных соединений. Это видно уже хотя бы по тому, что большая доля химии касается наиболее важного соединения кислорода — воды. [c.195]

Качественно другой процесс наблюдается при легировании кремния не мышьяком, а бором. Последний проявляет тенденцию к заполнению своих электронных оболочек. Атом бора принимает от кремния один электрон и превращается в отрицательный ион В" одновременно в электронной структуре кремния образуется дырка. Эта ситуация схематически изображена на рис. 6. Бор является акцептором электронов и, находясь в кристалле кремния в виде примеси, приводит к образованию нового (акцепторного) энергетического уровня несколько [c.19]

При использовании определения по Льюису кислоты как ве-о ества, способного акцептировать электронную пару, следует ожидать, что атомы, у которых отсутствует большее число электронов, будут образовывать более сильные кислоты, чем атомы того же элемента, потерявшие меньшее число электронов. Этот вывод хорошо согласуется с тем, что последовательное увеличение положительной степени окисления центрального атома (X) у протонных кислот, содержащих связи X—О—Н (оксо-кис-лоты), приводит все к более и более кислым свойствам образующегося соединения. Еще лучшая корреляция наблюдается при использовании формального заряда центрального атома. Для определения формального заряда изображают электронную структуру валеР тных связей, а затем приписывают центральному атому половину электронов всех связей, в которых он участвует, и подсчитывают получающийся заряд. В общем виде формулы оксо-кислот можно записать как Н ХОт или (НО) ХОт-п-Каждая связь НО—X не дает никакого вклада в формальный заряд, поскольку в ее образовании участвуют один электрон от X и один от О. Каждая же связь X—О сообщает центральному атому формальный заряд 1-+, поскольку оба электрона для ее образования дает атом X. Таким образом, формальный заряд обычно равен т—п. В табл. 38.3 для некоторых элементов приведены данные, показывающие взаимосвязь формального заряда и констант кислотгюго равновесия. Ознакомьтесь также с табл. 18.13 (см. т. 2). [c.299]

Структура внешнего электронного слоя атома азота имеет вид 2s 2р Атом азота содержит неподеленную электронную пару 2s и три одиночных электрона - Рх, Ру и р,. При образовании молекулы N2 электронные облака / -электронов перекрываются, образуя тройную связь (одну о- и две я-связи), обладающую значительной прочностью. Энергия связи составляет 946 кДж/моль. [c.179]

Случай окиси углерода почти также сложен, как и случай с кислородом. Окись углерода почти немедленно диснронорционируется на активной поверхности никеля, давая уголь и углекислый газ. Окись углерода так же, как и водород, приводит к уменьшению намагничивания сверхпарамагнитного никеля. При давлении выше нескольких долей миллиметра наклон изотермы намагничивание— объем почти равен наклону изотермы для адсорбции водорода на том же образце. Эйшенс показал, что окись углерода при малых насьщениях поверхности, вероятно, присутствует в виде поверхностных структур типа кетон-ных группировок некоторых карбонилов металлов. Это следует из данных инфракрасных спектров и находится " в согласии с магнитными данными, которые также приводят к мысли о существовании двух связей углерод — никель при адсорбции молекулы окиси углерода. Для адсорбции очень важны данные инфракрасной спектроскопии они показывают, что молекулы окиси углерода образуют линейные структуры, т. е. что каждый атом углерода связан только с одним атомом никеля. Для насыщенной поверхности магнитные данные не дают оснований утверждать о каком-либо изменении типа связей. Однако это не противоречит нашему выводу о том, что при образовании связи между окисью углерода и атомом никеля должен происходить слабый переход электронов между атомом углерода и никелем. Магнитный метод не дает возможности различить, связана ли молекула окиси углерода с двумя атомами никеля или с одним. В соответствии с этим мы можем принять, что и магнитные данные и данные инфракрасных спектров не расходятся для одного и того же насыщения поверхности. Магнитный метод не лимитируется концентрацией адсорбата в мертвом пространстве, в то время как для метода инфракрасной спектроскопии необходимо поддерживать в мертвом пространстве небольшое давление. В магнитном методе возможно повысить давление до 1 атм и выше. Если работать при повышенном давлении в случае адсорбции окиси углерода на никеле, то изотерма намагничивание — объем становится почти параллельной оси объемов, что должно указывать на внезапное изменение типа связи в области высоких давлений. Однако вопрос осложняется тем, что [c.26]

Карбанионами называются отрицательно заряженные частицы, содержащие атом углерода с неподеленной электронной парой этот атом соединен с другими атомами тремя о- или о- и я-связями. Около отрицательно заряженного атома углерода атомы могут быть расположены в одной плоскости или в углах трехгранной пирамиды, в вершине которой находится атом С . Пирамидальная структура может быть в виде двух зеркальноизомерных структур если барьер их взаимопревращения высок, каждая форма устойчива [c.160]

Из проведенного краткого обзора можно видеть, что спектроскопия Мессбауэра полезно дополняет нащи знания о сольватации и сольватных комплексах, полученные другими методами. Составы частиц в растворе можно определить с использованием различных методов изучения равновесий, и здесь мессбаузровский спектр в основном дает непрямую информацию. Однако мессбауэровская спектроскопия позволяет определять симметрию и электронную структуру частии. В тех случаях, когда в сольватащюнном равновесии участвует мессбауэров-ский атом, спектр которого хорошо разрешен, этот метод можно использовать и для изучения равновесий в классическом смысле. Так, из зависимостей интенсивности мессбауэровских линий отдельных частиц от концентрации лигандов (возможно, концентрации растворителя) [c.154]

В результате тщательного изучения процессов прохождения я-частиц через различные материалы было показано, что атомы обладают чрезвычайно ажурной структурой, и общий объем всех частиц, образующих данный атом, составляет лишь ничтожную долю (примерно от 10- до 10- =) объема самого атома. При этом отрицательные заряды в виде электронов находятся в разных чжгпгх--атома, [c.27]

Установленная методом дифракции электронов структура этих молекул представлена на рис. 130. Как мы видим, эта структура отличается от структуры молекулы Р40б наличием еще одного атома кислорода у каждого из четырех атомов Р, каждый из которых имеет по одной свободной паре электронов. Таким образом, каждый атом Р окружен тетраэдром из атомов О. [c.433]

Однако если один из присоединенных атомов заменяется неподеленной парой электронов центрального атома, молекулярная геометрия изменяется. Под молекулярной геометрией мы понимаем положение атомов, 1Шторое может быть определено экспериментально, а не расположение неподеленных пар электронов, о котором можно лищь высказывать предположения. Так, для молекул общего вида АХ3 и АХ2Е, где X-присоединенный атом, а Е - неподеленная пара электронов центрального атома А, получаются следующие структуры [c.492]

Среди диазосоединений циклического ряда наиболее устойчив диазоциклопентадиен (101). В этом соединении избыточная электронная плотность смещена от крайнего атома азота на атом углерода, так как в этом случае реализуется, в соответствии с формулой ароматичности Хюккеля (4п + 2), энергетически выгодная структура циклопентадиенид-аниона. Поэтому правильнее формулу диазоциклопентадиена изображать в виде бетаина (102). Это соединение окрашено в красный цвет и выдерживает нагревание до 160°С. [c.465]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология