Электроны общие

В 1934 г. Р. Малликен предложил другую интерпретацию понятия электроотрицательности атомов. Если энергия ионизации атома велика, то его тенденция к отдаче электронов выражена слабо если же велика энергия сродства к электрону, то атом стремится присоединять электроны. Общее стремление атома к присоединению электрона определяется арифметической полусуммой величин энергии ионизации и сродства к электрону. Приближенно величины электроотрицательности по Полингу и Малликену связаны линейно [c.175]

Валентнонасыщенные молекулы могут образовать между собой химические соединения за счет донорно-акцепторного взаимодействия. Такое взаимодействие обусловлено наличием вакантной АО в одном из атомов акцептора и неподеленной пары электронов на АО одного из атомов молекулы донора. Донорно-акцепторная связь по своей природе ковалентна, так как осуществляется парой электронов, общей двум атомам. [c.57]

ВС-метод. В методе валентных связей результаты работы Гейтлера и Лондона обобщены и распространены на многоатомные молекулы. Поэтому характерные особенности двухэлектронной связи в молекуле На перенесены на связи в многоатомных молекулах типа СН4 и др. Принимается, что каждая связь осуществляется парой электронов с антипараллельными спинами, локализованной (сосредоточенной) между двумя определенными атомами. При этом атомные орбитали двух электронов перекрываются. Представление о локализованной паре электронов является квантовомеханическим аналогом более ранней идеи Льюиса о связи как о паре электронов, общей двум атомам. Уже на заре теории химического строения возникло и широко используется химиками по сей день понятие валентности атома. Каждому атому в соединении приписывалось определенное целое число единиц сродства к другим атомам. Это число и называлось валентностью. [c.56]

Ученые установили, что энергия электрона в атоме принимает не любые значения, а только строго определенные. Это свойство энергии электрона называют квантование ( квант -порция). Возможные значения энергии ученые зашифровали с помощью своеобразного кода - четырех квантовых чисел. Каждое из этих чисел отвечает за одну из описанных выше составляющих энергии электрона. Общая энергия характеризуется набором четырех квантовых чисел. У любых двух электронов в одном атоме набор всех четырех квантовых чисел не может быть одинаковым (принцип Паули). Иначе они должны будут двигаться совершенно одинаково. Но это невозможно, так же, как невозможно, чтобы два человека были во всем абсолютно одинаковы. Набор квантовых чисел для каждого электрона так же индивидуален, как отпечатки пальцев у человека (отдельные линии могут повторяться, но полное совпадение невозможно). [c.29]

Из уравнений процессов восстановления и окисления видно, что одна молекула хлора, восстанавливаясь, присоединяет два электрона, а окисление одного атома натрия сопровождается отдачей одного электрона. Общее число электронов в системе не изменяется число электронов, отдаваемых атомами восстановителя (натрия), равно числу электронов, присоединяемых молекулами окислителя (хлора). Поэтому одна молекула хлора может окислить два атома натрия. [c.263]

Для водородоподобных атомов, даже если не учитывать возмущения, вносимого электронами на состояние рассматриваемого электрона, общее выражение решения уравнения Шредингера довольно сложно. Однако для собственных функций с небольшими значениями п, I, и т эти выражения имеют сравнительно простой вид. В табл. 24 приведены некоторые из этих выражений для водородоподобного атома с зарядом ядра 2е (е — абсолютная величина заряда электрона, Z — атомный номер химического элемента). В таблице приняты следующие обозначения ао — радиус первой боровской орбиты для атома водорода, равный к 1те = 0,529 А р = 2г/ао, т. е. р есть расстояние электрона от атомного ядра, выраженное в единицах яо/2. Примеры атомных орбиталей показаны на рис. 227. [c.191]

Определяют общее количество отданных и принятых электронов (общее наименьшее кратное). Оно равно 10. Следовательно, 10 электронов теряю т 5 атомов серы и присоединяют 2 атома марганца [c.69]

На валентном уровне элементов ПА-группы два электрона (общая электронная конфигурация n.s ), характерная степень окисления-( +II). Электроотрицательность элементов в этой группе различна она довольно высока для Ве (Х = 1,47), что обусловливает его амфотерное поведение, и типично металлическая у остальных элементов. [c.170]

Из рисунка видно, что ядро каждого атома оказывается окруженным 8 электронами (октетом). Два электрона, общие для двух атомов (так называемый электронный дублет, или поделенная пара), связывают два атома в молекулу. Эту связь в классической теории строения называли единицей сродства и обозначали чертой, теперь ее обозначают двумя точками, указывающими на образование электронного дублета. [c.107]

Знаменитая в истории органической химии проб.тема строения бензола получила удовлетворительное разрешение лишь в рамках квантово-механических представлений о системе я-электронов, общей для всех шести атомов углерода бензольного кольца. Допущение о наличии в бензольной молекуле трех двойных связей вело к прямому противоречию с опытом — свойства бензола сильно отличаются от свойств предполагаемой молекулы циклогексатриена, (т. е. бензола, имеющего строение, выражаемое формулой Кекуле). Теплота сгорания теоретического циклогексатриена, вычисленная пз средних энергий связи, составляет 3473 кДж/моль, тогда как эксперимент дает для бензола 3313 кДж/моль. Разность (160 кДж/моль), так называемая энергия резонанса , достаточно убедительно свидетельствует об ошибочности формулы Кекуле. [c.164]

Связь между атомами жeJ eзa и циклопентадиенидом в ферроцене неионная. Во-первых, ион Ре , обладающий шестью -электронами, по правилу Хунда имел бы четыре неспаренных электрона, общий спин 2,0 и большой магнитный момент. На самом деле ферроцен диамагнитен. Во-вторых, большая устойчивость ферроцена в химических реакциях резко отличает его от ионных соединений с углеводородными анионами, которые крайне легко гидролизуются, например, от циклопентадиенида калия. [c.88]

На самом деле правильна промежуточная точка зрения атом в молекуле , сохраняя свое ядро и ближайшие к нему электроны все же изменен. Это касается особенно заметно внешних валентных электронов, общих для всей молекулы. При этом не только заряд каждого электрона может распространиться диффузно на весь объем молекулы, но и все состояние электрона, характеризуемое квантовыми числами, становится смешанным электрон оказывается заселяющим не только ту орбиталь, которая упоминается в электронной конфигурации молекул, но и виртуально присутствует в некоей, может быть, иногда и небольшой мере на условно пустых возбужденных позициях. [c.181]

В формуле метана черточкой обычно обозначают каждую пару электронов, общую для углерода и водорода (I). В тех случаях, когда хотят сконцентрировать внимание на индивидуальной паре электронов, ее иногда [c.40]

С другой стороны, стандартная энергия Гиббса (или свободная энергия реакции) равна взятой с обратным знаком максимальной работе (за вычетом работы расширения), которую может совершить система. В реакциях с переносом электрона (в изобарно-изотермических условиях) мерой изменения свободной энергии реакции является работа преодоления разности потенциалов, возникшей в электрохимической ячейке, составленной из двух окислительно-восстановительных пар. Если потенциал одной из пар выбран в качестве эталона и остается постоянным, то изменение свободной энергии системы (работа по передаче п электронов общим зарядом, равным постоянной Фарадея Р = = 9,6485-10 Кл/моль) пропорционально потенциалу второй окислительно-восстановительной пары [c.270]

На этом изображении химической связи электроны обозначены точками. На самом деле электроны связи размазаны по всей молекуле, но с большей вероятностью они располагаются между ядрами. Связь показана в виде двух электронов, находящихся между атомами, т. в. связь образуется двумя электронами, общими для обоих атомов. Проще говоря, этим положением электронов достигается структура, подобная аргону [c.29]

Число I характеризует также симметрию орбиталей, т. е. симметрию областей, где наиболее вероятно расположены электроны данной подоболочки. -Подоболочка имеет сферическую симметрию, в ней могут находиться максимально два электрона. р-Подоболочка образует октаэдрическую розетку, в ней могут находиться шесть электронов. Общее число квантовых состояний в под обол очке равно Zl=2 2l- -i), т. е. для d и f соответственно 10 п 14. [c.163]

Общее число валентных электронов/общее число атомов. [c.257]

Общее число валентных электронов = 2Ь — которые находятся в валентной оболочке А с учетом образования с ним химических связей других атомов АМ, также лежит внутри интервала (bumini kmax)- Сумма Т всех элементов 1 е-матрицы равна общему числу валентных электронов общей совокупности [c.175]

Если велика энергия ионизации, то его способность при затрате энергии к отдаче электронов выражена слабо если же велика энергия сродства к э.тектрону, то атом спремится присоединить электроны. Общее стремление атома к присоединению электрона определяется арифметической полусуммой значений энергии ионизации и сродства к электрону. Оценивать электроотрицательиость имеет [c.41]

С12, СШ и др.). В 1907 г. Н, А. Морозов (Россия) и позднее в 1916-1918 гг. Льюис и Ленгмюр (США) ввели представление об образовании химической связи за счет общих пар электронов. Общая электронная пара формируется из валентных электронов связываемых атомов. Было принято обозначать валентные электроны точками, тогяа химические связи в молекулах можно изобразить так [c.73]

Третий квантовый слой с п=3 имеет три подуровня 1=0(8), /=1(р), /=2(й). 35-подуровень состоит из одной атомной орбитали, вмещающей 2 электрона. Зр-подуровень состоит из трех атомных орбиталей, содержащих 6 электронов, Зс -подуровень — из пяти атомных орбиталей (5 значений т,=—2, —1, О, +1, 4-2), содержащих 10 электронов. Общая емкйсть третьего слоя равна 18 (2-3 ) электронов. Атомы д.пемйнтов третьего периода имеют следующие [c.17]

Действительно, рассмотрим электронную конфигурацию центрального атома в соли Цейзе XXV. Этиленовый я-лиганд и три ст-лиганда С дают каждый по два электрона, т. е. всего восемь электронов, в валентную оболочку. Учитывая заряд комплексного аниона —1, заряд центрального иона (или число окисления центрального атома) определяют как - 1 —( — 3)= +2. Ион Р1 ( / ) дает в валентную оболочку восемь электронов. Общая сумма валентных электронов, определяемая таким образом, равна 16(8-1-8). Шестнадцать электронов содержатся также в валентных оболочках плоских трикоординированных комплексов [Fe(S NMe2)з], XXVII, и др. [c.452]

Связи к—О—в гидролизуются в процессе окисления, в результате образуется спирт. Следует отметить, что механизм окисления включает серию В—0-миграций алкильных групп, которые мигрируют со своими связующими электронами. Общим стереохимическнм результатом окисления 51вляется замещение связи С—В с сохранением конфигурации, в сочетании с описаниыии ранее закономерностями ориентации эти результаты позволяют достоверно предсказать структуру и стереохимию спиртов, получаемых при гидроборирования — окислении. Некоторые примеры реакций показаны на схеме 3.5, Недавно были открыты условия, позволяющие окислять борорганические соединения до спиртов с использованием в качестве окислителя молекулярного кислорода [66]. Более сильные окислители замещают бор и окисляют замещенный атом углерода, давая кетоны [67] [c.98]

Поправочный фактор Ihith представляет собой отношение интенсивности излучения элемента вызываемого элементом / путем флуоресценции, к интенсивности излучения элемента i, возбуждаемого электронами. Общий фактор поправки получают суммированием флуоресценции элемента t, вызываемой всеми элементами / в образце. Наибольшее распространение получило выражение для фактора поправки lUilh, выведенное Ридом [138]. Для элемента t, флуоресцирующего под воздействием элемента / в образце, содержащем эти или дополнительные элементы, имеем [c.24]

Структуры комплексных ионных кристаллов. Термин комплексный ионный кристалл приложим к твердым фазам двух классов. В МдА1г04 или КМ Рз связи между всеми парами соседних атомов преимущественно ионного характера, так что такие кристаллы должны рассматриваться как трехмерные наборы ионов. Анионами являются О , Р" или реже 5 или С1 . Структуры многих из этих комплексных ( смешанных ) оксидов или галогенидов родственны со структурами простых оксидов или галогенидов и выводятся из более простых структур А,, Х упорядоченным или статистическим замещением атомов А ионами различных металлов (см., например, табл. 13.1, разд. 13.2), хотя известны также и структуры, характерные только для комплексных оксидов илп галогенидов. Они описаны в гл. 10 и 13. Во второхм большом классе кристаллов можно различить прочно соединенные группы атомов, внутри которых в определенной степени реализуется обобщение электронов общий заряд группы распределяется по периферическим атомам, Такие комплексные ионы могут быть конечными либо бесконечно простирающимися в одном, двух или трех измерениях. [c.391]

Ионизационные камеры работают при небольших напряжениях между электродами (100—350 В) в режиме насыщения, когда все электроны, появившиеся от воздействия ионизирующего излучения собираются анодом. Выходной ток ионизационных камер невелик ро ионизационные камеры имеют наиболее стабильный коэффици ент преобразования интенсивности излучения в ток (см. табл. 7.11) Пропорциональные счетчики работают в режиме несамостоя тельного разряда и создают при падении ионизирующего излучения большие импульсы тока за счет эффекта газового усиления (от 10 до 10 раз), обусловленного многократным повторением процесса ионизации. В результате один первичный электрон приводит к образованию большого числа вторичных электронов, общее число которых пропорционально числу первичных электронов и зависит от их энергии. [c.309]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология