Щелочные металлы электронные конфигурации

Подобие электронной конфигурации приводит к сходству химических и физических свойств этих элементов (щелочных металлов). Все они сравнительно легко теряют свой единственный валентный [c.46]

Естественно, что фундаментальный закон химии, открытый Д. И. Менделеевым, — периодический закон—должен найти себе объяснение в закономерности строения атоМов, вскрываемой квантовой механикой. Периодичность в изменении химических свойств элементов при возрастании заряда ядра определяется периодическим повторением у определенных атомов строения внешних электронных оболочек. Легко заметить, что число электронов в последовательности от 5 до ближайшей конфигурации (первый период) или (остальные периоды) равно 2, 8, 8, 18, 32 (табл. 3), т. е. совпадает с числом элементов в периодах системы Д. И. Менделеева и объясняет, почему именно столько элементов содержится в данном периоде. Период начинается элементом, у которого впервые в системе возникает новый квантовый слой, содержащий один л-электрон (щелочной металл), и оканчивается элементом, у которого впервые в этом квантовом слое достраивается шестью электронами -подоболочка (благородные газы). Очевидно, что номер периода )авен главному квантовому числу электронов внешнего слоя. Например, атом натрия, открывающий третий период, и атом аргона, заканчивающий его, имеют конфигурации К 13л и К соответст- [c.60]

На основании электронной конфигурации атомов элементов второй группы объясните, почему ионы щелочно-земельных металлов имеют меньшую склонность к образованию комплексов по сравнению с ионами элементов побочной подгруппы. [c.255]

Наименьшим электрическим сопротивлением обладают метаалы, атомы которых имеют в качестве валентных только внешние 5-электроны. (Атомы серебра, меди и золота вследствие проскока з-электронов имеют электронные конфигурации валентных оболочек атомов щелочных элементов пз ). В этих случаях в компактных металлах реализуется, как правило, металлическая связь. Появление неспаренных р- и -электронов приводит к увеличению доли направленных ковалентных связей, электропроводность у.меньшается. Атом железа на предвнешней электронной оболочке имеет неспаренные Зс/-электроны, которые также образуют ковалентные связи. Кроме этого, в кристалле металла, когда энергетические уровни атомов объединяются в энергетические зоны, Зс(-и 45-зоны пересекаются. Поэтому при определенном возбуждении -электроны могут перейти на молек лярные орбитали -зоны н, таким образом, количество носителей заряда может уменьшиться. Поэтому металлы -элементов с частично заполненной электронной -подоболочкой у атомов имеют несколько более высокое электрическое сопротивление, чем металлы непереходных элементов. [c.323]

Энергия, необходимая для отрыва одного электрона от атома, называется первым потенциалом ионизации. Если атом имеет несколько электронов, то он соответственно характеризуется несколькими потенциалами ионизации — вторым потенциалом, т. е. энергией, необходимой для отрыва второго электрона от однозарядного иона, третьим — энергией, необходимой для отрыва электрона от двухзарядного иона, и т.д. Каждый последующий потенциал всегда больше предыдущего, так как по мере увеличения положительного заряда атомного остова он все более прочно удерживает остающиеся электроны в результате усиления кулоновского притяжения. Например, для алюминия первые три потенциала ионизации равны соответственно 6,0 18,8 и 28,4 эВ. Зависимость первых потенциалов ионизации от положения элемента в периодической системе приведена на рис. 13. Видно, что наблюдается отчетливая периодичность в изменении потенциалов ионизации, причем максимумы соответствуют инертным газам, имеющим заполненные электронные оболочки, а минимум — щелочным металлам, имеющим единственный электрон вне конфигурации инертного газа. [c.48]

Главную подгруппу второй группы составляют бериллий, магний, кальций, стронций, барий и радий, названные щелочноземельными металлами. Это название возникло из-за аналогии окислов типичных элементов этой группы (СаО, SrO, баО), во-первых, окислам щелочных элементов, во-вторых, окиси алюминия— типичному, представителю окислов, издавна называемых землями . Электронные конфигурации щелочноземельных элементов приведены в табл. 1. [c.326]

У галогенов — элементов главной подгруппы УП группы - электронные конфигурации внешних оболочек одинаковые и выражаются формулой Это значит, что до восьмиэлектронной оболочки у галогенов не хватает по одному электрону. Поэтому при образовании соединения атомов щелочного металла и галогена перенос электрона схематически может быть показан так [c.72]

Прежде всего обращает на себя внимание периодичность в изменении электронных конфигураций атомов элементов в зависимости от порядкового номера. Это указывает, что в основе систематики химических элементов лежит электронное строение атомов. Каждый период начинается элементом с новым значением п. В связи с этим номер периода совпадает с главным квантовым числом внешних электронов атома. Сам период можно характеризовать как совокупность элементов, начинающуюся с пз и завершающуюся гs rtp элементами, т, е. как совокупность их от щелочных металлов до благородных газов. Исключение составляет первый период, содержащий только водород и гелий. Число элементов в периодах соответственно равно 2, 8, 8, 18, 18, 32, Элементы подгрупп имеют сходные внешние электронные конфигурации, что обусловливает общность их химических свойств. К главной подгруппе относятся элементы, для атомов которых п [c.65]

В отличие от принятых ранее представлений, опытные данные приводят в настоящее время к заключению, что устойчивая конфигурация электронной оболочки может достигаться не только при полном присоединении электрона (типично ионная связь), но и при связывании его путем образования соответствующей полярной связи. Типично ионная связь образуется только между щелочными металлами и галогенами (и то главным образом между элементами, которые наиболее сильно различаются по своей электроотрицательности). При переходе же к более центральным группам периодической системы это различие постепенно уменьшается. [c.59]

Подобие электронной конфигурации обусловливает сходство химических и физических свойств этих элементов (щелочных металлов). Все они сравнительно легко теряют единственный валентный электрон, имеют низкие температуры плавления и кипения, низкую, плотность, образуют однотипные соединения, к примеру МегО, МеОН и др. [c.52]

Разработка модели строения атома Резерфорда—Бора привела к созданию теории химической связи, осуществляемой путем перераспределения электронов между атомами. Основы этой теории были заложены в двух независимых работах В. Косселя (1888—1956) и Дж. Н. Льюиса (1875—1946) в 1916 г. Рассматривая соединения металлов с неметаллами, в частности щелочных металлов с галогенами, Коссель обратил внимание на промежуточное между металлами и неметаллами положение в периодической системе инертных газов, не вступающих, как считалось тогда, в химические реакции из-за, как постулировал Коссель, особой устойчивости восьмиэлектронной (у гелия двухэлектронной) конфигурации внешней оболочки. При взаимодействии атомов металлов с атомами неметаллов первые отдают, а вторые присоединяют число электронов, недостающее до октета тем самым атомы металлов приобретают положительный, а атомы неметаллов отрицательный заряд и соединение между ними обусловливается силами электростатического притяжения между разноименными зарядами. Так образуется ионная связь (в современных терминах). [c.105]

Вторая группа. Для всех элементов этой группы характерна степень окисления - -2. Атомы элементов главной подгруппы (Ве, Mg, Са, 5г, Ва и На) имеют на внешнем слое два з-электрона. По восстановительной способности элементы этой подгруппы уступают щелочным металлам (атомы последних имеют б6льц1ие размеры), хотя в связи с возрастанием атомных радиусов Са, 8г, Ва и Ка являются сильными восстановителями. Ионы Ве2+, Са +, Зг - , Ва - и Ка - , будучи аналогами ионов подгруппы лития, имеют конфигурацию атомов благородных газов, но отличаются от зарядом и меньшими радиусами. Поэтому их гидроксиды слабее гидроксидов щелочных металлов. Рост радиусов ионов в ряду Ве +—Ка + приводит к тому, что если Ве(ОН)г — амфотерное соединение, а Mg(0H)2 — слабое основание, то Са(ОН)2 — сильное основание, а Ва(0Н)г — очень сильное основание, хорошо растворимое в воде это щелочь, что нашло отражение и в его названии (едкий барит). [c.90]

Из атомов элементов главных подгрупп обычно получаются ионы, имеющие электронную конфигурацию атомов благородных газов. Химическая связь, образованная за счет кулоновских сил притяжения между противоположно заряженными ионами, на-зывается ионной. Ионная связь характерна для неорганических солей, которые в твердом состоянии существуют в виде кристаллов (ионные кристаллы). Типичными представителями ионных соединений являются галогениды щелочных металлов. Далее будет показано, что полный переход электронов от одного атома к другому никогда не происходит и 100%-ной ионной связи не бывает. [c.72]

Становится понятным й качественный скачок в свойствах элементов при переходе от периода к периоду. Так, каждый период (кроме первого, сверхмалого) заканчивается инертным элементом со структурой пр . Следующий же период п + 1) возникает в результате образования нового электронного слоя, причем первым элементом этого периода является более активный щелочной металл с конфигурацией внешнего электронного слоя (п + 1) Последний же член периода имеет конфигурацию (п - - 1) р . Следовательно, переход от младшего периода ( ) к старшему п + 1) характеризуется изменением числа электронных оболочек атомов и их структуры. Это и приводит к скачкообразному изменению химических свойств элементов старшего периода по сравнению с соответствующими элементами младшего периода. [c.54]

Атомы кальция, стронция и бария, обладая электронной конфигурацией Зр 4 , 4р 55 и 5р 6 , имеют несколько меньший второй ионизационный потенциал по сравнению с Al,Mg,Be. При формировании кристалла оба валентных 5-электрона делокализуются. Возникшие ионы имеют заполненные р-оболочки, что способствует образованию объемно-центрированной решетки. Плавление кальция, стронция и бария не сопровождается изменением расположения ионов, тип их упаковки напоминает распределение атомов щелочных металлов. Свинец (конф. [c.176]

Каждый п-й период открывается элементом, у которого начинает заполняться АО с главным квантовым числом п, т. е. п-й слой, что всегда соответствует. П5-оболочке. Таким образом, каждый период открывается щелочным металлом с валентной электронной конфигурацией пз . Завершается п-й период элементами, у которых наружные оболочки полностью заселены. В первом периоде это соответствует конфигурации (Не), во всех остальных — пз пр . [c.101]

Из атомов элементов главных подгрупп обычно получаются ноны, имеющие конфигурацию атомов благородных газов. Химическую связь в молекулах и кристаллах, состоящих пз ионов, называют ионной. Примерами веществ с ионной связью являются галогениды щелочных металлов. В дальнейшем мы увидим, что полный переход электронов от одного атома к другому никогда не происходит, следовательно, 100%-ой ионной связи не бывает. [c.68]

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]

Зависимость значений первых потенциалов ионизации от положения элемента в периодической системе приведена на рис. 13. Видно, что наблюдается отчетливая периодичность в их изменении, причем максимумы соответствуют инертным газам, атомы которых имеют заполненные электронные оболочки, а минимумы — атомам щелочных металлов, имеющим единственный электрон вне конфигурации инертного газа. [c.54]

В периодах, как правило, слева направо ионизационные потенциалы возрастают. Наименьшие потенциалы характерны для атомов щелочных металлов, а наибольшие — для атомов инертных газов. Следовательно, ионизационный потенциал тем меньше, чем больше радиус нейтрального атома и наоборот. Однако количественное изменение ионизационного потенциала в пределах каждого периода — сложная функция и связано с заполнением электронных подуровней. Появление во внешнем слое первого р-электрона в атомах подгруппы бора (з р) резко снижает величину ионизационного потенциала аналогичное снижение характерно для атомов подгруппы кислорода, в которых появляется во внешнем слое первая пара р-электронов. В атомах подгруппы цинка, в связи с заполнением -подуровня (конфигурация IV), наблюдается, наоборот, резкое возрастание ионизационного потенциала. [c.92]

Химические свойства элемента, как известно, определяются особенностями заполнения валентных орбиталей атома. Поэтому в малых периодах., где в ряду всего 8 элементов и у атомов заполняется электронами самый внешний слой, свойства элементов из-аменяются весьма резко при переходе от одного к другому от щелочного металла до благородного газа. В больших периодах s- и р-эле-менты подчиняются той же закономерности, а для d-элементов характерно более плавное изменение свойств, поскольку электронами заполняется вторая снаружи оболочка, а электронная конфигурация внешней оболочки остается постоянной (ns-). Все -элементы, как известно, представляют собой металлы. В еще большей степени эта особенность характерна для /-элементов, у которых формируется третий снаружи слой. Все эти элементы очень близки по химическим свойствам. [c.10]

У элементов главных подгрупп в пределах данного периода по мере повышения номера группы (т. е. общего числа электронов на внешней оболочке) металлические свойства понижаются, а неметаллические повышаются. Так, первый член каждого периода с конфигурацией внешнего слоя fls —щелочной металл (Li, N8, Кит. д.), а предпоследний член — с атомной конфигурацией вида пз пр — типичный неметалл (Р, С1, Вг и т. д.). Замыкает период, как уже отмечалось ранее, инертный элемент с атомной конфигурацией пз пр . [c.52]

При а=0, р = 0 и 6 = 0 электронная конфигурация атома имеет вид [Э]и5 она характерна для -элементов. К ним относятся элементы первого периода (водород и гелий), главных подгрупп I и П групп периодической системы (щелочные и щелочноземельные металлы). Элементы первого периода по многим свойствам уникальны. Можно указать, например, на кислотно-основные свойства протона в растворе, сверхтекучесть жидкого гелия. [c.66]

Галогены отличаются самым высоким сродством к электрону, так как при присоединении одного электрона к нейтральному атому они приобретают законченную электронную конфигурацию благородного газа. Щелочные металлы характеризуются низким сродством к электрону. Для решения вопроса о том, какой из атомов легче отдает или присоединяет электрон, учитывают оба показателя ионизационный потенциал и сродство к электрону. Полусумма этих величин называется электроотрицательностью (ЭО). [c.30]

К одной группе периодической системы всегда принадлежат те элементы, атомы которых в наружных оболочках содержат одинаковое число электронов. Так, атомы всех инертных газов, кроме гелия, содержат по 8 электронов в наружной оболочке и труднее всех ионизируются, между тем как атомы щелочных металлов содержат по одному электрону в наружной оболочке и обладают наиболее низким ионизационным потенциалом. Щелочные металлы только с одним электроном во внешней оболочке могут легко его терять, переходя в устойчивую форму положительного иона с электронной конфигурацией, подобной ближайшему инертному газу с меньшим порядковым номером. Наоборот, такие элементы, как фтор, хлор и др., приобретают конфигурацию инертных газов путем присоединения электронов, переходя при зтом в соответствующий отрицательный ион. [c.18]

У атомов или ионов с конфигурацией р или р при возбуждении р-электрона возникают спектры с дублетными линиями. Они напоминают спектры щелочных металлов, но основной терм Р, а не 5, и наряду с дублетным возможны синглетные и триплетные термы, возникающие при возбуждении. [c.221]

В эту подгруппу входят щелочные металлы литий, натрий, калий, рубидий, цезий и франций. Для электронных конфигураций их атомов характерно наличие оболочки благородного газа и одного электрона [c.150]

Электронные конфигурации щелочных металлов приведены в табл. 1, на внешнем электронном уровне всех щелочных металлов находится по одному электрону. В связи с этим все щелочные металлы обладают ярко выраженными восстановительными свойствами и занимают, первые места в ряду напряжений металлов (см. табл< 13). [c.324]

Электронная конфигурация атома фосфора выражается формулой [Ме]35 3р Первый потенциал ионизации равен 10,48зВ, электроотрицательность 2,06, ковалентный радиус 0,11 нм. Фосфор образует преимущественно ковалентные связи. Ионные встречаются редко (фосфиды щелочных металлов, по-видимому, содержат отрицательно заряженный ион фосфора), так как для перевода фос- [c.180]

Ионизационные потенциалы увеличиваются в следующем порядке А < 2 < 3 < порядкового номера элемента . Резкие максимумы соответствуют атомам благородных газов, которые обладают наиболее устойчивой электронной конфигурацией. Минимумы кривой характерны для щелочных металлов, атомы которых, отдавая свой единственный s -электрон внешнего слоя, приобретают конфигу- [c.28]

Для щелочноземельных металлов II группы потеря двух внешних электронов соответствует более устойчивой конфигурации соседнего инертного газа. Как видно из табл. 6, первый потенциал ионизации этих элементов выше, чем для щелочных металлов, а второй потенциал ионизации еще больше. В общем случае образование двухвалентных положительных ионов, следовательно, происходит [ с большим трудом, чем одновалентных положительных ионов. При потере двух электронов атом магния становится катионом М 2+, атом кальция — катионом Са2+ и т. д. Например, имеем [c.50]

Щелочные металлы легко образуют одновалентные положительные ионы. Теряя электрон с внешней оболочки, они принимают электронную конфигурацию соседнего инертного газа это гелий для катиона Ы+, аргон для катиона К" . Электронные конфигурации могут быть представлены в следующем виде [c.49]

Атомы всех щелочных металлов имеют валентную э.ушктронную конфигурацию. 5. Они легко теряют единственный валентный электрон и поэтому обладают низкими энергиями ионизации и низкими электроотрицательностями. Их энергия ионизации и электроотрицательность умень- [c.432]

Способность вещества терять электроны в водном растворе характеризуется его окислительным потенциалом. Способность вещества присоединять электроны в водном растворе характеризуется его восстаповительпым потенциалом. Щелочные металлы (Ы, На, К, КЬ, Сз, атомы которых имеют электронную валентную конфигурацию ь ) обладают высокими окислительными потенциалами, соответствующими образованию гидратированных катионов с зарядом + 1 [Ь1(тв.) - + е = + 3,05 В]. Щелочноземельные металлы (Ве, М , Са. 8г, Ва, атомы которых имеют валентную электронную конфигурацию. s ") также обладают большими окислительными потенциалами, соответствующими образованию гидратированных катионов с зарядом -ь2[Са(тв.) -> Са" + 2е = -Ь 2,76 В]. Г алогены обладают высокими восстановительными потенциалами, соответствующими образованию галогенид-ионов (Р -Ь 2е -> 2Р < = -Ь 2,86 В). [c.456]

Порядок заполнения электронами энергетических уровней (электронных слоев) и подуровней (подслоев) дает теоретическое обоснование периодической системы элементов Д. И. Менделеева. Уже из рассмотрения электронных формул элементов 1 и И периодов ( 1.4) легко сделать вывод, что период начинается элелментом, в атоме которого на внешнем уровне находится один 5-электрси в I периоде это водород, в остальных — щелочные металлы. Завершается период инертным газом первый — гелием (Ь ), остальные периоды— элементами, атомы которых на внешнем уровне имеют элекгронную конфигурацию п5 пр . [c.29]

Пользуясь уравнением (4-4) и значениями найденными для галогенидов щелочных металлов, можно получить радиусы для всех ионов, имеющих электронную конфигурацию инертного га за. Однако следует сказать, что радиусы, определенные таким способом для многозарядных ионов, правильно показывают толь ко их размеры относительно радиусов ионов щелочных металлов I галогенов, но их сумма не образует равновесных межионных. расстояний. Эти относительные радиусы называют одновалент ными радиусами, они представляют собой те радиусы, которые имели бы многозарядные ионы, если бы они сохранили свое элек тронное строение, но вошли в ионные соединения как однозаряд ные ионы. К счастью, для многозарядных ионов можно получить имеющие физический смысл кристаллические радиусы пз однова лентных радиусов, помножив эти величины на множитель, полу чаемый из уравнения Борна [c.114]

Атом водорода имеет электронную конфигурацию is, т. в. он имеет один-единственный валентный электрон, как и все щелочные металлы, и так же, как щелочные металлы, он способен превращаться в положитель- но заряженный ион Н+, отдавая свой электронг [c.282]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология