Конфигурация атомов

Электронные конфигурации атомов элементов в основном состоянии приведены в табл. 3. [c.23]

Электронные конфигурации атомов элементов [c.22]

Какой элемент, Ве или Ва, обладает более выраженными металлическими свойствами На основании каких фактов вы отвечаете на этот вопрос Объясните ваш ответ исходя из рассмотрения электронных конфигураций атомов. [c.458]

Объясните различие между первой энергией ионизации фосфора, Р (1063 кДж моль ) и серы, 8 (1000 кДж моль ), основываясь на сопоставлении валентных орбитальных электронных конфигураций атомов Р и 8. [c.401]

Атом водорода Н имеет всего один электрон, который в основном состоянии должен занимать Ь-орбиталь. Поэтому электронная конфигурация атома водорода записывается как Ь (сверху указывается число электронов на орбитали), а схематически изображается следующим образом [c.391]

Геометрическая конфигурация атомов в молекуле зависит от направлений химических связей каждого атома в пространстве. Направление же химических связей определяется типом АО и МО. На риа. 5 [c.18]

В чем заключается правило Гунда и какую роль оно играет при определении электронных конфигураций атомов Каково физическое обоснование правила Гунда [c.409]

Множитель, содержащий равновесные концентрации, можно заменить константой химического равновесия исходных веществ с конфигурацией атомов, соответствующей активному комплексу [c.147]

Решение. Электронные конфигурации атомов [c.42]

Указать особенности электронных конфигураций атомов меди и хрома. Сколько 45-электронов содержат невозбужденные атомы этих элементов [c.45]

Заполненная оболочка из двух электронов с и = 1 часто обозначается символом К, а заполненная оболочка из восьми электронов с п = 2 обозначается символом Это позволяет кратко записать электронную конфигурацию атома N6 следующим образом [c.395]

ЗАКОНОМЕРНОСТИ ГЕОМЕТРИЧЕСКОЙ КОНФИГУРАЦИИ АТОМОВ В МОЛЕКУЛАХ. [c.18]

Теперь атом Н имеет на своей валентной орбитали два электрона, подобно гелию, а у атома I восемь электронов, как у Хе. Льюис выдвинул следующий принцип атомы образуют химические связи в результате потери, присоединения или обобществления такого количества электронов, чтобы приобрести завершенную электронную конфигурацию атомов благородных газов. Тип образующейся связи-ионный или ковалентный-зависит от того, происходит ли перенос электронов или их обобществление. Валентность, проявляемая атомами, определяется пропорциями, в которых они должны объединяться, чтобы приобрести электронные конфигурации атомов благородных газов. Теория Льюиса объясняет тип связи и последовательность расположения атомов в молекулах. Однако она не позволяет объяснить геометрию молекул. [c.466]

Под-электронной конфигурацией атома понимается определенное распределение электронов по п/-оболоч-кам [c.95]

При этом атомные спин-орбитали уже не могут быть представлены как произведение орбитали и спиновой функции (а или р) и конфигурация атома характеризуется распределением электронов по п1])-оболочкам [c.99]

Схему / — /-связи иллюстрирует пример атома свинца, основная конфигурация которого (...бх бр ) аналогична основной конфигурации атома углерода (...25 2р2), но существенно отличается от последней структурой энергетических уровней (рис. 23). [c.99]

Электронные конфигурации атомов в основном состоянии. [c.33]

Каждой определенной конфигурации атомов реагирующих молекул соответствует некоторое значение потенциальной энергии системы. Например, для реакции типа А + ВС АВ + С зависимость потенциальной энергий системы от межъядерных расстояний А — В и В — С может быть представлена поверхностью потенциальной энергии, топографическая карта и сечения которой приведены на рис. 1.1. Устойчивом химическим соединениям соответствуют минимумы на поверхности потенциальной энергии. Наиболее легкий путь перехода от одного устойчивого состояния к другому, т. е. путь [c.9]

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]

Надежные значения сродства к электрону найдены лишь для не-болылого числа элементов. Понятно, что сродство к электрону зависит от электронной конфигурации атома, и в характере его изме-нени5 с увеличением порядкового номера элемента наблюдается отчетливо выраженная периодичность (рис. 14). Сравнение с измененном энергии ионизации показывает, что максимумы и минимумы на кривой сродства к электрону смещены по сравнению с кривой энергии ионизации на один элемент влево. [c.35]

В ряду изоэлектронных ионов с конфигурацией атомов благородных газов поляризуемость растет с уменьшением положительного заряда (например, в ряду Mg + — —N6° — р- — 02-, см. табл. 1.11). [c.112]

В соответствии с электронной конфигурацией атома водорода Is возможны процессы, обусловленные сдвигом его электрона к более электроотрицательному атому, и, наоборот, характерны процессы со смещением электрона к атому водорода (стремление образовать замкнутую оболочку Is ). Таким образом, для Н характерны аи = —1,0, -fl, т. е. он может вести себя аналогично и элементам подгруппы IA, и элементам подгруппы VHA. С первым его объединяет сходство атомных спектров, тенденция к образованию в растворе Н+ (отсюда восстановительная,активность, в частности склонность вытеснять неактивные металлы из различных соединений, в том числе, обычно под давлением, из растворов Цх солей), а также способность взаимодействовать с неметаллами. [c.463]

Для марганца наиболее типичны координационные числа 6 и 4, для технеция и рения, кроме того, 7, 8 и даже 9. Влияние степени (жисления и отвечающей ей электронной конфигурации атома на структуру комплексов (структурных единиц) марганца и его аналогов показано в табл. 50. [c.568]

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]

Клк видно из табл. 57, электронная конфигурация атомов лантаноиде в может быть выражена общей формулой 4/ 5з 5р 5й 6з У ни с достраивается третий снаружи слой (4/-подслой) при одина-кoвo числе электронов наружного (6з ) и у большинства лантаноидов преднаружного 5в 5р ) слоя. Согласно химическим и спектро-скоп11ческим данным при большой энергетической близости 4/- и 5с -со( тояний для лантаноидов 4/-состояние оказывается все же энер гетически более выгодным. Поэтому в их атомах (кроме Ос1) 5(1-элект-рон в отличие от Еа переходит в 4/-состояние. [c.639]

Существующая в этом интервале конфигурация атомов, движу-1ДИХСЯ в сторону конечных продуктов, и является активным ком-глексом. Среднее время жизни активного комплекса [c.145]

Но, кроме того, потенциал ионизации зависит и от электронной конфигурации атома или иона. В частности, полностью или наполовину заполненные подуровни обладают повышенной устойчивостью. Из срав- [c.43]

В простейшем случае активированный комплекс представляет обою конфигурацию атомов, в которой ослаблены старые связи и образуются новые. Примером может служить схема реакции [c.177]

Выяснение электронного строения атомов всех элементов периодической системы облегчается мысленным процессом последовательного заселения электронами водородоподобных орбиталей в порядке повышения их энергии и одновременного увеличения заряда ядра на единицу с каждым добавляемым электроном. При этом особое внимание следует обращать на связь между орбитальной электронной конфигурацией атомов и их первой энергией ионизации. Первой энергией ионизации (ЭИ атома называется энергия, необходимая для удаления из атома одного электрона, т. е. для осуществленР я процесса [c.391]

Ниже записаны различные электронные конфигурации атома азота N(7 = 7). Укажите, какие из этих конфигураций соответствуют возбужденному основному или запрещенному (недопусгимому) состоянию. [c.410]

В триаде Ti-Zr-Hf с валентной конфигурацией атомов 5- Т и 2г обнаруживают состояния окисления 4-2, 4- 3 и 4-4. тогда как НГ имеет только одно состояние окисления 4-4. В этом случае мы сталкиваемся с примером общей закономерности, присущей переходным металлам низшие степени окисления играют меньшую роль для переходных металлов второго и третьего рядов, потому что в их атомах валентные электроны нах.одятся на большем удалении от ядра. В условиях когда эти атомы могут терять валентные электроны, они чаще всего теряют их полностью. В низших состояниях окисления Т1 образует ионные соединения, а в состоянии окисления 4- 4 его соединения имеют более ковалентный характер и он обладает неметаллическими свойствами. Оксид титана(Н), ТЮ, представляет собой ионное соединение основного типа со структурой кристалла Na l. В отличие от этого диоксид титана, Т Ог,-белый нерастворимый пигмент, об.падающий как кислотными, так и основными свойствами. [c.440]

После того как порядковый номер элементов достигает 57, энергия 4/-орбиталей становится достаточно низкой, чтобы они могли использоваться для заселения электронами в атомах. Таким образом, после бария в шестом периоде начинается последовательное заселение электронами 4/-орбиталей, которое происходит у атомов 14 лантаноидных металлов. Подобно этому, в седьмом периоде после 2 = 89, когда 5/- и 6 -орбитали приобретают практически одинаковую энергию, возникает 14 актиноидных металлов, в атомах которых происходит последовательное заселение электронами 5/-орбиталей. Электронные конфигурации атомов, принадлежащих этим двум рядам внутренних переходных металлов, показаны на рис. 9-3. Как и при заселении -орбиталей у переходных металлов, заселение /-орбиталей также сопровождается отклонениями от строгой закономерности, причем такие отклонения чаще встречаются у актиноидов, чем у лантаноидов. Но и в этом случае достаточно запомнить лищь общую закономерность, отложив обсуждение отклонений от нее на более позднее время. (Укажем только, что поскольку первый элемент в каждом из рядов /-элементов- Ьа и Ас-имеет валентную конфигурацию вместо /, то иногда считается, что эти ряды начинаются с Се и ТЬ, как это указано, например, в таблице периодической системы, помещенной на внутренней стороне обложки этой книги.) [c.451]

Льюисовы структуры. Обобществление электронных пар и связывающие электронные пары. Неподеленные пары электронов. Электронная конфигурация атомов благородных газов. Правило октета. Двойные связи, тройные связи и порядок связи. Незамкнутые оболочки. Формальные заряды на атс>. ау.. Изоэлгктрснныг молекулы. [c.464]

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]

Торий, 51ВЛЯЮЩИЙСЯ аналогом Се, проявляет степени окисления +2, +3 и +4 (две первые редки, последняя — характерна). Стабильность стеиени окисления 4-4 связана с тем, что ион ТЬ + имеет электронную конфигурацию атома Rn. Как уже указано выше, [c.608]

Рассмотрим теперь нелинейпуш конфигурацию атомов. Для выделения угловой зависимости взаимодействия потенциал U обычно представляют в виде суммы симметричной 7., и асимметричной Va частей, последняя исчезает при усреднении по углам у. При достаточно малой асимметрии У,, может быть представлена в виде быстро сходящегося разложения по степеням os у или полиномом Лежандра Р). ( os v). Таким образом, потенциальная энергия системы мтом + двухатомная молекула записывается в виде [c.65]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология