Атомы внешний слой электронов

Атом азота имеет семь электронов, из них пять находится во внешнем слое. Электронная формула атома азота 15 2з 2р соот- ветствует расположению [c.14]

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]

Фосфор Р. Атом фосфора отличается от атома азота так же, как атом кремния от атома углерода. В атомах кремния и фосфора во внешнем электронном слое есть вакантные З -орби-тали, а в атомах углерода и азота на валентном (внешнем) слое вакантных -орбиталей нет. Разница в структуре валентного слоя атомов Р и N откладывает отпечаток на свойства веществ, образуемых этими элементами, которые в сходных соединениях заметно отличаются друг от друга. Так, например, молекула N2 чрезвычайно прочна, так как а-связь в этой молекуле дополнена двумя л-связями. В парах при температурах ниже 1000 °С, а также в жидком состоянии устойчивы четырехатомные молекулы Р4. При конденсации паров образуется белый фосфор — вещество с молекулярной кристаллической решеткой, в узлах которой находятся молекулы Р4. Белый фосфор плавится при температуре 45 °С и легко растворяется в органических растворителях (СЗа и др.). Белый фосфор ядовит. [c.278]

Рассмотрим электронную структуру оксида азота (I) с учетом того, что его ковалентность определяется не только числом неспаренных электронов, но и наличием у него неподеленной пары электронов. Атом кислорода, имеющий два неспаренных электрона, образует две ковалентных связи с центральным атомом азота. За счет неспаренного электрона, оставшегося у центрального атома азота, последний образует ковалентную связь со вторым атомом азота. Таким образом, внешние электронные слои атома кислорода и центрального атома азота оказываются заполненными здесь образуются устойчивые восьмиэлектронные конфигурации. Но во внешнем электронном слое крайнего атома азота размещено только шесть электронов этот атом люжет, следовательно, быть акцептором еще одной электронной пары. Соседний же с ним центральный атом азота обладает неподеленной электронной парой и может выступать в качестве донора. Это приводит к образованию по донорно-акцепторному способу еще одной ковалентной связи между атомами азота. Теперь каждый из трех атомов, составляющих молекулу N20, обладает устойчивой восьмиэлектронной структурой внешнего слоя. Если ковалентную связь, образованную донорно-акцепторным способом, обозначить, как это принято, стрелкой, направленной от атома-донора к атому-акцептору, то структурную формулу оксида азота (I) можно представить следующим образом О—N—N. [c.124]

Рассмотренные примеры показывают, что атомы обладают разнообразными возможностями для образования ковалентных связей. Последние могут создаваться и за счет неспаренных электронов невозбужденного атома, и за счет неспаренных электронов, появляющихся в результате возбуждения атома ( распаривания электронных пар), и, наконец, по донорно-акцепторному способу. Тем не менее, общее число ковалентных связей, которые способен образовать данный атом, ограничено. Оно определяется общим числом валентных орбита-лей, т. е. тех орбиталей, использование которых для образования ковалентных связей оказывается энергетически выгодным. Квантовомеханический расчет показывает, что к подобным орбиталям принадлежат s- и р-орбитали внешнего электронного слоя и -орбитали предшествующего слоя в некоторых случаях, как мы видели на примерах атомов хлора и серы, в качестве валентных орбиталей могут использоваться и d-орбитали внешнего слоя. Атомы всех элементов второго периода имеют во внешнем электронном слое четыре орбитали при отсутствии (i-орбиталей в предыдущем слое. Следовательно, на валентных орбиталях этих атомов может разместиться не более восьми электронов. Это означает, что максимальная ковалентность элементов второго периода равна четырем. Атомы элементов третьего и последующих периодов могут использовать для образования ковалентных связей не только s- и р-, но также и d-орбитали. Известны соединения d-элементов, в которых в образовании ковалентных связей [c.125]

Суммарное число электронов во внешних слоях ато- ов Э] и Эг равно 8. [c.387]

Как будет показано в 34, повышенной энергетической устойчивостью обладают н электронные конфигурации с ровно наполовину заполненным подуровнем (нанрнмер, структуры, содержащие три р-электрона во внешнем слое, пять й- лектроноп в предвнепшем слое или семь /-электронов в еще более глубоко расположенном слое). Этим объясняется проскок одного 45-электрона в атоме хрома (2 = 24) на Зй-нодуровень, в результате которого атом хрома приобретает устойчивую электронную структуру (15% 2р "3 23р 3 м ) с ровно наполовину заполненным З -подуровнем аналогичный переход. -элекгрона на 4с(-подуровень происходит и в атоме молибдена (Z = 42). [c.98]

Замыкает шестой период элемент радон (Кп 2 = 86), атом которого во внешнем слое содержит октет электронов . ..бз бр . Радон относится к числу, инертных элементов. Структура его атома лежит в основе з-семейства элементов седьмого периода. [c.48]

Элементы основной подгруппы УП группы имеют следующее электронное строение. У атома фтора семь электронов внешнего слоя могут разместиться по четырем ячейкам единственным способом, при котором атом может присоединять еще только один электрон. У фтора при химических реакциях не происходит разъединения спаренных электронов [c.107]

Бром образует несколько кислородных соединений. Из них отметим НВгО — бромноватистую и НВгОз — бромноватую кислоты. Эти кнслоты дают ряд солей. Бром в них соответственно +1-и +5-валентен. Хотя атом брома во внешнем слое содержит 7 электронов, соединения положительно семивалентного брома в настоящее время неизвестны. [c.526]

Как отмечает В. И. Кузнецов [17] Даже при беглом в гляде на состав химических соединений мы убеждаемся, что атомность только в исключительных случаях, прежде всего для кислорода, водорода и фтора, неизменна. Элементарные атомы часто проявляют к положительным элементам другую атомность, чем к отрицательным . Это очень важное замечание. Оно побуждает к иному объяснению природы валентности, так как взаимодействуют не только положительный атом с отрицательным атомом. Взаимодействуют друг с другом и однознаковые атомы, что, казалось бы, ломает все предписанные им Периодической системой правила поведения . Э го кажущееся противоречие снимается, как только мы переходим к рассмотрению химической связи на электронном уровне. Решающим фактором здесь является относительная электронодонорность атомов, участвующих во взаимодействии. При взаимодействии двух однозначных атомов в каче-стие положительного будет выступать тот, электронодонорность которого вьш1е, т. е. электроны внешнего слоя (слоев) подвижнее. А это, в свою очередь, зависит от типа внешнего слоя (слоев) в структуре электронной оболочки, что и является нсриопричиной структуры системы химических элемен-юн. [c.175]

При соприкосновении с водой поверхностные атомы твердого тела подвергаются воздействию силового поля молекул воды, которые благодаря своему малому размеру как бы внедряются в кристаллическую решетку твердого тела. Это взаимодействие, которое принято называть гидратацией, может быть настолько сильным, что ослабленные связи атома металла со своими внешними (валентными) электронами нарушаются и атом металла получает возможность покинуть узел кристаллической решетки и перейти в воду. Так образуется ион-атом, несущий положительный заряд. Перешедший в раствор ион-атом гидратируется, т. е. окружается ориентирующимися вокруг него молекулами воды. При этом оставшиеся в металле электроны являются носителями отрицательного заряда. Таким образом,у поверхности металла образуется двойной электрический слой, характеризующийся разностью (скачком) потенциалов между поверхностью металла и слоем раствора, прилегающим к поверхности металла. При достижении определенной величины скачка потенциала дальнейший переход ион-атомов металла в раствор прекращается. Очевидно, что способность металла отдавать в раствор свои ион-ато-мы под воздействием силового поля молекул воды определяет различную величину скачка потенциалов в двойном электрическом слое. [c.29]

Координативная связь. Это особый вид ковалентной связи,, сущность которой рассмотрим на примере образования иона аммония (рис. 1У-14). Атом азота во внешнем слое содержит пять электронов 25 2р , или 25 2 (р1 р ) — три 2р-электрона неспарены. В про- [c.89]

Атом алюминия отличается от атома бора наличием свободного -подуровня во внешнем слое, что создает возможность увеличения числа донорно-акцепторных связей. Поэтому для алюминия характерно не только координационное число 4, но и 6. Наличием свободных орбиталей во внешнем электронном слое обусловлена склонность соединений бора и алюминия к полимеризации и реакциям присоединения. [c.251]

Акцептор дублета — атом нли ион, характеризующийся незаконченной структурой внешнего электронного слоя ( электронным пробелом ) и проявляющий тенденцию к пополнению этого-слоя за счет неподеленного дублета донора. [c.91]

Химические свойства кислорода. Химические свойства кислорода следуют из структуры электронной оболочки атома. Имея во внешнем слое шесть электронов, атом кислорода стремится приобрести еще два электрона, проявляя окислительные свойства. Реакции, в которых кислород проявлял бы восстановительные свойства и переходил в состояние положительного иона, пока неизвестны , что может быть связано с высоким значением ионизационного потенциала. [c.557]

Из приведенного сопоставления вндно, что наименьшими величинами энергии ионизации характеризуются ксенон и радон. Это связано с такой закономерностью атом возбуждается тем легче, чем меньше разница между значениями энергий 5-, р- и -подуровней внешнего уровня п. Эта разница убывает с возрастанием величины 1 элемента, точнее — с увеличением числа электронных слоев в атоме и соответственно удалением внешнего слоя от ядра.. [c.541]

Состояние валентных электронов в атоме углеро-д а. Как показано в схеме на рис. 4, атом углерода имеет во внешнем слое четыре валентных электрона. Состояние их не одинаково. Один из них, двигаясь вокруг ядра, образует шаровое облако (рис. 6, схема /), подобное облаку электрона в атоме водорода ( -состояние электрона). Облака трех других электронов (рис. 6, схема //) имеют форму объемных восьмерок (гантелей) с перетяжкой в области ядра и ориентированных в трех взаимно перпендикулярных направлениях (р-состояние электрона). [c.30]

Число ковалентных связей, которые может образовать данный атом (ковалентность атома), определяется числом неспарепных электронов. Например, атом углерода в состоянии 2з2р имеет четыре неспаренных электрона и может образовать четыре ковалентные связи. Атом азота имеет электронную конфигурацию внешнего слоя 25 2р и имеет три неспарениых 2р-электрона и, следовательно, является трехковалентным элементом. Положительный ион азота в состоянии 2з2р имеет четыре неспаренных электрона и может образовать четыре ковалентные связи (например, в ионе КН ). [c.11]

Химики давно уже связывали различие в свойствах типичных неорганических и органических соединений с существованием разных видов химической связи в этих соединениях. Как известно, соединения, подобные хлориду натрия, диссоциируют на ноны не только в водном растворе уже в твердой соли в узлах кристаллической решетки находятся не атомы, а катион натрия и анион хлора, притягивающиеся друг к другу электростатическими силами. Ионы образуются из атомов путем передачи внешних (валентных) электронов, Так, атом натрия способен легко отдавать свой единственный внешний электрон и превращаться в катион. Атом хлора, наоборот, принимает один электрон, превращаясь в анион. В результате этого процесса внешние электронные слои обоих атомов приобретают строение электронной оболочки инертных газов, создаются устойчивые восьмиэлектронные группировки, так называемые октеты электронов. Такой тип связи называется гетерополярным или ионным [c.77]

В отношении элементов каждой данной главной подгруппы подмечена такая закономерность общее число з- и р-электронов во внешнем слое атома численно равно номеру группы. Так, например, атом кальция содержит два з-электрона, и кальций — элемент И группы атом Те во внешнем слое содержит два з-электрона и четыре р-электрона, и теллур — элемент VI группы (2 + 4 = 6). [c.52]

Р -превращение сопровождается последующим присоединением 1 электрона к внешнему слою оболочки атома (атом остается электронейтральным). [c.380]

Электровалентная, или ионная (гетерополярная), связь. При взаимодействии атомы, значительно отличающиеся по способности отдавать или присоединять валентные электроны, превращаются в противоположно заряженные ионы. Так, при реакции между хлором и натрием хлор, имеющий семь валентных электронов, отнимает у натрия его единственный валентный электрон и превращается в отрицательно заряженный нон хлора. При этом у хлора образуется устойчивый восьмиэлектронный слой, подобный внешнему слою инертного газа (аргона). Но образовавшийся ион хлора содержит уже на один электрон больше, чем нейтральный атом хлора суммарный отрицательный заряд всех его 18-ти электронов превышает положительный заряд ( + 17) ядра, и поэтому ион хлора несет отрицательный заряд (—1). Натрий легко отдает электрон, так как у него, таким образом, обнажается устойчивый слой из восьми электронов, подобный внешнему электронному слою неона, и атом превращается в положительно заряженный ион. Этот ион содержит на один электрон меньше, чем нейтральный атом натрия суммарный заряд 10-ти оставшихся у него электронов меньше, чем положительный заряд (+11) ядра. Поэтому ион натрия несет положительный заряд (+1). Это видно из схемы, приведенной на рис. 3. [c.25]

Они могут принимать электроны (до 8), т. е. быть окислителями, и отдавать электроны, т. е. быть восстановителями. Так, атом, содержащий б электронов во внешнем слое, может вступать в реакцию по схемам [c.140]

В качестве представителя металлов, относящихся к побочным подгруппам периодической системы, рассмотрим хром он возглавляет побочную подгруппу VI группы. Его название происходит от греческого слова хрома — краска все соединения хрома имеют яркие окраски. При химических реакциях атом хрома может отдавать, кроме электрона внешнего слоя, до [c.148]

В аморфных модификациях мышьяка и сурьмы, которые являются полупроводниками, атомы образуют двойные слои, причем каждый атом одного слоя имеет трех соседей во втором слое — по числу ковалентных связей, осуществляемых тремя р-электронами внешнего уровня (рис. 50). Двойные слои образуют очень мелкие беспорядочно расположенные чешуйки, что и придает аморфный характер этим веществам. Расстояние между атомами разных слоев велико (3,75 А в обоих веществах) между этими слоями действуют силы Ван-дер-Ваальса, тогда как между соседними атомами одного двойного слоя расстояния равны 2,5 А у мышьяка, 2,87 А у сурьмы и между ними действуют силы ковалентной связи. Упорядочение двойных слоев, наблюдаемое при переходе аморфных фаз в кристаллические, резко уменьшает расстояние между атомами разных слоев (от 3,75 до 3,15 А у Аз и от 3,75 до 3,37 А у ЗЬ), возникает и возможность перекрывания электронных облаков между ними (металлизация связей). У каждого атома появляются еще три соседа в другом слое, и окружение приближается к октаэдрическому с координационным числом 6. У висмута три первых соседа находятся на расстоянии 3,10 А, а три вторых соседа — на немного большем расстоянии (3,47 А). Металлизация связей [c.133]

К элементарным ионам относятся отрицательные ионы неметаллов. Они образуются из нейтральных атомов неметаллов, присоединяя недостающее до 8 число электронов. Например, атом серы с числом электронов на уровнях 2) 8) 6 может присоединять два электрона, образуя двухзарядный отрицательный ион 5 с конфигурацией 2) 8) 8. У всех отрицательных ионов неметаллов на внешнем слое находится по 8 электронов, поэтому они могут только терять электроны, проявляя восстановительные свойства. [c.197]

Положительно заряженные ионы металлов в низшей степени окисления. Ионы металлов в низшей степени окисления образуются из нейтральных атомов в результате отдачи только части электронов внешней оболочки. Например, атом олова с конфигурацией внешнего слоя 5 может терять —2 электрона (т. е. не все) с образованием иона имеюще- [c.13]

Энергии термов находят, изучая атомные спектры. Последние возникают, когда атом, поглощая или испуская квант энергии, переходит из одного стационарного состояния в другое. Как правило, оптические спектры атома связаны с переходом одного из электронов внешнего слоя. Допустимы переходы, для которых выполняются условия, называемые правилами отбора [c.42]

Например, атом серы с электронной конфигурацией внешнего слоя "р может присоединить два электрона, образуя двухзарядный отрицательный ион 5 с конфигурацией внешнего слоя 5 р. [c.12]

На внешнем слое атомы элементов подгруппы меди, так же как и атомы щелочных металлов, содержат по одному электрону. В этом их сходство. Так, все элементы подгруппы меди, как правило, положительно одновалентны и не образуют отрицательно валентных ионов, как и щелочные металлы. Все они способны образовать окислы типа Э2О. Но по структуре второго снаружи электронного слоя атомы элементов подгруппы меди отличаются от атомов щелочных металлов. В то время- как у последних указанный слой содержит 8 электронов (см, таблицу в 2), атомы меди,-серебра и золота на предпоследнем слое содержат 18 электронов, причем этот слой еще не вполне стабилизирован и способен к отдаче электронов. Так, соединения двухвалентной меди более характерны и чаще образуются, чем соединения одновалентной меди. Так как атом меди на внешнем слое содержит один электрон, то положительно двухвалентный ион Си " может образоваться только путем отдачи одного электрона из второго снаружи слоя. Аналогично золото образует положительно одно-и трехвалентные ионы (ионы Аи и Аи" ). Соединения трехвалентного золота также более характерны и чаще образуются, чем соединения одновалентного золота. Атом золота на внешнем слое тоже содержит один электрон. Следовательно, положительно трехвалентный ион Аи" "" может образоваться путем добавочного выделения двух электронов из ближайшего внутреннего 18-элек-тронного слоя. [c.405]

Во внешнем слое атома углерода 4 электрона, а именно два спаренных -электрона и два неспаренных р-электрона. Судя по числу неспаренных электронов, атом углерода должен быть двухвалентным. Но в атомах спаренные электроны могут разъединяться. Тогда все 4 электрона в атоме углерода окажутся неспаренными, и атом углерода станет четырехвалентным. При этом электронные облака всех четырех электронов приобретают одинаковую вытянутую форму, а их оси оказываются те [c.87]

Зарядность положительных элементарных ионов изменяется от 1 до 4 (свободные четырехзарядные ионы встречаются редко). Ионы максимальной зарядности образуются в результате отдачи всех внешних (или валентных) электронов нейтральным атомом. Например, атом А1 с распределением электронов )2)8)3 или атом 5п с распределением электронов )2)8)18)18)4, теряя соответственно 3 и 4 внешних электрона, переходят в А1 + и с электронной конфигурацией )2)8 и )2)8)18)18. Во внешнем слое ионов максимальной положительной зарядности содержится 8 или 18 электронов следовательно, такие ионы не могут больше терять электронов, а только приобретают ранее потерянные электроны, являясь окислителями. [c.141]

В 1904 г. английский физик Дж. Дж. Томсон предложил модель атома. Атом, по мнению Томсона, представляет собой положительно заряженный шар, в который вкраплены небольшие, по сравнению с размером шара, электроны. Несмотря на свое несовершенство, томсоновская модель позволяла объяснить возможность испускания, поглощения и рассеяния света атомами определить общее количество электронов в веществе, а, следовательно, и в одном атоме. Эта модель дала возможность установить количество электронов для легких элементов оно оказалось численно равным половине атомного веса. Сопоставляя строение атомов с положением элементов в таблице Менделеева, Томсон предположил, что электроны в атомах располагаются концентрическими слоями, а химические свойства элементов определяются внешним слоем электронов. [c.4]

В этой электронной формуле учтены лишь ковалентные связи, образованные путем спаривания электрО ИО(В атО(ма С (изображены крестиками) с электронами ато.ма О (изображены точками). Обратам внимание, что теперь во внешнем слое атО Ма углерода недостает до его завершения двух электронов, и вспомним, что ковалентные свя31И могут возникать не только путем спаривания электронов, но и путем предоставления одиим атомом другому готовой пары электронов. У атома кислорода имеются две свободные пары электронов. Одна из них смещается к атому угле(рода, дополняя его внешний слой до восьми, и становится третьей ковалентной связью между атомами углерода и кислорода [c.94]

Радиус атома фосфора больше, чем атома азота. Поэтому атом фосфора слабее удерживает свои валентные электроны и слабее притягивает недостающие электроны при завершении внешнего слоя. Вследствие этого кислородные соединения фосфора (в которых он электроположителен) прочнее, чем кислородные соединения азота, а соединение с водородом, наоборот, менее прочно, чем соединение азота — аммиак. Фосфористый водород РНз настолько не прочен, что, в отличие от аммиака, [c.68]

При химических реакциях атом алюминия отдает три электрона внешнего слоя, обращаясь в трехзарядный положительный нон А1 +. Поэтому во всех своих устойчивых соединениях алюминий положительно трехвалентен. [c.142]

Цинк, кадмий и рТуть составляют 2В-подгруппу -элементов. В их ато мах на внешнем слое находится два з-электрона с антипараллельными спинами 05. Ввиду отсутствия холостых электронов в нормальном состоянии валентность элементов этой подгруппы равна нулю. Возбуждение одного электрона на высший подуровень приводит к состоянию и валентность становится равной 2. На -подуровне слоя, соседнего с внешним, находятся полностью все 10 электронов. Этот подуровень стабильный. [c.415]

С элементами первой группы его роднит одинаковая к.ои-фнгурация внешнего электронного слоя. Однако это родство носит лишь формальный характер, так как электронная конфигурация атома водорода вообще не имеет аналогов атом водорода, лишенный электрона, представляет собой голый протон. [c.206]

Ато.м азота имеет на внешнем слое трн неспаренных электрона (15 25 2р ) поэтому атомы азота образуют двухатомную мо-, 1екулу N2 с тремя ковалентными связями. По методу МО ЛКАО кратность связи в молекуле равна трем N0 [/С/С(а,) (о ) (л,) (л,,) (о,.), что объясняет ее химическую инертность. При комнатной температуре азот не реагирует нн с металла.мн, ин с неметаллами, за исключением лития, который медленно соединяется с азотом с образованием нитрида. При [ агреваннн азот реагирует со многими металлами, например с магнием, титаном, алюминием, а также с неметаллами водородом, кремнием и бором, < )бра (уя нитриды. [c.160]

Как будет показано в разд. 3.4.3, повышенной энергетической устойчивостью обладают и электронные конфигурации с ровно наполовину заполненным подуровнем (например, структуры, содержащие три р-электрона во внешнем слое, пять -электронов в предвнешнем слое или семь /-электронов в еще более глубоко расположенном слое). Этим объясняется проскок одного 4 -электрона в атоме хрома 2 = 24) на -подуровень, в результате которого атом хрома приобретает устойчивую электронную конфигурацию (ls 2s 2p 3s 3p 3 4s ) с ровно наполовину заполненным 3 -пoдypoвнeм аналогичный переход 5в-электрона на 4 -пoдypoвeнь происходит и в атоме молибдена (2 = 42). [c.70]

При введении небольшого количества мышьяка в германий атомы мышьяка замещают атомы германия в кристаллической решетке. У атома мышьяка на внешнем слое на один электрон больше, чем у атома германия, поэтому все электроны мышьяка не могут разместиться в заполненной зоне. Избыточные электроны, по одному на каждый атом As, попадают в зону проводимости. Таким образм, примесь мышьяка резко увеличивает электропроводность германия. Проводимость, связанная с присутствием электронов в свободной зоне, называется электронной. [c.274]

Рассматриваемый период начинается двумя элементами з-семей-ства (Ь1 и Ве), их структура (Ь ) 2s . Далее следуют шесть элементов р-семейства со структурой (15 ) 2p . Заканчивается период элементом неоном, атом которого имеет структуру (1з ) 2з 2р. Внешний электронный слой I состоит из восьми электронов. Восемь электронов во внешнем слое образуют прочную электронную конфигурацию — октет (лат. ос1о — восемь). Неон—инертный элемент. [c.45]

Напишите структурные и электронные формулы радикалов состава С4Нд и назовите их. Сколько электронов во внешнем слое имеет атом углерода, содержащий неспаренный (радикальный) электрон [c.11]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология