Элементы распределение электронов в атомах

Про атом химического элемента известно, что в основном состоянии он имеет три полностью заполненных уровня и 3 электрона на внешнем, четвертом уровне. Определите общее число электронов в атоме этого элемента, назовите его порядковый номер. Напишите ряд чисел, который отобразит распределение электронов по уровням (например, запись 2е", Зе отобразит, что на первом уровне 2 электрона, на втором - три). [c.38]

Для обозначения распределения электронов в атоме (электронная формула) принимается следующая система записи впереди цифрой указывается электронный слой, затем буквой — подуровень и вверху, справа от буквы, цифрой — число электронов в слое. Например, возьмем атом хлора (С1), порядковый номер 17, элемент [c.65]

Число электронов, смешанных от атома данного элемента или к атому данного элемента в соединении, называется степенью окисления. Положительная степень окисления обозначает число электронов, которое смещается от данного атома, а отрицательная степень окисления — число электронов, которое смещается к данному атому. Из этого определения следует, что в соединениях с неполярными связями степень окисления элементов равна нулю. Примерами таких соединений служат молекулы, состоящие из одинаковых атомов (N2, Hz, I2). Степень окисления металлов в элементарном состоянии равна нулю, так как распределение электронной плотности в них равномерно. В простых ионных соединениях степень окисления входящих в них элементов равна электрическому заряду, поскольку при образовании этих соединений происходит практически полный переход электронов от одного атома к другому [c.178]

Поэтому при возбуждении атома фосфора один из 35-электронов может переходить на З -орбиталь. Следовательно, атом фосфора в основном состоянии может быть трехвалентным, в возбужденном — иметь пять неспаренных электронов и выступать как пятивалентный элемент. Аналогичное распределение электронов по подуровням имеют мышьяк, сурьма и висмут. [c.80]

Атом хлора имеет свободные квантовые ячейки, поэтому (при частичном или полном распаривании электронов) проявляет переменную валентность 1, 3, 5, 7. Подобное распределение электронов по подуровням имеют и другие атомы элементов основной подгруппы VII группы — бром, иод и астат.. [c.107]

Никель, палладий и платина составляют подгруппу -элементов. В связи с явлением одиночного (атом платины) или двойного (атом палладия) провала электронов с внешнего уровня на -подуровень уровня, ближайшего к внешнему, у атомов этих элементов различное распределение электронов [c.382]

Из следующих за скандием элементов титан имеет структуру 2, 8, 10, 2, ванадий — 2, 8, 11, 2 и т. д. Дальнейшее заполнение второго снаружи слоя приостанавливается лишь начиная с меди (№ 29), атом которой имеет структуру 2, 8, 18, 1. Распределение электронов по слоям в атомах еще более тяжелых элементов показано на приводимой таблице, представляющей собой периодическую систему элементов в форме, предложенной Вернером. [c.219]

Кислород. Кислород — наиболее распространенный элемент в природе. Атом кислорода имеет следующее распределение электронов по слоям )2)6. При химических реакциях атом кислорода дополняет свой внешний электронный слой до 8 электронов О + 2е = 0 , проявляя, сильные окислительные свойства. [c.154]

До сих пор рассматривались я-связи, возникшие между определенными атомами и поэтому являюш,иеся локализованными (пара электронов, обеспечивающих и-связь, принадлежит двум определенным атомам). Иным оказалось распределение электронной плотности в молекулах бензола и его производных. Спектральный анализ позволил выяснить, что молекула бензола имеет ось симметрии шестого порядка (об элементах симметрии см. гл. IV). Она представляет собой плоский правильный шестиугольник, в вершинах которого находятся атомы углерода. Каждый атом С имеет трех соседей в этом [c.98]

Точное распределение электронов по уровням и подуровням должно учитывать, что поведение электрона в атоме определяется сочетанием квантовых чисел. Квантовые условия уже были разобраны для атома водорода и определены формы орбиталей и электронная плотность для различных случаев возбуждения водородного атома или главного квантового числа п (табл. 10). Перенося эти условия (что является значительным приближением) на строение сложных атом(5в, мы полагаем, что главное квантовое число п совпадает с номером периода, в котором располагается данный элемент. [c.47]

На рис. 6.7 показаны изменения числа занятых электронами энергетических уровней и размеры атомов для элементов группы 1А. У атома лития в ядре имеется три протона, а электроны заселяют два энергетических уровня атомы этого элемента имеют самые маленькие размеры в своей группе. Средний радиус распределения электронов на втором энергетическом уровне в атоме натрия намного меньше, чем в атоме лития, потому что заряд ядра атома натрия гораздо больше, -Ь П. Однако у натрия в отличие от лития заселен еще третий энергетический уровень, и поэтому атом натрия имеет значительно больший общий радиус. При переходе к следующим элементам той же группы с большими порядковыми номерами (и более высокими зарядами ядра) средний радиус распределения электронов для каждого энергетического уровня последова- [c.97]

Начнем с обсуждения еще одной структурной особенности оксианионов, а именно с распределения электронного заряда по входящим в их состав атомам, и воспользуемся при этом принципом электроотрицательности. В некоторых случаях создается впечатление, что центральный атом оксианиона является нейтральным, в других случаях на нем может находиться небольшой положительный или отрицательный заряд в зависимости от того, какой из элементов входит в ок- [c.366]

По этой причине распределение электронной плотности вдоль связи асимметрично, а следовательно, атом более электроотрицательного элемента приобретает отрицательный эффективный заряд (обозначение б—), а атом-партнер— положительный эффективный заряд (обозначение б+). Численно эффективные заряды, реально существующие на связанных атомах, всегда меньше, чем их степени окисления (см. 6.13). [c.132]

В справочнике приводятся периодическая система элементов Д. И. Менделеева в ее современном виде и распределение электронов в атоме. Цифры в верхней части клетки — порядковые номера элементов, которые численно равны числу положительных зарядов (протонов) в ядре атома этого элемента, а так как атом в целом электронейтрален, то и числу электронов данного элемента. В зависимости от удаления от ядра атома электроны распределяются по оболочкам. Ближайшая к ядру атома оболочка К, наиболее удаленная — Q. [c.18]

Такое распределение электронов может привести к неверному выводу о том, что углерод является двухвалентным элементом. Действительно, во втором (наружном) электронном слое спарены только два 25-электрона, в то время как два других 2р-электрона остаются неспаренными и способны образовывать химическую связь. Однако необходимо учитывать, что атом углерода в момент химической реакции возбуждается, т. е. переходит из основного состояния 18 28 2р ) в возбужденное (условно обозначается С ). При этом происходит распаривание 2-электронов и переход одного из них на 2р-орбиталь [c.15]

Иначе обстоит дело в сложных веществах. Химические связи между атомами различных элементов несимметричны в молекулах сложных веществ осуществляются, как правило, полярные ковалентные связи, В ионных соединениях эта неравномерность распределения электронов максимальна — прн образовании веществ с ионной связью валентные электроны практически полностью переходят от атома одного элемента к ато. 1у другого, [c.264]

Для нормального состояния атомов этой группы элементов характерным распределением электронов является Два 5-электрона образуют пару-, а два р-электрона не спарены. В этом состоянии атом может образовать только две ковалентные связи. При образовании кристалла получается более устойчивая связь вследствие перераспределения электронов, при котором один из электронов пары переходит в р-состояние. В валентной оболочке атомов не остается неиспользованных орбит. Поэтому вещества являются типичными полупроводниками с совершенно заполненной в невозбужденном состоянии валентной зоной. [c.239]

Электроны находятся в оболочке атома, и их распределение в ней непосредственно определяет химические и физические свойства элементов. Строение оболочки обусловливает также образование и природу химической связи. Очевидно, что распределение электронов в оболочке зависит от их количества, а так как последнее связано с числом положительных зарядов ядра атома, т. е. протонов, то ядро тоже влияет на свойства атома. Порядковый номер атома в периодической системе совпадает с числом электронов в оболочке незаряженного атома, которые компенсируют заряд ядра если число электронов меньше или больше числа зарядов ядра, то образуется заряженный атом, атом-ион. [c.13]

Не вдаваясь в подробное изложение результатов применения этого метода для изучения строения атомов, ограничимся рассмотрением некоторых отдельных примеров [2]. Водородный атом имеет только один электрон, и так как энергия связи электрона в. АГ-группе всегда больше, чем в -группе, то этот электрон, несомненно, будет 1 -электроном. Атом следующего элемента, гелия, обладающий двумя электронами, должен, таким образом, иметь конфигурацию 1 . Поскольку. ЙГ-группа в атоме гелия заполнена и третий электрон, соответствующий атому лития, принужден войти в -группу, распределение трех электронов будет отвечать конфигурации 1 22х. Атом бериллия завершает заполнение подгруппы 2 , так что следующий электрон уже входит в группу 2р, образуя при этом структуру 15 2 2/ , соответствующую атому бора, и т. д. [c.16]

Как указывалось, валентность элемента с точки зрения ТВС определяется числом электронных пар, которое связывает атом данного элемента с другими атомами в молекуле. От того, сколько электронных пар связывает данный атом с другими в молекуле, т. е. от валентности элемента, в значительной степени зависит распределение электронной плотности в молекуле, а следовательно, ее свойства. Поэтому валентность элемента — важная его химическая характеристика. [c.129]

Экранировка модельно может быть представлена следующим образом. Наряду с валентными электронами, каждый атом содержит ряд других, более тесно связанных с ядром. Орбиты их в кристалле.принадлежат исключительно данному атому, В некоторых случаях, являясь внешними по отношению к орбитам валентных электронов, они оказывают экранирующее действие на энергетические переходы в смысле защиты от периодического поля кристалла. Этот эффект характерен для элементов с частично заполненными внутренними оболочками. Большинство технических активаторов принадлежит к числу именно таких элементов. Аналогичная картина распределения электронных состояний может иметь место и у более сложных атомных группировок и радикалов. [c.106]

Следует отметить, что сумма индексов, стоящих вверху справа от обозначающих подоболочку букв, равна атомному номеру элемента. Количество электронов у элемента равно количеству квадратов от первого до квадрата, в котором расположен рассматриваемый элемент. Например, железо (Ре) расположено в 2б-м квадрате таким образом, атом железа имеет 26 электронов. Начав отсчет с 26-го квадрата по направлению к первому, можно определить положение всех электронов Зс , 4з , Зр , Зз , 2р , 2з , (рис. 14). Распределение электронов принято записывать в порядке увеличения главного квантового числа Ре 15 25 2р 35 3р 3 45 . 45-Электроны записывают последними, чтобы показать, что они находятся на внешней электронной оболочке атома и, следовательно, принимают участие в химических реакциях. Из таблицы видно, что Ъй-и 45-электроны расположены на одной горизонтали, т. е. энергия этих электронов приблизительно одинакова, и Зй-электроны наряду с 45-электронами могут участвовать в образовании химической связи. [c.33]

ЭЛЕКТРООТРИЦАТЕЛЬНОСТЬ — условная величина, характеризующая способность атома в молекуле притягивать к себе электроны. Например, в молекуле H I атом хлора смещает к себе центр тяжести электронного облака двух связывающих электронов и заряжается отрицательно, а атом водорода — положительно. Наиболее электроотрицательными элементами являются фтор, кислород, хлор. Зная Э. атомов элементов, можно предугадать распределение электронной nj[0TH0 TH в молекулах. [c.290]

Атом водорода —простейший из всех, которые изучает химия. Решение уравнения Шредингера для него позволило определить стационарные состояния атома, рассчитать его спектр и распределение электронного заряда внутри атома и обьяснить на основе этого его химическое поведение. Обобщение получеггных выводов в сочетании с некоторыми добавочными принципами позволило понять физическую сущность периодического закона и объяснить химические свойства элементов. Поэтому знакомство с химическими системами начинаем с атома водорода и водородоподобных атомов (одноэлектронных атомов с зарядом ядра 4-Ze). Примером водородоподобных систем служат ионы Не , Li +, Ве - и т. д. [c.16]

До снх пор рассматривались я-связи, возникшие между определенными атомами и поэтому являющиеся локализованными (пара электронов, обеспечивающих я-связь, принадлежит двум определенным атомам). Р1ным оказалось распределение электронной плотности в молекулах бензола и его производных. Спектральный анализ позволил выяснить, что молекула бензола имеет ось симметрии шестого порядка (об элементах симметрии см. гл. IV). Она представляет собой плоский правильный шестиугольник, в вершинах которого находятся атомы углерода. Каждый атом С имеет трех соседей в этом случае происходит sp -гибридизация трех его электронных облаков. Три гибридных облака образуют а-связи под углом 120° с двумя соседними атомами углерода и с атомом водорода,, У каждого атома С остается по одному негнбридизироваиному р-электрону, об- [c.121]

Базир тощийся на квантовой механике подход к рассмотрению X. с, позволил объяснить многие теоретич. положения классич. и электронных моделей X. с. и понять эксперим. данные, не укладывающиеся в эти модели. Так, для атомов s-и р-элементов установление возможности образования не более четырех валентных связывающих мол. орбиталей привело к пониманию октетной теории Льюиса - Косселя. Структурная теотия Гиллеспи получила объяснение в рамках метода мол. орбиталей. Образование комплексных соед., у к-рых центральный атом образует большее число связей, чем то допустимо формальными правилами классич. теории валентности, стало понятным с развитием кристаллического поля теории и поля лигандов теории. Количеств, результаты, позволяющие характеризовать отдельные X. с., получают с помощью квантовохим. расчетов (см. Незмпирические методы, Полуэмпирические методы) и экспериментально, напр, при изучении распределения электронной плотности в мол. кристаллах рентгенографич. методами. [c.236]

Условия для существования примесных центров могут быть созданы различными способами, (а) Замещение атома основной решетки на элемент с нормально большей валентностью вызывает появление избыточного положительного заряда и связанного с ним электрона. Наиболее ярким примером примесей этого типа являются примеси в германии и кремнии. В ряду углерод, кремний и германий образуются ковалентные структуры с алмазной решеткой. Тепловое воздействие посредством фононного механизма может вызывать появление собственной проводимости в этих веществах. Однако если элемент с валентностью, которая нормально больше четырех, замещает атом в такой решетке, то плотность его электронного облака будет стремиться принять тетрагональное распределение, характерное для алмазной решетки. Чтобы была достигнута такая форма распределения электронного облака, элемент образует частично ионные связи, причем получается однократно заряженный ион совместно с квазисвободным электроном, расположенным около атома примеси. Энергия связи этого электрона меньше энергии связи в вакууме в К раз, где К — диэлектрическая постоянная среды. Следовательно, такие дефекты в основном ионизированы. Это характерно для полупроводников п-типа. (б) Замещение атома в решетке полуметалла на элемент с валентностью, нормально более низкой, производит эффект, обратный только что рассмотренному. Для того чтобы распределение электронного облака было близким к тетрагональному, элемент должен приобрести добавочный электрон, который он получает из кристаллической решетки вблизи от своего местоположения. В результате образуется положительная дырка, локализованная около атома примеси. Как и ранее, энергия связи положительных дырок станет меньше в К раз и, следовательно, дырки будут в основном ионизированы. Это типично для примесных дырочных полупроводников, (в) Вакансии в решетке и атомы или ионы в междуузлиях. Так как дефекты решетки подробно рассматриваются в другой главе этой книги (гл. 2), мы остановимся только на отдельных моментах. [c.171]

Значения металлической валентности можно обсуждать, рассматривая доступные орбиты. Для внешних электронов этих элементов доступными являются следующие орбиты п 1ть Зй-орбит, 4х-орбита и три 4/)-орбиты. Эти девять орбит, будучи зрняты электронными парами, могут удерживать восемнадцать электронов, которые вместе с восемнадцатью электронами аргонной оболочки составляют 36 электронов, а это и есть число электронов криптона. Каждая из этих девяти орбит может быть занята электронной парой, которая не участвует в связи, или связывающим электроном, или же, как в случае ферромагнитных металлов, не связывающим магнитным электроном. Так или иначе, не все из девяти орбит в металле подходят для этой цели. Свойства металла показывают, что валентные связи в металле резонируют между различными положениями несинхронным образом. Так, в кристалле металлическ010 калия может быть такое распределение валентных связей, как показано на рис. 154, а. Если две связи одновременно изменят свои места, то получится распределение связей, показанное на рис. 154, б. Однако имеется подтверждение того, что для металлов характерно независимое резонирование валентных связей, и если одна из этих связей смещается из положения, указанного на рис. 154, а, то возникает структура, приведенная па рис. 154, в. В данном случае атом калия, показанный на рисунке как К", образует одну дополнительную связь он удерживает два электрона вместо одного. Атом калия, расположенный по диагонали от этого атома, обозначен К, он не имеет присоединенных электронов. Атом К нуждается в одной дополнительной доступной орбите, чтобы вторая валентная связь могла резонировать с ней. Поскольку имеется всего девять устойчивых орбит, доступных для атома калия, наличие дополнительной орбиты металлической орбиты) пе представляет в случае калия никакой трудности. Однако такие трудности существуют для элементов, подобных меди. [c.403]

Раньше существовало мнение, что образование химической связи оказывает влияние только на внешние электронные уровни, поскольку в связанном состоянии изменяются лишь положение и форма края поглощения или испускания, связанного с этим уровнем. Однако в действительности любые изменения во внешнеэлектронной конфигурации сопровождаются изменениями более глубоких атомных уровней, поскольку энергия ионизации электрона существенно зависит от экранирующего влияния всех остальных электронов, какими бы ни были их волновые функции. В частности, это было установлено Кошуа [21] в связи с расчетами энергии ионизации ионов с различной электронной конфигурацией, выполненными по методу самосогласованного поля Хартри — Фока [22, 23]. Энергия ионизации должна изменяться приблизительно на одну и ту же величину для каждого внутреннего уровня. Поэтому соответствующие смещения атомных спектральных линий очень малы и их трудно обнаружить. Спектрографическая аппаратура высокого разрешения позволила зафиксировать небольшие смещения наиболее интенсивных линий при изменении степени окисления, однако этот эффект заметен только в случае самых легких элементов. Вообще энергия внутренних уровней зависит от пространственного распределения электронного облака, которое окружает излучающий атом. Поэтому положение атомных линий связано и с гибридизацией валентных орбиталей, и с ковалентным характером связей, и с типом координации. Приведем несколько примеров. [c.125]

Химический знак меди Си. Латинское название — куп-рум. Распределение электронов по слоям 2 8 18 1. Медь Си, серебро Ag и золото Аи входят в состав побочной подгруппы 1 группы периодической системы. Подобно щелочным металлам медь имеет на внешнем электронном слое один электрон и в соединениях выступает как одновалентный элемент. Однако, кроме этого, атом меди способен отдавать еще один электрон с предпоследнего электронного слоя, образуя ряд соединений двухвалентной меди. Эта способность терять электроны с внутреннего электронного слоя объясняется меньшей устойчивостью восемнадцати-электронцого слоя по сравнению с восьмиэлектронным. Именно поэтому переменная валентность характерна для м югих элементов, расположенных в середине больших периодов и имеющих ионы с незавершенным (или только [c.273]

Распределение электронов в ионах щелочных элементов и ионах галогенов показано на рис. 6.20. Не трудно заметить, что эти ионы очень схожи с соответствующими аргоноидами, показанными в несколько большем масштабе на рис. 5.8. С увеличением заряда ядра от -Ь9е для иона фтора до -f-He для иона натрия соответствующие электронные оболочки сильнее притягиваются к ядру, в результате чего ион натрия оказывается примерно на 30% меньше иона фтора. Атом неона по своим размерам занимает среднее положение между ионами F" и Na . [c.161]

По причине своего негативного характера этот принцип называют иногда запретом Паули. Этот запрет означает, что любым двум электронам атома запрещено быть во всех отношениях похожими друг на друга, что все они дифференцированы и отличаются друг от друга а) либо нахождением в разных квантовых (энергетическ х) слоях (то есть различным общим запасом энергии, различным зна-че 1ием главного квантового числа п и различным принципиальным удалением от ядра) б) либо нахождением в р а з-ных энергетических подуровнях (то есть различием в энергетической характеристике, различием в значениях побочного квантового числа к, различными формами орбит) в) либо нахождением в разных энергетических состояниях (то есть еще некоторым, хотя и менее значительным, различием в энергетической характеристике, различными дозволенными поворотами орбит в магнитном поле) г) либо своим спином как особой качественной характеристикой еще не вполне выясненной природы. Принцип Паули по существу перекликается с известным выражением В. И. Ленина электрон так же неисчерпаем, как и атом (можно ведь понимать под неисчерпаемостью многообразие его качественных характеристик в разных условиях, то есть на различном удалении от ядра). Этот принцип поясняет индивидуал ьность элементов и дискретность свойств их (порционный, скачкообразный характер изменения) ведь у каждого элемента имеется свое особенное распределение электронов по слоям, по подуровням, по состояниям , по спину , а также (как это будет показано в гл. 10) свой особенный состав ядра. [c.122]

Рассмотренный порядок квантованпя энергии электронов иногда осложняется так называемым провалом электрона , наблюдаемым у некоторых элементов. Так, распределяя электроны у хрома (№ 24, Сг) в соответствии с рисунком 30, мы получим 2/8/8 4/2. Фактически же распределение электронов у хрома несколько иное 2/8/8-Ь 5/1. Атом хрома как бы спешит поскорее заполнить пропущенный rf-подуровонь нредвнешнего квантового слоя за счет переброски ( провала ) одного s-электропа с четвертого квантового слоя на третий. На общем числе валентных электронов (у Сг—6) это не отражается, и при выводе электронной формулы провал электрона можно не учитывать, тем более, что у одного из последующих элементов провал всегда возмещается обратным переходом электрона. На радиально-круговом графике провалы электрона и их ликвидация указаны разно направленными стрелочками между соответствующими подуровнями. [c.134]

Общность свойств кислорода и серы в спиртах и тиолах, эфирах и сульфидах объясняется тем, что эти элементы находятся рядом в одной группе Периодической системы элементов Мендеелева, а также общностью характера распределения электронов у центрального атома. С другой стороны, различия в их химических свойствах можно объяснить, разным числом вакантных орбиталей у кислорода и серы, принимающих участие в образовании этих соединений. Так, атом кислорода, находящийся в первом периоде таблицы, имеет только четыре орбитали, которые способны принять извне восемь электронов, [c.13]

Благодаря опытам Резерфорда не только было усганов-лено наличие ядра внутри каждого атома любого элемента, но и была создана так называема ч планетарная теория строения атома. Так как атом является строго нейтральной частицей, то заряд атомного ядра должен компенсироваться зарядом отрицательно заряженных частиц. Такими частицами являются электроны. Заряд ядра выражен целыми числами, которые являются кратными числами заряда электрона. Следовательно, число электронов должно совпадать с числом положительных зарядов атомного ядра. Так, если заряд равен 1, то в атоме должен быть 1 электрон. При заряде ядра, равном 50, число электронов должно быть также равно 50. Эти электроны находятся в непрерывном движении вокруг ядра на строго определенном расстоянии от него. Такое строение атома напоминает строение солнечной системы, почему эта теория была названа планетарной . Распределение электронов относительно атомных ядер имеет в настоящее время огромное значение в химии. [c.103]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология