Электронные структуры атомов, таблица

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]

Из этого принципа, однако, не следует, что движение электронов в атоме совсем произвольно. Напротив, электроны должны находиться во вполне определенных областях пространства, расположенных вокруг атомного ядра. Эти области, заменившие первоначальные боровские орбиты, обычно называют орбиталями. Такие области образуют некоторые замкнутые пространственные слои вокруг ядра, которые принято называть оболочками. Электроны вокруг ядра образуют оболочечную структуру. На каждой оболочке может находиться только вполне определенное число электронов. Если атом не возбужден, то электроны, вообще говоря, занимают оболочки по порядку, начиная с самой внутренней. Оболочкам, начиная с самой внутренней, присвоены порядковые номера 1, 2, Зит. д. Номер наружной оболочки, в которой еще имеется злектрон, соответствует номеру периода таблицы Менделеева, в котором расположен элемент данного атома. [c.162]

Но, наряду с большим сходством, элементы группы щелочных металлов проявляют и отличие друг от друга. При сопоставлении индивидуальных особенностей отдельных щелочных металлов выясняется замечательная закономерность. Подобно тому как это наблюдается в группе галогенов, индивидуальные свойства щелочных металлов изменяются от одного элемента к другому последовательно, в зависимости от массы атома, количества электронных оболочек и их структуры (см. таблицу в начале параграфа). Указанная закономерность имеет место в отношении как химических, так и физических свойств. Так, по мере возрастания массы атома (атомного веса) удельный вес щелочных металлов возрастает, температура плавления п температура кипения понижаются, удельные теплоемкости уменьшаются я т, д. (числовые данные—см. таблицу на стр. 350). Даже мягкость металла повышается по мере повышения атомного веса. Чем больше промежуточных электронных слоев, тем легче валентный электрон отрывается с внешнего слоя. Наиболее трудно отдает валентный электрон атом лития, легче всего— атом цезия. Соответственно, наиболее энергичный металл—цезий, наименее энергичный—литий. [c.349]

Фтор — элемент из семейства галогенов, в которое входят также хлор, бром, иод и искусственно полученный радиоактивный астат. Фтору свойственны все особенности собратьев по подгруппе, однако он подобен человеку без чувства меры все увеличено до крайности, до предела. Это объясняется прежде всего положением элемента № 9 в периодической системе и его электронной структурой. Его место в таблице Менделеева — полюс неметаллических свойств , правый верхний угол. Атомная модель фтора заряд ядра 9-Ь, два электрона расположены на внутренней оболочке, семь — на внешней. Каждый атом всегда стремится к устойчивому состоянию. Для этого ему нужно заполнить внешний электронный слой. Атом фтора в этом смысле — не исключение. Захвачен восьмой [c.144]

Тетраэдрическое расположение атомов в структуре алмаза и цинковой обманки требует среднего числа валентных электронов на атом, равного четырем. Отсюда, для сложных фаз этой группы, являющихся аналогами элементов четвертой группы, можно сформулировать следующее правило состав их должен быть таким, чтобы среднее число валентных электронов на атом равнялось четырем. Это правило сразу же резко ограничивает число возможных сочетаний элементов различных групп, среди которых следует искать фазы-аналоги четвертой группы. Например, число сочетаний по два элемента из семи различных групп таблицы Менделеева будет равно [c.20]

Атом азота не имеет пока полного октета. Так как он находится в первом периоде Менделеевской таблицы, то он может заполнить свой октет, обобщая еще одну электронную пару с одним из атомов кислорода, т. е. образуя одну двойную связь. Молекула примет таким образом следующую конечную структуру [c.476]

Ряд необычных структур, таких, как НР и димер уксусной кислоты в газовой фазе (рис. 14.11), служат доказательством образования водородных связей. Необычно высокая константа кислотной диссоциации салициловой (орто-оксибензойной) кислоты по сравнению с мета- и яара-нзомерами также свидетельствует об образовании водородной связи. Водородная связь образуется тогда, когда протон поделен между двумя электроотрицательными атомами, такими, как Р, О или Ы, которые находятся на соответствующем расстоянии друг от друга. Протон водородной связи притягивается отрицательным зарядом высокой плотности электроотрицательных атомов. Фтор образует очень сильные водородные связи, кислород — более слабые, а азот — еще более слабые. Необычные свойства воды обусловлены в значительной степени водородными связями, включающими четыре неподе-ленные пары электронов на кислороде (разд. 11.6). Лед имеет тетрагональную структуру, причем каждый атом кислорода связан с четырьмя атомами водорода. В этом случае водородные связи образуются вдоль оси каждой неподеленной пары электронов в жидкой воде их существование ответственно за высокую температуру кипения по сравнению с температурой кипения гидридов других элементов той же подгруппы периодической таблицы (—62° С для НгЗ, —42° С для НгЗе, —4° С для НгТе). При испарении воды водородные связи разрываются, [c.445]

Общее число валентных электронов в атоме, как правило, равно номеру группы, в которой данный элемент расположен в таблице Менделеева. Остальные электроны, образующие атомную структуру, входят в состав атомного остова. Например, атом висмута (элемент V группы) содержит 83 электрона, из них 5 валентных. Остальные 78 электронов входят в состав атомного остова. [c.33]

Электронная структура молекул может быть рассмотрена при помощи принципа построения (разд. 12.25), который применяется при объяснении периодической таблицы. Следуя принципу Паули, согласно которому на одной орбитали могут находиться только два электрона, электроны размещаются по орбиталям, начиная с самой низкой. Для оценки относительных энергий различных молекулярных орбиталей гомоядерных двухатомных молекул удобна корреляционная диаграмма, приведенная на рис. 14.8. При построении этой диаграммы предполагалось, что два удаленных друг от друга атома в указанном электронном состоянии сблил<аются до тех пор, пока их ядра не совпадут, другими словами — до тех пор, пока не образуется объединенный атом с удвоенным зарядом ядра. Диаграмма на рис. 14.8 основана на том представлении, что энергия орбиталей изменяется гладко при переходе от разделенных атомов к объединенным. Абсцисса представляет собой длины связей гомоядерных двухатомных молекул. При проведении линий к объединенному атому следовали принципу, согласно которому молекулярные орбитали с данным угловым моментом соединяются с атомными орбиталями объединенного атома с тем же угловым [c.438]

Блестящая поверхность металлического цезия имеет бледно-золотистый цвет. Это — один из самых легкоплавких металлов он плавится при 28,5° С, кипит при 705° С в обычных условиях и при 330° С в вакууме. Легкоплавкость цезия сочетается с большой легкостью. Несмотря на довольно большую атомную массу (132,905) элемента, его плотность при 20° С всего 1,78. Цезий во много раз легче своих соседей по менделеевской таблице. Лантан, например, имеющий почти такую же атомную массу, по плотности превосходит цезий в три с лишним раза. Цезий всего вдвое тяжелее натрия, а их атомные массы относятся, как 6 1. По-видимому, причина этого кроется в своеобразной электронной структуре атомов цезия. Каждый его атом содержит 55 протонов, 78 нейтронов и 55 электронов, но все эти многочисленные электроны расположены относительно рыхло — ионный радиус цезия очень велик — 1,65 А , Ионный радиус лантана, например, равен всего 1,22 А, хлтя в состав его атома входят 57 протонов, 82 нейтрона и 57 электронов. [c.95]

Таким оЗразо.м четырехковалентный атом Си имеет следующ) Ю электронную структуру 2, 8, 18, 8 (конфигурация криптона). Д.чя образозания четырех связей используются орбиты одна 4 5 м три 4/> таким оЗразом, эти связи являются нормальными тетраэдрическими связями sp . В нижеприведенной таблице содержатся примеры соединений одновалентных атомоз меди, серебра и золота с двойной и четверной координацией. [c.580]

Дигидриды. Как и в случае двухатомных гидридов,электронные конфигурации трехатомных дигидридов можно получить, используя объединенный атом. Принято пользоваться упрощенными обозначениями орбиталей означает самую низкую, а 2а — следующую за ней орбиталь типа 1ац означает самую низкую орбиталь типа < и т. д. В этих обозначениях в табл. 9 даны электронные конфигурации основных и первых возбужденных состояний дигидридов элементов первого периода в предположении, что они линейны. И действительно, из перечисленных в таблице дигидридов только о СН2 известно, что он линеен в своем основном состоянии возможно, что радикал ВеН2 также имеет линейную структуру, но его спектр пока еще не обнаружен. Для других дигидридов, о которых известно, что они нелинейны в своих основных состояниях, электронные конфигурации приводятся в предположении, что они линейны, с целью последующего сравнения с электронными конфигурациями нелинейных форм. У дигидрида СН2, поскольку он содержит два я-электрона, существуют три низкорасположенных [c.113]

Примерно шести связям на атом. Для объяснения этих экспериментальных данных Паулинг ввел дополнительное предположение о возможности гибридизации некоторых Зс -орбит с 4 - и 4р-орбитами с образованием связывающих орбит. При этом другие З -орбиты могут быть и непригодны для образования связи (атомные орбиты). Ферромагнитный момент насыщения железа, кобальта и никеля, по-видимому, обусловлен неспарен-ными, несвязывающими электронами в этих атомных орбитах. Приняв эту гипотезу, можно дать следующее наглядное изображение электронной структуры переходных металлов первого большого периода периодической таблицы. Магнитный момент насыщения железа равен 2,22 магнетона Бора. Следовательно, из восьми электронов сверх оболочки аргона 5,78 составляют валентные электроны (связывающие) и 2,22 — неподеленные электроны на несвязывающих орбитах. [c.16]

Пряменение этих правил можно иллюстрировать рассмотрением некоторых простых случаев. Основным состоянием углерод-нот атома, установленным в результате изучения его спектра, является Р, так что соответствующая электронная структура, не считая заполненных оболочек, представится, очевидно, символами р или р. Поскольку углеродный атом имеет щес к ь электронов, из которых два, несомненно, являются 1х-электронами, то полная конфигурация будет либо 1 28 2р , либо Из этих двух возможных структур первая гораздо более вероятна, так как трудно представить наличие четырех 2/>-электронов, в то время как подгруппа 2в остается вакантной. Эта точка зрения находит свое подтверждение в том, что основные термы двух предыдущих атомов, бериллия и бора, соответственно представлены в своих нормальных состояниях символами и и отвечают, таким образом, электронным структурам 15 2 и is 2s 2p. Дальнейшее подтверждение дается основным состоянием 5 атомарного азота, которое, следовательно, должно соответствовать конфигурации 8 28 2р . Интересно теперь вернуться к указанному в параграфе 1г обстоятельству, что основному состоянию углеродного атома Р сопутствуют два метастабильных состояния и 5, из которых первое отвечает более низкому уровню энергии. Это обстоятельство согласуется с табл. 1, так как, согласно данным этой таблицы, конфигурация обусловливает именно эти три состояния, энергия которых возрастает в последовательности и 5. Поскольку в каждом из указанных состояний электронная конфигурация углеродного атома определяется квантовыми числами /г и /, то для всех трех случаев она будет идентичной, соответствуя структуре 1 2 2 2/ однако при этом имеет место различие в значениях гпц и тп двух 2/з-электронов. В связи с тем же следует указать на наличие метастабильных состояний В и Р атомарного азота и метастабильных состояний кислорода В и 5. [c.22]

Электронная конфигурация переходных металлов в боридах, карбидах и нитридах часто может быть описана в предположении, что металлоид отдает электроны атомам металла [82]. На этом основании было принято, что атом железа в этих соединениях имеет конфигурацию 3 или 3 . Результаты мессбауэровских измерений [83] для РегВ, РеВ, РезС даны в сопроводительной таблице (см. ниже). Эти результаты показывают, что необходимо быть осторожным при использовании значений изомерного сдвига для идентификации возможных различий в электронной конфигурации атома Ре в этих соединениях, так как изомерный сдвиг в них примерно одинаков, а их электронные структуры, как предполагают, различаются примерно на один я-электрон. [c.163]

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]

В этой таблице обращает па себя внимание разнообразие формул сплавов для одного и того же структурного типа. Юм-Розерп впервые дал объяснение этим формулам, предположив, что существование определенной структуры обусловлено числом валентных электронов, приходящихся на один атом. Так, если принять обычное число валентных электронов для всех атомов периодической системы (за исключением триад VIH группы), то для формул в первых двух колонках отношение числа электронов к числу атомов п Пд равно 3 2, для формул третьей колонки — 21 13, а для четвертой — 7 4. Элементы триад вписываются в общую схему лин1ь в том случае, если считать их электронный вклад равным пулю, что в - , t сле- [c.485]

Бор согласно его особому положению в периодической таблице образует электронодефицитные соединения, в которых число связей превышает число электронных пар и которые имеют клеточные структуры. В некоторых из них 12 атомов расположены в углах икосаэдра, причем каждый атом имеет пять соседей, сгруппированных таким образом, что группа выглядит подобно клетке, но с небольшим внутренним свободным пространством. Эти икосаэдры могут связываться далее с помощью связей, направленных во вне от каждого атома бора. Образующееся комплексное соединение бора может быть клеткоподобным, как, например, в гексагональной структуре карбида бора СдВ з- Клеточная структура последнего, в которой локализованы линейные группы Сд, образуется из системы связанных икосаэдров. Налицо формальное геометрическое подобие клеточной структуре, однако между атомами углерода и бора имеются связи. В некоторых боридах МВе (где М — Са, Ьа или ТЬ) октаэдрические группы Ве связаны между собой связями, направленными из центра октаэдра через каждый атом- бора. В результате этого образуется система полостей, представляющих собой емкости в форме кубов, в каждой вершине которых расположены октаэдры — Вд. Атомы металла локализованы в этих полостях. Такая структура подобна структурам гидратов газов и жидкостей. Каждый атом металла окружен большим числом атомов бора (24). В общем случае при образовании подобных соединений для построения стенок простой клетки необходимо много атомов. [c.411]

Сопоставление изменений в структуре молекулы ФОС с изменениями значений энергии активации также подтверждает высказанные выше-цредставления о механизме реакции ФОС с ХЭ и позволяет на основании электрохимических свойств структурных элементов ингибиторов предсказывать возможную антихолинэстеразную активность. Так, в соответствии с большей электроотрицательностью атома кислорода по сравнению с атомом серы дефицит электронов у атома фосфора в соединениях, являю-ш ихся производными фосфорной кислоты, должен быть больше, чем в соединениях, являюш,ихся производными тионфосфорной кислоты, и, следовательно, в согласии с постулированным механизмом, первые должны легче фосфорилировать активный центр ХЭ и гидролизоваться, чем вторые. Это подтверждается при сопоставлении констант скоростей и величин энергии активации обеих реакций для пар веществ 1 и 3, а также 2 и 4 (см. таблицу). С другой стороны, сопоставление значений энергии активации реакций для веществ 1—5 и 2—6 показывает, что замена атома серьь на атом кислорода в эфирной группировке закономерно затрудняет нуклеофильную атаку вследствие большей компенсации дефицита электронов у фосфора для кислородных аналогов [c.431]

Пример первого из них рассмотрен в работе Ю. Б. Ру-мера и А. И. Фета [11], едва ли не единственной в своем роде. В ней авторы приходят к таблице химических элементов, полученной без использования модели Резерфорда, из общих принципов симметрии, разработанных в теории адронов . Рассматривая атом как бесструктурную частицу (как бы не имеющую ядра и электронных оболочек) и применяя к нему общие принципы физики симметрии (кулоновское поле в развиваемую теорию входит неявно), Ю. Б. Румер и А. И. Фет показывают, что состояния такого бесструктурного атома должны изображаться векторами пространства, где определено некоторое представление группы Spin (4) . В результате математически очень сложного вывода получается модель, описывающая совокупность состояний бесструктурного атома , причем эта модель без сколь-либо заметных отклонений соответствует структуре периодической системы элементов. Чрезвычайно существенно, что исходным пунктом рассуждений является представление об атоме как [c.36]

Определим, например, структуру молекулы аммиака NHs. В таблице 30 показано, что состояния валентных электронов в атоме азота N молекулы NH3 5р= -гибридизованы. Оси симметрии sp -гибридных облаков направлены из центра к вершинам правильного тетраэдра (табл. 32). Так как sp гибридных облаков в атоме азота N четыре, а атомов водорода Н в молекуле аммиака только три, одно из облаков атома азота в молекуле NH3 остается несвязывающим. Оно принадлежит личной паре электронов атома азота, неподеленной паре. За счет неподеленной пары электронов у атома азота структура молекулы аммиака соответствует не тетраэдру, а тому, что остается от тетраэдра, если тетраэдр лишить одной из вершин — структуре тригональной пирамиды (табл. 33, 4). Атом азота N расположен в вершине, а атомы водорода Н в основании этой тригональной пирамиды. Четвертая вершина тетраэдра занята неподеленной парой электронов. [c.167]

В таблице приведены масс-спектры полигалогеналканов (интенсивности пиков больше 5% от максимального). Вероятность распада 1,1-дифтор-1,1-дихлорпропана под действием электронного удара составляет 99,94%, а соединений (I) и (II) — 1(Ю%. Пики ионов, образующихся с отрывом атома F от молекулярных ионов, отсутствуют только у 1-фтор-1,1,3-три-хлорпропана, их интенсивность в процентах от интенсивности максимального пика в масс-спектре соединения (II)—4,1%, а соединения (III)—0,1%. Интенсивность пиков ионов (М — С1)+ для соединений (I—III) составляет соответственно 39,9 31,8 50,4%. Содержание ионов (М—НС1)+ по сравнению с ионами (М—С1)+ для этих веществ значительно меньше, что свидетельствует о термической стабильности соединений (I — III). Соответствующие метастабнльные пики позволяют сделать вывод о том, что максимальные в спектрах соединений (I и III) пики ионов (М — НСЬ) по крайней. мере частично образуются из ионов (М — С1)+. Интересно также, что независимо от того, какой атом водорода отрывается при образовании ионов (М — НС1) + из соединений СХз — СНг — СНгХ структура некоторого количества данных ионов будет (СХ2-СН2)+. [c.40]

Иллюстрацией такой крайне сложной структуры является AgP. Как уже было указано в I6.9, при достаточно низких температурах это вещество имеет тетраэдрическое строение, при котором каждый атом серебра окружен четырьмя атомами иода, а каждый атом иода — четырьмя атомами серебра. Для того чтобы все электроны были общими, кристалл должен был бы состоять из Ag и I + ++-ИОНОВ иными словами, три электрона иода должны были бы быть общими. Однако иод очень неохотно принимает участие в этом процессе, и мягкость кристалла указывает на то, что атомы не имеют четырех прочных тетраэдрических связей. Поэтому, пожалуй, не очень неожиданно, что при более высоких (комнатных) температурах структура становится неправильной. При комнатной температуре многие атомы серебра в положении равновесия оказываются ближе к трем из окружающих их атомов иода, чем к четвертому. Выше 14б°С процесс обобществления электронов становится значительно слабее, ионы иода перестраиваются в кубическую объемноцентри-рованную решетку, а ионы серебра, повидимому, свободно движутся, подобно )1ШДкости, в промежутках. Все это происходит несмотря на то, что плотность высокотемпературной формы оказывается большей. Вследствие свободной подвижности ионов серебра высокотемпературная форма легко проводит электрический ток. Вполне удовлетворительного объяснения этого совершенно исключительного поведения дать нельзя, но оно, несомненно, не типично ни для чисто ионного кристалла, ни для кристалла чисто ковалентного типа. Хотя, как было сказано выше, случай Agi является исключительным, следует отметить, что не особенно большое число других кристаллов было исследовано столь же тщательно. Хотя других случаев, в которых некоторые атомы или ионы могут меняться местами, имеется мало или совсем не имеется, в остальных отношениях некоторые кристаллы могут быть также очень сложны. В сложном кристалле такого типа обычно содержится, по меньшей мере, один переходный элемент или, во всяком случае, один элемент из центральной части периодической таблицы. Обычно это такие элементы, для которых следует ожидать тип связи, промежуточный между ковалентным и ионным, и часто, но далеко не всегда, некоторые из элементов не находятся в своем максимальном валентном состоянии. Здесь интересно отметить, что усложненные структуры появляются и в случае перехода от металлической к ковалентной связи (см. 18.2). [c.335]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология