Элементы электронная структура их таблица

ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА ЭЛЕМЕНТОВ Д. И. МЕНДЕЛЕЕВА — естественная система химических элементов, созданная гениальным русским химиком Д. И. Менделеевым. Расположив элементы в последовательности возрастания атомных масс и сгруппировав элементы с аналогичными свойствами, Д. И. Менделеев составил таблицу элементов, закономерности которой теоретически вытекают из сформулированного им периодического закона Физические и химические свойства элементов, проявляющиеся в свойствах простых и сложных тел, ими образуемых, находятся в периодической зависимости от их атомного веса (1869—1871 гг.). Периодический закон и периодическая система элементов Д. И. Менделеева позволяют установить свя ь между всеми химическими элементами, предсказать существование ранее неизвестных элементов и описать их свойства. Как впоследствии стало известно, периодичность в изменении свойств элементов обусловлена числом электронов в атоме, электронной структурой атома, периодически изменяющейся по мере возрастания числа электронов. Число электронов равно положительному заряду атомного ядра это число равно порядковому (атомному) номеру элемента в периодической системе элементов Д. И. Менделеева. Отсюда современная формулировка периодического закона Свойства элементов, а также свойства образованных ими простых и сложных соединений находятся в периодической зависимости от величины зарядов их атомных ядер (2) . Поскольку атомные массы элементов, как правило, возрастают в той же последовательности, что и заряды атомных ядер, современная форма таблицы периодической системы элементов полностью совпадает с менделеевской, где аргон, кобальт, теллур расположены не в порядке возрастания атомной массы, а на основе их химических свойств. Это несоответствие рассматривалось противниками Д. И. Менделеева как недостаток его системы, но, как позже было доказано, закономерность нарушается в связи с изотопным составом элементов, что также предвидел Д. И. Менделеев. Периодический закон и периодическая система элементов [c.188]

VI групп, примыкающие к диагонали бор — астат,— типичные полупроводники (т. е. их электрическая проводимость с повышением температуры увеличивается, а не уменьшается). Характерная черта этих элементов — образование амфотерных гидроксидов (с. 151). Наиболее многочисленны d-металлы. В периодической таблице химических элементов Д. И. Менделеева они расположены между S- и р-элементами и получили название переходных металлов. У атомов d-элементов происходит достройка d-орбиталей. Каждое семейство состоит из десяти d-элементов. Известны четыре d-семейства 3d, 4d, 5d, и 6d. Кроме скандия и цинка, все переходные металлы могут иметь несколько степеней окисления. Максимально возможная степень окисления d-металлов +8 (у осмия, например, OsOj). С ростом порядкового номера максимальная степень окисления возрастает от III группы до первого элемента VIII группы, а затем убывает. Эти элементы — типичные металлы. Химия изоэлектронных соединений d-элементов весьма похожа. Элементы разных периодов с аналогичной электронной структурой d-слоев образуют побочные подгруппы периодической системы (например, медь — серебро — золото, цинк — кадмий — ртуть и т. п.). Самая характерная особенность d-элементов — исключительная способность к комплексообра-зованию. Этим они резко отличаются от непереходных элементов. Химию комплексных соединений часто называют химией переходных металлов. [c.141]

На протяжении всей этой книги постоянно подчеркиваются взаимосвязи между свойствами элементов и их соединений, которые являются неотъемлемой чертой систематики элементов в периодической таблице. Родственные взаимосвязи между элементами, находящимися в одной колонке, служили основой для рассмотрения благородных газов, галогенов, халькогенов, групп азота, углерода и кремния. Закономерности, наблюдающиеся в рядах, подчеркивались при рассмотрении электронной структуры, относительной электроотрицательности и образования химических связей для того чтобы показать, как изменяются те или иные свойства в зависимости от порядкового номера, использовались многочисленные графические изображения. Энергия ионизации (потенциал ионизации), ковалентные, ионные и вандерваальсовы радиусы, термодинамические характеристики (значения энтропии, теплот образования и тепловых эффектов) — вот некоторые свойства, рассмотренные как функция Z. [c.289]

Вариант 2. Так как периодическая таблица элементов является отражением электронной структуры атомов, то электронную формулу элемента можно получить при последовательном заполнении электронами атомных орбиталей, начиная от атома водорода до атома Мп. До атома кальция происходит последовательное заполнение внешних слоев [c.23]

Решающее значение для характеристики химических свойств элементов имеет внешняя электронная оболочка атомов. Менее резко выражена зависимость свойств атомов и ионов от второго снаружи слоя. Влияние структуры этого слоя сказывается тем сильнее, чем меньше электронов в самом внешнем слое. Н. Бор в своем варианте периодической таблицы расположил элементы, исходя из аналогичности электронных структур нейтральных атомов. В рамках помещены элементы, в атомах которых происходит заполнение внутренних электронных слоев второго (простая рамка) или третьего (двойная рамка) снаружи (см. с. 86). [c.85]

Когда Менделеев составлял периодическую таблицу, он исходил из валентности элементов, поскольку о распределении в них электронов в то время ему еще ничего не было известно. Теперь вполне разумно было предположить, что валентность элемента определяется его электронной структурой. [c.158]

Роль d-электронов. Структуры в табл. 4.2, имеющие симметрию ниже четырехугольной искаженной пирамиды, можно описать, если учесть вклады s-, р- и d-электронов центрального атома. Эти атомы являются элементами, расположенными в периодической таблице ниже третьего периода, и высшие d-орбитали с главным квантовым числом >3 у них вакантные. И в этом случае формально общее число электронов, участвующих в связи, можно рассчитывать совершенно таким же способом. Электронные пары, образующие связи, ориентируются так, чтобы их электростатическое отталкивание было минимальным, что дает структуру тригональной бипирамиды (пять пар) и правильного октаэдра (шесть пар). У благородных га-зов насчитывается не нуль, а восемь валентных электронов. [c.154]

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 длиннопериодной форме таблицы элементов, непосредственно отражающей порядок заполнения атомных орбиталей электронами, лантаноиды и актиноиды располагаются между 1ПВ- и ГУВ-группа-ми, так как после образования электронных структур их атомов электроны начинают заполнять вакантные -орбитали. В шестОм периоде при этом образуются атомы -элементов с лютеция Ьи (№ 71) по ртуть Hg (№ 80) — (Xe )бs 4/ 5 Затем происходит застройка трех р-орбиталей шестого уровня у последующих р-элементов, и шестой период заканчивается благородным газом радоном Нп (№ 86) — (Xe)4iF 5 °6s 6p . Седьмой период, как незавершенный, пока заканчивается пятью -элементами с № 103 по № 107. [c.45]

При переходе к более тяжелым элементам в таблице начинается заполнение d- и f-орбиталей. Порядок их заполнения важен для понимания электронной структуры переходных металлов и редкоземельных элементов. Правило заключается в следующем заполнение происходит в порядке, согласно которому в первую очередь заполняются орбитали с наименьшими значениями Если две или более орбиталей имеют одно [c.53]

Главная подгруппа элементов 1И группы (подгруппа бора). В таблице Х1Х-2 приведена электронная структура атомов элементов этой подгруппы по главным квантовым уровням. [c.420]

Главная подгруппа элементов VI группы. В таблице ХХП-2 приведены элементы этой подгруппы п указана электронная структура их атомов. [c.494]

Принципиальной основой, избранной Менделеевым для классификации элементов по группам, было сходство их валентности. Это сходство теперь можно объяснить с точки зрения электронной структуры атомов. Можно понять также, почему металлы Ag, Си и Аи, формально подобные металлам Ы, Ыа, К, НЬ и Сз тем, что все они имеют стабильные состояния окисления +1, не очень похожи на эти элементы. В группе Ы имеется один валентный электрон вне очень устойчивого остова атома инертного газа, в то время как в атоме элемента группы Си под внешним электроном находится заполненный -подуровень, который не особенно сопротивляется потере электронов и является довольно рыхлым и деформируемым. Можно также понять, почему формальное сходство окислительных состояний элементов с частично заполненными -подуровнями с окислительными состояниями атомов, которые имеют только 5- и р-электроны во внешних уровнях, в действительности является только формальным. Несомненно, N и V не имеют подлинного химического сходства. В современных типах периодической таблицы элементы, у атомов которых заполняются - и /-подуровни, называют переходными элементами-, их помещают отдельно от непереходных элементов. Последовательности элементов Ые и На—Аг называют соответственно первым и вторым малыми периодами. Ряды 5с—N1, —Р(1 и Ьа—Р1 (за исключением четырнадцати элементов, следующих непосредственно за Ьа) называют соответственно первым, вторым и третьим рядами переходных элементов. Четырнадцать элементов, Се—Ьи, у которых заполняются 4/-орбитали, [c.38]

Подгруппа хрома. Металлы хром, молибден и вольфрам образуют побочную подгруппу элементов VI группы. В таблице ХХП-З приведены электронные структуры атомов этих элементов. [c.511]

Для понимания фундаментальных отличий органических полимеров от элементорганических и неорганических необходимо рассмотреть электронные структуры главных цеп й [24, т. 2, с. 363— 371 . 25, гл. II]. Как известно, углерод занимает в таблице Меиде-леев а особое положение, определяемое способностью к образованию чисто ковалентных связей за счет неспаренных электронов. На языке квантовой механики это означает чисто обменное взаимодействие между валентными электронами смежных С-атомов. Элементы слева от IV группы образуют донорно-акцепторные связи М -Ь за счет вакантных орбиталей атома М, а справа от IV группы—дативные связи М->Ь (за счет неподеленных пар атома М). При образовании подобных гетероатомных связей возникает выраженная их поляризация, т. е. смещение электронной плотности между донором и акцептором электрона или неподеленной пары. Строго говоря, поляризация возникает уже в гетероцепных органических полимерах и может быть усилена или ослаблена за счет боковых радикалов. [c.19]

В таблицах Менделеева обычно дается структура электронных оболочек атомов элементов суммарно по квантовым энергетическим уровням (т. е. по электронным слоям). Тогда, пользуясь формулой (4-3), легко представить полную электронную структуру оболочки атома по уровням и подуровням в целом. [c.58]

Гомонуклеарные молекулы /7-элементов. Рассмотрим молекулы Ог, F-2 и гипотетическую молекулу (Ne,). Для электронов, застраивающих внешний энергетический уровень нх атомов, имеем пкв = 2, и для элементов — = 2. Данные, интересующие нас в отношении указанных элементов, приведены в таблице 5-5. В ней предусмотрен лишь внешний энергетический уровень ( = 2), так как в вопросах химической связи ему принадлежит главная роль. Молекулярные орбитали, образуемые 1 s-электронами — 1), создают гелиевый остов, лежащий в основе молекулярных структур. [c.112]

Различные концепции помогают навести порядок и создать систему в неорганической химии. Самые старые из них, и пока еще самые плодотворные, основаны на периодической системе элементов. Последняя в свою очередь опирается на электронное строение газообразных атомов. Как было уже показано в гл. 2, при последовательном добавлении электронов на доступные энергетические уровни можно построить таблицу электронных структур элементов вплоть до самого тяжелого из известных сейчас элементов лоуренсия с 2=103. Более того, на основе электронных конфигураций элементы можно расположить в виде таблицы, подобной обычной длинной форме периодической системы. Однако периодическую систему можно обосновать чисто химическими свойствами элементов, и одно из главных ее назначений — облегчать мнемоническое запоминание множества химических фактов. [c.217]

Структура неорганических веществ отличается большим многообразием в зависимости от природы и числа частиц, входящих в кристаллическую решетку. При этом частицы одного вида соединяются друг с другом посредством металлической связи (элементы левой части таблицы Д. И. Менделеева), ковалентной связи с образованием полимерного каркаса (элементы середины таблицы), связи частично ионной и частично ковалентной (некоторые элементы П1, IV и V групп таблицы Д. И. Менделеева), ковалентной связи с образованием отдельных молекул и ван-дер-ваальсовых сил между этими молекулами. При наличии в составе соединения частиц двух видов связь между ними может быть ионной или близкой к ней при значительной разности электроотрицательностей между элементами (фториды, хлориды, ряд оксидов) при малой разности электроотрицательностей — преимущественно ковалентной (SO2, СО т. д.), а также связью, сочетающей признаки и ионной, и ковалентной (большинство оксидов, карбиды, нитриды, бо-риды, силициды). При наличии же в составе соединения трех и более элементов картина может быть еще более сложной. Отдельные элементы за счет преимущественно ковалентной связи между ними могут образовать самостоятельные структурные группировки — радикалы типа SO42-, Si04 -, А104 и т. д., остальные же элементы вследствие передачи своих электронов этим радикалам могут связываться с ними посредством преимущественно ионной связи (Na+, Са2+, АР+ и т. д.). Более того, могут возникать группировки в виде цепей, лент, слоев и даже каркасов, имеющих заряды, равномерно локализованные по фрагментам этих группировок, связанных друг с другом через катионы металлов. Б случае же незаряженных структурных единиц, например слоев у некоторых глинистых минералов, связь между слоями является ван-дер-ваальсо-вой, или водородной. [c.25]

Таблица 7-3. Электронная структура и геометрическая форма молекул непереходных элементов [c.306]

Плутоний принадлежит к элементам VH периода таблицы Менделеева и следует в нем за ураном и нептунием. В отношении места этих элементов в периодической системе в настоящее время наиболее распространена теория Сиборга [3, гл. 17 170, 203, гл. 11 646, 648]. По этой теории у элементов, начиная формально с тория и кончая лауренсием, происходит последовательное заполнение четырнадцатью электронами внутреннего энергетического уров1НЯ 5/. Так как количество внешних валентных электронов (один электрон 6d и два —7s) при этом не меняется и остается рав ным количеству валентных электронов актиния, химические и физические свойства членов ряда должны быть сходны, а сам ряд получил название актинидов. Подобная закономерность четко выражена у лантанидов, имеющих электронную структуру сверх структуры ксенона if ndQs и главную валентность 3. [c.13]

Электронные структуры элементов Г, II, III и IV групп приведены в табл. 5.5. Распределение электронов по орбиталям в этой таблице точно такое же, как и на схеме электронных уровней (рис. 5.11) с одним исключением нормальное состояние атома лантана соответствует, по данным, полученным при изучении спектра лантана, наличию в этом атоме одного электрона на 5й-орбитали, а не на 4/-орбитали, как показано на схеме энергетических уровней. [c.538]

Сильными восстановителями являются такие химические элементы, которые при потере одного электрона образуют устойчивую электронную конфигурацию инертных газов. Такого рода элементы находятся в группе I периодической таблицы Менделеева это N3, К, № и Сз. Элементы группы 1Б также теряют один электрон, образуя положительный ион, несущий один заряд, однако другие причины лимитируют их восстановительную силу. На своей внешней электронной оболочке элементы группы 1А имеют один электрон, который весьма легко отдается с образованием однозарядного положительного иона. Такой ион имеет электронную структуру инертного газа. [c.42]

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]

Из спектральных данных известно что третий электрон в атоме лития является 8-электроном, следовательно, вторая электронная оболочка, соответствующая второму периоду в периодической таблице элементов, начинается с электронной конфигурации 1з 28. Остальные элементы в этом периоде построены так, как это показано в табл. 14, т. е. путем добавления э.тгектронов на L-oбo-лочку, причем сначала происходит заполнение подоболочки двумя -электронами и затем подоболочки шестью р-электронамп. Следовательно, неон имеет электронную структуру 1з 2з 2р . Теперь построение электронных оболочек остальных атомов можно проводить аналогично, пока мы не дойдем до калпя [c.228]

Кроме того, становится ясным, что наиболее сложны, — как в отношении окислительно-восстановительных, так и в отношении кислотно-основных равновесий — диаграммы Е—pH -элементов, расположенных в средней части таблицы, и р-эле-ментов, расположенных в верхней ее части. Здесь следует напомнить, что окислительно-восстановительные и кислотно-основные свойства выбраны в качестве путей рассмотрения химического поведения до некоторой степени произвольно и что и те и другие свойства связаны с электронной структурой атома и ее изменениями в зависимости от заряда ядра и числа присутствующих электронов. [c.309]

Имитация электронной структуры р-элементов IV группы наблюдается также в ряде бинарных соединений типа и ДТ Ниже приведена часть таблицы [c.506]

Главная подгруппа элемектов V группы. В таблице ХХ1-2 приведены элементы этой подгруппы и указана электронная структура атомов их. [c.466]

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]

Главная подгруппа элементов VII группы (подгруппа галогенов). В таблице XXII1-2 приведены элементы этой подгруппы и указана электронная структура их атомов. [c.518]

Нулевая группа была добавлена к периодической таблице после открытия Релеем и Рамзаем в 1894 г. и в последующие годы инертных газов — гелия, неона, аргона и др. Таблица, очень похожая по форме на приведенную в настоящей книге (табл. 4), была разработана в 1895 г. датским химиком Юлиусом Томсеном (1826—1909). После открытия электрона английским физиком Дж. Дж. Томсоном и разработки теории атома Эрнестом Резерфордом датский физик А. ван ден Брук высказал иредположение, что заряд ядра того или иного элемента (называемый теперь атомным номером) может быть равен порядковому номеру элемента в периодической системе. Английский физик Мозли занимался в то время определением точных значений атомных номеров многих элементов путем изучения их рентгеновских спектров, как описано в гл. IV. В 1922 г. Нильс Бор интерпретировал периодическую таб.дицу с точки зрения электронной структуры атомов (подробнее об этом см. гл. IX и X). [c.91]

Подгруппа марганца. Металлы марганец, технеций и рений образуют побочную подгруппу элементов VII группы. В таблице XXIII-4 приведены электронные структуры атомов указанных элементов. [c.529]

Другие элементы нулевой группы периодической таблицы — неон, аргон, кринтон, ксенон и радон — в химическом отношении также инертны, поскольку и их электронная структура весьма устойчива. Подобные исключительно устойчивые электронные структуры наблюдаются в том случае, когда вокруг ядра имеется 2, 10, 18, 36, 54 и 86 электронов. [c.94]

Атомы химических элементов с незавершенным внешним энергетическим уровнем, т. е. те, у которых число электронов меньше восьми (все элементы, кроме благородных газов), при химических реакциях стремятся заполнить свой внешний уровень. Элементы, расположенные в левой части периодической системы, атомы которых на внешнем уровне имеют 1—3 электрона, отдавая электроны, приобретают электронную структуру благородного газа предыдущего периода. Элементы правой половины таблицы Д. И. Менделеева, завершая свой внешний уровень путем присоединения электронов, приобретают элек тронную структуру благородного газа своего периода. [c.54]

Полные электронные формулы элементов с высоким значением Z и, следовательно, большим числом электронов громо дки, и писать их бывает затруднительно. В связи с этим прибегают к сокращенным записям. В частности, во многих таблицах Д. И. Менделеева для каждого элемента приводят краткое указание па особенности электронной структуры его атома. В результате отчетливо выявляются конфигурации, характерные только для данного элемента [c.36]

Химические свойства элементов и характер их атомных спектров также периодически повторяются. Сама структура таблицы Менделеева опредачяется строением внешних электронных оболочек атомов. [c.39]

I,6 приведено пространственное изображение трех р-орбиталей, пересекающихся в точке начала координат, но равномерно распределенных по осям X, у VI г. Поскольку электроны, располагающиеся на одной орбитали (т. е. имеющие одинаковые значения п, I и т), могут обладать спином, равнЬгм либо +7г, либо — /г, на каждой орбитали может находиться только два электрона с противоположными спинами. Такие электроны называются спаренными. Принцип, вводящий эти ограничения электронной структуры, известен как принцип Паули и назван так по имени ученого, впервые его предложившего. Гунд сформулировал правило, согласно которому орбитали, обладающие одинаковой энергией, например Рх, 2ру, 2р2, должны сначала заполняться одним электроном, а затем уже может происходить спаривание электронов. В табл. 2 приведено электронное распределение для атомов первых трех периодов периодической системы элементов. Из данных этой таблицы следует, что выполняется как принцип Паули, так и правило Гунда. [c.270]

Для бериллия завершена оболочка 25, а у бора пятый электрон должен занять 2/>-орбиту. Так как имеются три различные 2/7-орбиты, отвечающие значениям 1, О, — 1,для квантового числа т, и так I aк каждая из них может иметь любое из двух значений для спинового квантового числа, связанного с ней, то 2/ -обалочка может содержать шесть электронов. В элементах от бора до неона происходит заполнение 2/7-орбит. Что касается натрия, то здесь больше нет места для 2р-электронов, так что одиннадцатый электрон идет на 35-орбиту, Магний завершает оболочку 35, а от алюминия до аргона идет заполнение 3/ -орбит. Таким образом, мы строим все атомы на периодической таблице. Существуют некоторые отклонения, которые будут обсуждаться в разделе 13 настоящей главы, где мы рассмотрим свойства атомов периодической таблицы с точки зрения их электронной структуры. [c.175]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология