Формулы электронные атомов

Какую электронную и электронно-графическую формулу имеет атом хрома [c.321]

Напишите электронную и графическую электронную формулы элемента, атом которого содержит на Зр-поду ровне два электрона. [c.27]

Теперь, когда каждая из 2р-орбиталей занята одним электроном, начинается попарное размещение электронов на 2р-орбиталях. Атому кислорода (2 = 8) соответствует формула электронного строения ls 2s 2p и следующая схема [c.66]

Какое окончание электронной формулы соответствует атому гафния [c.246]

Напишите электронную формулу элемента, атом которого содержит на 3 -подуровне три электрона. В каком периоде, группе и подгруппе он находится и как этот элемент называется [c.31]

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]

Французский физик Луи де Бройль в итоге теоретических исследований пришел к выводу (1924), что движущаяся микрочастица (электрон, атом и т. п.) одновременно обладает свойствами частицы н волны. Это фундаментальное положение он отразил формулой [c.55]

Атом Распределение электронов Формула электронной конфигурации атома [c.53]

Полярная граничная формула 5 винилхлорида следует из неполярной формулы 4 атом хлора передает один электрон на соседний атом углерода и тем самым делает свою неподеленную электронную пару связывающей, прн [c.448]

Пример 2. Составить формулу электронного строения оболочки ато.ма молибдена (ЛИ 2 = 42). [c.516]

Какая из электронных формул отвечает атому железа в степени окисления +п [c.264]

Вследствие наличия двух неспаренных р-электронов атом кислорода может образовывать с атомами других элементов две химические связи — он проявляет ковалентность, равную двум. Поэтому соединения, образованные кислородом с одновалентными элементами, имеют формулу ЭгО. Кроме того, атом кислорода может осуществлять также донорно-акцепторную связь за счет имеющейся у него неподеленной пары внешних электронов, в этом случае его ковалентность становится равной 3. Примером частицы, где имеется такая связь, является ион гидроксония [c.192]

Литий зЫ. Порядковый номер 3, заряд ядра 2 = 3. Атом содержит три протона и три электрона. На первом слое (/(-слое) не может быть больше двух электронов, и третий электрон атома лития начинает заполнять -слой. Электронная формула лития Следовательно, из трех электронов ато- [c.41]

СНз присоединена к сильно оттягивающему электроны атому кислорода. Относительная интенсивность сигналов (3 2) подтверждает наши предположения. Наконец, сигнал расщепляется в триплет, если рядом с ним находится группа СНг (по формуле п -1- 1), или в квадруплет, если рядом расположена группа СНз, что и имеет место в радикале —СНз—СНд. [c.69]

Согласно этой формуле центральный атом азота соединен с соседними атомами пятью ковалентными связями, так что в его внешнем электронном слое находятся десять электронов (пять электронных пар). Но такой вывод противоречит электронной структуре атома азота, поскольку его наружный -слой содержит всего четыре орбитали (одну s- и три р-орбитали) и не может вместить более восьми электронов. Поэтому приведенную структурную формулу нельзя признать правильной. [c.127]

В атоме гелия оба электрона зани.мают 15-орбиталь, а его электронная формула имеет вид 15 . В атоме Ь начинается заполнение второго уровня — 15 25 . Электронную оболочку атома каждого следующего элемента можно представить как оболочку атома предшествующего элемента, к которой нужно добавить еще один электрон. Атом лития включает электронную формулу гелия 15 с добавлением еще одного 5-электрона, что и дает формулу 15 25 . Для атомов Ве будем иметь формулу 15 252, [c.32]

Итак, минимальное значение п + /=1. При этом возможно только п = 1 и / = О, т. е. 15-электрон. Первый атом периодической системы — атом водорода — содержит один 15-электрон, второй атом — атом гелия — два 15-электрона, что обозначается формулой электронного строения 15. В первой электронной оболочке мест больше нет, гелием заканчивается первый период системы Менделеева. [c.37]

Между азотом и бором образуется связь из двух электронов, которая отличается от обычной ковалентной связи тем, что оба электрона предоставлены аммиаком (донорная молекула). Поэтому этот тип ковалентности называется также дативной связью или чаще координационной связью. Уступивший один из своих электронов атом азота содержит заряд, формально названный положительным, а атом бора — формально отрицательный заряд. В формулах эти заряды иногда указывают в скобках. В других случаях координационную связь обозначают в формулах стрелкой, идущей от атома донора к атому акцептора [c.94]

ФОРМУЛЫ НЕКОТОРЫХ ИНТЕРМЕТАЛЛИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ Электроны/Атом ы [c.591]

Знание ковалентностей атомов позволяет правильно записывать структурные формулы образуемых ими соединений. Поучителен в этом плане пример структурной формулы оксида азота (I). Раньше структурную формулу этого соединения изображали следуюпщм образом 0 = N N. Согласно этой формуле центральный атом азота соединен с соседними атомами пятью ковалентными связями, так что в его внешнем электронном слое находятся десять электронов [c.123]

Механизм образования химической связи удобнее всего рассмотреть на примере образования молекулы водорода из атомов. Формула электронной конфигурации ато1 водорода — 15, т. е. у него имеется только один неспарен ный электрон. В соответствии с законами квантовой механики атом водорода, содержащий неспаренный электрон, находится в неустойчивом состоянии, поскольку обладает избытком потенциальной энергии. Такой атом будет притягивать к себе другой атом водорода при условии, если спин его электрона имеет противоположное направление. Взаимное притяжение атомов приводит к тому, что их атомные орбитали перекроются, при этом оба электрона станут в равной мере принадлежать обоим атомам, т. е. образуется пара электронов с противоположно направленными спинами, которая осуществляет химическую связь. Электронное облако, образуемое этой парой электронов, охватывает, связывает воедино ядра обоих взаимодействующих атомов. Такая связывающая два одинаковых атома двухэлектронная связь называется ковалентной. [c.69]

Возникновение ионной связи рассмотрим на примере образования хлорида натрия ЫаС1. Атомы натрия и хлора, из которых образовалось это соединение, резко отличаются по относйтельпой электроотрицательности (см. табл. 1.2). Электронные формулы этих ато.мов соответственно таковы 15 25 2р 35 и ls 2s 2/7 3s 3 7 . [c.48]

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]

У элементов второго периода заполняется -уровень (п — 2), причем сначала орбиталь. -подуровня, а затем три орбитали р-подуровня. Тр< тий электрон в атоме з1л зат мао 2.->эрбиталь. Электронная формула Электрон 2з намного ла6эе связан с ядром атома, чем 15- )лектроны, поэтому атом лития моисст легко терять его, образуя ион Ll [c.55]

Затем преподаватель напоминает учащимся формули-. ровку ковалентной связи и отмечает, что в отличие от ионной связи в образовании ковалентной связи могут участвовать незаряженные атомы, содержащие (обязательно ) неспаренные электроны или один электрон (атом водорода). Взаимодействие двух атомов, содержащих неспаренные электроны, ведет к спариванию электронов и образованию, таким образом, ковалентной связи, причем считается, что одна пара электронов — одна ковалентная связь. Так, атом углерода содержит четыре неспаренных электрона, поэтому образует четыре ковалентные связи с атомами водорода, обладающими лишь одним неспа- [c.47]

Учет искажения падающей и рассеянной волн, как это было показано в предыдущем параграфе, возможен еще в рамках теории возмущений. Однако замена плоских волн искаженными делает невозможным упрощение формулы для сечения с помощью фурье-преобразования, т. е. переход от формулы (42.6) к формуле (42.11), не включающей явным образом потенциал взаимодействия. Это обстоятельство, а также тот факт, что атомные волновые функции в общем случае не являются сферически симметричными (кроме случая б -состояний), заставляет вернуться снова к разложению на парциальные волны. В принципе это разложение аналогично использовавшемуся в 41 при рассмотрении рассеяния на силовом центре. Однако теперь мы имеем дело не просто с силовым центром, а со сложной системой (Л -электронный атом), обладающей определенным внутренним моментом и распределением заряда, зависящим от этого момента. Для описания всей системы, включающей атом и внешний электрон, орбитальных квантовых чисел парциальных волн уже недостаточно. Необходимо ввести квантовые числа полных мрментов (мы [c.585]

Атом магния имеет во внешнем слое 2 электрона, а у атома хлора, как мы знаем, во внешнем слое 7 электронов. Для того чтобы обнажился устойчивый восьмиэлектронный слой, атом магния должен отдать 2 электрона, но у атома хлора для образования внешнего устойчивого восьмиэлектронного слоя нехватает только 1 электрона атом хлора может принять только 1 электрон. Ясно, что 1 атом магния будет отдавать 2 электрона двум атомам хлора и формулу хлористого магния надо писать так Mg U (рис. 81). [c.252]

АН будет отрицательной величиной. Благодаря стереохимическому обращению, сопровождающему стадию смещения, конечным результатом явится транс-присоединение. То же верно и для фумаровой кислоты. Эта теория, если бы она получила экспериментальное подтверждение, повела бы как к расширению, так и к проверке теории Лэпуортса действительно, она ясно показывает необходимость присоединения двух атомов брома, а также и то, что первоначальная атака производится бедным электронами атомом брома (который, конечно, может все еще оставаться частью поляризованной молекулы брома). На самом деле, если бы первоначальную атаку производил богатый электронами атом брома, то вместо формулы 24 мы получили бы следующую формулу [c.462]

Здесь из пяти валентных электронов атом азота N использовал три на образование связей с тремя атомами водорода Н, каждый из которых имел один свой электрон. Два электрона остались неиспользованными, и атом азота может в данном случае стать донором электронов. Если такой атом-донор соединен с системой сопряженных связей, то электроны оставшейся пары имеют тенденцию к вовлечению в общую семью делокалнзо-ванных пи-электронов. Эту тенденцию принято отмечать изогнутой стрелкой. Вот как будет выглядеть, например, формула анилина [c.39]

Во всех этих формулах каждый атом в молекуле (кроме водорода) окружен восемью электронами подобна электронному окружению свободных атомов благородных газов. Таким образом, в теории Льюиса сохраняется основная предпосылка теории Косселя стремление атомюв образовать октетную замкнутую оболочку атомов благородных газов Принципиальная разница между обеими теориями заключается в том, что по Косселю это достигается [c.221]

Понятие электроотрицательности было введено По лингом [128] в 1932 г. Оно является свойством атомов сгруппированных в молекулы или кристалл, но яе изо лированных. Это сила притяжения электронов ато мом . Значит, разность электроотрицательности межд двумя атомами М и X, обраэующими молекулу МХ является мерой переноса электронов с момента уста новления ионно-ковалентной связи. Полинг заметил, что энергия связи МХ, оцениваемая по теплоте образования соединения, была обычно больше средней арифметической энергии связи М —-М и X — X и что отклонение б казалось росло с разностью электроотрицательности Дж, между М и X. Полинг предложил следующую формулу [c.142]

Что касается влияния излучения на неравновесность плазмы, то можно показать, что, если частота столкиовительных процессов много больше частоты радиационных переходов, отклонения от равновесия незначительны. Так, оценки по формулам [19], выполненные для воздушной плазмы атмосферного давления, показали, что заселенность возбужденных уровней может отличаться от больцмановской лишь при температурах ниже 10 000° К. В оптически тонкой плазме выход излучения может привести к отклонениям в распределении свободны.х электронов по энергиям. Как показано в [20—22], максвелловская функция распределения электронов по энергиям нарушается, когда частота куло-новских взаимодействий меньше или сравнима с частотой соударений электрон-атом. Для воздушной плазмы при Р 1,0 ата отклонения от равновесия существенны, если температура плазмы ниже 8000° К. Пр наличии градиентов температуры заселенность возбужденных уровней атомов может определяться не локальным значением температуры, а ее величинами на расстояниях порядка длины диффузии невозбужденного атома. [c.87]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология