Оболочки валентные расположение электронных пар

Элементы начиная от 5с (2 = 21) и до Си (2 = 29) содержат незаполненное Зй-состояние. Эти элементы в табл. XXI. 1 выделены. Атомы с незаполненными оболочками обладают многими общими чертами. Наличие свободных мест с близкой энергией приводит к возможности осуществления различных расположений электронов, отвечающих различной валентности атома. [c.460]

Атомы кальция, стронция и бария, обладая электронной конфигурацией Зр 4 , 4р 55 и 5р 6 , имеют несколько меньший второй ионизационный потенциал по сравнению с Al,Mg,Be. При формировании кристалла оба валентных 5-электрона делокализуются. Возникшие ионы имеют заполненные р-оболочки, что способствует образованию объемно-центрированной решетки. Плавление кальция, стронция и бария не сопровождается изменением расположения ионов, тип их упаковки напоминает распределение атомов щелочных металлов. Свинец (конф. [c.176]

В атоме следующего за цинком галлия начинается заполнение 4р-состояния, которое заканчивается в криптоне (2=36) Кг (1) (2) (3) (4s)2(4p) . Таким образом, третий период (Na—Аг) имеет, как и второй, восемь элементов, а четвертый (К—Кг), — восемнадцать. В атомах от S до Си происходит заполнение Зс -оболочки. Атомы с незаполненными оболочками обладают многими общими чертами. Как указывалось, З -оболочка имеет десять мест. При ее незаполненности, т. е. наличии большого числа свободных мест, появляется возможность различного расположения электронов внутри оболочки, и следовательно, возможность изменения валентности. Наибольшая валентность (7) проявляется у марганца, в атоме которого имеется пять З -электронов. При этом все Зс -электроны занимают пять различных -состояний с ненасыщенными спинами, а один из 45-электронов переходит в 4р-состояние. [c.317]

Элементы начиная от 8с(2 = 21) и до Си(2=29) содержат незаполненное Зй -состояние. Эти элементы в табл. ХХИ.1 выделены. Атомы с незаполненными оболочками обладают многими общими чертами. Наличие свободных мест с близкой энергией приводит к возможности осуществления различных расположений электронов, отвечающих различной валентности атома. Атомы переходных элементов обладают, таким образом, переменной валентностью. [c.587]

Знание электронной структуры указанных металлов позволяет легко объяснить, почему именно так изменяются их свойства. Атом калия имеет только один электрон сверх заполненной оболочки аргона. Этот электрон может быть использован для образования одинарной ковалентной связи с другим атомом калия, как в двухатомных молекулах Кг, присутствующих в парах калия вместе с одноатомными молекулами К. В кристаллах металлического калия каждый атом калия имеет некоторое число соседних атомов, расположенных на одинаковом расстоянии. Он удерживается соседними атомами благодаря единственной ковалентной связи, которая резонирует между двумя соседними атомами. В металлическом кальции на каждый атом кальция приходится два валентных электрона, и это позволяет каждому атому образовывать две связи с соседними атомами. Такие две связи резонируют между положениями кальций — кальций, создавая общую связывающую силу в этом металле, в два раза превышающую силу связи между атомами в металлическом калии. Аналогичным образом у скандия с его тремя валентными электронами связь в три раза прочнее, чем у калия. [c.493]

Ионная связь возникает в результате переноса электрона, как, например, при образовании фторида лития. Атом лития имеет два электрона на первом уровне и один электрон на внешней, или валентной, оболочке потеря одного электрона приводит к том , что у лития остается заполненный внешний слой с двумя электронами. Атом фтора имеет два электрона на первом уровне и семь электронов на внешней, или валентной, оболочке присоединение одного электрона приводит к образованию у фтора заполненной внешней оболочки из восьми электронов. Фторид лития образуется в результате перехода одного электрона от лития к фтору, вследствие чего литий приобретает положительный заряд, а фтор — отрицательный. Электростатическое притяжение между противоположно заряженными ионами называется ионной связью. Такая ионная связь характерна для солей металлов электроположительных элементов), находящихся в левой части периодической системы, с неметаллами (электроотрицательные элементы), расположенными в дальней правой части периодической системы. [c.11]

Магний расположен в главной подгруппе второй группы периодической системы элементов Д. И. Менделеева. Порядковый номер его 12, атомный вес 24,312. Электронная конфигурация атома-магния в невозбужденном состоянии 1х 25 /) 35 валентными являются электроны наружного слоя, в соответствии с этим магний проявляет валентность 2- -. В тесной связи со строением электронных оболочек атома магния находится его реакционная способность. Из-за наличия на внешней оболочке только двух электронов атом магния склонен легко отдавать их для получения устойчивой восьмиэлектронной конфигурации поэтому магний в химич ском отношении очень активен. На воздухе магний окисляется, но образующаяся при этом окисная пленка предохраняет металл от дальнейшего окисления. При нагревании до 600—650° С магний сгорает с образованием окиси магния МдО и частично нитрида [c.8]

Строго говоря, атом-атомные потенциальные функции межмолекулярного взаимодействия должны зависеть также от природы и расположения более удаленных, непосредственно валентно несвязанных атомов молекулы, так как электронные оболочки непосредственно валентно несвязанных атомов в молекуле не являются независимыми. Однако в молекулах с несопряженными связями взаимодействие электронных оболочек валентно несвязанных атомов быстро убывает с ростом расстояния от рассматриваемого атома [39]. Поэтому в случае таких молекул можно принять, что атом-атомные потенциальные функции межмолекулярного взаимодействия практически не зависят от природы и расположения валентно несвязанных атомов такой молекулы. [c.308]

Расположение точек показывает, что в электронной оболочке атома кислорода имеются две пары спаренных электронов и два валентных холостых электрона. [c.217]

Изучение расположения электронов в перекиси водорода открывает больше возможностей для правильного выяснения ее структуры. Кислородный атом состоит из ядра и восьми электронов, расположенных в двух оболочках, из которых первая, или /С-оболочка, содержит два электрона, а вторая, или L-оболочка (валентная оболочка),—шесть электронов. Водородный атом также состоит из ядра и одного-единственного электрона в /(-оболочке. Это описание водорода и кислорода и развитие октетной теории позволили Льюису [291 [c.266]

В одновалентных атомах (водородоподобных), таких, как Ма К и др., все электроны, кроме одного, валентного, образуют электронную оболочку, характерную для инертных газов. Это весьма прочная система, характеризующаяся сферической симметрией и мало деформирующаяся под влиянием внешних воздействий. Поэтому можно считать, что внешний электрон не влияет на электроны внутренней оболочки и его движение происходит в поле ядра, экранированного внутренними электронами. В силу сферической симметрии расположения невалентных электронов поле, создаваемое ими и ядром, можно считать центральным, так что валентный электрон движется в центральном поле и его состояние описывается функциями [c.118]

Цель настоящей книги — создание теории или, точнее, системы правил для предсказания геометрии молекул главная ее идея состоит в том, что пространственная направленность ковалентных связей, образованных атомом, в основном зависит от расположения электронных пар на валентной оболочке атома, что, в свою очередь, определяется действием принципа Паули. Следует признать, что эти правила достаточно эмпиричны, однако они имеют квантовомеханическое обоснование, заключающееся в принципе Паули, и составляют простую и надежную основу для понимания и предсказания геометрии молекул. В данной книге можно обсудить лишь небольшую часть того огромного числа структур молекул, которые были определены в последние годы. Однако для рассмотрения специально выбраны молекулы, представляющие все наиболее важные типы структур. [c.10]

TOB, будет обсужден позже. Еще одно упрощение состоит в том, что все электронные пары, входящие в валентную электронную оболочку, считаются расположенными на одинаковом расстоянии от ядра. Соответствующие возможные конфигурации расположения различного числа электронных [c.19]

РАСПОЛОЖЕНИЕ ЭЛЕКТРОНОВ НА ВАЛЕНТНЫХ ОБОЛОЧКАХ [c.39]

Пусть валентная оболочка состоит из шести электронов, три из которых имеют один спин,а три других противоположный. В каждом наборе электронов с одинаковыми спинами наиболее вероятным будет треугольное расположение электронов вследствие спиновой корреляции (рис. 2.5). В каж- [c.42]

Вследствие того что геометрическое строение молекул зависит от расположения электронных пар на валентной оболочке, очень важно иметь сведения об их объеме и числе на данной электронной оболочке. Приблизительная оценка объемов электронных пар может быть получена при помощи модели жестких сфер. Согласно этой модели, длина ковалентной связи (I равна сумме радиусов двух атомных остовов и диаметра совместно используемой электронной пары [c.47]

Атомные остовы у этих элементов довольно велики, поэтому они могут в принципе разместить на валентных оболочках большое число электронных пар. Однако, поскольку заряд остова мал, стремление притягивать на валентную оболочку значительную электронную плотность невелико, так что соединения этих элементов можно считать преимущественно ионными. Стереохимия лигандов, расположенных вокруг атомного остова щелочного металла, не зависит от степени ковалентности связей, так как в случае любого щелочного металла неподеленные пары отсутствуют. В бесконечных решетках очень часто обнаруживают тетраэдрическую координацию четырех лигандов, октаэдрическую конфигурацию шести лигандов и кубическую конфигурацию восьми лигандов. Дискретных комплексов, строение которых установлено, известно очень мало.. Согласно спектральным данным, достаточно стабильный комплекс Ыа(ЫНз)4 имеет тетраэдрическую конфигурацию. Все щелочные металлы образуют хелатные комплексы, например, с ацетилацетоном, салициловым альдегидом и диметиловым эфиром этиленгликоля. Координационные числа для этих комплексов, по-видимому, равны 4 или 6, и можно ожидать, что они имеют тетраэдрическую или октаэдрическую конфигурацию. [c.151]

Если -оболочка симметрична, т. е. пустая ( ), наполовину заполнена однократно заселенными орбиталями ( ) или полностью заселена (d ), очевидно, что в этом случае она не оказывает влияния на расположение электронных пар на внешней валентной оболочке. Когда число -электронов невелико, например от одного до трех, взаимодействие -оболочки со связывающими электронными парами обычно очень слабое, и любыми нарушениями в расположении поделенных электронных пар можно пренебречь по крайней мере они слишком малы, чтобы их можно было обнаружить. Если -оболочка достаточно заполнена ( , и ) в общем случае она достаточно сильно взаимодействует со связывающими электронными парами, что отражается ца их расположении. Это влияние можно предсказать, [c.211]

Сходство в химических свойствах титана и циркония несомненно. Но есть и различия. Между цирконием и гафнием наблюдается исключительное химическое родство, которое прежде всего объясняется подобием расположения электронов на внешних квантовых оболочках и чрезвычайной близостью атомных и ионных радиусов. Близость атомных радиусов циркония и гафния обусловлена тем, что между ними находятся элементы редких земель, у которых идет заполнение оболочки 4Д сопровождающееся медленным монотонным уменьшением атомных размеров (4/-сжатие). Однако есть пары других элементов с одинаковым построением электронных оболочек и близкими атомными радиусами, но не имеющие таких близких свойств. Поэтому можно предположить, что воздействие нижележащих квантовых уровней электронов на валентные электроны имеет большее сходство у циркония и гафния, чем у любой другой пары элементов. [c.181]

Из всех Z электронов, составляющих электронную оболочку атомов каждого элемента, не все играют одинаковую роль для оптических и химических свойств каждого элемента. Электроны, расположенные во внутренней оболочке, обусловливают свойства атомов, проявляющиеся в основном в рентгеновских спектрах. Обычные оптические спектры, равно как и химические свойства атомов (валентность), определяются электронами наиболее внешними, наименее связанными с ядром. Возбуждение атомов соответствует переходу одного из этих электронов в какую-либо более удалённую от ядра оболочку. [c.22]

Очевидно, что полезно знать законы, управляющие архитектурой молекул. Начало такому (скорее мнемоническому) подходу положили в 1940 г. Сиджвик и Пауэлл, которые предположили, что геометрия образующейся молекулы обусловлена расположением электронных пар на валентной оболочке атомов. Позже этот принцип трудами ряда ученых был развит в систему правил, которые наиболее полно представлены и обоснованы в [78]. Согласно Гиллеспи, электронные пары ведут себя так, как если бы они взаимно отталкивались. Результатом такого электронного взаимодействия должно быть максимальное удаление образующихся химических связей. Известными из стереометрии фигурами максимального взаимного удаления являются гантель (для двух атомов), правильный треугольник (для трех атомов), тетраэдр (четыре атома), тригональная бипирамида (пять атомов) и октаэдр (шесть атомов). Важным моментом в рассматриваемом подходе является предположение, что неподеленную электронную пару (обозначаемую при записях химических формул буквой Е) можно рассматривать как лиганд и подходить к ней с точки зрения принципа максимального удаления. [c.61]

Характер расположения примесных уровней в запретной зоне зависит OJ положения этих атомов в Периодической системе. Так, элементы П1 группы являются одиночными акцепторами, примесные уровни которых лежат близко к валентной зоне. Переходные металлы с дефектной d-орбиталью, имеющие на внешней оболочке два s-электрона в основном состоянии, проявляют себя как двойные акцепторные центры. Атомы с заполненной d-оболочкой, имеющие внешнюю электронную конфигурацию s , действуют как тройные акцепторы (например, Си и Аи). [c.102]

Для объяснения отличия валентных углов в молекулах НзО и ЫНз от 90° следует принять во внимание, что устойчивому состоянию молекулы отвечает такая ее геометрическая структура и такое пространственное расположение электронных облаков внеп, -ннх оболочек атомов, которым отвечает наименьпшя потенциальная энергия молекулы. Это приводит к тому, что при образовании молекулы формы и взаимное расположение атомных электронных облаков изменяются по сравнению с их формами и взаимным расположением в свободных атомах. В результате достигается более полное перекрывание валентных электронных облаков и, следовательно, образование более прочных ковалентных связей. В рамках метода валентных связей такая перестройка электронной [c.135]

Чтобы представить себе качество приближения замороженного остова, посмотрим, насколько сильно влияет на одноэлектронные состояния атомов отрыв одного или нескольких валентных электронов. Это можно сделать с помощью таблиц атомных волновых функций Клементи и Роетти . Рассмотрим атомы С1, К, Са, 8с, ионы которых СГ, К, Са ", Зс " имеют электронную конфигурацию аргона с пятью оболочками, содержащими 18 электронов. Сравнивая состояния К,К , Са, Са "", 8с, Зс , можно оценить влияние на заполненные оболочки отрьта одного, двух и трех электронов, расположенных сверх этих оболочек, а сравнивая С1 и С1 , можно, к тому же, увидеть, насколько отрыв электрона из заполненной оболочки влияет на саму эту оболочку. [c.274]

Число электронов наружной оболочки и энергия связи их с ядром определяют химические свойства атомов. Так, три электрона лития неравноценны. Один из этих электронов связан с ядром атома слабее двух других, так как расположен дальше от ядра, чем первые два электрона. Этот электрон участвует в образовании химической связи поэтому называется валентным. Числом электронов наружной оболочки определяются валентные состояния, характерные для данного элемента, типы его соединений — гидридов, окислов, гидратов солей и т. д. Это можно проследить на любой группе элементов периодической системы. Известно, что в наружных оболочках атома азота, фосфора, мышьяка, сурьмы, висмута находится по пять электронов. Этим определяются их одинаковые, валентные состояния (—3, +3, +5), однотипность гидридов ЭНз,, окислов Э2О3 и ЭаОз и т. д. и, ггаконец, то, что все указанные эле-, менты находятся в одной группе периодической системы. [c.18]

Мртал.тп1ческая валентность. Из высказанных соображений относительно свойств элементов, рассматривавшихся в определенной последовательности от калия до хрома логично сделать вывод о том, что эти металлы для обра.чования металлических связей используют все свои электроны, расположенные за аргонной оболочкой из восемнадцати электронов. Если определить металлическую валентность как число электронов, участвующих в образовании свизей в металле, то для калия металлическая валентность имеет значение 1, для кальция 2, для скандия 3, для титана 4, для ванадия 5 и для хрома 6. [c.403]

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]

Молибден и вольфрам относятся к шестой группе периодической системы и входят в подгруппу хрома. Атомньш вес молибдена 95,95, заряд ядра 42. Атомный вес вольфрама 183,82, заряд ядра 74 находясь в пятом периоде, т. е. во втором большом периоде, молибден и вольфрам имеют следующее расположение электронов 2, 8, 18 13, 1 и 2, 8, 18, 32,12, 2 соответственно. Вследствие такого расположения электронов молибден и вольфрам обладают переменной валентностью, причем наиболее устойчивой оказывается валентность 4 и 6 при валентности 6 атомы обоих элементов освобождаются от одного электрона с наружной оболочки и пяти электронов со второй, приобретая вследствие этого структуру атома инертного газа криптона. Благодаря высокой валентности молибден и вольфрам входят в большинство соединений в виде кислородсодержащего аниона ШоОГ и [c.48]

В гл. 111 показано, что эти элe eнты могут образовать шесть октаэдрических связей d-sp , причем rf-орбиты предпоследней оболочки имеют приблизительно такую же энергию, как орбиты sup внешней оболочки. Однако октаэдрические комплексы, содержащие данный атом или данную группу в координационной сфере, имеют очень различную стабильность для разных металлов, а также для различных валентных состояний одного и того же металла. Например, комплекс Со ( N)g- очень неустойчив и легко окисляется до нона o( N)e , а гексациано-ионы неизвестны ни для какой валентности никеля. Расположение электронов в атомах металла в гексациано-комплексах Fe , Fe> Со и Со" приведены ниже, где общие электроны заключены в прямоугольники. Мы витим, что в первых трех [c.601]

Число злектроноб на Валентной оболочке Расположение электронов на. валентной оболочке, окружающей внутренний остов [c.12]

В 1940 г. Сиджвик и Пауэлл впервые предположили, что геометрия образующейся молекулы обусловлена расположением электронных пар на валентной оболочке атомов позже это положение было развито в систему правил, получивших название теории оттллкивания валентных электронных пар, которая в простой форме может пояснить и предсказать многие характерные особенности строения молекул. Первое и наиболее важное правило формулируется следующим образом электронные пары принимают такое расположение на валентной оболочке атома, при котором они максимально удалены друг от друга, т. е. электронные пары ведут себя так, как если бы они взаимно отталкивались. [c.18]

Поставим перед собой обратную задачу. Нельзя ли, пользуясь только периодической системой и используя отмеченную закономерность, построить оболочку атома элемента главной подгруппы, например кальция Очевидно, можно. Выписываем показатели этого элемента из периодической системы №—20 (общее число электронов 20) период — IV (число квантовых слоев 4) группа — II (число валентных электр01юв 2) подгруппа — главная (очередной электрон — 20-й — займет ячейку 5-подуровня внешнего слоя, то есть четвертого). Проанализируем в свете сделанных выводов все элементы от № 1 (Н) до J Г 20 (Са) включйтелько в порядке их расположения в системе, помня, что с каждым очередным элементом в оболочке появляется очередной электрон. А куда он направляется — нам подсказывает периодическая система. [c.133]

Очень трудно представить себе, да и вряд ли в этом есть необходимость, какую окончательную форму приняла бы модель атома и как бы проверялось ее соответствие действительному строению л атерии, если бы в распоряжении физиков не было гениальньх обобщений химика Менделеева. Физикам пoвeзi9o . Открывая закон периодичности свойств элементов, Менделеев не мог опереться на данные физики о строении атома. Наоборот, создавая модель атома, физики уже знали, что теория атома должна предусмотреть какие-то существенные, периодически повторяющиеся детали его строения. Как известно, химические свойства в целом физики стали объяснять строением электронных оболочек и числом электронов, вращающихся вокруг ядра, причем число электронов определяется зарядом ядра, а их расположение по орбитам—сложными законал1и квантовой механики. Чередование же в таком важном хил ическом свойстве, как валентность, физики объясняют тем,что в самой наружной электронной оболочке может быть от 1 до 8 электронов. Некоторые из комбинаций электронов чрезвычайно устойчивы и, не допуская вхождения дополнительных электронов, сами не входят в электронные оболочки других атомов. Именно такие оболочки у элементов нулевой группы. У всех остальных элементов во внешней оболочке атомов имеется от одного до восьми электронов, способных во время химических реакций входить в состав электронных оболочек других атомов или присоединять к себе недостающие до восьми электроны. [c.55]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология