Оболочка электронная инертных газов

Направленность связей. В случае чисто ионных связей вопрос о направлении их обычно не возникает, так как ионы, обладающие электронной оболочкой, аналогичной оболочке атома инертного газа, создают вокруг себя электрическое поле, одинаковое во всех направлениях, т. е. обладающее шаровой симметрией. [c.71]

Правило это относится к соединениям, состоящим из ионов с электронной оболочкой, аналогичной оболочке атомов инертных газов. Точность определений по этому правилу невелика. Имеются указания на значительные расхождения, в частности, для соединений с общим катионом 2 . (См. также работу 2 ) [c.150]

Какое же число электронов может при подобном взаимодействии отдать или принять атом какого-нибудь данного элемента Наиболее вероятный результат взаимодействия заключается в приобретении атомом стольких электронов, чтобы образовалась устойчивая структура электронной оболочки. Такой является структура оболочек атомов инертных газов. В самом деле химическая инертность этих элементов вызывается именно тем, что их атомы в свободном состоянии обладают структурой электронных оболочек, наиболее устойчивой по сравнению с любыми другими структурами, которые могли бы образоваться при взаимодействии их с другими атомами. [c.59]

Группа галогенов с электронным строением ns -np проявляет степени окисления (в порядке уменьшения важности) —I, +V, +VII, +1 и +III. Так как атому фтора не достает только одного электрона для формирования оболочки атома инертного газа и, кроме того, его размер мал, то фтор проявляет исключительно степень окисления —1. Тенденцию к формированию оболочки атома инертного газа проявляют все галогены, поэтому для них всех характерна степень окисления —I. [c.130]

Особенностью всех без исключения сложных соединений щелочных элементов является их в значительной мере ионный характер. Будучи самыми электроположительными элементами периодической системы, щелочные элементы, входя в состав гетероатомных (сложных) соединений, даже по отнощению к наиболее легко поляризующимся атомам элементов-партнеров сохраняют свое преимущественно ионное состояние. Причина состоит в низком поляризующем действии однозарядных катионов ЩЭ — минимальный положительный заряд сосредоточен в большом (особенно у тяжелых ЩЭ) объеме, и, кроме того, потеря валентного электрона изолированным атомом ЩЭ обнажает жесткую, малодеформирующуюся электронную оболочку типа инертного газа. [c.14]

Наибольшими значениями Лх обладают атомы галогенов, что объясняется достройкой их электронной оболочки при добавлении электрона до оболочки соответствующего инертного газа. [c.67]

В каждом семействе радиоактивных изотопов есть одно газообразное вещество остальные — твердые. Эти газообразные вещества называются актинон, радон и торон. Все они относятся к плеяде 86, следовательно, являются изотопами. Эту серию ныне принято обозначать символом Рп. Строение электронной оболочки у всех них таково 2) 8) 18)32) 18) 8. Следовательно, по строению электронной оболочки —это инертные газы. Так как наружная оболочка у них заполнена до 8, то силы Ван-дер-Ваальса между атомами (инертные газы не образуют молекул) настолько слабы, что переход в жидкое и твердое состояния возможен лишь при очень низкой температуре. [c.59]

В наружном слое у каждого из них имеется по 2 -электрона. Они максимально могут отдавать, кроме этих двух, еще два электрона из -подуровня достраивающегося квантового слоя, образуя оболочку, подобную оболочке предыдущего инертного газа. Таким образом, их максимальная положительная валентность равна четырем. [c.292]

Ионная связь обусловливает образование ионных кристаллов, а также ионных молекул, существующих в парах ионных соединений. Она является следствием электростатического притяжения противоположно заряженных ионов и возникает между атомами, сильно отличающимися потенциалом ионизации и сродством к электрону. Наименьшим потенциалом ионизации обладают атомы щелочных металлов. Отдавая свой внешний электрон, эти атомы превращаются в одновалентные катионы, электронная оболочка которых подобна оболочке атомов инертных газов. Наибольшей энергией сродства к электрону обладают атомы галогенов. Достраивая свою электронную оболочку, эти атомы становятся одновалентными анионами. [c.114]

Стабильность и сферическая симметрия электронных оболочек атомов инертных газов предопределяют образование кубической гранецентрированной решетки при переходе в твердое состояние. Структура этих элементов в жидком состоянии исследовалась методом дифракции рентгеновского излучения и нейтронов. [c.156]

Согласно теории Полинга, -состояния контролируют величину межатомного расстояния. Так, если в металлическом кристалле Я — радиус атома с одинарной связью 2 — число электронов в нейтральном этоме, которые находятся за пределами оболочки, свойственной инертному газу б — процент -характера, то эти величины связаны между собой соотношением [c.150]

Катионы первой группы образуют комплексы со значительной долей ионной связи. Устойчивость оболочек типа инертных газов обусловливает малую поляризуемость и малую деформацию внешних электронных оболочек при взаимодействии с различными лигандами. Поэтому катионы названного типа можно в первом приближении рассматривать к, к жесткие шарики с положительным зарядом и центре, взаимодействующие с лигандами в результате электростатического притяжения, силу которого определяют по закону Кулона [c.247]

В верхней части схемы помещены две группы простых веществ — металлы и неметаллы, а также водород, строение атома которого отличается от строения атомов других элементов. На валентном слое атома водорода находится один электрон, как у щелочных металлов в то же время, до заполнения электронного слоя оболочки ближайшего инертного газа — гелия — ему недостает также одного электрона, что роднит его с галогенами. [c.163]

Способность переходных металлов к заполнению своих электронных оболочек до электронной оболочки соответствующего инертного газа и лежит в основе их каталитического эффекта в органических реакциях. Ниже приведены примеры комплексов переходных металлов и их названий, а также подсчета числа электронов в электронных оболочках переходных металлов. [c.681]

Когда противоположно заряженные ионы находятся на сравнительно большом расстоянии друг от друга, они притягиваются друг к другу в основном электростатическими силами. Однако при уменьшении меж-ионного расстояния начинают действовать также близкодействующие силы. Для ионов с электронной оболочкой атомов инертных газов характерны силы отталкивания, действующие на короткое расстояние. В случае других ионов электростатическое взаимодействие может дополняться ковалентным взаимодействием и в растворе могут образоваться новые устойчивые соединения. [c.284]

Проще всего, как известно, устроены внешние электронные оболочки атомов инертных газов (Не, N0, Аг, Кг, Хе, Кп) и ионов, обладающих структурой инертных газов (N3 , Са , С1 , 0 и т. д.). Поэтому наиболее успешные расчеты сил отталкивания были произведены именно для такого типа оболочек. [c.57]

Убедитесь в том, что вы понимаете, каким образом строится периодическая система пользуясь таблицей электронных оболочек для инертных газов (табл. 13), установите электронные структуры азота N (атомный номер 7), А1 (13), К (19), N1 (28), Си (29), Ва (56), В (83), На (88). Представьте эти электронные структуры в виде таблицы, подобной той, которая приведена в тексте для инертных газов. [c.199]

Измерения показывают, что для атомов инертных газов и для свободных ионов с оболочками типа инертных газов молярная рефракция, а также и поляризуемость соответственно уравнению (4) заметно возрастает с увеличением числа электронных оболочек и что при одинаковых электронных оболочках, например в ряду 0 , F , Ne, Na ", Mg2+, она сильно падает с возрастанием заряда ядра. На поляризуемость ионов существенно влияет образование соединений. [c.348]

При образовании ионной связи один из атомов, участвующих в образовании связи, отдает один или несколько внешних электронов и становится положительно заряженным ионом при этом в большинстве случаев образовавшийся ион имеет устойчивую внешнюю оболочку атома инертного газа, ближайшего по периодической системе Менделеева. Другой атом приобретает один или несколько электронов и становится отрицательно заряженным ионом последний обычно также имеет внешнюю электронную оболочку инертного газа . [c.59]

Хотя для этих элементов характерно образование двухзарядных катионов, они мало похожи на элементы группы Ве, Mg,. Са—Ка, за исключением некоторого сходства в свойствах между 2п, Ве и M.g. Так, ВеО, Ве(ОН)г и Ве5 имеют те же структуры, что и 2пО, гп(0Н)2 и 2п8, а химия растворов и комплексных соединений магния и цинка имеет некоторые общие черты. Основной причиной различий между ионами элементов ПА- и ПБ-групп служит легкая деформируемость заполненной /-оболочки последних по сравнению с электронными оболочками подобных инертным газам ионов группы И А. [c.404]

В 1926 г. Гейзенберг и Шредингер создали механику атомных и молекулярных систем, которая получила широкое применение в атомной и молекулярной физике. Необходимое дополнение в квантовую механику внес Паули, разработавший теорию электронных спинов. Это явилось фундаментом, на котором с учетом известного правила несовместимости (запрет Паули в атоме не может быть двух электронов, обладающих 4 одинаковыми квантовыми числами) было построено учение о химических силах, в принципе позволяющее понять и описать образование химических соединений. Сначала удалось интерп )етировать устойчивость электронных оболочек атомов инертных газов, благодаря чему нашло исчерпывающее объяснение понятие электровалентной связи, лежащее в основе теории Косселя. Затем получила квантово-механическое истолкование и ковалентная связь. Гейтлером и Лондоном было показано, что связь двух атомов в молекуле водорода может быть объяснена чисто электростатическими силами, если для этого использовать квантовую механику. Силы, связывающие два атома и два электрона, возникают благодаря тому, что оба электрона имеют антипараллельные спины и с большой степенью вероятности находятся между двумя атомными ядрами насыщаемость химических связей объясняется принципом Паули. Таким образом, представления Льюиса получили исчерпывающее физическое обоснование. [c.24]

Для катионов с электронной оболочкой типа инертного газа устойчивость комплексов увеличивается параллельно с увеличением радиуса катиона. Если катион обладает заполненной или незаполненной восемнадцатиэлектронной оболочкой, то наблюдается обратный ход изменения устойчивости. Соответствующие данные для комплексов МАиС14 приведены в табл. 113. [c.363]

В главную подгруппу IV группы входят углерод, кремний, германий, олово и свинец. Различие в структуре электронных оболочек позволяет разделить эти элементы на два семейства семейство углерода (С, Si), в котором у атомов под валентными оболочками находятся оболочки соответствующих инертных газов, и семейство германия (Ge, Sn, F b) с JS-элек-тронными подвалеитными оболочками. Такое различие в строении атомов, резко сказывающееся на свойствах элементов в первых двух группах периодической системы, к III и IV группе сглаживается, что и оправдывает включение элементов этих обоих семейств в главную подгруппу. Все же некоторое различие в ходе изменения химических и каталитических свойств в обоих семействах делает целесообразным рассмотрение их в отдельности. [c.334]

Образуя главную подгруппу I группы периодической системы, ЩЭ —зЬ], пЫа, эК, зтКЬ, ббСз, вуРг —следуют непосредственно за инертными газами [2], и их собственные электроны располагаются на новом энергетическом уровне, начиная электронный слой с главным квантовым числом на единицу большим, чем у элементов предыдущего периода (табл. 1.1). Валентным пз -электронам предшествует завершенная электронная оболочка типа инертного газа. Понятно поэтому, что валентные электроны каждого ЩЭ отщепляются легче, чем у любого другого элемента того же периода, — электронный слой, только что начав формироваться, еще очень далек от завершения и поэтому непрочен. Впрочем, как видно из табл. 1.1, величины ионизационных потенциалов (ПИ1) для металлического состояния ЩЭ все же велики. Это относится прежде всего к литию, для которого ПИ1 = = 5,37 эВ ( — 123,5 ккал/моль). С ростом атомного и ионного радиуса величины ПИ сверху вниз в подгруппе уменьшаются. У цезия ПИ самый низкий из измеренных среди ЩЭ и других элементов периодической системы (3,58 эВ). [c.5]

Обнажение при потере валентных электронов л<сесткой электронной оболочки типа инертных газов обусловливает бесцветность подавляющего большинства соединений элементов главной подгруппы II группы. Однако при возбуждении атомов и ионов физическими методами, например при нагревании до высоких температур, происходит перескок электронов на высокие энергетические уровни и затем их высвечивание , т. е. возвращение на основной уровень с излучением энергии. Например, соединения Са при прокалывании дают розоватооранжевое свечение, Sr — красно-малиновое, Ва—зеленое. [c.27]

Из приведенного материала видно, что существует определенная корреляция между каталитическими свойствами рассматриваемых элементов и их электронной конфигурацией. У щелочных и щелочноземельных элементов, так же как и у элементов главных подгрупп П1, IV и V групп — А1, В, С, Si и Р, под валентными оболочками находятся оболочки соответствующих инертных газов. Элементы подгруппы галлия и подгруппы германия обладают 18-электронной подвалентной оболочкой. И, наконец, электронная структура элементов главной подгруппы V группы периодической системы — As, Sb и Bi — имеет заполненные d-уровни As — 3d °4sHp , Sb—4d 5s25p , Bi — 5d 6s 6p . [c.161]

Жесткая, малодеформируемая электронная оболочка типа инертного газа как для Ве +, так и для всех остальных катионов обсуждаемой группы обусловливает преобладающе ионный тип связи №+ — лиганд, поскольку ионы М2+ не имеют пустых ячеек, необходимых для предоставления лиганду с целью образовать донорно-акцепторную связь, и, кроме того, не имеют электронных пар, подходящих для образования л-дативной связи. Таким образом, комплексные соединения элементов этой группы должны быть построены за счет ион-ионного или ион-дипольного взаимодействия. Априори можно сказать, что самым сильным комплексообразователем в ряду Ве—Ба будет ион Ве + благодаря его маленькому размеру и большой плотности заряда. Самые неустойчивые комплексы должны быть у Ва. [c.42]

Литофильиые элементы — это прежде всего элементы-металлы, образующие ионы с 8-электронной подкладкой (тииа инертного газа), щелочные, щелочноземельные элементы, А1 и др. В качестве их иарт-неров-анионов выступают главным образом такие элементы-иеметал-лы, как кремний и кислород, а также фтор, хлор, тоже имеющие в их анионных бескислородных формах электронные оболочки тииа инертных газов. [c.236]

Положение донорного атома в периодической системе. Лиганды, содержащие электронодонорные атомы кислорода, серы и азота, чаще всегср органические реактивы, образующие хелатные или внутрикомплекс-ные соединения. Однако можно указать на следующую закономерность. Для катионов металлов с электронной оболочкой типа инертного газа (2 лли 8 электронов) комплексы с кислородсодержащими лигандами обычно более устойчивы, чем комплексы, содержащие лиганды с донорными атомами серы. Наоборот, катионы металлов, на электронной оболочке которых 18 или 18 + 2 электронов, дают более устойчивые комплексы с серосодержащими лигандами, чем [c.257]

Химическая активность обусловлена электронами с наивысшим значением главного квантового числа, т. е. электронами, расположенными на наиболее удаленной от ядра внешней оболочке. Эти электроны называются валентными. Периодичность химических свойств обусловлена повторением электронных конфигураций в атомах. Химическое срггдство отгрёделяется главньшгтгбраз ом тенденцией к образованию заполненных оболочек типа оболочек атомов инертных газов. Таким образом, соединение атомов фтора II натрия легко идет нри передаче Зх-электронов от металла к галогену [c.229]

В работе Н. Е. Хомутова [45] развит новый подход к изучению явления сольватации ионов, основанный на анализе результатов сопоставления термодинамических свойств сольватированных ионов с термодинамическими свойствами свободных ионов. На рис. 164 и 165, заимствованных из указанной работы, показано сравнение значений соответственно А// и А2 (растворитель — вода). Как видно из этих чертежей, в пределах погрешности характер линейных зависимостей определяется структурой наружных электронных оболочек. Действительно, линии Л и Б на рис. 164 объединяют катионы, имеющие электронные оболочки атомов инертных газов на линии В ж Г лежат ионы, наружные электронные оболочки которых являются незаполненными и заполненными 3 -, 4й- и 5й-электрон-ными слоями. Между этими прямыми легли точки для Си , Си " , РЬ и 8п. [c.217]

Сопоставление электронной структуры металлов с их каталитической активностью показывает, что каталитическая активность возрастает в начале периода с ростом числа мектронов и наиболее резко выражена у металлов с суммарным числом 5- и -электронов (число электронов сверх оболочки предшествующего инертного газа), превышающим число электронов, участвующих в металлической связи. Сочетание прочности связи, обеспечивающей устойчивость фазы металла, с наличием несвязанных электронов на атомных орбитах открывает, по-видимому, шиоокие возможности поверхностного взаимодействия, существенного для поо-текания каталитических процессов. [c.131]

Металлы класса б характеризуются наличием у атомов некоторого числа -электронов вне электронных оболочек атомов инертного газа. Эти с -электронр) могут образовать с атомами лиганда л-связь, и наличие такой я-связи обусловливает многие свойства комплексов металлов класса б. Наиболее устойчивые комплексы эти металлы образуют с теми лигандами, которые могут принимать электроны от металла, т. е. с лигандами, имеющими свободные -орбиты, такие, как Р(СНз)з, 5 и 1 , или с лигандами, у которых электроны, находящиеся на молекулярных орбитах, могут быть делокализованы к числу таких лигандов относятся СО и СК (рис. 21). Таким образом установлено, что элементы классов а я б образуют устойчивые комплексы с различными типами лигандов. Элементы класса а предпочитают кислород- и азотсодержащие лиганды, а также Р . Элементы класса б образуют более устойчивые комплексы с тяжелыми элементами подгрупп азота, кислорода и фтора . [c.141]

Фторид-ион, обладая достроенной электронной оболочкой (тип неона) и малым радиусом, обычно образует комплексы только с электростатическим характером химической связи. Поэтому комплексообразующие свойства иона фтора часто существенно отличаются от свойств ионов С1 , Вг и I". Последние также имеют электронную оболочку типа инертных газов, однако значительный радиус этих ионов облегчает их поляризуемость, поэтому они значительно чаще образуют с катионами комплексы за счет обобщения электронов. В результате ионы С1 , Вг и 1 (а также их аналог— роданид-ион) образуют комплексы преимущественно с ионами переходных элементов с недостроенным -подуровнем. Наиболее прочные хлоридные и роданидные комплексы образуют золото и ртуть, наименее прочные — цирконий, торий, алюминий, редкоземельные металлы и аналогичные элементы. Наоборот, для фтора характерно прежде всего комплексообразование именно с последними элементам1и наиболее прочный фторидный комплекс — это соединение с цирконием. Другие элементы IV и V групп периодической системы дают несколько менее прочные фториды. Однако это обусловлено конкуренцией между фторид- и гидр- [c.246]

Все ионы, которые, помимо оболочек типа инертных газов, содержат только полностью завершенные оболочки с или /-электронами, следовательно, например, Ag, Сс12% 1п9% и т. д., далее, НГ , Та , Ув+, [c.340]

Максимальное число электронных пленок, создаваемое оболочками атомов инертных газов, равно семи, что и определяет число периодов в системе элементов Менделеева (в атомах элементов, известных в настоящее время). В дальнейшем при развитии системы Менделеева многослойность электронных оболочек, а также число периодов будут возрастать. [c.69]

Мы видим, что тенденция развития химических свойств элементов по мере повышения количественного значения порядкового номера нх по периодам в принципе одинакова. Однако в каждом отдельном периоде это осуществляется на качественно иной основе. Узловыми точками такого перехода количества в качество являются застроенные электронные оболочки атомов инертных газов. Здесь имеет место скачкообразное изменение всеобщего процесса развития элементов по мере роста заряда ядра, порядкового номера и структх ры электронной оболочки атомов. [c.69]

Болер электроотрицательные элементы размещаются во втором периоде периодической системы элементов., точнее во второй половине этого периода менее электроотрицательные элементы находятся в нижней части таблицы Менделеева, в первой половине периодов. Иными словами, электроотрицательность увеличивается слева направо в одном и том же периоде периодической системы элементов и уменьшается сверху вниз в одной и той же группе. Элементы, как известно, устойчивы, если их электронная оболочка состоит из 8 электронов (октет), что соответствует электронной конфигурации инертных газов Б результате атомы, расположенные в таблице Менделеева справа от углерода, имеют тенденцию захватывать электроны для формирования электронной оболочки последующего инертного газа. В то же время элементы, расположенные в таблице Менделеева слева от углер,ода, склонны терять электроны и образовывать электронную оболочку предьйущего инертного газа. [c.11]

Ионные радиусы используются в том случае, когда внешний электрон полностью удален с электроположительного атома и находится на внешней орбитали электроотрицательного атома. Рассмотрим КС1. Было показано, что орбитальный радиус 45-элек-трона атома калия равен 2,16 A, в то время как орбитальный радиус оставшейся электронной оболочки, т. е. радиус иона К+, равен только 0,59 A. Добавление одного электрона на 3/7-подуро-вень атома хлора, приводящее к образованию С1", вызывает лишь незначительное (—0,02 A) увеличение орбитального радиуса. Равновесное межъядерное расстояние обусловливается балансом кулоновского притяжения между противоположно заряженными ионами и отталкивания электронных оболочек. Таким образом, в предельно ионном случае для уравновешивания кулоновского притяжения необходимо лишь очень незначительное отталкивание электронных оболочек атомов инертного газа, вызываемое перекрыванием только внешних частей радиальных функций распределения. Такое перекрывание значительно меньше, чем требуемое для формирования ковалентной связи, когда два радиальных максимума должны практически совпадать. Конечно, различие между двумя крайними случаями обусловлено тем, что для формирования ковалентной связи должны быть вакансии на внешних орбиталях соединяющихся атомов, чтобы могло осуществляться обобщение электронных пар для заполненных электронных оболочек атомов инертных газов по принципу Паули перекрывание запрещается. [c.118]