Правило электронов исключения

Правило октета играет очень важную роль при составлении льюисовых структурных формул. Для неметаллических элементов второго периода В, С, N, О, F) исключения из этого правила крайне редки. Нетрудно объяснить, почему это так. Атомы элементов второго периода имеют устойчивые 2s- и 2р-орбитали, и магическое число 8 соответствует завершенной валентной конфигурации 2s"2p . Добавление новых электронов к такой замкнутой оболочке невозможно, потому что следующие доступные для заселения электронами атомные орбитали у элементов второго периода-это расположенные намного выше по энергии 3 -орбитали. [c.475]

Составление уравнений химических реакций, как правило, не представляет особых затруднений. Исключение составляет лишь третий этап, когда коэффициенты уравнения велики или в реакции участвует много реагентов. Эти затруднения чаще всего относятся к окислительно-восстановительным реакциям. Для них используются специальные способы уравнения — методы электронного баланса и электронно-ионных уравнений. [c.28]

При поглощении кванта возбуждается только один электрон. Исключения из этого правила крайне редки. [c.277]

Как правило, атомы, имеющие большие ионизационные потенциалы, обладают и сравнительно большим электронным сродством, т. е. сильно притягивают дополнительные электроны. Атомы с небольшим ионизационным потенциалом обладают и небольшим сродством к электрону. Исключение составляют атомы инертных газов, которые имеют большие ионизационные потенциалы, но нулевое или отрицательное электронное сродство. Это связано с особой прочностью и законченностью внешних электронных оболочек этих атомов, вследствие чего они с трудом отдают свои электроны, но также и плохо принимают дополнительные электроны. [c.28]

Докажите, что внешний электронный слой (за исключением первого), как правило, имеет максимально 8 электронов (конфигурация пр пр ). [c.22]

При таком объяснении предполагается, что изменения остальных факторов, от которых зависит энергия решетки, меньше, чем изменения энергии электронов вследствие начала заполнения следующей зоны, поэтому такого рода правила имеют обычно исключения. Например, если считать, что электронная концентрация определяет структуру решетки, то все металлы одной группы менделеевской таблицы должны иметь одинаковую структуру. Действительно, Ь1, Ма, К, КЬ и Сз кристаллизуются в объемноцентрированной кубической решетке, но Са и 5г в гранецентрированной, в то время как Ва — в объемноцентрированной. [c.511]

В атомах главных (А) подгрупп число наружных электронов доходит до восьми. Для S- и р-элементов наблюдается правило элементы четных групп имеют четную валентность, а элементы нечетных групп — нечетную валентность. Исключения из этого правила немногочисленны и наблюдаются в основном в малоустойчивых соединениях. [c.90]

У,У, VI, УП групп периодической системы можно применять правило Юм-Розери /(=8—N, где N — номер группы элемента [С, 51, Ое, 5п, Р (черный). Аз, 5Ь, В , 5, 5е, Те, галогены]. Оно отражает стремление атомов элементов к образованию электронного октета. Свинец представляет исключение из этого правила он кристаллизуется в решетке кубической плотной упаковки. [c.136]

Установить общие признаки, которые определяют, к какой группе относится данная соль — к сильным, к средним или к слабым — довольно трудно. Можно только высказать некоторые общие правила. К сильным солям относятся соли с большими катионами и анионами, например соли четвертичных аммониевых оснований, содержащие в качестве анионов большие анионы органических кислот. Эти соли почти во всех растворителях хорошо диссоциированы. Далее, к сильным солям относятся галоидные соли щелочных металлов, за исключением солей лития. К слабым солям относятся, как правило, соли не полностью замещенных аммониевых оснований, уже упомянутые соли лития и галоидов фтора и хлора. К слабым солям относятся соли, содержащие катионы, не имеющие электронной оболочки инертных газов например, ионы серебра, кадмия, ртути, цинка и др. У этих ионов электронные оболочки могут быть деформированы, поэтому они легко вступают во взаимодействие с другими ионами и растворителем. [c.110]

Из этого правила встречаются некоторые исключения, когда энергии близких подуровней очень мало отличаются друг от друга. Например, подуровень Бd заполняется одним электроном 5d раньше, чем 4/, а 6d раньше, чем 5/. [c.96]

Положительно заряженные ионы образуют атомы всех элементов, за исключением инертных элементов и фтора. Если на внешнем уровне атома имеется один электрон и атом относится к 5-элементам, то он отдает, как правило, только один электрон и переходит в состояние однозарядного положительного иона. Так, щелочные металлы образуют только однозарядные ионы и+, Na+, К" ", НЬ , Сз+, Рг" . Если на внешнем уровне атома имеется два электрона и атом относится к 5-элементам, то, как правило, он отдает сразу два электрона и образует двухзарядный положительный ион. Так, атомы II группы периодической системы элементов (четный ряд) образуют ионы Ве +, Ме +, Са " , 5г +, Ba +, [c.113]

Большинство соединений щелочных металлов относится к ионному типу. Однозарядные положительные ионы этих металлов имеют на наружном уровне 8 электронов (тип 8е ), кроме иона лития, у которого лишь два электрона (тип 2е ). Эти ионы имеют сравнительно большие радиусы, увеличивающиеся отлития к францию (см. табл. 2), обладают малым поляризующим действием и незначительной собственной поляризуемостью. Соединения, как правило, бесцветны, термически очень устойчивы и хорошо растворимы в воде у лития в связи с иным типом иона некоторые соединения (гидроксид, фторид, карбонат, фосфат и др.) плохо растворимы в воде. Ионы щелочных металлов практически не обладают окислительными свойствами при химических реакциях их можно восстановить с помощью электрического тока (на катоде). Для ионов типа 8е не характерно образование комплексных соединений (исключение составляет ион лития, имеющий тип 2е , малый радиус, по сравнению с ионами остальных щелочных металлов, но наибольшее поляризующее действие). [c.37]

Такая же картина наблюдается и у аналогов этих элементов. Здесь нет исключений из общего правила — с ростом порядкового номера осуществляется по ледовательное заполнение электронами внешнего электронного уровня атома. и р-Элементы составляют главные подгруппы снсте- [c.37]

Это правило можно трактовать как стремление центрального атома металла иметь замкнутую электронную оболочку соответствующего атома инертного газа. Можно представить и другое общее объяснение, позволяющее одновременно предсказать важные исключения из данного правила. На рис. 11.22, а приведена обобщенная диаграмма орбитальных взаимодействий валентных р-, [c.449]

Правило 18 электронов имеет немало исключений и его следует рассматривать только как один из факторов, способствующих образованию стабильной структуры координационного соединения. Отклонения от правила связаны часто с пространственными ограничениями, не допускающими координации центральным атомом необходимого для заполнения 18-электронной оболочкой числа лигандов. Например, ясно, что ион ( ) должен координировать восемь двухэлектронных лигандов, чтобы заполнить валентную оболочку полностью. Однако пространственные возможности допускают только октаэдрическую координацию. [c.193]

При образовании соединений используются s-электроны и часть или всо -электроны, причем последние участвуют лишь после того, как приняли участи в образовании связи внешние s-электроны. Исключениями являются подгруппа цинка, в атомах элемеитов которой нет валентных -электронов, а также Pd (4 i" 5s°), в атоме которого в невозбужденном состоянии нет внешних S-элекч тронов. Отсюда особенность -элементов большой набор их валентных состоя ннй и, как правило, широкие пределы изменения окислительно-восстановительных и кислотно-оснозных свойств. По многообразию валентных состояний -элементы отличаются от всех других, в том числе и, от /-элементов. [c.491]

Для молекул с атомными связями выполняется в общем правило Льюса при четном общем числе электронов общий магнитный момент молекулы равен нулю, при нечетном числе электронов момент равен 1,73 магнетона, т. е. соответствует магнитному спиновому моменту электрона. (Исключение из этого правила представляют молекулы О2 и N0). В кристаллических решетках, построенных из атомов или сильно деформированных ионов, соотношения оказываются болев сложными. Обнаруживающиеся в них влияния на парамагнетизм еще не выяснены окончательно. Предположение о том, что явления ферромагнетизма и антиферромагнетизма определяются взаимным магнитным сопряжением атомов, обусловленным атомными связями, простирающимися через всю кристаллическую решетку, кажется хорошо обоснованным. Ферромагнетизм проявляется, если существуют атомные связи с параллельными электронными спинами (в противоположность обычному случаю ). Проходящие через весь кристалл атомные связи с антипараллельными спинами обусловливают антиферромагнетизм. Во многих случаях на основании изучения магнитных свойств оказывается возможным сделать однозначное заключение о строении. Это следует показать на нескольких примерах. [c.341]

Из электронных формул С+ Юз , явствует, что в соединениях между неметаллами правило электронного октета всегда соблюдается лишь для атомов, поляризующихся отрицательно (кислорода, фтора, азота в нитриде бора) и лишь в виде исключений (металлоиды IV группы) для электроположительных атомов так, в нитриде бора около атома бора вместо восьми группируется всего шесть электронов, в азотном ангидриде около атома азота—десять электронов, в шестифторис-той сере около атома серы—двенадцать электронов. [c.91]

Обратимся к одной из последних (к моменту написания этой книги) работ в том же направлении. Относительно циклопропана Вей-яр и Дель Ре [96] получили расчетным методом, разработанным Дель Ре, результаты, по существу не отклоняющиеся от результатов Коулсона и Гудвина. Работа Вейяра и Дель Ре имеет, однако, более общий интерес для вопросов, рассматриваемых в этом разделе и вообще в этой главе. Из своих расчетов они делают вывод, что изогнутые связи — это скорее правило, чем исключение. Так, кубан (димер циклобутана кубической формы) представляет собою поразительный пример изогнутых связей . Теоретические расчеты и новейшие данные по распределению электронной плотности в воде также указывают, что даже связи ОН можно считать изогнутыми изучение методами микроволновой спектроскопии диметилэфира говорит о присутствии в нем изогнутых связей О—С и т. д. [c.277]

Поскольку степень фиксации диенового фрагмента в пятичленных гетероциклах неодинакова, выдвигалась идея о возможной корреляции реакционной константы р для 2,5-дизаме-щенных с ароматичностью цикла [190]. Предполагалось, что с увеличением диенового характера кольца, т. е. с уменьшением ароматичности, передача электронных эффектов между положениями 2 и 5 будет облегчаться и это должно сопровождаться ростом р. В поддержку этого предположения, казалось бы, говорит наблюдающаяся обычно большая проводимость электронных эффектов между а-положениями гетероциклов по сравнению с лара-фениленовой группировкой. Однако, во-первых, иногда из этого правила наблюдаются исключения и, во-вторых, такой корреляции нет и внутри самих пятичленных гетероциклов, о чем свидетельствуют приведенные значения р для диссоциации 5-замещенных а-гетаренкарбоновых кислот [190] схема (12) . [c.120]

Органические полимерные пленки, как правило, не имеют свободных электронов исключением служат только пленки, содержащие в своем составе пигменты. Следовательно, надо иметь в виду, что красочные пленки могут обладать только ионной проводимостью. Пленки должны быть непрони -цаемы для одного из компонентов данной реакции — воды или кислорода. [c.472]

Выше были рассмотрены некоторые машины дискретного действия (т. е. в конечном итоге цифровые вычислительные машины). Вторую группу составляют машины непрерывного действия или, более узко,—машины-аналоги, в которых вычислительные операции моделируются определенными физическими процессами. Машины-аналоги могут быть основаны на механическом движении, электрических, электромагнитных, оптических, электронно-оптических и других процессах. Они во всех случаях являются не универсальными, а специализированными машинами, а следовательно, как правило, лабораторными (исключение составляет электронная машина Пепинского—см. ниже). [c.405]

Флуоресценция ограничена хелатами диамагнитных катионов со стабильными полностью заполненными электронными оболочками, так как в случае неполностью заполненных оболочек возможен перенос энергии ( внутреннее тушение ) вследствие колебания электронов [1676, 1677, 2075, 2430]. Однако из этого правила существуют исключения, например трис-(5-метил-1.10-фенатролин)рутений(П) [2282], для которого, вероятно, характерно слишком большое расстояние между заполненными и вакантными -орбиталями и поэтому быстрый обмен электронами невозможен. [c.154]

В качестве исключений из правил метода ОВЭП можно назвать также ионы ТеС1й, ТеВг и 8ЬВг , для которых экспериментально установлена правильная октаэдрическая структура, хотя все они относятся к молекулярным системам типа АХ Е и должны обнаруживать такое же отклонение от октаэдрической структуры, как описанная выше молекула ХеР . Эта особенность может быть объяснена большими размерами атомов Вг и С1, отталкивание между которыми, по-видимому, играет более важную роль, чем отталкивание между неподеленной парой электронов центрального атома и связывающими парами электронов. [c.499]

Атом бора имеет три валентных электрона и четыре валентные орбитали. Обычно он использует три орбитали, образуя 5р -гибриды в таких соединениях, как ВРз- Углерод имеет четыре валентных электрона и четыре орбитали. За исключением тех случаев, когда он образует кратные связи, эти орбитали используются для 5р -гибридизации. Атом азота имеет пять валентных электронов и четыре орбитали. Как правило, он образует три связи с другими атомами в структурах с тетраэдрической конфигурацией, а четвертая гибридная 5р -орбиталь у него занята неподеленной электронной парой (разд. 13-3). Углерод и азот способны образовывать двойные и тройные связи в результате я-перекры-вания, обсуждавшегося в разд. 13-4. По сравнению с длиной простой связи длина двойных связей, образуемых этими элементами, сокращается на 13%, а длина тройных связей-на 22%. Прочность кратной связи повыщается благодаря наличию электронов на связывающей молекулярной п-орбитали, возникающей в результате перекрывания атомных я-ор-биталей. Но перекрывание я-типа между орбиталями становится достаточно больщим для возникновения связи только при близком расположении атомов. По этой причине 81 и другие элементы третьего и следующих периодов неспособны образовывать кратные связи. Кремний имеет 10 внутренних электронов по сравнению с 2 в атомах С и N. Отталкивание этих внутренних электронов не позволяет двум атомам 81 сблизиться настолько, насколько это необходимо для достаточного я-перекрывания р-орбиталей и возникновения двойных связей. Несмотря на все попытки химиков синтезировать соединения со связями 81=81 и 81=С, ни одна из них до сих пор не увенчалась успехом. За небольшими исключениями, образование двойных и тройных связей ограничено элементами второго периода, в атомах которых число внутренних электронов не превышает 2. Исключения, к числу которых относятся 8=0, Р=0 и 81=0, объясняются перекрыванием между р- и -орбиталями, этот вопрос будет рассмотрен в разделе, посвященном кремнию. [c.271]

Спиновая п( гяризация в этих расчетах не учитывается. Часто большая часть плотности неспаренного электрона находится на данном атоме радикала. В таком случае спиновая поляризация больше влияет на протоны, непосредственно связанные с этим атомом. Для указанного атома можно ожидать п.юхого соответствия между ксперименюм и расчетом. Как правило, при заметной прямой делокализации влияние спиновой поляризации для других протонов в молекуле (за некоторыми исключениями) относительно незначительно. [c.28]

Тщательное теоретическое и экспериментальное изучение показало, что наиболее существенным признаком ван-дер-ваальеовых сил является универсальность — эти силы действуют без исключения между всеми молекулами и атомами. Однако они более или менее значительны лишь тогда, когда молекулы (или атомы) находятся на близких расстояниях друг от друга и, как правило, возрастают с увеличением числа электронов в молекулах (что приблизительно соответствует увеличению их молекулярной массы). Увеличение ван-дер-ваальсового притяжения между тяжелыми молекулами подтверждается тем фактом, что в рядах родственных веществ (например, углеводородов) температуры кнпепия возрастают с увеличением молекулярной массы. [c.63]

Исключения из правила Клечковского наблюдаются для элементов с полностью или наполовину заполненными с1- и /-подуровнями. Так, у Си электронной конфигурации [Аг]Зс 45 отвечает меньшая энергия, чем конфигурации [Аг]Зс 45 (символ [Аг] показывает, что строение внутренних электронных уровней такое же, как в аргоне). На Зй-поду-ровне находится 10 (во втором случае 9) электронов, а на 45-подуровне — один электрон (во втором случае 2). Первая конфигурация отвечает основному состоянию, вторая — возбужденному. [c.19]

Исключением из общего правила является кетен. При его циклодимеризации получается исключительно циклобутанди-он-1,3 (40), образовавшийся по типу голова к хвосту . Причиной этой аномалии, возможно, является то обстоятельство, что на атомах кислорода карбонильной группы кетена сосредоточивается большая избыточная электронная плотность, и это оказывает решающее влияние на взаимное расположение реагирующих молекул в момент реакции. [c.501]

Связь в органических соединениях переходных элементов осуществляется за счет электронов более глубоких /-уровней, которая называется я-комплексной связью. Это оказывает влияние на характер о-связей в этих соединениях, которые, как правило, менее прочные. Исключением из этих веществ являются комплексные -орбита [ьные соединения, образованные за счет -электронов некоторыми переходными элементами (Ре, Со, N1, V, Т1, Мп и др.). [c.173]

Бор - единственный элемент группы ЗА, ксзторый мнжет считаться неметаллическим. Этот элемент в твердом состоянии имеет протяженную каркасную структуру. Температура плавления бора, 2300°С, является промежуточной между температурами плавления углерода, 3550°С, и кремния, 1410°С Атом бора имеет электронную конфигурацию [Не]2х 2р. Этот элемент во всех своих обычно встречающихся соединениях трехвалентен. Мы уже упоминали в разд. 7.7, ч. 1, что электронное окружение атома бора в его галогенидах является исключением из правила октета, поскольку в валентной оболочке бора имеется всего шесть электронов. По этой причине галогениды бора являются сильными льюисовыми кислотами (см. разд. 15.10). [c.328]

Как следует из теории ( 1), частоты ЯКР зависят от квадрупольного момента ядра и градиента электрического поля на ядре. Квадрупольные моменты ядер eQ меняются для элементов довольно закономерно по периодической системе, увеличиваясь сверху вниз по группам и справа налево по периодам, но с некоторыми исключениями. Изменение значений констант e qQ для атомов не симбат-но eQ, так как зависит также от электронной конфигурации атома, т. е. eqsLT. Например, eQ для элементов левых подгрупп больше, чем для правых, а e qQ, наоборот, для элементов правых подгрупп больше, чем для левых. У большинства квадрупольных ядер eQ>0. [c.98]

В третьей побочной подгруппе различия в свойствах лантана и лантаноидов, с одной стороны, и актиния и актиноидов, с другой, в основном, обусловлены релятивистскими эффектами. Первые три энергии ионизации Ас выше, чем соответствующие энергии Ьа, хотя до лантана сверху вниз в подгруппе энергии ионизации уменьшаются. Лантаноиды образуют, в основном, тригалогениды (исключение составляют Се, Рг, ТЬ, которые также образуют тетрафториды). Для актинидов же типично большее разнообразие с образованием тетра-, пента- и гексагалогенидов. Это иллюстрирует хорошо известное в неорганической химии правило, что из двух элементов побочной подгруппы более тяжелый проявляет большую валентность. Объяснение этого правила с позиции влияния релятивистских эффектов заключается в том, что релятивистское расширение - или /-подоболочки облегчает удаление с нее электронов (проявляются более высокие степени окисления). [c.87]

Наиболее важной отличительной чертой ван-дер-ваальсовых сил является универсальность, так как они действуют без исключения между всеми атомами и молекулами. Однако ван-дер-ваальсово притяжение значительно только тогда, когда молекулы находятся на близких расстояниях друг от друга. Так, для аргона на расстоянии приблизительно 400 пм силы притяжения уравновешиваются силами отталкивания, возникающими в результате взаимопроникновения их электронных оболочек. Как правило, ван-дер-ваальсово притяжение между молекулами возрастает с увеличением числа электронов в молекуле, т. е. лриблизительно пропорционально молекулярной массе. Увеличение сил притяжения между более тяжелыми молекулами следует из того факта, что в рядах родственных молекул температуры кипения растут с увеличением молекулярной массы. В частности, для самих благородных газов они составляют —269 (Не), —246 (Ne), — 186 (Аг), —153 (Кг), —108 (Хе) и —62 (Rn). [c.204]

Из этого правила встречаются иногда редкие исключения, когда энергии блигких подуровней очень мало отличаются друг от друга. Например, подуровень 5 залолняется одним электроном 5 раньше, чем 4/, а 6 - раньше, чем 5/, Причины этих исключений мы здесь не рассматриваем [c.54]

Такая же картина наблюдается и у аналогов этих элементов. Здесь нет исключений из общего правила — с ростом порядкового номера осуществляется последовательное 1аполнение электронами внешнего электронного уровня атома. 5- и р-Элементы составляют главные подгруппы системы элементов Д. И. Менделеева. Они как бы образуют костяк системы. [c.56]

Еще в XIX столетии было признано, что ароматические соединения [34] сильно отличаются от ненасыщенных алифатических соединений [35], но в течение многих лет химикам не удавалось прийти к взаимно приемлемому удовлетворительному определению ароматического характера [36]. В качественном отношении серьезных разногласий никогда не существовало, и определение сводилось к следующей форме ароматические соединения характеризуются особой устойчивостью и легче вступают в реакции замещения, а не в реакции присоединения. Трудность состояла в том, что такое определение было не слишком ясным и не подходило для пограничных случаев [37]. В 1925 г. Армит и Робинсон [38] установили, что ароматические свойства бензольного ядра связаны с наличием замкнутого кольца электронов, ароматического секстета (ароматические соединения, таким образом, являются своеобразными примерами делокализованной связи), но в то время еще нельзя было определить, обладают ли другие циклы, отличные от бензола, таким электронным кольцом. С развитием магнитных методов исследования, главным образом ядерного магнитного резонанса, появилась возможность экспериментально определять наличие или отсутствие в молекуле замкнутого электронного кольца, и теперь ароматичность можно охарактеризовать как способность удерживать индуцированный кольцевой ток. Соединения, обладающие такой способностью, называют д агро/г-ными. Сегодня это определение является общепринятым, хотя оно не лишено недостатков [39]. Существует несколько методов, позволяющих установить, способно ли соединение удерживать кольцевой ток, но наиболее важный из этих методов основан на химических сдвигах в спектрах ЯМР [40]. Чтобы это понять, необходимо вспомнить следующее как правило, величина химического сдвига протона в ЯМР-спектре зависит от электронной плотности его связи, и чем выше плотность электронного облака, окружающего или частично окружающего протон, тем в более сильное поле смещается его химический сдвиг (т. е. тем меньше величина б). Однако из этого правила имеется несколько исключений, и одно из них касается протонов, расположенных вблизи ароматического цикла. При наложении внешнего магнитного поля (как в спектрометре ЯМР) в ароматических молекулах возникают кольцевые токи л-электронов, которые (при расположении плоскости ароматического [c.63]

Правило 18 электронов имеет немало исключений, и его следует рассматривать только как один из факторов, способствующих образованию стабильной структуры координационного соединения. Отклонения от правила связаны часто с пространственными ограничениями, не допускающими координации центральным атомом необходимого для заполнения 18-электронной оболочкой числа лигандов. Например, ясно, что ион (// ) должен координировать восемь двухэлектронных лигандов, чтобы заполнить валентную оболочку полностью. Однако пространственные возможности допускают только октаэдрическую координацию. Другие примеры отклонения от правила 18 электронов можно найти в табл. 11.8, где встречаются и 15-электронный ванадоцен, и 20-электронный никеле-цен. Эти соединения в отличие от 18-электронного ферроцена отличаются малой устойчивостью и высокой реакционной способностью. Тем не менее они способны к существованию и отвечают минимумам на соответствующих поверхностях потенциальной энергии. [c.451]

Хотя из этого правила имеется немало исключений и некоторые из них будут обсуждены ниже, правило 18 электронов весьма полезно для объяснения и даже предсказания особенностей геоыет- [c.191]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология