Электроны валентные парные

Число валентных электронов в атомах элементов главных подгрупп совпадает с номером группы, в которой находится данный элемент. Из электронной формулы, например, атома магния l2Mg— 5 2з 2р >8 следует, что наружный Зх -уровень его имеет два электрона. Однако его атом в нормальном состоянии содержит два парных Зх-электрона, вследствие чего валентность равна 0. Ее можно довести до двух, если атом возбудить. [c.60]

Видно, ЧТО атом каждого рассматриваемого элемента в нормальном состоянии имеет по три одиночных р-электрона, что и определяет их валентность 3. У атомов фосфора и мышьяка можно возбудить один из парных -электронов на одну из свободных й-орбиталей наружного уровня тогда все пять электронов будут одиночными, и валентность фосфора и мышьяка станет максимальной, т. е. 5. В атоме азота из-за отсутствия -орбиталей электрон возбудить нельзя. Степень окисления элементов, за исключением азота, в соединениях с более электроотрицательными элементами -Ь5. В соединениях с более электроположительными элементами все элементы УА подгруппы проявляют степень окисления —3. [c.153]

Данная подгруппа состоит из элементов железа, рутения и осмия, атомы которых относятся к -типу. В связи с провалом одного з-электрона в атоме рутения число /-электронов у него на единицу больше, чем у атомов железа и осмия. Для последних электронная конфигурация валентных электронов а для атома рутения В атоме железа можно перевести в возбужденное состояние только один 5-электрон внешнего уровня на подуровень р, поэтому его валентность не может превышать 6 (по числу холостых электронов). Валентность же рутения и осмия может быть доведена до 8 за счет возбуждения парных электронов на более высокие энергетические подуровни. [c.345]

Согласно спиновой теории валентности, атом азота, имеющий три неспаренных электрона, может образовывать в соединениях только три ковалентных связи. По той же причине атом кислорода образует две, а атом фтора — одну ковалентную связь. Более того, эти элементы относятся ко второму периоду системы Д. И. Менделеева. Б атомах их внешние электроны характеризуются главным квантовым числом п = 2, при котором возможны только два подуровня побочного квантового числа - и р-подуровни. Поэтому, даже при поступлении энергии извне, невозможно разъединение ( распаривание ) парных электронов с переходом их на следующий энергетический подуровень ( -подуровень). По этой причине ни в каких соединениях у азота не бывает ковалентности выше трех. У кислорода ковалентность всегда равна двум, а у фтора — единице. [c.59]

Химическая связь в твердом теле с координационной структурой может быть хорошо описана с позиций ММО. Если при описании простых молекул методы ВС и МО могут быть использованы одинаково широко, то образование твердых тел нельзя интерпретировать методом ВС. Здесь наиболее очевидны преимущества ММО. В рамках этого метода химическая связь между партнерами может осуществляться не только при парно-электронных (валентных) взаимодействиях, но и при образовании "невалентных" орбитальных связей. В кристаллах, образо- [c.188]

Общее число валентных электронов бора и водорода равно 2-3 4-+ 6 = 12, в то время как для образования имеющихся 8 парных взаимодействий (связей), согласно методу локализованных связей, нужно 16 электронов. [c.58]

На примере хорошо известного явления насыщения химической валентности видно, что обменные силы первого порядка вообще не могут быть парно аддитивными. Однако если все атомы имеют замкнутые электронные оболочки, которые не очень сильно перекрываются, то самое простое приближение первого порядка (приближение валентных связей идеальных пар) устанавливает аддитивность энергии. Этот вывод подтверждается подробными расчетами взаимодействия трех атомов гелия [86, 86а]. Заметные эффекты неаддитивности имеют место лишь на небольших расстояниях. Для расчета эффектов тройного взаимодействия по сравнению с энергией парных взаимодействий использовались модель Гаусса с одним электроном [87] и модели дипольного искажения [87а]. Эффекты неаддитивности в данном случае дают вклад в третий вириальный коэффициент. [c.207]

Установление электронно-ядерного строения химических соединений и развитие затем квантово-механических представлений о строении молекулярных систем дали возможность трактовки природы атомного связывания, но в квантовой механике само понятие химической связи в классическом понимании не возникает и вообще не является необходимым Речь может идти лишь об интерпретации квантового расчета и о том, какой смысл следует вкладывать в понятие химической связи Здесь, по-видимому, возможны разные подходы Наиболее близок к классическому понятию химической связи подход, при котором результаты квантово-химического расчета интерпретируются на уровне взаимодействия атомов в молекуле Например, полная электронная энергия молекулы представляется в виде суммы вкладов, соответствующих отдельным атомам и парам атомов, вклады таких парных взаимодействий в полную энергию можно сопоставить между собой и выделить главные и второстепенные, что должно соответствовать понятиям химической связи и взаимодействию валентно-несвязанных атомов Однако квантовая механика рассматривает молекулярные системы как состоящие из ядер и электронов, и в этом смысле взаимодействия в молекуле логично интерпретировать также на уровне ядер и электронов, те вложить в понятие химической связи иной смысл, чем в ортодоксальной теории химического строения Возникает вопрос как это можно сделать, как дать наглядную физическую интерпретацию взаимодействиям в молекуле на уровне ядер и элект-ронов > [c.108]

Согласно теории валентных связей к комплексным соединениям относятся соединения с так называемыми донорно-акцепторными и дативными связями. Донорно-акцепторной связью называется парная связь, делокализованная в одной плоскости, когда оба электрона для ее образования поставляются лигандом (донором), а металл выступает в качестве акцептора этой электронной пары, участвуя в связи своими пустыми атомными орбиталями. [c.44]

Возбуждение атомов до нового валентного состояния требует затраты определенной энергии. Поэтому разделение парных электронов возможно лишь в тех случаях, когда затрата энергии компенсируется энергией, выделяемой при образовании связей. [c.60]

Электронные оболочки атомов. Для атома первого элемента группы ШВ — скандия (2=21), расположенного в четвертом периоде, распределение электронов по уровням и подуровням таково 15 25 р 35 р Чз . У атомов каждого из последующих элементов добавляется к оболочке лишний уровень. Конфигурация электронов, принимающих участие в образовании химических связей, может быть записана так с1 з , т. е. на наружном уровне находятся два парных -электрона и на уровне, соседнем с наружным, один -электрон. Все они проявляют однозначную валентность, равную 3. От скандия к актинию вместе с увеличением числа электронных уровней в атоме возрастают их радиусы, уменьшаются величины ионизационных потенциалов. [c.58]

Из курса неорганической химии восьмилетней школы известно, что число валентных электронов в атомах элементов главных подгрупп совпадает с номером группы, в которой находится данный элемент. Из электронной формулы, например, атома магния 2s 2р 3 следует, что наружный — 3-й — уровень его действительно имеет два электрона. Однако его атом в нормальном состоянии содержит два парных Зх -элёктрона, вследствие чего валентность равна нулю. Ее можно довести до двух, если атом возбудить. Это возможно по двум причинам во-первых, 3-й уровень имеет свободные р-орбитали, во-вторых, парные 3 -электроны обладают большей энергией, чем парные электроны 1-го и 2-го уровней. [c.65]

Если бы речь шла о двуокисях и дисульфидах, где обязательно затрагиваются валентные 5-электроны, вторичная периодичность проявилась бы более ясно, чем в случае р-электронов. Кроме того, в моноксидах и моносульфидах совершается частичное возбуждение -состояний и частичный перенос парных р-электронов к атомам элементов IV группы по л-связи, т. е. образование связи идет довольно сложно. [c.303]

Таким образом, главные члены можно определить достаточно точно путем отыскания наилучшей возможной волновой функции вида (4), т. е. волновой ССП-функции, полученной минимизацией энергии. Однако даже после того, как получена волновая ССП-функция, все еще остается значительная свобода выбора индивидуальных ССП-орбиталей фг- Какой же выбор окажется наилучшим Сама формула (1) в виде произведения парных функций предполагает, что корреляции между парами малы (см., однако, т. 2 настоящей книги). Это дает основание считать, что наиболее подходящими ССП-орбиталями являются те, которым отвечает минимальное электронное взаимодействие между ними, или, другими словами, максимальная локализация. Весьма приятным, хотя и не случайным, является тот факт, что эти локализованные орбитали очень близко соответствуют интуитивным представлениям химиков о внутренних оболочках, валентных парах, связывающих орбиталях и т. д. [c.95]

Следует отметить, что на этих схемах не только заполнены все электронные вакансии внешнего электронного слоя нормального (невозбужденного) атома, но, кроме того, все электроны разбиты на пары, в которых оба электрона имеют одинаковыми три первых квантовых числа и отличаются друг от друга лишь знаком спинового, четвертого числа. Парные электроны не являются валентными электронами, т. е. не принимают участия в образовании межатомных химических связей. [c.156]

В нормальном состоянии атом углерода имеет два одиночных электрона при возбуждении разъединяются парные 25-электроны, один из которых остается на -орбитали, другой переходит на одну из свободных р-орбиталей. Следовательно, возбуждение атома углерода повысило его валентность от 2 до 4. При отсутствии свободных орбиталей в данном уровне возбуждение невозможно, следовательно, валентность атома увеличить нельзя. Так, в электронной оболочке атома кислорода на наружном уровне два одиночных [c.64]

В нормальном состоянии наружный энергетический уровень атома алюминия содержит три электрона, из которых при возбуждении один парный 3 -электрон перейдет н,а свободную р-орбиталь. Тогда число валентных электронов атома алюминия 3., [c.238]

В главной подгруппе III группы периодической системы находятся следующие элементы бор, алюминий, галий, индий, талий. Они относятся к р-элементам и содержат на внешних энергетических уровнях по 3 валентных электрона — на подуровнях Соседние с внешним уровни имеют по 2(B), 8 (А1) и 18 (Оа, In, Т1) электронов. При возбуждении атомов один из парных s-электронов внешнего энергетического уровня переходит на р-подуровень. Поэтому первые 4 элемента проявляют степень окисления -f 3, а для талия и -М. Бор проявляет степени окисления +3 и —3. Имея по три валентных электрона, элементы III группы проявляют слабее металлические свойства, чем металлы II и особенно I группы. Элемент бор относится к неметаллам и был рассмотрен ранее (см. стр. 385). Алюминий проявляет амфотерные свойства с преобладанием металлических свойств. У остальных элементов этой группы, как и в других группах, с увеличением зарядов ядер и радиусов ионов металлические свойства усиливаются. [c.438]

Наиболее известными и распространенными электронодефицитными веществами являются металлы и металлические соединения — мепгаллиды. Речь идет о металлах в конденсированном состоянии. В газообразном состоянии металлические молекулы ничем не отличаются от других типичных молекул по природе химической связи. Например, молекулы щелочных металлов Ы2, Каг, К2, Сзз, как и молекула водорода Н2, характеризуются парно-электронной гг - -связью. Однако металлы и метгшлиды в их обычном твердом срстоянии коренным образом отличаются от их пара. Возьмем, к примеру, кристаллический литий, объемно центрированнаия решетка которого показана на ршс. 50. Каждый атом лития окружен восемью другими, и один 25-электрон атома лития должен обеспечивать его связи с 8 ближайшими соседями. Следовательно, в металлическом литии существует большой дефицит валентных электронов против парно-электронной двухцентровой ковалентной связи. Это означает, что металлы и металлиды нельзя интерпретировать, оставаясь в рамках МВС. Кроме того, метод локализованных электронных пар не может объяснить такое ярко выраженное свойство металлов и металлидов, как их электрическая проводимость. [c.88]

Здесь существуют два водородных мостила между атомами бора. Водород, следовательно, связан сразу с двумя атомами бора, несмотря на наличие у него только одного электрона. Это противоречит классическому понятию валентности. Кроме того, общее число валентных электронов бора и водорода равно 2-3 + 6 = 12, в то время как для образования имеющихся 8 парных взаимодействий (связей), согласно методу локализованных связей, нужно 16 электронов. То же наблюдается в молекуле Ь12р2, где четырех неспаренных электронов (2 от двух атомов Ы и 2 от двух атомов фтора) все же достаточно для образования четырех прочных связей в молекуле [Средняя энергия связи (Г1—Р) [c.188]

Химическая связь в твердом теле с координационной структурой может быть хорошо описана с позиций ММО. Если при описании простых молекул методы ВС и МО могут быть использованы одинаково широко, то образование твердых тел нельзя интерпретировать методом ВС. Здесь наиболее очевидны преимущества ММО. В рамках этого метода химическая связь между партнерами может осуществляться не только при парноэлектронных (валентных) взаимодействиях, но и при образовании невалентных орбитальных связей. В кристаллах, образовапиых с участием таких связей, электроны делокализованы или в части системы, охватывающей несколько атомов, или во всем кристалле. Например, при образовании металлических кристаллов наблюдаются большие координационные числа (как правило, 8 и 12). В то же время количества валентных электронов в металлах явно недостаточно для образования такого числа парно-электронных связей. При этом химическая связь осуществляется за счет обслуживания электроном большого числа структурных единиц (атомов). Химическая связь такого типа называется многоцентровой связью с дефицитом электронов. Таким образом, в отличие от валентных соединений здесь нельзя выделить отдельные связи, попарно соединяющие между собой соседние атомы. Хотя атомы связаны в устойчивую систему, между ними не существует классически понимаемых химических связей. Специфика взаимодействия большого количества частиц состоит в том, что при образовании ансамбля нрн сближении частиц и их взаимном влиянии друг на друга происходит расщепление атомных орбиталей. На рис. 127 показано расщепление орбиталей щелочного металла, валентный элеткрон которого находится на rts-уровне. [c.307]

В кристалле следующего элемента П1 периода — кремния — особенности расщепления энергетических уровней на зоны и их перекрывания отличаются от зонной структуры металлов (рис. 129). При образовании кристаллической решетки, начиная с некоторого межатомного расстояния г г >Го), наблюдается, чр"-гиб-ридизация электронных состояний атомов, что приводит в процессе расщепления уровней не просто к перекрыванию 35- и Зр-зон, а к полному их слиянию с возникновением единой 5р -гибридной валентной зоны, в которой максимально возможное количество электронов составляет 8М. В кристаллическом кремнии каждый атом образует тетраэдрические парно-электро шые насыщен 1ые ковалентные связи, достраивая свою валентную оболочку до 01 те-та. Такпм образом, в валентной зоне кремния все 8/У состояний оказываются занятыми. [c.310]

Представление о Г. а. о. используется для изучения закономерностей изменения электронной плотности молекулы вблизи к.-л. атомного ядра в зависимости от его окружения, т.е. позволяет установить связь между электронным строением молекулы и ее структурой. При этом возможны разл. подходы к анализу этой связи. Если известно геом. расположение атомных ядер, расчет волновой ф-цнн молекулы можио свести к изучению парных взаимод. соседних атомов (см. Валентных связей метод. Молекулярных орбиталей методы). Для такого расчета выбирают одну из возможных систем ГО и располагают ее в пространстве так, чтобы обеспечить макс. перекрывание отдельных пар ГО разных атомов. Другой подход применяется в неэмпирических методах квантовой химии, в к-рых все взаимод. атомов в молекуле учитываются одновременно и волновая [c.545]

Таким образом, общая концентрация ионов У + и характер структуры окисной системы определяют ее электронные свойства. Часто коллективные электронные свойства таких полупроводниковых систем являются отражением изменения структуры. и валентного состояния отдельных ионов — активных центро1в катализа и адсорбции. Существование максимума активности для образцов оо структурой бронз показывает, что для каталитических процессов особое значение имеет образование активных центров из парных ионов У" +. [c.203]

Нейтральные молекулы имеют в основном состоянии пулевой спин. Простейшей моделью системы с замкнутой электронпой оболочкой является атом Не. Первый расчет энергии системы из трех атомов был выполнен Розеном [40]. Рассматривалось взаимодействие трех атомов Ие в основных состояниях. Полная волновая функция бралась антисимметричной по всем электронам. Расчет проводился методом валентных связей, ио без учета возбужденных состояний атомов Ие. Поэтому энергия системы находилась как диагональный матричный элемент гамильтоииана на детерминанте из волновых функций трех атомов Не. Возникающая в этой задаче неаддитивность обусловлена только эффектом обмена электронов, так как поляризационные взаимодействия не учитывались. Отношение энергии тройных взаимодействий к энергии парных поэтому экспоненциально убывает с расстоянием и имеет разный знак для рассмотренных Розеном треугольной и линейной конформаций. Согласно [4С)], при ЛZ SaQ для равностороннего треугольника [c.203]

И ЛОДЖИИ СВЯЗИ с величиной РгСЙ) =0,90. Вариальная разделяющая поверхность в этом случае приводит к фрагментам со средними заселенностями, отличающимися на 0,26е от парной заселенности. Следовательно, Р2 0.) уменьшается от 0,90 (в случае наилучшей сферической лоджии) до 0,7 . Это уменьшение вероятности ведет к увеличению 1 Р, й) и А Я, О) для вириальных фрагментов. В таком переходном случае вириальное разбиение описывает (Ве)-фрагмент как совокупность остова и валентной плотности ( 0,26е-), связанный с (Н)-фрагментом, несущим полный заряд —0,74 эл.-ст. ед. Теория лоджий описывает эту систему как совокупность двукратно занятой остовной лоджии на атоме бериллия и лоджии электронной пары связи, в основном центрированной на атоме водорода, но окружающей лоджию остова бериллия. [c.37]

Видно, что парные электроны кислорода из-за отсутствия й-ор-биталей возбудить нельзя. Два его одиночных электрона настолько прочно связаны с ядром, что оттянуть их невозможно. Поэтому кислород проявляет обычно степень окисления —2 и в отличие от аналогов проявляет только окислительные свойства . Парные электроны остальных элементов группы поддаются возбуждению, и валентность их можно повысить до 4 и 6. В соединениях с кислородом и галогенами степень их окисления обычно +4 и -V6. В соединениях с более электроположительными элементами, чем они сами, степень их окисления —2. [c.103]

У скандия, иттрия и лантана наружный уровень в нормальном состоянии соответственно 4s -, 5s - и Gs . При возбуждении один из парных s-электронов наружного уровня перейдет на свободную -орбиталь преднаружного уровня. В результате образуются три одиночных (два d и один s) электрона, которые и будут являться валентными. [c.238]

В табл. 19 видно, что наружный энергетический уровень электронной оболочки атомов рассматриваемых алементов в нормальном состоянии одинаков — два -электрона. При возбуждении один из парных -электронов наружного, уровня перейдет на свободную й(-орбиталь преднаружного уровня. В результате образуются четыре одиночных электрона (три й и один ), которые и примут участие в образовании химических связей. Следовательно, максимальная валентность элементов в возбужденном состоянии может быть 4. Таким образом, в соединениях степень их окисления выражается окислительными числами +2, 4-3, +4. [c.244]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология