Электроны внешние s d и Электроны

Как оценить величины зарядов Электроны заполненных уровней заслоняют электроны внешнего уровня от ядра. Допустим, у нас есть атом, в котором полностью заполнены уровни 1 и 2. На внешнем третьем уровне 2 электрона. Всего 2+8+2=12 электронов. Заряд ядра +12. При этом часть этого заряда расходуется на притяжение 2-х заполненных уровней. Добавим еще один протон и еще один электрон. Заряд ядра станет +13. Однако та часть этого заряда, которая расходуется на притяжение 2-х заполненных уровней, остается прежней. Значит, увеличивается доля заряда, который удерживает электроны внешнего уровня. Чем больше электронов на заполненных уровнях, тем больший положительный заряд удерживает электроны внешнего уровня. Значит, чем больше электронов на внешнем уровне, тем сильнее они [c.49]

Естественно, что фундаментальный закон химии, открытый Д. И. Менделеевым, — периодический закон—должен найти себе объяснение в закономерности строения атоМов, вскрываемой квантовой механикой. Периодичность в изменении химических свойств элементов при возрастании заряда ядра определяется периодическим повторением у определенных атомов строения внешних электронных оболочек. Легко заметить, что число электронов в последовательности от 5 до ближайшей конфигурации (первый период) или (остальные периоды) равно 2, 8, 8, 18, 32 (табл. 3), т. е. совпадает с числом элементов в периодах системы Д. И. Менделеева и объясняет, почему именно столько элементов содержится в данном периоде. Период начинается элементом, у которого впервые в системе возникает новый квантовый слой, содержащий один л-электрон (щелочной металл), и оканчивается элементом, у которого впервые в этом квантовом слое достраивается шестью электронами -подоболочка (благородные газы). Очевидно, что номер периода )авен главному квантовому числу электронов внешнего слоя. Например, атом натрия, открывающий третий период, и атом аргона, заканчивающий его, имеют конфигурации К 13л и К соответст- [c.60]

Поляризуемость является мерой тех изменений, которые происходят во внешних электронных орбитах, если атом или ион подвергаются действию внешнего электрического поля. Законы, которым подчинена поляризуемость ионов, были выведены Фаянсом с сотрудниками [681. Из этих законов можно сделать следующие заключения. При структуре внешнего электронного слоя, близкой како-му-либо благородному газу, анионы более поляризуемы, чем катионы. Так, для ионов, которые в периодической системе являются соседями неона и аргона, поляризуемость снижается в следующем порядке [c.66]

Атомы водорода и углерода связаны в одну частицу, валентность водорода равна единице, а углерода — четырем. Два атома углерода соединены между собой связью углерод — углерод (С—С). Способность углерода образовывать С—С-связь понятна исходя из химических свойств углерода. На внешнем электронном слое у атома углерода четыре электрона, способность отдавать эти электроны такая же, как и присоединять недостающие. Поэтому углерод чаще всего образует соединения с ковалентной связью, т. е. за счет образования обобществляемых электронных пар с другими атомами, в том числе и атомов углерода друг с другом. Это одна из причин многообразия органических соединений. [c.289]

Свойства ионных соединений во многом определяются взаимной поляризацией входящих в их состав ионов. Поляризация иона выражается в относительном смещении ядра и окружающих его электронов внешней электронной оболочки под действием электрического поля соседнего иона при этом валентные электроны смещаются в сторону катионов. Подобная деформация электронной оболочки ведет к понижению степени ионности связи и к превращению ее в полярную ковалентную связь. [c.67]

В этом случае образование молекул окиси магния объясняется следующим образом. Как видно из схемы на рис. 1, атом магния во внешнем электронном слое имеет 2 электрона, а в следующем слое 8 электронов. Отдавая атому кислорода 2 электрона, он превращается в ион, несущий 2 положительных заряда и имеющий устойчивый 8-электронный слой. Во внешнем электронном слое атома кислорода имеется 6 электронов (рис. 1). В результате присоединения к внешнему электронному слою атома кислорода 2 электронов он превращается в ион, несущий 2 отрицательных заряда и имеющий устойчивый 8-электронный слой. Образовавшиеся таким образом ионы магния и кислорода притягиваются друг к другу и образуют электронейтральную, но полярную молекулу. Этот процесс можно изобразить следующими уравнениями [c.10]

Для того чтобы обобществленные электроны оставались на внешних электронных оболочках атомов, эти атомы должны оставаться в контакте друг с другом. Чтобы оторвать один такой атом от другого, необходима значительная энергия. Каждый атом, который образует химическое соединение в результате обобществления пары электронов, обладает валентностью 1. Этот тип валентности получил наименование ковалентность. [c.160]

Во внешнем электронном слое атомы щелочных металлов имеют по одному электрону. Во втором снаружи электронном слое у атома лития содержатся два электрона, а у атомов остальных щелочных металлов — по восемь электронов. Имея во внешнем электронном слое только по одному электрону, находящемуся на сравнительно большом удалении от ядра, атомы этих элементов довольно легко отдают этот электрон, т. е. характеризуются низкой энергией ионизации (см. табл. 30). Образующиеся при этом [c.561]

Остановимся на реакционной способности металлов, которую вы только что исследовали. Главное различие между металлами и неметаллами в том, что атомы металлов легче теряют электроны внешних электронных оболочек. При определенных условиях эти внешние электроны могут переходить на другие атомы или ионы. В лабораторной работе, например, каждый атом магния (Mg) передал два электрона положительно заряженному иону цинка (2п2+) [c.131]

Таким образом, на примере группы галогенов мы можем сделать следующий важный вывод общность в свойствах элементов одной группы обусловлена одинаковым строением внешней электронной оболочки атомов элементов этой группы, а закономерное изменение свойств (ослабление неметаллических и усиление металлических) при переходе от легких элементов группы к тяжелым вызывается увеличением чист электронных оболочек и ослаблением связи внешних электронов с ядром при возрастании размеров атомов. [c.62]

Подсчитаем в стабильных карбонилах внешние электроны атома металла и донорные электроны лигандов. При этом для металла п-го периода будем учитывать -электроны (п—1)-го и 5-электроны п-го уровня, молекулу СО будем считать донором двух электронов. Атомы V, Сг, Мп, Ре, Со и N1 представляют 5, 6, 7, 8, 9 и 10 электронов соответственно, так как имеют конфигурации от 3 45 до Зй 45 . Для Сг, Ре и N1 известны стабильные одноядерные карбонилы с шестью, пятью и четырьмя молекулами СО соответственно Сг(СО)б, Ре(С0)5 и N (00)4, т. е. число внешних электронов равно 18. Это один из примеров выполнимости валентного правила, известного под названием правила 18 электронов или правила эффективного атомного номера (ЭАН). Оно гласит, что каждый элемент стремится дополнить свою внешнюю электронную оболочку до конфигурации ближайшего следующего за ним инертного атома, т. е. при том способе подсчета, который описан выше, переходные катионы должны накапливать вокруг себя 18 электронов. [c.96]

Электрический ток передается в металлах движением электронов, образующих электронный газ. При отсутствии внешнего электрического поля электроны движутся во всех направлениях, и это движение электронов проводимости носит неупорядоченный характер. Под влиянием же разности потенциалов, приложенной к металлу извне, появляется направленное движение электронов. Движение электронов и осуществляет передачу электричества. Чем слабее электроны связаны с атомами, тем больше будет электропроводность металла. [c.10]

Число связей, образуемых данным атомом с другими атомами, равно числу неспаренных электронов внешней электронной оболочки в основном или в возбужденном состоянии. [c.56]

Несмотря на наличие двух неспаренных электронов, кратность связи в молекуле кислорода равна двум, так как на его связывающих орбиталях находится восемь, а на разрыхляющих — всего четыре электрона внешнего электронного слоя. Спаривание электронов, т. е. попадание двух электронов на одну орбиталь, отнюдь не является причиной образования связи — оно лишь следствие стремления электронов занять максимальное число мест на связывающих орбиталях. В случае молекул О2 и Са в соответствии с правилом Хунда наличие двух неспаренных электронов на двух эквивалентных орбиталях энергетически более выгодно, чем наличие двух спаренных электронов на одной из этих орбиталей. Так как самый высокий по энергии заполненный энергетический уровень в О г соответствует разрыхляющей орбитали, то удаление одного электрона приводит к увеличению кратности связи, она становится равной 2,5. Связь в ионе несколько прочнее, чем в молекуле О 2. Наоборот, связь в ионе О2 слабее, чем в О2, так как при образовании такой частицы еще один электрон вынужден занять разрыхляющую орбиталь 2ру,г- [c.64]

Атомы в молекуле удерживаются силами химических связей. Образование химической связи происходит в результате взаимодействия электронов внешних электронных оболочек атомов. [c.10]

Как свободные атомы металлов, так и образуемые ими кристаллические структуры характеризуются относительной непрочностью связи валентных электронов внешних электронных оболочек с ядрами атомов и узлами кристаллических решеток. В силу этого наиболее существенным химическим свойством свободных металлов является их отчетливо выраженная восстановительная способность. Многие другие химические свойства металлов и их соединений также объясняются относительной легкостью отдачи своих электронов атомами металлов. Сопоставим важнейшие свойства металлов и неметаллов в виде следующей схемы [c.111]

Итак, вдоль каждого периода радиусы атомов в целом уменьшаются, а заряд ядра увеличивается. В то же время главное квантовое число электронов внешней электронной оболочки остается постоянным. В результате энергия ионизации и сродство к электрону в этом направлении увеличиваются. Поэтому восстановительная активность атомов вдоль по периоду уменьшается, а окислительная [c.84]

В соответствии с местом, которое углерод занимает в периодической системе, во внешней электронной оболочке его атома имеются четыре электрона. Он не проявляет выраженной склонности отдавать или присоединять электроны, занимает в этом отношении промежуточное положение между металлами и неметаллами и образует ковалентные связи. Структура внешней электронной оболочки атома углерода может быть представлена следуюш 1ми схемами [c.551]

Формирование периода, таким образом, происходит в результате последовательного заполнения электронами внешнего электронного слоя. Начинается период элементом, в атоме которого появляется 5-электрон. Периоды оканчиваются элементами, атомы которых имеют на внешней электронной оболочке 8 электронов — 5 / -электроны. Щелочные металлы начинают периоды, благородные газы их заканчивают. Электронные оболочки атомов благородных газов служат основой построения электронной оболочки атомов следующего периода. Так, [c.79]

Несмотря на наличие двух неспаренных электронов, кратность связи в молекуле кислорода равна двум, так как на его связывающих орбиталях находится восемь, а на разрыхляющих — всего четыре электрона внешнего электронного слоя. Спаривание электронов, т. е. попадание двух электронов на одну орбиталь, отнюдь не является причиной образования связи — оно лишь следствие того, что электроны занимают максимальное число мест на связывающих орбиталях. В случае молекул О2 и С2 в соответствии с правилом Хунда наличие двух неспаренных электронов на двух эквивалентных орбиталях соответствует более низкой энергии, чем при наличии двух спаренных электронов на одной из этих орбиталей (т. е. такое состояние энергетически более выгодно). Так как самый высокий по энергии заполненный энергетический уровень в молекуле [c.71]

В процессе образования кристалла происходит перекрывание внешних электронных облаков атомов по аналогии с образованием химической связи в молекулах. В соответствии с методом МО при взаимодействии двух атомных электронных орбиталей образуются две молекулярные орбиТали связывающая и разрыхляющая. При одновременном взаимодействии N микрочастиц образуется N молекулярных орбиталей. Величина N в кристаллах может достигать огромных величин (порядка 10 ). Поэтому и число электронных орбиталей в твердом теле чрезвычайно велико. При этом разность между энергиями соседних орбиталей будет ничтожно мала. Так, в кристалле натрия разность энергетических уровней двух соседних орбиталей имеет порядок 10 Дж. Таким образом, в кристалле металла образуется энергетическая зона с почти непрерывным распределением энергии, называемая зоной проводимости. Каждая орбиталь в этой зоне охватывает кристалл по всем его трем измерениям. Заполнение орбиталей зоны проводимости электронами происходит в соответствии с положениями квантовой механики. Так, из условий минимума энергии электроны будут последовательно заполнять все орбитали, начиная с наинизшей, причем на каждой орбитали в соответствии с запретом Паули может располагаться лишь два электрона с антипараллельными спинами. С повышением температуры за счет теплового возбуждения электроны будут последовательно перемещаться на более высокие энергетические уровни, передавая тепловую энергию с одного конца кристалла на другой и обеспечивая таким образом его теплопроводность. [c.82]

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]

Оценочные расчеты показывают, однако, что если количество электронов на d-AO невелико (1—3 электрона), нарушения сферической симметрии незначительны. Поскольку во внешних электронных оболочках координационных соединений нет неподеленных электронных пар, тс геометрическое строение их молекул или координационных узлов в кристаллических структурах типа АХп весьма точно отвечает требуемой правилами теории ОЭПВО взаимной ориентации п связывающих электронных пар (см. табл. 19). [c.166]

Одинаковое строение внешнего электронного слоя обусловливает большое сходство в их химических свойствах. Химическая активность галогенов убывает при ine-реходе от фтора к иоду. Это связано с увеличением эффективного радиуса их атомов и уменьшением сродства к электрону по мере возрастания атомного номера галогена. С водородом они образуют соединения HHal, водные растворы которых — кислоты. Соли их называют — галиды. Анионы галогеноводородных кислот НС1, НВг, HI — сильные восстановители. Их активность увеличивается с ростом эффективного радиуса иона галогена, т. е. от 1 к I . [c.85]

Примечание I. У атомов подгруппы меди, так же как и у атомов щелочных металлов, во внешнем слое по одному 5-электрону. Однако первые по своим физикохимическим свойствам совершенно не похожи на вторые. Это различие объясняется тем, что соседние с внешним электронные уровни содержат различное число электронов—18 и 8. В атомах подгруппы меди только что сформировавшийся -подуровень не является вполне стабильным и из него, помимо внешнего электрона, могут вырываться 1 или 2 электрона, повышая валентность от 1 до 2 и 3. [c.84]

Медь, серебро и золото составляют 1В подгруппу электронных аналогов -элементов. На внешнем электронном слое их атомы имеют по одному з-электрону и в этом отношении напоминают атомы элементов 1 А-подгруппы литий — франций. Но если у последних в слое, соседнем с внешним, содержатся 8 электронов (у лития — 2), то в атомах элементов подгруппы медь — золото — 18 электронов. Последние распределяются по подуровням так т. е. у них полностью заполнен -подуровень. Поэтому они [c.394]

Энергия связи внешнего электрона с ядром в многоэлектронных атомах понижается вследствие экранирующего действия других электронов. Фактически внешний электрон ведет себя так, как будто заряд ядра меньше истинного. Так, например, энергия, необходимая для отрыва внешнего 25-электрона от атома лития (энергия ионизации), составляет 5,39 эВ если рассчитать, какому заряду ядра отвечает эта энергия, то окажется, что заряд равен всего 1,26. Обозначим поправку на экранирование 5. [c.81]

Пример 1. Объясните на основе строения атомов, у какого из элементов I группы — лития или калия — сильнее выражены металлические свойства. Расположение электронов по уровням в атомах этих элементов можно представить так — 2.1 и К—2.8.8.1 или и 15 25 2/з Зз Зр 4з . Отсюда видно, что у атома калия внешний электрон находится дальше от ядра, чем у лития (у него больше радиус атома), и, следовательно, легче отрывается. Поскольку металлические свойства обусловливаются способностью отдавать электроны, они сильнее выражены у калия. [c.33]

Как показывает эта схема, одна нз орбиталей внешнего электронного слоя гома углерода остается незанятой электронами, так что этог атом может быть цептором электронной пары. Атом же кислорода сохраняет на одной из р-ор-италей неподеленную электронную пару и обладает, следовательно, электроно-онориыми свойствами. В результате образуется еще одна ковалентная связь — онорно-акцепторная [c.443]

Третья группа. Для элементов подгруппы бора (за исключением таллия) характерна степень окисления +3. Последней соответствуют соединения Э(ОН)з. Происходит дальнейшее ослабление (от I группы к И, от И к П1) основных свойств. Если LiOH—основание, а Ве(0Н)2 — амфотерное соединение, то В(ОН)з —кислота. Таким.образом, при переходе к третьей группе мы впервые встречаемся с элементом, образуюш,им кислоту (этим бор отличается и от всех элементов И1 группы), и с иэополикислотами, которые также характерны для бора. В соответствии с увеличением радиусов ионов элементов ВН ряду А1(0Н)з —Т1(ОН)д происходит усиление основных свойств. Если 6а(ОН)з отличается практически одинаковой степенью диссоциации с отщеплением ионов 0Н и Н+, то у 1п(0Н)з несколько преобладают основные свойства, а у Т1(0Н)з амфотерные свойства выражены очень слабо. Обращает на себя внимание очень медленное усиление основных свойств в этом ряду соединений. Это объясняется тем, что если атомы элементов третьей главной подгруппы являются электронными аналогами (их внешний электронный слой имеет строение s p), то ионы В + и А1 + сильно отличаются от Ga +, и ТР+. Первые имеют наружные оболочки атомов благородных газов, а вторые — 18-электронные оболочки, содержащие 10 d-электронов. Вследствие этого увеличение радиусов ионов после алюминия становится менее значительным, что и приводит к медленному усилению основного характера соединений. Здесь, так же как и в предыдущей группе, наблюдается диагональное сходство амфотерные гидроксиды А и Ве близки по свойствам. [c.91]

Атом углерода (аюмный номер 6) содержит шесть электронов, два - во внутренней оболочке и четыре - во внешней. Для заполнения внешнего электронного уровня требуется четыре дополнительных электрона. Это достигается путем образования ковалентной связи. Рассмотрим самый простой углеводород метан В его молекуле каждый атом водорода отдает в совместное с атомом углерода пользование свой единственный электрон. Это можно представить следующим образом [c.187]

Конфигурация внешних электронных оболочек атомов в основном состоянии Ое 5п 4сг °55 р2, РЬ 4/ 5t " 6.s p , Прояв ляемая данными элементами высшая степень окисления +4 отве чает участию в образовании связей всех электронов внешнего слоя. Основной характер оксидов и гидроксидов усиливается с ростом радиусов ионов Э + из оксидов данных элементов наиболее кислотный СеОг, а наиболее основной РЬО. Соединения ЭГ4 похожи на галогениды неметаллов, а ЭГз, особенно РЬГз, — соли. [c.381]

Конфигурация внешних электронных оболочек нейтрального атома азота 2з р . Атом имеет три неспаренных электрона (рис. 3.42) и может образовать три ковалентные связи. В результате допорно-акцепторного взаимодействия атом азота может приобретать положительный или отрицательный заряд. В ионе имеется четыре неспареиных электрона в этом состоянии азот четырехвалентен. Ион Ы- имеет два неспареиных электрона и может образовать только две ковалентные связи. Указанные состояния различаются также числом иеподеленных электронных пар у № одна, у М+ их ист, а Ы- имеет две. [c.394]

Энергия движения электронов значительно больше энергии колебания, а тем более энергии вращения > вр). поэтому для изменения электронной энергии, т. е. возбуждения внешних электронов (поглощение в видимой и УФ областях), требуется гораздо больше энергии, чем для изменения колебательной энергии (поглощение в ИК области). Поэтому при облучепии ультрафиолетовым светом меняются все три вида энергии молекулы. Однако электронные переходы происходят настолько быстро (10 — с) по сравнению с колебательными (период колебания ядер составляет 10 — 10" с), что за это время ядра остаются фиксированными в пространстве (принцип Франка — Кондона). [c.124]

В кристалле какого-нибудь щелочного элемента, например калия, атомные орбитали внутренних электронных оболочек практически не перекрываются. Можно считать, что в этом случае непрерывная энергетическая зона создается только за счет орбиталей внешней электронной оболочки и заполняется электронами этой оболочки. В кристалле, содержащем N атомов, из исходных й-АО внешней электронной оболочки образуется энергетическая зона, содержащая N уровней. В этой зоне размещаются N внешних 5-электронов атомов щелочного элемента, которые занимают N/2 энергетических уровней (по 2 на каждом уровне). Совокупность этих занятых валентными электронами уровней называется валентной зоной. В рассматриваемом случае валентная зона занимает лишь половину имеюшлхся энергетических уровней. Остальные уровни остаются незаполненными, образуя зону проводимости (рис. 4.44). [c.149]

Общая характеристика. Внешняя электронная конфигурация атомов лантаноидов может быть представлена формулой 4/"5s 5p 5d 6s где п изменяется от О до 14, а т может принимать только два значения О и 1-. Для описания электронной конфигурации лантаноида достаточно указать лишь число 4/- и 5 -электронов, число же остальных электронов остается без изменения. Электронные подуровни 4/ и Ьё, довольно близки гю энергии и при известных условиях может происходить взаимный переход электронов. Основная степень окисления +3 в редкоземельном ряду осуществляется за счет двух электронов б5, одного 5й для 0с1 и Ьи и одного 4/-элект-рона для остальных лантаноидов. Значительно реже некоторые из них могут проявлять степени окисления +2 и +4. При этом наблюдается внутренняя периодичность в изменении степеней окисления (см. 4.4). В целом у атомов лантаноидов с увеличением порядкового номера проявляется общая тенденция, состоящая в замене конфигураций типа 4/ 5d конфигурациями типа 4/ 5й . Для последних членов ряда лантаноидов большая прочность связи 4/- по сравнению с 5й -эл8ктронами проявляется особенно отчетливо. У ионизированных атомов тенденция эта проявляется сильнее, чем у нейтральных атомов. Все лантаноиды образуют устойчивые ионы Э " , однако шесть из них могут проявлять и другие степени окисления +4 (Се, Рг, ТЬ) и +2 (5т, Ей, УЬ). Электронные конфигурации ионов можно представить общей формулой 4/"55 5р . Электроны 5s 5/7 экранируют 4/-электроны от влияния внешних полей, поэтому поведение ионов лантаноидов во многих отношениях напоминает поведение других ионов с внешней оболочкой благородных газов. [c.358]

Строение внешних электронных оболочек атомов Си 3заполнению электронами /-орбиталей. Благодаря наличию одного -электрона во внешнем слое для этих элементов характерна степень окислшия - I. [c.553]

Рассмотрим еще один пример. В четвертом периоде при переходе от К к Си и от Са к 2п происходит возрастание первой энергии ионизации соответственно на 3,4 и 3,3 эВ. Это связано с проникновением 4 -и 4 -электронов под все более заполняемый экран З -электронов и, как следствие, с ростом эффективного заряда ядра, притягивающего внешние электроны. Аналогиуная картина наблюдается и в пятом периоде. В шестом периоде переход от Сз к Аи и от Ва к Hg сопровождается значительно большим возрастанием /1 (соответственно на 5,33 и 5,22 эВ), что объясняется проникновением 6 - и 6 -электронов под двойной экран 5(1- и 4/-электронов — возникает дополнительное /-упрочнение. Поэтому элементы, стоящие за лантаноидами, обладают особенно высокими энергиями ионизации. Упрочнение связи -электронов, вызванное проникновением под - и /-орбитали, создает осно- [c.77]

Валентными электронами у них, помимо электронов внешнего электронного уровня, являются еще 4—5 электронов соседнего с внешним (незаполненного ) уровня ( -электроны). Поэтому для всех этих элементов высшая степень окисления равна +6, причем для молибдена и вольфрама это состояние является наиболее устойчивым. Вместе с тем каждый из этих элементов образует и соединения, отвечающие другим степеням окисления. Хром проявляет в них степень окисления, равную трем и двум (эти соединения рассматриваются дальше), а молибден и вольфрам — степень окисления, равную четырем (М0О2, WOг). [c.141]

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]

Как известно из курса неорганической химии, согласно электростатической теории валентности (Коссель, 1916 Льюис, Лангмюр), химическая связь между атомами осуществляется путем взаимодействия электронов внешних электронных слоев аюшов — валентных электронов. В результате у атомов, образовавших молекулу, создаются устойчивые внешние электронные слои, подобные внешним слоям инертных газов. При этом возможно образование ряда типов химической связи атомов, из которых наиболее важны электро-валентная, или ионная, связь и ковалентная связь, разновидностью последней является координационная связь. [c.25]