Электроны внешних уровней

Элементы проявляют различную валентность и степень окисления, так как в химических процессах у ни. участвуют не только электроны внешнего слоя, располол<енные на подуровне пз , или, значительно реже, /г , но и часть электронов -подуровня. Поэтому, как правило, общее число валентных электронов наружного и соседнего с наружным слоем равно номеру группы. Так, иапример, в подгруппе скандия в возбужденном состоянии валентными электронами являются не только 2 электрона внешнего уровня. (на -подуровне), но и 1 электрон, расположенный на -подуровне предпоследнего уровня (табл. 12). В химических реак- [c.82]

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]

В многоэлектронных атомах каждый электрон не только притягивается ядром, но и испытывает отталкивание от всех остальных электронов в соответствии с законом Кулона, вследствие чего все волновые функции взаимозависимы. Точное решение уравнения Шредингера для многоэлектронных атомов неизвестно. Существует ряд приближенных методов расчета, при которых предполагается, что волновую функцию многоэлектронного атома можно представить как произведение волновых функций отдельных электронов. В многоэлектронном атоме внутренние электронные уровни экранируют (заслоняют) электроны, расположенные на внешних энергетических уровнях, от действия ядерного заряда. Поэтому притяжение электронов внешнего уровня к ядру меньше энергии притяжения электронов внутренних уровней. [c.19]

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]

Помимо рассмотренного механизма образования ковалентной связи, согласно которому общая электронная пара возникает при взаимодействии двух электронов, существует также особый донорно-акцеп-торный механизм. Он заключается в том, что ковалентная связь образуется в результате перехода уже существующей электронной пары донора (поставщика электронов) в общее пользование донора и акцептора. Донорно-акцепторный механизм хорошо иллюстрируется схемой образования иона аммония (точками обозначены электроны внешнего уровня атома азота) [c.35]

Интересно отметить, что сродство к электрону у Си, Ag и Аи значительно больше не только сродства к электрону s-элементов I группы, но даже кислорода и серы. Этот факт обязан эффекту проникновения s-электронов внешнего уровня к ядру. [c.620]

Радиусы атомов щелочных металлов (табл. 23) монотонно возрастают, потенциалы ионизации убывают в направлении Ы Рг. Большие радиусы атомов, низкие ионизационные потенциалы свидетельствуют о слабой связи с ядром единственного -электрона внешнего уровня атома элемента. Этим обусловлена резко выраженная восстановительная активность всех щелочных металлов. Степень окисления щелочных металлов во всех соединениях +1. Щелочные металлы непосредственно соединяются с кислородом, галогенами, серой, водородом, водой и др. В природе они встречаются главным образом в виде солей хлоридов, сульфидов, карбонатов, нитратов. [c.227]

Энергию, которую необходимо затратить, чтобы удалить один электрон внешнего уровня на бесконечно далекое расстояние от ядра, называют энергией ионизации. [c.48]

Как попытаться оценить прочность связи между ядром и электроном внешнего уровня, а значит, и энергию ионизации В самом первом, очень 1 рубом приближении можно рассмотреть силу притяжения электрона ядром как чисто электростатическую (т. е. [c.48]

При увеличении номера энергетического уровня увеличивается среднее расстояние между ядром и электронами, относящимися к этому уровню. Причем при переходе к уровнями с большими номерами, увеличение расстояния становится все менее значительным. Поэтому с увеличением числа заполненных уровней увеличивается радиус атома. В нашем случае расстояние между зарядами по порядку величины совпадает с радиусом атома, поскольку мы рассматриваем электроны внешнего уровня. Отсюда непосредственно следует, что чем больше радиус атома, тем слабее удерживаются электроны внешнего уровня. Тем меньше энергии требуется затратить для отрыва электрона. А поскольку номер периода отражает номер внешнего уровня, то [c.49]

Валентность. В учении о химической связи широко используют очень важное понятие о валентности элементов. Способность атома к образованию химических связей называют валентностью элемента. Количественной мерой валентности принято считать число разных атомов в молекуле, с которыми данный атом образует связи. Согласно методу ВС валентность элементов определяется числом содержащихся в атоме неспаренных электронов. Для з- и р-электронов — это электроны внешнего уровня, для -элементов — внешнего и предвнешнего уровней. [c.44]

Внутри периода для элементов главных подгрупп с увеличением номера группы (а значит, и порядкового номера) притяжение электронов внешнего уровня к ядру усиливается. Энергия ионизации возрастает. [c.50]

Следует отметить, что эта тенденция также ослабевает при увеличении номера периода. Это связано с грубостью нашей оценки величин действующих зарядов, т. к. реально электроны внешнего уровня взаимодействуют не только с ядром, но и с другими электронами и с увеличением общего числа электронов это взаимодействие становится все более важным. [c.50]

Электроны внешнего уровня ns np у атомов этих элементов распределены так [c.337]

У этих элементов пополняется электронами р-подуровень внешнего квантового уровня. Валентными у р-элементов являются только электроны внешнего уровня. Б зависимости от подгруппы и количества электронов на s- и р-подуровне валентность и степень окисления у них могут быть различными [c.103]

У -элементов в первую очередь отрываются электроны внешнего уровня, затем электроны соседнего с внешним уровня, пока в нем не останется восемь электронов. [c.113]

У /-элементов (лантаноиды и актиноиды) в первую очередь отрываются электроны внешнего уровня, затем соседнего с внешним и, наконец, третьего, считая от внешнего уровня. Лантаноиды, как правило, образуют трехразрядные ионы. Кроме того. Се, Рг, N(1 и ТЬ в некоторых соединениях образуют четырехзарядные, а Зт, Ей и 0(1 — двухзарядные ионы. [c.113]

Углерод и кремний — элементы IVA группы периодической системы Д. И. Менделеева. На внешнем энергетическом уровне атомов этих элементов находится четыре электрона из которых только 2/)-электрона непарные. При поглощении незначительного количества энергии атомы этих элементов переходят в возбужденное состояние, причем один из s-электронов перемещается на подуровень р и электронная конфигурация наружного энергетического уровня становится sp . В этом состоянии все электроны внешнего уровня непарные. Поэтому углерод и кремний образуют соединения, в которых им свойственны степени окисления как +4, так и —4. Размеры атомов углерода и кремния соответственно меньше, чем атомов бора и алюминия. В результате этого энергия ионизации атомов этих элементов высока. Сродство к электрону у них — величина небольшая. Поэтому у этих элементов слабо выражены как способность к потере, так и к присоединению электронов. Многочисленные соединения углерода и кремния образованы при помощи ковалентных связей. Таким образом, углерод и кремний являются неметаллами. [c.203]

Кроме электронов внешнего уровня валентными могут быть неспаренные -электроны предвнешнего уровня, и валентность атома железа с учетом -электронов может быть равна 3, 4, 5 и максимально 6. [c.39]

Сероводород является аналогом воды. Его электронная формула показывает, что в образовании связей участвуют два />-электрона внешнего уровня атома серы. Молекула НтЗ имеет угловую форму, поэтому она полярна. [c.203]

В невозбужденном состоянии элементы этой подгруппы проявляют валентность, равную 2. При переходе в возбужденное состояние, сопровождающееся переходом одного из 5-электронов внешнего уровня на свободную орбиталь р-подуровня того же уровня, все электроны наружного слоя становятся неспаренными и валентность при этом возрастает до 4. Например [c.236]

S, селен Se, теллур Те и полоний Ро. Кислород и сера — неметаллы, причем кислород по своей электроотрицательности стоит на втором месте после фтора полоний — металл серебристобелого цвета, напоминающий по физическим свойствам свинец, а по электрохимическим — благородные металлы селен и теллур, занимающие промежуточное положение, являются полупроводниками. На внешнем уровне атомов этих элементов содержится по шесть электронов ns np. атомах электронов Se, Те и Ро электроны внешнего уровня экранируются от ядра десятью -электронами предвнешнего уровня, что ослабляет их связь с ядром и способствует проявлению металлических черт в характере этих элементов. [c.229]

Отсюда следует, что хром может проявлять переменную степень окисления от +1 до +6. Но наиболее устойчивы соединения хрома со степенями окисления +2, +3, +6. Таким образом, в образовании химических связей участвует не только электрон внешнего уровня, но и пять электронов -подуровня второго снаружи уровня. [c.196]

Из схемы вытекает, что в образовании химических связей у мар-, ганца участвуют не только электроны внешнего уровня, но и пятЫ электронов -подуровня второго снаружи уровня. Он проявляет переменную степень окисления от +2 до +7. Наиболее характерные пз них +2, +3, +4 и +7. [c.203]

Хлорид—ион также при соответствующих условиях может отдавать от 1 до 8 электронов, т, е, до полной утраты электронов внешнего уровня. В последнем варианте он будет иметь высшее значение оч, равное 7 [c.11]

Рассмотрим возникновение а-и л-связей на примере образования двухатомных молекул элементов второго периода, так как образование молекулы водорода и невозможность образования молекул гелия мы уже рассмотрели. Количество ковалентных связей, возникающих между одинаковыми атомами, определяется числом непарных электронов, находящихся на орбиталях атома, или суммарным спиновым моментом всех электронов внешнего уровня атома (правило Гунда). [c.76]

Координационное число атомной решетки должно зависеть от распределения электронов внешнего уровня и количества валентных орбиталей. Это хорошо учитывает правило Юм-Розери, которое можно представить следующим образом [c.103]

Рассмотренное сложное влияние всех факторов на прочность связи внешних электронов с ядром приводит к следующему хотя у переходных элементов (п — 1) -электроны попадаю в атомы после л5-элект-ронов, отрываются они при образовании ионов из атомов не перед их отрывом, а после них. Первыми всегда удаляются из атомов П5-электроны внешнего уровня, затем -электроны из ячеек, в которых находятся пары, и после того одиночные электроны из -ячеек. Например, ионизация атома железа идет следующим образом [c.74]

В аморфных модификациях мышьяка и сурьмы, которые являются полупроводниками, атомы образуют двойные слои, причем каждый атом одного слоя имеет трех соседей во втором слое — по числу ковалентных связей, осуществляемых тремя р-электронами внешнего уровня (рис. 50). Двойные слои образуют очень мелкие беспорядочно расположенные чешуйки, что и придает аморфный характер этим веществам. Расстояние между атомами разных слоев велико (3,75 А в обоих веществах) между этими слоями действуют силы Ван-дер-Ваальса, тогда как между соседними атомами одного двойного слоя расстояния равны 2,5 А у мышьяка, 2,87 А у сурьмы и между ними действуют силы ковалентной связи. Упорядочение двойных слоев, наблюдаемое при переходе аморфных фаз в кристаллические, резко уменьшает расстояние между атомами разных слоев (от 3,75 до 3,15 А у Аз и от 3,75 до 3,37 А у ЗЬ), возникает и возможность перекрывания электронных облаков между ними (металлизация связей). У каждого атома появляются еще три соседа в другом слое, и окружение приближается к октаэдрическому с координационным числом 6. У висмута три первых соседа находятся на расстоянии 3,10 А, а три вторых соседа — на немного большем расстоянии (3,47 А). Металлизация связей [c.133]

Притяжение между электронами внешнего уровня и ядром ослабевает при увеличении радиуса атома. Поэтому внутри группы сверху вниз уменьшается энергия ионизации и уменьшается относительная злектроотрнцательность - способность атома оттягивать на себя электроны при образовании химической связи. [c.53]

При такой кокфк урации все 4 мектрохгл оказываются неспаренными. За счет стиривання всех четырех электронов внешнего уровня атома С может образоваться 4 связи. Энергия, выделяющаяся при этом, с лихвой компенсирует затраты на возбуждение атома [c.73]

В III— VIII группах главных подгрупп расположено 30 р-элементсв и два s-элемента (водород и гелий). В периодах слева направо в атомах р-элементов заполняется электронами р-подуровень от р до р . Валентными являются не только р-электроны, но и s-электроны внешнего уровня атома. Их сумма соответствует номеру группы, в которой расположен элемент, и высшей положительной степени окисления ns p , ns p , ns p , ns p, ns p , ns p . С увеличением числа электронов на внешнем уровне атомов уменьшается восстановительная способность атомов и усиливается их окислительная активность (увеличивается электроотрицательность, сродство к электрону, энергия ионизации элементов). В группах периодической системы сверху вниз у р-элементов заметно усиливаются восстановительные свойства. [c.229]

Ванадий, ниобий и тантал составляют VB группу периодической системы. В невозбужденном состоянии электронные группировки внешних энергетических уровней атомов этих элементов несколько отличаются друг от друга, а именно у атомов ванадия —3d4s , ниобия—4d 5s и тантала —5d 6s . Таким образом, в невозбужденном состоянии электронными аналогами являются только ванадий и тантал. В возбужденном состоянии, когда один из s-электро-нов ванадия и тантала переходит на другой подуровень, и все пять электронов внешних уровней становятся непарными, т. е. валентными, все три элемента являются электронными аналогами. Наличие на внешних электронных уровнях атомов только d- и s-электронов характеризует эти элементы как металлы. По внешнему виду это серые блестящие металлы с высокими температурами плавления и кипения, не изменяющиеся в воздухе. [c.238]

У элементов побочных, или В-подгрупп, идет заполнение электронами -подуровня предвнешнего уровня, и валентными могут быть как электроны внешнего уровня, так и электроны предвнешнего -подуровня (например, у № 23 V Зс1Ч5 ). [c.94]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология