Электроны холостые

Для всех З лементов, кроме элементов подгруппы ЗВ, цинка и кадмия, характерна переменная валентность. У элементов, стоящих в первой половине периодов до подгруппы 7В включительно, максимальная валентность соответствует номеру подгруппы (все -электроны холостые). Во второй половине только для 5 элементов (Ни, Оз, 2п, Сс1 и Hg) осуществляется максимальная валентность, а для 10 элементов она не проявляется или (для элементов подгруппы меди) превышает номер подгруппы. [c.431]

В наружном слое атомов данной подгруппы имеется по семи (5 -р <) электронов, из которых только один электрон холостой. Валентность в нормальном состоянии равна 1. При возбуждении электронов можно увел])чить число холостых электронов, н, тем самым, повысить валентность. Фтор бывает только одновалентен. Бром и астат неизвестны в семивалентном состоянии (предельная валентность равна 5), [c.591]

K диамагнитным lFe( N) l -, [ o( N) -ХОЛОСТЫХ электронов. [c.231]

Напомним, что согласно правилу Гунда в основном состоянии подуровни р, 1, / заполняются так, чтобы на них находилось максимальное число холостых электронов. [c.27]

Для образования связи в таких соединениях атом хлора кроме своего неспаренного электрона использует еще одну неподеленную пару электронов, а атом палладия кроме своих холостых, электронов в возбужденном состоянии — вакантные р- и -орбитали. [c.89]

Правило Гунда. Заполнение ячеек электронами происходит по правилу Гунда, согласно которому в пределах подуровня электроны располагаются сначала каждый в отдельной ячейке (в виде так называемых холостых — валентных электронов), затем, когда все ячейки данного подуровня окажутся занятыми, начинается уплотнение электронов вновь поступающими, т. е. их спаривание . Иначе говоря, электроны в пределах данного подуровня (5, р, d, 1) заполняются таким образом, чтобы суммарный спин был максимальным. Так, если в трех р-ячейках (атом азота) необходимо распределить три электрона, то они будут [c.96]

Для измерения величины поглощения в пламя сначала распыляют раствор, не содержащий определяемого элемента (холостой раствор), и либо усилителем, либо электронной системой регистрации устанавливают значение 100%-иого пропускания или нулевого значения поглощения. После этого в пламя распыляют раствор анализируемой пробы и непосредственно измеряют уменьшение пропускания или значение иоглощения. [c.157]

Два электрона с противоположными спинами, находящимися в одном энергетическом состоянии, называются парными, а одиночные (два последних электрона в атоме серы) — холостыми. В подуровне Зр атома серы находятся четыре электрона, которые могут распределяться по энергетическим группам двояко [c.24]

По теории Льюиса — Лондона валентность атомов определяется числом холостых электронов, за счет которых осуществляется химическая связь между атомами (см. главу Химическая связь ). В зависимости от нормального или возбужденного состояния атома число холостых электронов может быть различным это приводит к неодинаковой [c.86]

У атомов с законченной электронной конфигурацией подуровней (5 , 10 р4 р, рв) холостых электронов, а потому их валентность в нормальном состоянии равна нулю. Это относится к элементам подгрупп 2В, 2А, О и имеющим порядковые номера 70 и 102 (к ним надо причислить 46 Рд, у которого имеет место двойной провал электронов). [c.87]

Так как в р-подуровне все энергетические состояния свободны, то можно перевести один 5-электрон на подуровень р число холостых электронов становится ранным 2 [c.87]

Наружный электронный уровень атомов инертных газов состоит из 8 электронов (4 пары). Холостых электронов у атомов нет, поэтому молекулы одноатомны. [c.100]

Молекулы газообразных веществ — водорода, фтора, хлора, кислорода и азота — состоят из двух атомов. Образование двухатомных молекул происходит за счет образования ковалентных связей, так как атомы этих элементов в наружном уровне имеют холостые электроны. [c.100]

Необходимо отметить, что из ферромагнетиков наибольшим ферромагнетизмом обладает гадолиний, в атоме которого мы имеем один холостой электрон в 5 -подуровне и семь холостых электронов в 4 /-подуровне. [c.101]

Валентность атомов определяется числом холостых электронов в атоме. Причем следует различать атом в нормальном и возбужденном состоянии. Под возбуждением подразумевается перевод электрона с одного подуровня на другой в пределах того же уровня. Возбуждение можно осуществить за счет энергии извне. При химических реакциях возбуждение возможно в том случае, если выделяющаяся при реакции энергия больше энергии, затрачиваемой на возбуждение. Рассмотрим валентность атомов элементов П1 периода от до Ые [c.110]

Гибридизация электронов. В возбужденном состоянии атом углерода имеет четыре холостых электрона разного типа один з- и три р-электрона [c.113]

В нормальном, или основном, состоянии атомы элементов 2А- и 2В-под-групп не имеют холостых электронов и их валентность в этом состоянии равна нулю. При возбуждении состояние 5 - - зр, но два разных электрона [c.113]

При образовании молекулы азота из двух атомов, каждый из которых содержит по три холостых р-электрона, электронные облака последних располагаются вдоль координатных осей пространственной системы координат (рис. 64, в). Связь, возникающая в результате перекрывания электронных облаков, лежащих по оси х, о-связь, а две остальные — л-связи (по осям г/ и 2). [c.115]

У 96 элемента кюрия, в атоме которого имеется семь холостых /-электронов, стабильная валентность, равная 3, аналогична стабильной валентности 64 элемента гадолиния. У последующих элементов валентность 3 доминирует и здесь наблюдается наиболее полная аналогия актиноидов и лантаноидов. Эта аналогия была использована при хроматографическом методе разделения актиноидов, аналогично методу, применяемому для разделения лантаноидов. Аналогия лантаноидов и актиноидов наблюдается при рассмотрении кривых зависимости мольной магнитной восприимчивости растворов солей этих семейств элементов в зависимости от числа /-электронов кривые для ионов обоих семейств расположены симбатно друг другу (рис. 119). [c.288]

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]

Атомы, стоящие в периодах до 7В-подгруппы включительно, имеют только холостые d-электроны, а начиная с атомов подгруппы железа частично парные, а у атомов палладия и подгруппы меди и цинка — все парные. [c.430]

В нормальном состоянии они двухвалентны. При возбуждении атома один из парных -электронов переходит на р-подуровень — все эле ктроны становятся холостыми [c.457]

По числу холостых электронов в нормальном состоянии их валентность 2. У кислорода иной валентности быть не может, так как возбудить электроны из спаренного состояния нельзя (во втором уровне нет d-подуровня). Электроны других атомов от серы до полония можно возбудить, повышая валентность до 4 или 6. [c.554]

Кислород относится к парамагнитным веществам. В жидком состоянии он притягивается к магниту. Это свидетельствует о том, что в молекуле кислорода имеется два холостых электрона. В настоящее время принято считать, что атомы в молекуле кислорода связаны одной ковалентной и двумя трехэлектронными связями [c.557]

За счет четырех холостых электронов идет образование четырех ковалентных связей с ионом О, имеющим по 7 электронов [c.578]

В водородистых соединениях типа H.2R атомы водорода присоединяются к атому К за счет двух холостых р-электронов, облака которых располагаются перпендикулярно друг к другу поэтому молекулы имеют угловую структуру. Угол связи с ростом 2 уменьшается [c.587]

Угол между связями ОН в молекуле воды составляет 104° 27. Угловая форма молекулы воды объясняется тем, что два холостых электрона атома кислорода находятся в р-состоянии и их электронные облака располагаются в направлении координатных осей плоскостной системы. Но угол между связям , ОН возрастает до 104° 27 вследствие отталкивания одноименно заряженных ионов Н (расширение валентного угла). [c.626]

Отсутствие холостых электронов обусловливает невозможность образования соединений за счет ковалентной связи. До последнего времени считалось, что атомы инертных газов не могут вступать в реакции за счет ионной связи, так как обладают очень большим ионизационным потенциалом. [c.633]

В связи с отсутствием холостых электронов у атомов инертных газов, они не могут образовать полиатомных молекул простых веществ. Молекулы их моноатомны. [c.634]

Все простые вещества, образуемые атомами инертных газов, — моноатомны, что обусловливается отсутствием холостых электронов. [c.634]

Порядок заполнения уровней электронами регламентируется правилом возбуждения валентностей (правилом Гунда), согласно которому при заполнении группы уровней, относящихся к данному побочному числу. 9, р, (I или /, например, пяти -уровней, более низкому энергетическому (основному) состоянию атома отвечает размещение в каждом из этих уровней сначала одиночных м -электронов (холостых), и лишь если у атома нехватает, например, -уровней для. часелепия — в одиночку — всех -электронов, происходит последовательное вселение в ка кдый из этих уровней второго валентного электрона со спином, противоположным спину первого электрона. [c.183]

Согласно методу валентных связей единичную химическую связь образуют два электрона с противоположными спинами, прннадле-жавдие двум атомам (двухцентровая связь). При изображении электронной структуры молекул с помощью валентных схем общие для двух атомов электроны условно обозначают точками. В другой схеме каждая пара точек (электронов) соответствует одной черточке (одной валентности). Например Н + Н->Н Н или Н—Н Р + + 7 -> Р Р в подобргых случаях в схеме можно показывать только неспаренные (холостые) электроны [c.99]

Итак, если два атома имеют по нескольку холостых электронов и образуют кратные связи (двойные или тройные), то одна из них является СТ-, а остальные — я-связями. Ординарная связь всегда является ст-связью На, Ыа, Рз и т. п. дают одну а-свлзь, в Н2О есть две, в ЫН , — три, в СН, — четыре ст-связи. [c.105]

В высокоспиновом комплексе 1СоРб1 из 18 электронов (в Со +— шесть валентных электронов, в 6F — двенадцать электронов) 12 находятся на шести связывающих молекулярных орбиталях, что соответствует 6 связям металл—лиганд. В [ oFal значеиие А сравнительно мало, поэтому электроны могут располагаться на разрыхляющих орбиталях. Наличие двух холостых электронов иа разрыхляющих ad (х —и 2-)-орбиталях (рис. 9.3) комплексного иона [СоРб1 ослабляет связь Со(1П)—F(l). [c.234]

В солях меди Си (П) при формировании электронной конфигурации d sp в химической связи используются s- и р-электроны, -электрон, по данным Я. К. Сыркина и М. Е. Дяткиной, остается холостым и обеспечивает парамагнетизм. [c.412]

Если сталкиваются два одинаковых атома, равноценных в смысле их способности удерживать свои и принимать чужие электроны, например, Н + И, С1 + С1 и т. д., то перехода электронов не наблюдается происходит обобществление холостых электронов в общие пары. Такие молекулы называются неполярными, или гомеополярными, а в последнее время их стали называть атомными. Связь между атомами за счет общих пар элек-тронов назыв тся ковалентной. [c.107]

Квантовая теория ковалентной связи. Ковалентная связь возникает за счет образования общей пары из холостых электронов с противоположными спинамр[, принадлежащих в простейшем случае двум атомам. При образовании ковалентной связи выделяется энергия, называемая энергией связи. Возможность возникновения молекулы водорода из двух атомов с параллельными и антипараллельными спинами электронов представлена на рис. 57. В случае параллельных спинов электронов кривая энергии лежит в области отталкивания атомов последние не соединяются. Если в, точках О и Р находятся два атома водорода с антипараллельными спинами электронов и расстояние ОР велико, то взаимодействия между атомами нет. По мере приближения атома из точки Р к точке [c.111]

К данной подгруппе принадлежат бериллий, магний, кальций, стронций, барий и радий. Атомы элементов 2-н подгруппы имеют на внешнем квантовом слое по два спаренных з-электрона. В нормальном состоянии они являются нул ьвалентными элементами. Если один из электронов возбудить, т. е. перевести на соседний подуровень того же уровня, то оба электрона будут холостыми и элементы станут двухвалентными. Возбуждение возможно за счет внешней энергии, например, в атоме Ве можно возбудить электроны, затратив 62,3 ккал тепла, при этом состояние перейдет в состояние [c.250]

Все атомы рассматриваемой подгруппы имеют на внешнем квантовом слое по 2з-электрона. В предпоследнем квантовом слое содержится 5й(-элек-тронов. Конфигурация валентных электронов с1 5 . Поэтому максимальная положительная валентность марганца, технеция и рения достигает 7. Следует отметить, что во всех энергетических состояниях -подуровня находится по одному холостому электрону [c.335]

Цинк, кадмий и рТуть составляют 2В-подгруппу -элементов. В их ато мах на внешнем слое находится два з-электрона с антипараллельными спинами 05. Ввиду отсутствия холостых электронов в нормальном состоянии валентность элементов этой подгруппы равна нулю. Возбуждение одного электрона на высший подуровень приводит к состоянию и валентность становится равной 2. На -подуровне слоя, соседнего с внешним, находятся полностью все 10 электронов. Этот подуровень стабильный. [c.415]

Аномальные свойства фтора по сравнению с хлором — меньшая теплота образования молекулы, более сильная степень термической диссоциации и др. — объясняются возникновением в молекуле хлора дативных связей между парами 5- и р-электронов одного атома и свободными орбитами в -состоянии другого атома, в результате чего прочность связи в молекуле в целом возрастает. На примере взаимоде 1ствия атомов фтора и хлора покажем различие (образование ковалентно11 связи из холостых электронов отмечено на схеме прямоугольником, а возможные дативные связи отмечены пунктиром) [c.593]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология