Инертные электронные пары

Как и в ранее рассмотренных подгруппах р-элементов, с увеличением атомного номера участие 5 -электронов в образовании связей уменьшается. Особо инертна электронная пара Поэтому если для галлия наиболее характерна степень окисления +3, то для таллия + 1. Индий чаще всего проявляет степень окисления - 3. Вместе с тем для элементов Оа—1п—Т1 возрастает роль и /-орбиталей в образовании химической связи. Это сказывается на значении координационных чисел. Так, для галлия и индия типичны координационные числа шесть (зр с( -гибридизация) и четыре (зр -гибридизация), а для таллия еще, кроме того, семь (зр (1 /-гибридизация) и восемь. [c.536]

Характеристика элементов подгруппы галлия. Подобно типическим элементам, металлы подгруппы галлия являются 5/7-элементами. Несмотря на то что элементы подгруппы галлия — типовые аналоги, наблюдаются особенности в свойствах отдельных ее представителей. Элемент галлий непосредственно следует за первой десяткой кайносимметричных переходных 3 -металлов, для которых особенно сильна -контракция. Поэтому атомный радиус галлия меньше таковых не только его более тяжелых аналогов, но и алюминия. Вследствие этого ионизационные потенциалы галлия более высокие и связанные с ними энергетические характеристики отличаются от его аналогов. Уже у элементов ИВ-группы заметна тенденция к уменьшению степени окисления сверху вниз, в частности для ртути. Такое понижение положительной степени окисления еще более заметно и подгруппе галлия, В этом в определенной мере проявляется горизонтальная аналогия. Уже для таллия степень окисления +1 более стабильна, чем характеристическая степень окисления +3. Вследствие с1- и особенно /-контракции переход от индия к таллию сопровождается только незначительным увеличением атомного радиуса. В то же время ионизационные потенциалы таллия заметно больше, чем индия. Дело в том, что оба бз -электрона атома таллия подвержены сильному эффекту проникновения через двойной экран и /-электронных облаков. В результате 5-электроны с трудом участвуют в образовании химических связей. Этот факт получил наименование концепции инертной электронной пары. Поэтому у таллия часто валентным является бр-электрон, который, переходя к окислителю, превращает таллий в устойчивый ион Т1(+1). По этой причине производные Т1(+1) почти не проявляют восстановительных свойств и, наоборот, производные Т1(+3) являются сильными окислителями. [c.156]

В таблице видны сходства двухвалентных самария, европия и иттербия с щелочноземельными металлами, одновалентных меди, таллия и серебра, двухвалентных меди, цинка и кадмия и отличие от них двухвалентной ртути, что, вероятно, связано с влиянием инертной электронной пары по второму диагональному направлению. Практически совпадают константы двухвалентных хрома, марганца и железа, [c.27]

Как и в ранее рассмотренных подгруппах р-элементов, с увеличением порядкового номера участие s -электронов в образовании связей уменьшается. Особо инертна электронная пара 6s . Поэтому если для галлия наиболее характерна степень окисления Ч-З, то для таллия +1. Индий чаще всего проявляет степень окисления -1-3. [c.462]

Второе диагональное направление начинается слева снизу между ртутью и таллием и оканчивается вправо вверху между серой и фтором. Второе диагональное направление объясняется существованием элементов с инертными электронными парами. Вследствие этого тяжелые элементы с 18-электронной предпоследней оболочкой (5s 5d ") образуют устойчивые ионы, содержащие по два электрона на внешнем уровне (6s ) Hg", Т1+ и. Той же способностью к образованию инертных электронных пар обладают все элементы, расположенные на второй диагонали ртуть — таллий, индий — олово, германий — мышьяк, сера — хлор — фтор. Все элементы ниже этой диагонали тоже способны образовывать инертные электронные пары, например, свинец (И), сурьма (III), селен (IV), хлор (V). Два электрона на внешнем уровне стабилизуют предпоследнюю электронную оболочку. [c.18]

Ртуть относится к элементам, содержащим инертную электронную пару на внешнем уровне. [c.178]

Успех атаки генерируемого 1[3 борофторида фенилдиазония фениль-ного катиона на столь инертные электронные пары, как в хлорбензоле, [c.12]

Для таллия степень окисления +3 менее характерна. С увеличением радиуса атома участие -электронов в образовании связей уменьшается. Особенно инертна электронная пара (Т1 — б5 6р ), поэтому таллий в соединениях обычно проявляет степень окисления + 1. [c.311]

Более того, с этими ионами имеют формальное сходство ионьь Т1+ и РЬ +, у которых -уровень также заполнен полностью. Имеющиеся во внешнем з-уровне электроны ионов таллия и свинца при образовании труднорастворимых галогенидов ведут себя как инертная электронная пара , которая, находясь на периферии электронной оболочки, не оказывает заметного-влияния на связь. [c.499]

Степень окисления +2 соответствует неустойчивым соединениям. Поэтому она для алюминия и элементов П1А-группы мало характерна. Их образование связано с распариванием s-электронной пары, что особенно затруднено для таллия (эффект инертной электронной пары). При этом у атома металла остается неспаренный электрон, что уменьшает стабильность этой степени окисления. Очень неустойчивые оксиды типа ЭО обнаружены для всех этих элементов, кроме таллия. ЛЮ обнаружен в napax при нагревании смеси металла с характеристическим оксидом выше 3000° С. GaO и 1пО получаются при восстановлении Э2О3 водородом. Для галлия и индия известны также дихлориды и дибромиды. Так как эти соединения диамагнитны, их структура отвечает формуле Э2Г4 [c.345]

Д. Купер в 1964 г. подробно обосновал диагональную закономерность правилами Фаянса, которые гласят, что возникновение ковалентных связей наблюдается, когда число электронов, отдаваемых атомом или образующих допорпо-акцепторные связи, достаточно велико. Кроме того, образованию ионных связей благоприятствуют большие размеры катиона и малые размеры аниона. Сочетание этих правил предсказывает эффект, наблюдаемый по диагональному направлению. Элементы с инертными электронными парами ртуть, индий, германий, мышьяк, сера расположены по второй диагонали слева внизу — направо вверх. По термодинамическим свойствам водород ближе всего к углероду. Вследствие этого связь С — Н менее полярна, чем все связи углерода с другими элементами. [c.112]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология