Второго периода элементы атомы

На примере Н2 и р2 можно понять, что происходит во многих молекулах, где электронные пары образуют связи, в результате чего каждый атом, приобретает замкнутую электронную оболочку. Для построения замкнутой электронной оболочки атому водорода требуются два электрона, которые заполнят его валентную Ь-орбиталь. Каждому атому элемента второго периода требуется для создания замкнутой электронной оболочки восемь- электронов (восьмерка октет), потому что на 2х- и 2р-орбиталях размещается до восьми электронов (2 "2р ). Это требование получило название правила октета. В примере с молекулой 2 каждый атом Р после образования связи оказывается окруженным восемью электронами. [c.467]

Рассмотренные примеры показывают, что атомы обладают разнообразными возможностями для образования ковалентных связей. Последние могут создаваться и за счет неспаренных электронов невозбужденного атома, и за счет неспаренных электронов, появляющихся в результате возбуждения атома ( распаривания электронных пар), и, наконец, по донорно-акцепторному способу. Тем не менее, общее число ковалентных связей, которые способен образовать данный атом, ограничено. Оно определяется общим числом валентных орбита-лей, т. е. тех орбиталей, использование которых для образования ковалентных связей оказывается энергетически выгодным. Квантовомеханический расчет показывает, что к подобным орбиталям принадлежат s- и р-орбитали внешнего электронного слоя и -орбитали предшествующего слоя в некоторых случаях, как мы видели на примерах атомов хлора и серы, в качестве валентных орбиталей могут использоваться и d-орбитали внешнего слоя. Атомы всех элементов второго периода имеют во внешнем электронном слое четыре орбитали при отсутствии (i-орбиталей в предыдущем слое. Следовательно, на валентных орбиталях этих атомов может разместиться не более восьми электронов. Это означает, что максимальная ковалентность элементов второго периода равна четырем. Атомы элементов третьего и последующих периодов могут использовать для образования ковалентных связей не только s- и р-, но также и d-орбитали. Известны соединения d-элементов, в которых в образовании ковалентных связей [c.125]

Льюисовыми структурами (валентаыми структурами, валентными схемами) называются графические электронные формулы молекул и комплексных ионов, где для обозначения обобществленных между атомами связьшающих электронных пар (связей) используются прямые линии (валентные штрихи), а для обозначения неподеленных пар электронов используются две точки. Для молекул и комплексных ионов, содержащих только элементы первого и второго периодов, наилучшие льюисовы структуры характеризуются тем, что в них каждый атом окружен таким же числом электронов, как атом благородного газа, ближайшего к данному элементу по периодической системе. Это означает, что атом Н должен быть окружен двумя электронами (одна электронная пара, как у Не), а атомы неметаллических элементов второго периода (В, С, К, О, Г) должны быть окружены восемью электронами (четыре электронные пары, как у 1 е). Поскольку восемь электронов образуют замкнутую конфигуращ1Ю 2х 2р , правило записи льюисовых структур требует окружать каждый атом элемента второго периода октетом (восьмеркой) электронов, и поэтому называется правилом октета. [c.501]

В соответствии с изменениями потенциалов ионизации в периодах и группах в общем происходит относительное изменение свойств элементов. Однако потенциал ионизации не может служить единственной количественной мерой относительной металличности или неметалличности элементов. Действительно, самым высоким потенциалом ионизации обладает атом гелия, но так как он относится к инертным элементам, говорить о характере его свойств довольно трудно. Далее, если рассмотреть изменение потенциала ионизации в пределах второго периода (см. рис. 8, — Не), то обнаруживаются скачки. Потенциал ионизации у кислорода оказывается меньше, чем у азота. Такие скачки, связанные с некоторыми особенностями строения внешних электронных оболочек атомов, наблюдаются и в остальных периодах, хотя неметаллические свойства нарастают. [c.65]

В настоящее время установлено, что кратные, или л-связи в комплексах металлов могут получаться, по крайней мере, двумя путями. Во-первых, в результате перенесения с е-электронов, кото рые не могут образовывать а-связи, на пустые рг.-орбитали, локализованные на лигандах, и, во-вторых, перенесением е-электро-нов на пустые йл-орбитали, локализованные на лигандах. Первый тип связи, называемый иногда л — Ря-взаимодействием, имеет место тогда, когда донорным является атом элемента второго периода, например N в N62, С в СО или в СМ". Второй тип связи., названный л— л-взаимодействием, осуществляется в том случае, если донорным атомом будет атом элемента третьего и последующих периодов, например Р, 5 и т. д., которые имеют пустые, пригодные для образования связи -орбитали. Этот так называемый обратный перенос электронов от металла к лиганду обуславливает не только увеличение прочности связи, но и, с другой стороны,, уменьшение чрезмерного отрицательного заряда на атоме металла Третий тип дативных я-связей, включающий рл—рл-перекрыва-ние, существует, как предполагают, в некоторых комплексах бора, но этот случай нужно рассматривать как исключительный. Наконец, было предположено, что в некоторых переходных состояниях комплексов имеет место четвертый тип л-связей, возникающий при переносе л-электронов от лиганда на вакантную -орбиталь металла. Однако этот факт имеет только косвенное подтверждение [c.254]

Водородная связь образуется, с одной стороны, атомом водорода, связанным с каким-либо значительно более электроотрицательным элементом второго или (менее вероятно) третьего периода системы элементов, наиболее часто с атомами М, О и Р и, с другой стороны, атомом второго периода системы элементов, имеющим неподеленную пару электронов. Эта связь значительно слабее ковалентной, в которой принимает участие тот же атом водорода сближение атома водорода с донором неподеленной пары электронов происходит в меньшей степени, чем при образовании ковалентной связи. [c.117]

На схеме показано, что дативная связь может образоваться, по крайней мере, двумя путями — перенесением пары -электронов акцептора на вакантные либо р-, либо -орбитали, локализованные на атоме донора. Первый тип связи (называемый иногда -р-взаимодействием) имеет место, когда донором является атом элемента второго периода (Ы из N0 С из СО или из СМ и т.п.). Второй тип связи ( — -взаимодействие) может возникнуть, если в роли донора выступает атом элемента третьего и последующих периодов (Р, Зит. д.), который имеет вакантные для образования связи -орбитали. [c.53]

На схеме показано, что дативная связь может образоваться, по крайней мере, двумя Путями — перенесением пары -электронов акцептора на вакантные либо р-, либо -орбитали, локализованные на атоме донора. Первый тип связи (называемый иногда <1—р-взаимодей-ствием) имеет место тогда, когда донором является атом элемента второго периода (К из С из СО или из СК и т. п.). Второй тип [c.64]

Атом лития на 25-подуровне имеет один неспаренный электрон и, следовательно, соединение должно иметь состав LiH. У атома бериллия этот подуровень заполнен и нет ни одного неспаренного электрона, следовательно, бериллий не должен образовывать ни одной химической связи. У бора и следующих за ним элементов (С, N, О, F) происходит последовательное заполнение 2р-подуровня, и атомы этих элементов будут иметь определенное число неспаренных электронов. Если при образовании связей учитывать только наличие неспаренных электронов, то для этих элементов должны образоваться следующие водородные соединения ВН, СН , NH3, Н7О, HF. Отсюда видно, что, применяя только обменный механизм образования химической связи, можно вступить в противоречие с экспериментальными данными бериллий образует соединение с водородом состава ВеНг, водородные соединения бора также имеют другой состав, а простейшее соединение углерода с водородом имеет состав СН4.Устранить это противоречие можно, предположив, что атомы элементов второго периода в образовании молекул участвуют в возбужденном состоянии, т.е. происходит распаривание 5-электронов и переход их на р-подуровень. Но тут возникает другое несоответствие с опытными данными. Поскольку энергии 5- и р-электронов различны, то и энергии образуемых ими химических связей должны отличаться, а, следовательно, подобные связи Э-Н должны иметь разную длину (в зависимости от того, орбитали какого типа принимают участие в их образовании). Согласовать теорию и эксперимент можно, введя предположение об усреднении энергий 5- и р-подуровней и образовании новых уровней, на которых энергии электронов, находящихся уже на орбиталях другого типа, одинаковы. А раз это так, то по правилу Хунда, в атоме появляется максимальное число неспаренных электронов. Эта гипотеза получила название явления гибридизации, а орбитали, образующиеся в результате усреднения энергий подуровней, называются гибридными. Естественно, что при этом меняются и форма электронных облаков, и их расположение в пространстве. В зависимости от того, какие орбитали участвуют в образовании гибридных орбиталей, рассматривают различные типы гибридизации и пространственные конфигурации образовавшихся гибридных орбиталей (см. рис. 14.). Число получившихся гибридных орбиталей должно быть равно общему числу орбиталей, вступивших в гибридизацию. В зависимости от того, какие орбитали взаимодействуют между собой, рассматривают несколько типов гибридизации [c.48]

Для понимания основных химич. свойств Н. п. уместно сравнить их с полимерами углерода. Как известно, в таблице Д. И. Менделеева углерод занимает особое положение, состоящее в способности к образованию только чисто ковалентных связей (за счет неспаренных электронов). Элементы слева от IV группы образуют донорно-акцепторные связи М <— L (за счет вакантных орбиталей атома М), а справа от IV группы — дативные связи М —> L (за счет непо-деленных пар атома М). При образовании таких гетеро-атомных связей возникают соответствующие смещения электронной плотности (между донором и акцептором электронов), связанные иногда с возникновением заметной полярности. Такие частично ионные связи обычно прочнее чисто ковалентных. Кроме того, если атом М принадлежит к элементам второго периода (В, N, О), а атом L — к элементам третьего или последующих периодов, т. е. имеет валентные d-орби-тали, то кратность и реальная прочность связи типа М — L м. б. выше, чем в цепях органич. полимеров. Поэтому среди линейных Н. п. такого типа должны встречаться весьма термостойкие вещества. [c.180]

У элементов второго периода появляются еще четыре атомных орбитали 2в, 2р , 2ру, 2р , которые будут принимать участие в образовании молекулярных орбиталей. Различие в энергиях 7. - и 2р-орбиталей велико, и они не будут взаимодействовать между собой с образованием молекулярных орбиталей. Эта разница в энергиях при переходе от первого элемента к последнему будет увеличиваться. В связи с этим обстоятельством электронное строение двухатомных гомоядерных молекул элементов второго периода будет описываться двумя энергетическими диаграммами, отличающимися порядком расположения на них 5 " 2рх и 2ру 2. При относительной энергетической близости 2 - и 2р-орбиталей, наблюдаемой в начале периода, включая атом азота, электроны, находящиеся на 2 - и 2рх-орбиталях, взаимно отталкиваются. Поэтому 2ру- и 2р2-орбитали оказываются энергетически более выгодными, чем 2рх-орбиталь. На рис.20 представлены обе диаграммы. Так как участие Ь-электронов в образовании химической связи незначительно, их можно не учитывать при электронном описании строения молекул, образованных элементами второго периода. [c.57]

Атом-акцептор должен обладать районами высокой отрицательной плотности, способными к взаимодействию с Н+. Идеальными акцепторами являются неподеленные пары электронов атомов второго периода периодической системы элементов (Р, О и Ы). Функциональные группы, наиболее часто играющие роль донора и акцептора протона в водородной связи, представлены в габл. 31. [c.85]

Атом кислорода имеет относительно небольшой размер, находясь во втором периоде Периодической системы элементов вследствие этого атом кислорода представляет собой область высокой электронной плотности, с трудом поддающуюся поляризации. Поэтому эфиры можно классифицировать как жесткие основания [c.297]

Существенным условием для того, чтобы атом мог вступить как гетероатом в цикл, является его способность к образованию я-связей с другими атомами за счет гибридизации (том I). Этому условию подчиняются элементы с небольшим атомным объемом, такие, как, например, элементы второго периода периодической системы В, С, N и О. Элементы третьего периода с большими атомными объемами, такие, как, например, А1, 81, Р и т.д., не могут образовывать тс-связей. [c.594]

За гелием следует литий, в атоме которого уже 3 электрона. Два электрона, как у гелия, расположены на первом уровне, третий же электрон — на втором. Литием начинается второй период. Для второго энергетического уровня п=2, а I может иметь значения О и 1. Сумма (ге+/) для этого слоя будет равна 2 при 1=0 и 3 при 1=1. Сумме (и+/)=2 соответствует подуровень я второго энергетического уровня. На этот подуровень и поместится третий электрон лития. Атом следующего за литием элемента — бериллия — содержит четыре электрона. Четвертый электрон займет свободное место на подуровне 5 второго энергетического уровня, тем самым заполнив его. [c.40]

Правила Болдуина применяются для реакций циклизации, в которых нуклеофильный атом X является элементом второго периода таблицы Менделеева (т. е. С, N или О). [c.146]

Элементы, расположенные справа от вертикальной черты, являются простыми донорными атомами, координирующимися всегда как простой однозарядный отрицательный ион. Остальные обычно входят в состав координирующейся молекулы или многоатомного иона. Однако элементы О, 5 и 8е в виде ионов (оксид, сульфид, селенид) могут быть и лигандами. В табл. 10-3 приведены некоторые часто встречающиеся лиганды, сгруппированные по донорному атому. Вообще, между координирующим сродством (способность к координированию) элемента второго периода и соответствующего ему аналога третьего периода [13], например между N и Р, О и 8, Р и С1, имеется большее различие. [c.389]

Подобно атомам других элементов второго периода, атом азота имеет только четыре орбитали, пригодные для образования связи, он может образовывать максимально четыре связи. Однако поскольку образование трех двухэлектронных связей завершает октет Х( Р)з и атом азота при этом обладает неподеленной парой электронов, то четыре ковалентные связи люгут образоваться только или а) благодаря координации, как в донорно-акцепторных комплексах (например, РуВ"—+М(СНз) ) и-тн в окисях аминов (например, [c.156]

Как было показано выше, элементы второго периода периодической системы (стр. 20) от лития до неона имеют четыре стабильные орбитали -оболочки. Образование каждой ковалентной связи приводит к стабилизации частицы, поэтому молекулы, в которых использованы все четыре -орбитали, наиболее стабильны. Однако это условие выполняется лишь атомом углерода. Отсюда становится понятной устойчивость соединений, содержащих четырехковалентный атом углерода. [c.25]

Отличие в свойствах окислов обусловлено тем, что кремний не способен образовывать двойные о—л -связи (см. т. 1, стр. 448— 449) с элементами второго периода, по-видимому, из-за слишком большого размера атома 51, препятствующего эффективному перекрыванию 2р- и Зр-орбиталей. Двуокись углерода существует в мономерном состоянии в виде молекул с двойными связями между углеродом и кислородом. Двуокись кремния, в которой двойные связи невозможны, напротив, существует в полимерном состоянии, причем каждый атом кремния связан с четырьмя атомами кислорода и каждый атом кислорода в свою очередь связан с двумя атомами кремния (рис. 25.3). [c.307]

Максимальное число а-связей, которые могут образоваться из валентных в- и р-орбиталей одного атома, равно четырем. Поэтому непереходные эле енты второго периода образуют соединения с максимальным координационным числом 4. Эти элементы не имеют заполненных -орбиталей или доступных для образования связей пустых -орбиталей в следующей, надвалентной оболочке. Например, в молекуле СН центральный атом углерода насыщает свои валентные возможности, образуя четыре а-связи. Однако если центральным атомом является переходный металл четвертого периода (первого переходного периода), то в дополнение к четырем х- и р-орбиталям он имеет еще пять валентных -орбиталей. [c.222]

Атом бора имеет три валентных электрона и четыре валентные орбитали. Обычно он использует три орбитали, образуя 5р -гибриды в таких соединениях, как ВРз- Углерод имеет четыре валентных электрона и четыре орбитали. За исключением тех случаев, когда он образует кратные связи, эти орбитали используются для 5р -гибридизации. Атом азота имеет пять валентных электронов и четыре орбитали. Как правило, он образует три связи с другими атомами в структурах с тетраэдрической конфигурацией, а четвертая гибридная 5р -орбиталь у него занята неподеленной электронной парой (разд. 13-3). Углерод и азот способны образовывать двойные и тройные связи в результате я-перекры-вания, обсуждавшегося в разд. 13-4. По сравнению с длиной простой связи длина двойных связей, образуемых этими элементами, сокращается на 13%, а длина тройных связей-на 22%. Прочность кратной связи повыщается благодаря наличию электронов на связывающей молекулярной п-орбитали, возникающей в результате перекрывания атомных я-ор-биталей. Но перекрывание я-типа между орбиталями становится достаточно больщим для возникновения связи только при близком расположении атомов. По этой причине 81 и другие элементы третьего и следующих периодов неспособны образовывать кратные связи. Кремний имеет 10 внутренних электронов по сравнению с 2 в атомах С и N. Отталкивание этих внутренних электронов не позволяет двум атомам 81 сблизиться настолько, насколько это необходимо для достаточного я-перекрывания р-орбиталей и возникновения двойных связей. Несмотря на все попытки химиков синтезировать соединения со связями 81=81 и 81=С, ни одна из них до сих пор не увенчалась успехом. За небольшими исключениями, образование двойных и тройных связей ограничено элементами второго периода, в атомах которых число внутренних электронов не превышает 2. Исключения, к числу которых относятся 8=0, Р=0 и 81=0, объясняются перекрыванием между р- и -орбиталями, этот вопрос будет рассмотрен в разделе, посвященном кремнию. [c.271]

Мы уже обсуждали (гл. 6) факторы, определяющие форму неорга нических молекул, составленных из атомов переходных элементов. Главным образом это — размер и заряд центрального иона, наличие свободной электронной пары, возможность расширения валентного уровня сверхоктета, являющегося предельным для элементов второго периода, способность к образованию л -связей. стерические требования к группам, связанным с центральным атомом, и, вероятно, важнее всего принцип запрета Паули. Если рассматривать центральный атом со сферической симметрией, характерной для комплексов металлов, не имеющих свободных электронных пар, следует ожидать, и это действительно обнаруживается, правильные формы. Молекулы с координационными числами 2, 3, 4, 5, 6, 7 и 8 характеризуются следующими структура, чи линейной, треугольной, правильной тетраэдрической, тригональной бипирамидой, октаэдрической, пятиугольной бипирамидой и квадратной (архимедовой) антипризмой. Можно сказать, что всякий раз, когда электронный уровень атома переходного элемента, не принимающий участия в связи, будет иметь сферическую симметрию, структура таких комплексов будет правильной, определяемой только координационным числом. Можно вы писать электронные конфигурации, которые приводят к правильным симметричным комплексам. Для наиболее распространенных координационных чисел 6 и 4 имеют место следующие конфигу рации [c.282]

Сравнение различных свойств (температуры плавления и кипения, тепловые эффекты испарения) гидридов элементов IV—VII групп периодической системы показывает, что гидриды элементов второго периода (HF, Н2О, NH3) занимают особое положение по сравнению с другими однотипными соединениями врядах НР—H l-HBr-HI, НгО-НгЗ-НгЗе-НаТе, NH3-PH3-—АзНз—ЗЬНз. Анализ указанных данных показывает, что полная энергия межмолекулярного взаимодействия выше, чем определяемая через сумму ориентационного, индукционного и дисперсионного взаимодействий. Все это свидетельствовало о существовании еще одной своеобразной формы связи — связи через водородный атом, называемый водородной связью. [c.127]

Как видно, первый период (сверхмалый) содержит только одно электронное семейство элементов, второй и третий (малые периоды)— по два, четвертый и пятый (большие периоды) — по три, а шестой и седьмой (сверхбольшие периоды) — по четыре семейства. При этом седьмой период недостроен атом последнего недавно открытого элемента 104 (курчатовия) содержит только два -электрона (6с1 ) из десяти возможных, а 7р-семейство полностью отсутствует. [c.51]

Таким образом, в отличие от других элемеитов периодической системы у водорода иет нстиппых элементов-аналогов вследствие исключительности строения его ато.ма. Не случайно только для соединений водорода в степени окисления +1 имеет место специфический вид связи — водородная связь Все это свидетельстЕ1уе,т о том, что в периодической системе водороду должно быть отведено необычное место (см. первый форзац книги). Водород по праву занимает одну протяженную клетку над элементами второго периода системы (исключая пеон). Такое расположение водорода в системе вгюлие логично, так как первый период содержит всего два элемента. [c.97]

У элементов второго периода заполняется -уровень (п — 2), причем сначала орбиталь. -подуровня, а затем три орбитали р-подуровня. Тр< тий электрон в атоме з1л зат мао 2.->эрбиталь. Электронная формула Электрон 2з намного ла6эе связан с ядром атома, чем 15- )лектроны, поэтому атом лития моисст легко терять его, образуя ион Ll [c.55]

Катион водорода не имеет электронов, в процессе присоединения он использует гибридную парноэлектродную орбиталь NH3. Выигрыш энергии при образовании достигается за счет того, что в молекуле NH3 имеется некоторый избыток электронов (в связях с тремя атомами водорода используются восемь электронов), что разупроч-няет молекулу. Напротив, в ионе аммония NHi те же восемь электронов приходятся на четыре атома водорода, что более соответствует условию оптимальной плотности связевого электронного облака для элементов второго периода. Структура иона аммония NH строго тетраэдрическая. Точно так же при взаимодействии молекулы BF3 (атом бора — акцептор) с ионом F (донор электронной пары) энергетически выгодно образуется координационный ион BF7 [c.271]

Вор входит в главную подгруппу III группы периодической системы элементов и имеет электронную конфигурацию ls 2s 2p под ним расположен алюминий. Во втором периоде при переходе от бора к углероду радиусы ромов уменьшаются, а в IV группе при переходе от углерода к кремнию — увеличиваются. Поэтому радиусы атомов бора и кремния близки. Бор существенно отличается от алюминия и обнаруживает большое сходство с кремнием. Бор образует три ковалентные связи с атомами других элементов. В зависимости от природы последних атом бора может образовать еще одну до-норноакцепторную связь, предоставляя р-орбиталь для электронной пары другого атома. Таким образом, бор в соединениях проявляет валентность, равную трем, или ковалентность, равную четырем. [c.368]

Однако при подобной конфигурации, в которой центральный атом У представляет собой элемент второго периода (как, например, в карб-анионах, вторичных и третичных аминах или оксониевых солях), при обычных условиях, как правило, наблюдается пирамидальная инверсия, обусловленная быстро протекающим обратимым превращением энантиомеров друг в друга. В таком случае, естественно, разделение рацемической формы на энантиомеры невозможно. Однако если создать препятствия для пирамидальной инверсии, поставив атом азота в голове моста, то выделение энантиомеров становится возможным. Примером может служить основание Трёгера (Прелог, 1944 г.) [c.93]

Описание двухатомных молекул по методу ВС. Обратимся к конкретным примерам. Для двухатомных молекул элементов второго периода выбор валентных орбиталей тривиален все атомы имеют по четыре валентные орбитали (одна 2з и три 2р), а число электронов на них равно номеру группы в периодической системе. Так, в молекуле Ыг каждый атом поставляет по одному 28-элек-трону, и связь осуществляется одной парой электронов [c.54]

Поведение висмута в реакциях комплексообразования в водных растворах можно качественно предсказать, используя терминологию Пирсона в классификации ионов металлов по Арланду—Чатту—Девису (см. [34]). По этой классификации к классу а принадлежат ионы металлов, образующие наиболее стабильные комплексы с лигандами, донорный атом которых относится ко второму периоду Периодической системы элементов Д. И. Менделеева (Ы, О, Р), а к классу б — ионы металлов, образующие наиболее стабильные комплексы с лигандами, донорный атом которых относится к третьему и следующим периодам (Р, 8, 8е, С1, Вг, I). При этом ионы металлов класса б занимают треугольник, располагающийся в середине развернутой формы Периодической системы, вершины которых находятся у атомов меди, осмия и свинца [35]. [c.32]

В особенности следует подчеркнуть при этом работы Тафта с сотрудниками [472, 586, 588], исследовавшими эту проблему путем сопоставления величин бн и бн (см. 5 гл. VII и 3 гл. IX). Краткая сводка полученных при этом результатов приведена в табл. 50. Каждая группа заместителей, для которой соблюдается приблизительная линейная зависимость между величинами бн и 5н . характеризуется некоторым общим признаком, способным качественно меняться при переходе от одной группы к другой. Такими признаками являются общий первый атом, тройная связь у первого атома и принадлежность к так называемым напоминающим общий атом донорам первой последовательности (НОАДПП-заместитель), куда относятся заместители на базе элементов N и О второго периода, а также Р. Характерно, что аналогичные заместители на базе элементов третьего периода (Р, 5 и С1), не характеризуются линейной зависимостью между бн и 6н . [c.233]

Кроме того, частичное увеличение энергии кратных связей, образованных элементами второго периода, происходит вследствие увеличения энергии 0-связи, так как атом регибридизуется [8]. Сказанное не имеет значения при оценке относительных энергий форм, содержащих а- и я-связи, но должно учитываться при рассмотрении энергии электронов я-связи, например при измерении потенциала ионизации или УФ-спектров [8]. [c.19]

Рассмотрим соответствующие соотношения несколько подробнее. Элементы первого периода Менделеевской системы, в частности водород, могут образовать связи только за счет 15-элоктрона. Во втором периоде (Li—Ne) в образовании связей могут принимать участие 2s и 2р-электроны. В третьем периоде (Na—Аг) — 3s и Зр-электроны. Во многих случаях (например PFg) можно предположить участие в образовании связей также Зй-электронов. Что касается элементов вставных декад (Se — Ni и т. п.), то тут имеются неполностью занятые id-, 4d- и 5й-ячейки, которые также принимают участие в образовании связей наряду с s- и / -ячейками следующего квантового уровня. У этих переходных элементов -ячейки п — 1) оболочки характеризуются примерно той же энергией, что и s-и р-ячейки п (внешней) оболочки. Между тем, как уже было упомянуто, приближенные волново-механические расчеты позволяют характеризовать связи, образованные при участии разных ячеек центральных атомов с точки зрения их прочности, углового распределения и геометрического расположения в пространстве. Если принять прочность связей, образуемых за счет s-ячеек, за едишщу, то связи за счет р-ячеек при прочих равных условиях характеризуются относительной прочностью 1,732. Значительно более прочными оказываются так называемые гибридные связи, т. е. такие связи, в которых каждая присоединенная к данному атому группа удерживается не при посредстве одной дискретной ячейки, но при помощи всех ячеек, принимающих участие в образовании данного соединения. При этом все связи выравниваются и если присоединенные группы одшаковы, то в закреплении каждой из них в равной доле участвуют все вовлеченные в образование связей ячейки. В качестве примера таких гибридных связей можно привести связи, образуемые четырехвалентным углеродом. Атом углерода в основном состоянии мол ет быть изображен формулой ls 2s 2p . На втором уровне он заклю- [c.298]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология