Электроны внешние

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]

Группы и подгруппы. В соответствии с максимальным числом электронов на внешнем слое невозбужденных атомов элементы периодической системы подразделяются на восемь групп. По-/ожение в группах 5- и /7-злементов определяется общим числом электронов внешнего слоя. Например, фосфор (Зз Зр ), имеющий на внеш-кем слое пять электронов, относится к V группе, аргон — [c.30]

У элементов каких периодов электроны внешнего слоя характеризуются значением га- -/ = 5 [c.45]

Электроны внешнего слоя у атома азота распределяются по схеме [c.204]

Между металлом и внешним пространством возникает градиент потенциала, стремящийся задержать эмиссию электронов. В конечном счете устанавливается равновесное состояние, при котором, однако, металл притягивает электроны внешнего пространства к своей поверхности, а последние отталкивают электроны металла от поверхности вглубь металла. В итоге в поверхностных слоях металла образуется избыток положительных ионов и создается двойной электрический слой по обе стороны межфазной границы. [c.184]

Электроны внешнего слоя атома фтора распределяются согласно схеме [c.204]

У ионов и Са" 4у-орбиталь чуть более устойчива, чем З -орбита-ли, и поэтому присоединяемые к ним электроны поступают на 4х-орби-таль. В отличие от этого у иона 8с энергетический уровень З -орбитали располагается ниже уровня 4. -орбитали, и у ионов переходных металлов с более высокими порядковыми номерами дело обстоит таким же образом. Единственный внешний электрон у иона 8с" находится на З -орби-тали, а не на 4, -орбитали. Таким свойством обладают и все остальные переходные металлы. Перепутывание энергетических уровней 5- и -орби-талей происходит в начале каждого ряда переходных металлов. Хотя у элементов групп 1А и ПА сначала заполняется электронами внешняя орбиталь, у ионов переходных металлов электроны занимают -орбитали. Например, ион Т1" имеет валентную конфигурацию 3 ", а не 4 ". [c.438]

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]

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]

Химическая связь в основном осуществляется так называемыми валентными электронами. У s- и /7-элементов валентными являются электроны внешнего слоя, а у -элементов — электроны s-состояния внешнего слоя и -состояния предвнешнего слоя. [c.43]

Особым видом ковалентной связи является так называемая координационная, или донорно-акцепторная связь. Координационной называется связь между атомами, один из которых — донор — имеет заполненную внешнюю атомную орбиту (как говорят, имеет неподеленную пару электронов, т. е. пару электронов, не принимающих участия в образовании других химических связей), а второй — акцептор — имеет пустую, не содержащую ни одного электрона, внешнюю атомную орбиту, В молекуле этим двум атом- [c.12]

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]

Группы и подгруппы. В соответствии с максимальным числом электронов на внешнем квантовом слое невозбужденных атомов элементы периодической системы подразделяются на восемь групп. Положение в группах з- и р-элементов определяется общим числом электронов внешнего квантового слоя. Например, фосфор (35= Зр ), имеющий на внешнем слое пять электронов, относится к V группе, аргон (35 Зр ) — к УП1, кальций (45 ) — ко II группе и т. д. [c.28]

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]

Какие ошибки допущены в схемах распределения электронов внешних слоев в невозбужденных атомах [c.68]

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

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

В фотометрическом анализе, как правило, используют поглощение света молекулами комплексных (координационных) соединений, сольватов, а в ряде случаев и более сложных соединений (ассоциатов, аддуктов и т. п.). Взаимодействие светового излучения с такими сложными многоэлектронными системами описывают с помощью молекулярных спектров поглощения, вид которых определяется в основном состоянием электронов внешних орбиталей, участвующих в образовании химической связи. [c.180]

Элементорганические соединения, имеющие ковалентную связь С—Э, являются производными непереходных элементов. В их образовании принимают участие электроны внешней оболочки атома, т. е. 5- и р-электроны. [c.173]

Химическая связь в основном осуществляется так называемыми валентными электронами. У 8- и р-элементов валентными являются электроны внешнего слоя, а у -элементов — электроны 5-состояния внешнего слоя и ( -состояния предвнешнего слоя. Как показывают экспериментальные данные (например, рентгеновские спектры молекул), при химическом связывании атомов состояние электронов внутренних слоев практически не изменяется. [c.57]

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]

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]

Для образования донорно-акцепторного соединения между двумя частицами с закрытыми оболочками одна из них (акцептор электронов) должна иметь низкую свободную орбиталь, другая (донор электронов) — внешнюю несвязывающую орбиталь, заполненную двумя электро- I [c.89]

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]

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]

У атомов и р-элементов валентными являются электроны внешнего слоя. При участии в образовании связей всех валентных электронов элемент проявляет высшую степень окисления, которая численно равна номеру группы периодической системы, в которой он находится. В характере значений степеней окисления у з- и р-элементов про-янляется правило четности . Энергетически относительно более ста-бгльны соединения, в которых элементы нечетных групп проявляют Нечетные степени окисления, а элементы четных групп — четные степени окисления. [c.266]

Положение в группах -элементов обусловливается общим числом 5-электронов внешнего и -электронов предвнешнего слоев. По этому признаку первые шесть элементов каждого семейства -элементов располагаются в одной из соответствующих групп скандий (3 48 ) в III, марганец (3 45 ) в VII, железо (3 4s ) в VIII и т. д. Цинк (3 < 4s ), у которого предвнешний слой завершен и внешними являются 45 -электроны, относится ко II группе. [c.28]

В образовании о-связен участвуют три электрона каж-Д01-0 атома углерода. Четвертый электрон внешнего слоя занимает 2р-орбиталь, не участвующую в гибридизации. Такие негибридные электронные облака атомон углерода ориентированы нернендикулярно плоскости слоя и, перскры-ваясь друг с другом, образуют делокализованные л-спязи . Структура графита показана на рис. 118. [c.434]

Разность между и Ур дает избыток неспаренных спинов, направленных вдоль поля, и ее можно рассматривать как суммарный вектор спиновых моментов, направленных вдоль и против поля. Эта разность представляет собой суммарный магнитный момент индуцированный в системе неспаренпых электронов внешним полем. Среднее значение определяется средней поляризацией электронных спинов 5,, т. е. параметром, который интересует нас в эксперименте ЯМР. В нашем примере мы берем средневзвешенное по заселенностям состояний -Ь 7г и — в виде [c.167]

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]

Энергии термов находят, изучая атомные спектры. Последние возникают, когда атом, поглощая или испуская квант энергии, переходит из одного стационарного состояния в другое. Как правило, оптические спектры атома связаны с переходом одного из электронов внешнего слоя. Допустимы переходы, для которых выполняются условия, называемые правилами отбора [c.42]

Следующим важнейшим выводом, который следует из анализа данных, приведенных в таблице 6, является вывод о периодическом изменении характера заполнения электронами внешних энергетических уровней, что и вызывает периодические изменения химических свойств элементов и их соединеки . [c.30]

Элементы периодической системы подразделяются на восемь групп. Это соответствует максимальному числу электронов на внешнем слое их невозбужденных атомов. У 5- и р-элементо в (кроме Н и Не) число электронов внешнего слоя отвечает номеру группы, в которой они находятся. Например, элемент V группы Р (3s 3p ) имеет на внешнем слое пять электронов, элемент VIII группы Аг (Зй Зр ) —восемь электронов и т.д. [c.30]

Как отмечает В. И. Кузнецов [17] Даже при беглом в гляде на состав химических соединений мы убеждаемся, что атомность только в исключительных случаях, прежде всего для кислорода, водорода и фтора, неизменна. Элементарные атомы часто проявляют к положительным элементам другую атомность, чем к отрицательным . Это очень важное замечание. Оно побуждает к иному объяснению природы валентности, так как взаимодействуют не только положительный атом с отрицательным атомом. Взаимодействуют друг с другом и однознаковые атомы, что, казалось бы, ломает все предписанные им Периодической системой правила поведения . Э го кажущееся противоречие снимается, как только мы переходим к рассмотрению химической связи на электронном уровне. Решающим фактором здесь является относительная электронодонорность атомов, участвующих во взаимодействии. При взаимодействии двух однозначных атомов в каче-стие положительного будет выступать тот, электронодонорность которого вьш1е, т. е. электроны внешнего слоя (слоев) подвижнее. А это, в свою очередь, зависит от типа внешнего слоя (слоев) в структуре электронной оболочки, что и является нсриопричиной структуры системы химических элемен-юн. [c.175]

Электроны внешнего слоя в возбужденном атоме бора (учитывая трехвалентнсе состояние) располагаются следующим образом [c.203]

Решение. По размерам катионы приблизительно одинаковы, но Ag+, имеющий 18-электронную внешнюю конфигурацию, обладает большим поляризующим действием, чем Rb" , имеющий 8-электронную внешнюю оболочку. Это приведет к большей поляризации С1 в Ag l, уменьшению эффективных зарядов на ионах, ослаблению связи в кристалле. Ag l оказывается менее стойким и плавится при более низкой температуре. [c.36]

Справочник Химия изд.2 (2000) -- [ c.99 ]

Курс неорганической химии (1963) -- [ c.158 ]

Аккумулятор знаний по химии (1977) -- [ c.34 ]

Аккумулятор знаний по химии (1985) -- [ c.34 ]

Стереохимия (1949) -- [ c.177 ]

Курс неорганической химии (1972) -- [ c.142 ]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология