Cтраница 3
Для электронных оболочек атомов в одноэлектронном описании принцип запрета Паули часто выражают в следующей, более частной форме: в электронной оболочке атома не может быть двух электронов, для которых значения всех четырех квантовых чисел соответственно равны. [31]
Строение электронных оболочек атомов находится в строгом соответствии с положением элемента в периодической системе, поэтому периодическая повторяемость свойств элементов зависит от периодической повторяемости электронных структур атомов. К числу таких свойств относятся атомный радиус, энергия ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность, степень окисле -: ния. [32]
Строение электронных оболочек атомов объясняет расположение элементов в семи периодах; каждый период - это ряд элементов, начинающийся с активного щелочного металла и завершающийся благородным газом. [33]
Строение электронной оболочки атомов определяет химические свойства элемента, поэтому знание этого строения чрезвычайно важно для характеристики данного элемента. [34]
Познание электронных оболочек атомов, а вместе с ними и Системы элементов нельзя ограничить геометрической характеристикой, хотя она и была разобрана здесь в первую очередь из-за ее известной наглядности, привычной нам по опыту в макромире. [35]
Строение электронных оболочек атомов определяет важнейшие химические свойства элементов: валентность, тип химической связи в различных соединениях, физические и химические свойства соединений и многие другие. [36]
Строение электронных оболочек атомов ( объясняющее, в частности, периодичность химических свойств элементов) было раскрыто на основе фундаментального принципа квантовой физики, высказанного в 1924 г. швейцарским физиком Паули. [37]
Строение электронных оболочек атомов этих элементов отличается от такового для азота и фосфора. Однако восстановительные свойства их выражены неярко. Электродные потенциалы для реакции Э - Зе Э3 имеют следующие значения: для мышьяка 0 3 е, для сурьмы 0 2 в и для висмута 4 - 0 22 в. В ряду напряжений металлов они располагаются между водородом и медью. [38]
Строение электронных оболочек атомов и ионов позволяет объяснить и предсказать действия многих реагентов. Если рассмотреть деление периодической системы на четыре блока ( s - блок, р-блок, d - блок и f - блок), элементы of - блока и f - блока образуют комплексные соединения. Для них также характерно взаимодействие с органическими реагентами и образование большого числа окрашенных соединений. Цирконий и торий ( d - и f - блок) образуют с арсеназо III устойчивые комплексные соединения зеленого цвета. Магний и алюминий ( s - и р-блок) не взаимодействуют с арсеназо III. В s - блоке расположены элементы, в которых строится s - оболочка над электронной структурой инертного газа - это щелочные и щелочноземельные элементы. [39]
Структура электронных оболочек атома хрома - Is22s22p63s23p63d54s - определяет сложный характер его спектра. Наиболее интенсивные линии хрома расположены в видимой области и имеют длины волн 425 43, 427 48 и 428 97 нм. Однако в присутствии кальция она непригодна для определения хрома из-за влияния интенсивной линии кальция 428 93 нм. В УФ-области имеется ряд менее чувствительных линий; 340 53, 357 86 и 389 34 нм. Во многих случаях пользуются также линиями 278 07, 283 56, 284 32 и 284 98 нм. [40]
Строение электронных оболочек атомов меди, серебра и золота выражается формулой ( п - l) dl nsl. На внешнем энергетическом уровне атома находится один электрон, однако в образовании химических связей могут принимать участие и электроны с d - подуровня предпоследнего уровня. [41]
Структуру электронной оболочки атома элемента выражают электронной формулой, раскрывающей распределение электронов по энергетическим уровням и подуровням. Так, электронная формула водорода Is1 означает, что на s - подуровне первого уровня один электрон ( число справа вверху над s); электронная формула гелия Is2 говорит о том, что на s - подуровне первого уровня два электрона. Литий Is22s; здесь s - подуровень первого уровня такой же, как у гелия, третий электрон начинает застраивать второй уровень: 2х - подуровень этого уровня - один электрон. [42]
Структуру электронной оболочки атома элемента выражают электронной формулой, раскрывающей распределение электронов, по энергетическим уровням и подуровням. [43]
Строение электронных оболочек атомов благородных газов как причина их низкой химической активности. [44]
Устойчивость электронных оболочек атомов благородных газов проявляется в их очень высоких, больших, чем у галогенов, энергиях ионизации 1г и отрицательных значениях сродства к электрону. Такие перестройки электронных оболочек благородных газов, как их возбуждение и гибридизация орбиталей, требуют очень больших энергетических затрат. Эти затраты не могут быть компенсированы энергией образования обычных двухэлектронных двухцентровых связей. Теория объясняет возможность получения многих соединений элементов VIIIA-под-группы с привлечением представлений о трехцентровых четы-рехэлектронных связях. [45]