Cтраница 3
Изобразите электронное строение атомов азота и фосфора и укажите, какие степени окисления они проявляют в своих соединениях. [31]
Выяснение электронного строения атомов всех элементов периодической системы облегчается мысленным процессом последовательного заселения электронами водородоподобных орбиталей в порядке повышения их энергии и одновременного увеличения заряда ядра на единицу с каждым добавляемым электроном. При этом особое внимание следует обращать на связь между орбитальной электронной конфигурацией атомов и их первой энергией ионизации. [32]
Установление электронного строения атомов и молекул включает определение соответствующего собственного значения и связанной с ним собственной функции для полуограниченного самосопряженного гамильтониана в гильбертовом пространстве L Практически реализуемой схемой решения таких уравнений является алгебраическое приближение, в котором собственные функции параметризуются путем разложения по конечному набору функций, в результате чего получается система алгебраических уравнений для коэффициентов этого разложения. [33]
Знание электронного строения атомов позволяет подойти к интерпретации химических свойств элементов. Не следует пытаться запоминать все приводимые ниже факты, нужно лишь выделять из описательного материала те свойства, которые подчиняются регулярным периодическим закономерностям и могут быть объяснены электронным строением атомов. Не каждое химическое свойство становится абсолютно ясным, если известно электронное строение атома данного элемента, но многие наблюдаемые факты приобретают на этой основе ясный смысл, и именно этот смысл следует искать в массе химических данных. [34]
Изучение электронного строения атомов начинается с описания в рамках одноэлектронного приближения оболочечной модели. [35]
Сравнение электронного строения атомов и наиболее характерных валентных состояний р-элементов второго и третьего периодов позволяет сделать следующий вывод: 2р - элементы в силу наличия всего четырех орбиталей на внешнем уровне в соединениях не проявляют валентность выше четырех, тогда как Зр-элементы проявляют валентность, соответствующую номеру группы, в которой они находятся. У атомов Зр-элементов есть свободный d - полу-ровень, поэтому электроны s - и р-подуровней могут переходить на свободный d - подуровень и участвовать в образовании химической связи. [36]
Сравнение электронного строения атомов и наиболее характерных валентных состояний р-элементов второго и третьего периодов позволяет сделать еледующий вывод: 2р - элементы в силу наличия всего четырех орбиталей на внешнем уровне в соединениях не проявляют валентность выше четырех, тогда как Зр-элементы проявляют валентность, соответствующую номеру группы, в которой они находятся. У атомов Зр-элементов есть свободный d - подуровень, поэтому электроны s - и р-подуровней могут переходить на свободный d - подуровень и участвовать в образовании химической связи. [37]
Особенности электронного строения атомов определяют закономерности в изменении свойств элементов в периодической системе. [38]
Рассмотрение электронного строения атома, величины ионизационного потенциала, эффекта Холла и др. для щелочных металлов дает основание Хрущеву [65] сделать тот же вывод о сохранении ближнего порядка, соответствующего ОЦК-структуре. [39]
Вследствие неодинакового электронного строения атомов, принадлежащих к различным группам периодической системы, характер взаимодействия одноименных атомов меняется при переходе от инертных газов к щелочным металлам. Известно, что внешняя электронная оболочка инертных газов заполнена и поэтому весьма устойчива. Устойчивость внешней оболочки из восьми электронов проявляется, в частности, в том, что взаимодействие атомов инертных газов с одноименными или посторонними атомами чрезвычайно слабо. Эти слабые силы притяжения, проявляющиеся у атомов инертных газов при низких температурах, называют силами Ван-дер - Ваальса. Атомы с заполненными валентными оболочками имеют сферическое распределение электрического заряда, и, не обладая постоянными электрическими моментами, не могут возбуждать у других атомов индуцированные моменты. Происхождение сил Ван-дер - Ваальса обусловлено наличием у таких атомов мгновенных диполей. Силы Ван-дер - Ваальса являются слабыми взаимодействиями, в которых валентные электроны непосредственно не участвуют, а потому их не причисляют к химическим связям. [40]
Особенности электронного строения атома бора и его большой размер ( радиус атома бора 0 088 нм) по сравнению с атомами азота ( 0 070 нм) и углерода ( 0 077 нм) делают характерным для боридов в отличие от нитридов и карбидов наличие в структуре непосредственных связей между атомами бора. Это отличает их от типичных фаз внедрения, причем различные комбинации sp3 - и 5р2 - гидридных орбиталей атома бора обусловливают большое многообразие структур, образуемых боридами. [41]
По электронному строению атомов ( табл. 18) элементы III группы являются металлами. По конфигурациям внешнего энергетического уровня они делятся на две подгруппы: главную, или IIIA: В, Al, Ga, In, T1 и побочную, или IIIB: Sc, Y, La, лантаноиды, Ас, актиноиды. Из-за различия в более глубоком предвнешнем уровне и радиусах атомов главная подгруппа делится на два семейства: а) В и А1 - предвнешний уровень из 2 или 8 электронов; б) Ga, In, Tl - предвнешний уровень из 18 электронов. [42]
По характерному электронному строению атомов с незаполненной й-орбиталыо, по физическим и химическим свойствам, определяемым этой электронной структурой, по склонности к образованию электроположительных ионов и координационных соединений элементы подгруппы хрома относятся к переходным металлам. [43]
У углерода электронное строение атома соответствует распределению электронов по орбиталям, в котором, согласно правилу Хунда, имеются два одиночных электрона. Так же, как и для атома Be и В, энергия возбуждения атома углерода компенсируется энергией образования двух дополнительных химических связей. [44]
У углерода электронное строение атома соответствует распределению электронов по орбиталям, в котором, согласно правилу Хунда, имеются дза одиночных электрона. Так же, как и для атома Be и В, энергия возбуждения атома углерода компенсируется энергией образования двух дополнительных химических связей. [45]