Электроны гидраты солей

Ряд напряжений. При погружении металлической пластинки в воду (или раствор соли данного ме талла) под действием полярных молекул воды -ионм металла частично отрываются от поверхности пластинки. В результате этого на поверхности металла остается некоторое количество избыточных электронов. Гидрати рованные (окруженные молекулами воды) ионы металла размещаются вблизи поверхности металлической пластинки. Возникает двойной электрический слой. Образующаяся при этом разность потенциалов между мег таллом и раствором называется электродным потенциаг лом металла (рис. 37). В зависимости от химической природы металлов (строения их атомов, склонности их ионов к гидратации) различные металлы посылают в растворы разные количества ионов и, следовательно, на их поверхности остается неодинаковое число электронов. Так, у меди, ртути, серебра, золота и некоторых других металлов способность посылать ионы в растворы выражена очень слабо. [c.138]

Акрилаты и метакрилаты калия, натрия и лития, акрилаты рубидия и кальция, метакрилат бария. Эти соли полимеризованы в твердой фазе [12, 164, 165]. Установлено, что отличие в кристаллической структуре мономеров приводит к отличию в скоростях их полимеризации. Отмечены различия, иногда значительные, в полимеризуемости безводных солей и их гидратов. Например, при поглощенной дозе 0,8 Мрад для одних и тех же условий степень превращения дигидрата метакрилата бария составляет 55%, а безводного метакрилата бария 1% [164]. Эти данные показывают, что не природа щелочного металла, а кристаллическая структура мономера (и расстояния между винильными группами) ответственны за его склонность к полимеризации в твердой фазе [164, 165]. Полимеризация акрилата натрия непосредственно наблюдалась в электронном микроскопе [100]. [c.163]

Ряд элементов железо, рутений, осмий. Строение электронных оболочек чх атомов. Валентность железа в соединениях. Положение железа в ряду напряжений и его отношение к различным окислителям. Окислы железа и их химический характер. Оксидирование железа как один из методов борьбы z коррозией. Гидраты окислов желе- а. Соли двухвалентного и трехвалентного. железа. Их окислительно-восстановительная характеристика. Комплексные соединения железа. [c.291]

Сенсибилизация солями металлов связывается с фотохимиче скими окислительно-восстановительными реакциями, в которых принимает участие адсорбированная полимерами вода илн во.аа гидратов солей металлов. Так, предполагается фотоперенос электрона от некоторых катионов к воде и от воды к катионам [c.181]

Число электронов в наружной оболочке определяет валентность данного элемента, а следовательно, и тип его соединений гидридов, окислов и их гидратов, солей и т. д. [c.493]

Металлическое состояние их энергетически неустойчивое. (Неустойчивость их — активность — тем больше, чем больше выделяется тепла.) Отсюда склонность их переходить в ионное состояние (в окислы, гидраты, соли) за счет отдачи электронов атомам неметаллов. В природе эти элементы в металлическом состоянии не встречаются. [c.319]

Так, три электрона лития неравноценны. Один из этих электронов связан с ядром атома слабее двух других, так как расположен дальше от ядра, чем первые два электрона. Этот электрон участвует в образовании химической связи и поэтому называется валентным. Взаимодействие такого электрона подобно взаимодействию электрона с ядром в атоме водорода, что и обуславливает аналогию в их спектрах. Числом электронов наружной оболочки определяются валентные состояния, характерные для данного элемента, типы его соединений — гидридов, окислов, гидратов солей и т. д. Это можно проследить на любой группе элементов периодической системы. Известно, что в наружных оболочках атомов азота, фосфора, мышьяка, сурьмы, висмута находится- по пять электронов. Этим определяются их одинаковые валентные состояния (—3, -fЗ, -Ь5), однотипность [c.16]

Электронные структуры атомов и ионов меди, серебра и золота. Сравнение структуры электронных оболочек атомов подгруппы меди с атомами щелочных металлов. Валентность элементов подгруппы меди в их соединениях. Положение меди, серебра и золота в ряду напряжений и отношение их к кислороду и другим окислителям. Окислы и их гидраты. Важнейшие соли. Комплексные соединения. Получение металлов в свободном виде. Применение металлов и их соединений. [c.170]

Химические свойства металлов. С химической стороны металлы характеризуются способностью легко отдавать электроны, превращаясь в катионы. Металлы образуют основные окислы и с кислотами дают соли. Но не все металлы одинаково сильно проявляют основные свойства. Так, те металлы, которые занимают места в начале периодов менделеевской системы, образуют хорошо растворимые в воде основания, сильно диссоциированные в водном растворе, имеющие характер щелочей. Таково большинство легких металлов литий, натрий, калий, кальций, барий, стронций. Что же касается металлов, находящихся в середине периодов, то гидраты их окислов почти нерастворимы в воде и имеют лишь слабые основные свойства. К таким металлам относится большинство тяжелых металлов и из легких металлов — алюминий. [c.279]

Со способностью металлов легко отщеплять валентные электроны связаны наиболее характерные их свойства. Так, многие металлы вытесняют из кислот водород, образуют окислы и гидраты окислов основного характера, замещают в солях ионы других металлов и т. д. [c.303]

В кристаллах гидратов кислот и кислых солей вода обычно играет роль донора электронов в водородных связях с кислотными [c.40]

В мокрые периоды элемент железо раствор сернокислого закисного железа гидрат окиси железа будет восстанавливать гидрат окиси железа (ржавчину) до магнетита, который в дальнейшем в сухие периоды снова окисляется до гидрата окиси железа. Таким образом, все большее и большее количество железа превраш,ается в рыхлую ржавчину на участках, где присутствует сернокислая закись железа, чем и объясняется быстрое отслаивание лака. Для протекания электрохимической реакции необходима соль, увеличивающая электропроводность воды. Нет сомнения в том, что металлическое железо может реагировать химически с нижним слоем окисной ржавчины и образовывать магнетит, но на дальнейшее преобразование сказывается то обстоятельство, что магнетит — электронный проводник, а раствор сернокислой закиси железа — ионный проводник. Это позволяет гидроокиси трехвалентного железа способствовать за счет катодной реакции. переходу железа в раствор и превращению в магнетит до тех пор, пока вся ржавчина не перейдет в черный магнетит. Другие соли (хлориды и т. п.) могут, несомненно, реагировать таким же путем, объясняя тем самым тот факт (стр. 464), что ржавчина, содержащая следы хлоридов, стимулирует последующее ржавление, тогда как чистая ржавчина не обладает таким свойством. Этот механизм невозможен для цинка, чем и объясняется тот факт, что цинк в условиях полного или частичного погружения в солевые растворы корродирует с большей скоростью, чем железо, тогда как в атмосферных условиях с меньшей скоростью, чем железо, за исключением случаев, когда среда очень кислая (например в ж.-д. туннелях). [c.447]

Каковы электронные формулы соляно/Сислого гидроксиламина, гидрата гидроксиламина Каков характер связей в их молекулах Как можно получить гидроксиламин из солянокислого гидроксиламина [c.121]

Гидраты солей. В принципе можно было бы подвергнуть экспериментальной проверке теорию электрона в полости, если бы удалось создать анионную вакансию в гидрате соли, например в KF4H2O, и заполнить ее электронами. К сожалению, анионные вакансии в гидратах образуются с гораздо меньшей вероятностью, чем в безводных галогенидах щелочных металлов. В настоящее время только при работе с кристаллами гидратов гидроокисей щелочных металлов удается, по-видимому, достигнуть желаемого [c.90]

Следует, наконец, сказать несколько слов о радикалах, обнаруженных в различных облученных гидратах солей, например в облученном Ы2504-2Н20 [14]. Результаты, приведенные в табл. 1.1, интерпретируются на основании предположения о возникновении захваченных гидроксильных радикалов, имеющих неспаренный электрон на одном из л-уровней [15]. Такие радикалы явно отличаются от радикалов, найденных во льду. Однако само по себе это отличие не является достаточным основанием для того, чтобы отвергнуть предложенное отнесение. [c.124]

Наличие на внешнем слое двух электронов определяет металлический характер железа. В наиболее распространенных соединениях железо положительно двух- и трехвалептно. Низший окисел FeO и соответствующий ему гидрат F (0H)2 имеют основной характер. Окисел F aOg и соответствующий ему гидрат Fe(0H)3 проявляет амфотерные свойства. Ему соответствует железистая кислота HFeOg и ее соли ферриты, например NaFeOj—феррит натрия. [c.396]

Положение в периодической системе Д. И. Менделеева, электронное строение и валентность атомов металлов подгруппы цинка. Место нх в ряду напряжений и восстановительные свойства. Соединения закисной и окисной ртути. Окиси и гидраты окисей. Их амфотерность. Соли и их гидролиз. Комплексные соединения. Меркураммонисвые соединения. Амальгамы. [c.160]

Связь, которая образуется за счет электронной пары только одного иэ партнеров реакции, называется координационной и обозначается стрелкой или пунктиром. Координационная связь яв.ляется широко рас-иространенным видом связи атомов метапла в комплексных соединениях. За счет координационных связей образуются комплексные соли, гидраты, аммиакаты. [c.224]

Разность потенциалов, возникающую на границе металл — вода при наступлении равновесия, называют электродным потенциалом металла. Наступившее равновесие смещается влево в случае погружения металлической пластинки в водный раствор соли данного металла (в связи с повышением концентрации катионов) равновесие сместится вправо при непрерывном удалении избыточных электронов (при переходе их на поверхность другого металла). При погружении малоактивного металла в концентрированный раствор его соли часть катионов теряет свою гидрат-ную оболочку и переходит из раствора в кристаллическую решетку металла, заряжая его положительно раствор при этом заряжается отрицательно вследствие образовавшегося избытка анионов соли. Таким образом, при погружении металлов в растворы их солей одни из них (более активные) зарял аются [c.63]

Скандий образует соли и комплексы только в трехвалентном состоянии. Ион S + имеет электронную конфигурацию аргона, а его радиус лишь немногим меньше радиусов последних членов группы лантанидов, которых он весьма напоминает по своим химическим свойствам. Этот элемент обладает более основными свойствами, чем алюминий, но менее основными, чем лантаниды, в связи с чем он образует гидратированную окись 5с20з(Н20)ж, а также S O(OH), но не S (ОН) д. Гидрат окиси скандия при помощи аммиака можно соосадить с гидроокисью кобальта. Используя большую склонность скандия к образованию комплексов, в том числе S (N S)s (экстрагирующего эфиром), его можно отделить от лантанидов. Аналогичное отделение можно произвести экстракцией скандия в виде хлоридных комплексов трибутилфосфатом из сильно солянокислых растворов. Скандий отличается от трехвалентных лантанидов способностью образовывать в растворе сульфата калия нерастворимый двойной сульфат. Трифто-рид скандия S Fs нерастворим в воде, но растворяется в присутствии избытка фторид-иона с образованием S F . Скандий [c.356]

Простейший пример подобной реакции — взаимодействие катиона диазония с ионом гидроксила — в термодинамическом аспекте мы уже рассмотрели в разделе диазоравновесий. Теперь следует остановиться на той же реакции с точки зрения ее возможного механизма. Обе ступени взаимодействия гидроксила с катионом диазония не протекают синхронно. Это приводит к тому, что первая ступень реакции — образование диазо-гидрата и вторая ступень — отрыв протона молекулой основания и стабилизация с н-диазотата идут последовательно одно за другой. Диазогидрат при этом следует рассматривать как промежуточный продукт в стационарном состоянии, т. е. такой, который никогда в процессе реакции не накапливается. В соответствии с этим можно предположить, что взаимодействие катиона диазония с первым гидроксилом является наиболее медленной лимитирующей стадией процесса. Интимный механизм этого взаимодействия можно представить следующим образом. Сила ионного взаимного притяжения заставляет гидроксил занять такое место по отношению к диазониевой группе, какое занимал анион в кристалле соли. В возникшей таким путем ионной паре гидроксил ориентируется л-электронной системой ароматического ядра и диазониевой группы. [c.39]

В настоящее время теория ионных соединений разработана очень грубо. В развитии этой теории весьма большую роль сыграло изучение химических свойств благородных газов, открытие их инертного характера, невозможности получения их солей и окислов. Теперь известно, что ионы элементов главных рядов периодической системы имеют такое же строение электронной оболочки, как и атомы благородных газов. Теория молекулярных соединений, напротив, еще далеко не разработана. Известны сотни соединений, которые принято называть молекулярными, так как объяснить их образование за счет ионной или атомной связи не представляется возможным. Считают, что эти соединения обусловлены ван-дер-ваальсовыми силами сцепления, которые складываются из сил взаимодействия постоянных диполей, или постоянного и индуцированного диполя и квантово-механических сил взаимодействия, так называемого дисперсионного эффекта. Однако теория во многих случаях еще бессильна предсказать новые соединения, координационное число образующихся комплексов, свойства известных соединений. С одной стороны, сама теория ван-дер-ваальсовых сил в том виде, в котором ее развил Лондон, может быть приложима только в самых простейших случаях с другой стороны, экспериментальный материал, относящийся к химии молекулярных соединений, очень разрознен, не систематизирован, а нередко и просто случаен. Почему одна пара веществ дает молекулярное соединение, а другая пара не дает Почему двуокись серы дает с метиловым спиртом соединение ЗОз СН.,ОН, а сероводород с метиловым спиртом не дает соединений Почему метан и этан дают соединения с водой — шестиводные гидраты, а для метилового и этилового спиртов они не известны На эти, как и на многие другие вопросы мы пока еще не имеем ответа химия молекулярных соединений находится в стадии созидания. [c.116]