Водород электронное строение

Рис. XII.1. Электронное строение атомов водорода и гелия.

На основе электронного строения атомов указать, могут ли быть окислителями атомы натрия, катионы натрия, кистород в степени окисленности —2, иод в степени окисленности О, фторид-ионы, катионы водорода, нитрит-ионы, гидрид-ионы.. [c.166]

К а-элементам относятся водород, гелий, щелочные и щелочноземельные элементы, а также бериллий и магний. Водород и гелий существенно отличаются по своим физическим и химическим свойствам друг от друга и от остальных з-элементов. Это связано с резким отличием электронного строения их атомов от электронного строения атомов остальных -элементов. Свойства водорода удобнее обсуждать при изучении химии р-элементов УПА-подгруппы, а гелия [c.379]

Стремясь завершить внешний уровень, они присоединяют по одному электрону, проявляя степень окисления, равную —1. Такую степень окисления галогены имеют в соединениях с водородом и металлами. Однако атомы галогенов, кроме фтора, могут проявлять и положительную степень окисления +1, +3, +5, +7. Это объясняется электронным строением атомов, которое для атома фтора можно представить так [c.245]

Однако это еще не окончательная картина электронного строения бензола, потому что экспериментально наблюдаемая длина связи С—С (1,390 А) оказывается значительно меньше длины простой связи С—С (1,54 А). У каждого атома углерода остается одна негибридизованная 2р-орбиталь, ориентированная перпендикулярно плоскости гексагонального кольца (рис. 13-23). В молекуле бензола 30 валентных электронов по 4 от каждого из шести атомов углерода и по 1 от каждого из шести атомов водорода. Из них 12 электронов используются для образования шести простых связей С—Н и 12-для образования шести простых а-связей С—С. Остаются еше шесть электронов и шесть неиспользованных в а-связях р-орбиталей атомов углерода. Возможно, эти орбитали используются попарно для образования еще трех ковалентных связей. Но как выбрать такие три пары [c.573]

Рассмотрите ио методу молекулярных орбиталей электронное строение молекул Эг для водорода, галогенов, халькогенов, азота, фосфора и углерода. Определите порядок связи и условия существования молекул Эг. Парамагнитны или диамагнитны эти молекулы Возможна ли конденсация газов Эг в жидкое и твердое состояние Какие свойства для них характерны—окислительные или восстановительные Способны ли молекулы Эг к дисмутации Ответ сопроводите уравнениями реакций. Для каких из указанных элементов образование катионов Э2+ наиболее выгодно Приведите примеры веществ, включающих катионы Э2+. Какие элементы могут существовать в виде молекул Э (п>2) и анионов Э (v=l,2) Устойчив ли ион I3+ [c.153]

Сравним, например, NH4 и СН4.. Эти две молекулярные частицы обладают одинаковым электронным строением, поскольку они являются изоэлектронными. В каждой из них имеется центральный атом, окруженный октетом валентных электронов, которые обобществлены в связях с четырьмя атомами водорода. Различие между ними заключается в заряде ядра центрального атома. Поскольку заряд ядра у N на единицу больше, чем у С, обобществляемые атомами водорода электронные пары сильнее притягиваются к ядру атома N в КНд, чем к ядру атома С в СН4. Поэтому связи N—Н поляризованы сильнее, чем связи С—Н. Соответственно ион аммония в воде обладает кислотными свойствами, чего нельзя сказать о метане [c.96]

Нейтральная двухатомная молекула ОН наблюдается в космическом пространстве. Опишите ее электронное строение в рамках теории молекулярных орбиталей, принимая во внимание только 2р-орбитали кислорода и Ь-орбиталь водорода. На молекулярной орбитали какого типа находится неспаренный электрон в молекуле ОН Распределена ли эта орбиталь по атомам кислорода и водорода или же она локализована только на одном из этих атомов Если локализована, то на каком атоме [c.548]

Электронное строение. Для объяснения химических свойств предельных углеводородов рассмотрим особенности их электронного строения. Вспомним электронное строение атома углерода, его валентные возможности, типы химических связей и геометрию молекулы метана. В молекуле метана каждая молекулярная орбиталь (МО) образуется сложением атомной р- -орбитали углерода и х-орбитали водорода [c.124]

Ковалентными являются и связи, соединяющие атомы углерода друг с другом в более сложных органических веществах. Так, в молекуле этана два электрона двух атомов углерода составляют общую электронную пару, осуществляющую ковалентную связь между ними. В то же время каждый из атомов углерода ковалентно соединен с тремя атомами водорода. Электронное строение этана можно изобразить схемой [c.23]

У элементов первого периода валентной орбиталью является 15-орбиталь. Эти две атомных орбитали образуют две 5-молекулярные орбитали- связывающую и разрыхляющую. Рассмотрим электронное строение молекулярного иона. Он имеет один электрон, который будет занимать более энергетически выгодную 5-связывающую орбиталь. В соответствии с правилом подсчета кратности связи она будет равна 0,5, а так как в ионе имеется один неспаренный электрон, будет обладать парамагнитными свойствами. Электронное строение этого иона запишется по аналогии с электронным строением атома так 15. Появление второго электрона на 5-связывающей орбитали приведет к энергетической диаграмме, описывающей молекулу водорода, возрастанию кратности связи до единицы и диамагнитным свойствам. Возрастание кратности связи повлечет за собой и увеличение энергии диссоциации молекулы Нг и более короткому межъядерному расстоянию по сравнению с аналогичной величиной у иона водорода. Электронное строение Щ можно записать так 151 [c.56]

В предыдущей главе мы познакомились с волновыми функциями и энергетическими уровнями атома водорода. При помощи этих сведений и так называемого принципа заполнения мы сможем перейти к выяснению электронного строения атомов всех элементов. Это позволит нам понять структуру периодической системы, таблица которой изображена на рис. 7-3 [c.385]

После изложения основных идей и уравнений метода МО обратимся к конкретным примерам его использования при исследовании электронного строения молекул. Начнем с молекулы водорода в основном состоянии. [c.189]

В настоящее время не вызывает сомнения, что каталитическая активность катализаторов гидрогенизации зависит от химического состава и условий приготовления катализаторов, от электронного строения и природы металлов, нанесенных на катализатор, параметров их кристаллической решетки и работы выхода электрона из металла, от энергии связи металл — водород, от состояния и количества водорода в порах катализатора. [c.24]

Ослабление признаков неметаллических элементов в ряду Аз — 5Ь — В проявляется также в их соединениях с водородом НзЭ. Строение молекул НзЭ аналогично строению HзN и НзР. Но по мере увеличения размеров электронных облаков в ряду N — Р — Аз — 5Ь — В1 полярность и прочность связи Э—Н уменьшается. По этой же причине участие з -электронов в гибридизации ослабевает, значение валентного угла НЭИ приближается к 90° и наблюдается уменьшение дипольного момента молекул. [c.426]

Электронная теория кислот и оснований Льюиса отвергает культ протона . Она основывается на рассмотрении электронного строения частиц и не считает наличие водорода [c.32]

Не составляет труда записать волновое уравнение Шрёдингера для атома лития, состоящего из ядра и трех электронов, или атома урана, состоящего из ядра и 92 электронов. Однако, к сожалению, эти дифференциальные уравнения невозможно решить. Нет ничего утешительного в том, что строение атома урана в принципе может быть найдено путем расчетов, если математические (хотя отнюдь не физические) трудности препятствуют получению этого решения. Правда, физики и физикохимики разработали для решения уравнения Шрёдингера множество приближенных методов, основанных на догадках и последовательных приближениях. Проведение последовательных приближений существенно облегчается использованием электронно-вычислительных машин. Однако главное достоинство применения теории Шрёдингера к атому водорода заключается в том, что она позволяет получить ясную качественную картину электронного строения многоэлектронных атомов без проведения дополнительных расчетов. Теория Бора оказалась слишком упрошенной и не смогла дать таких результатов, даже после ее усовершенствования Зом-мерфельдом. [c.374]

Хотя основаниями могут быть молекулы или ионы разных соединений, они все имеют одно общее главное свойство наличие пары электронов, пригодной для образования ковалентной связи. Точно также главным свойством кислоты является наличие у молекулы или иона пустой орбитали для присоединения пары электронов ион водорода обладает этим свойством. Однако этим свойством обладает не только ион водорода, и поэтому можно ожидать, что и другие вещества, обладающие этим же свойством, будут вести себя как кислоты. Как видно, Льюис приписывает кислотность какому-нибудь соединению в силу его определенного электронного строения. Это станет ясно, если рассмотреть электронное строение для кислотно-основной р еакции по Льюису [c.333]

Прежде всего обращает на себя внимание периодичность в изменении электронных конфигураций атомов элементов в зависимости от порядкового номера. Это указывает, что в основе систематики химических элементов лежит электронное строение атомов. Каждый период начинается элементом с новым значением п. В связи с этим номер периода совпадает с главным квантовым числом внешних электронов атома. Сам период можно характеризовать как совокупность элементов, начинающуюся с пз и завершающуюся гs rtp элементами, т, е. как совокупность их от щелочных металлов до благородных газов. Исключение составляет первый период, содержащий только водород и гелий. Число элементов в периодах соответственно равно 2, 8, 8, 18, 18, 32, Элементы подгрупп имеют сходные внешние электронные конфигурации, что обусловливает общность их химических свойств. К главной подгруппе относятся элементы, для атомов которых п [c.65]

Азид водорода HNз является родоначальником ряда ковалентных и ионных азидов. Его можно получить реакцией азида натрия НаК, с серной кислотой. Азид водорода, называемый также азотоводородной кислотой, является чрезвычайно опасной жидкостью, которая имеет температуру кипения 36"С и разлагается со взрывом на свободные элементы. Водный раствор HNз представляет собой слабую кислоту (К = == 1,9 10" ). Для описания электронного строения этой кислоты приходится привлекать представление о резонансе двух валентных структур, как показано на рис. 21.22. Связи N—N в молекуле НЫз неэквивалентны наблюдаемые длины внутренней и концевой связей N—N равны 1,24 и 1,13 А соответственно. Азид-ион N3 изоэлектронен СО2, и поэтому следует ожидать, что он содержит две двойные связи N=N, как показано на рис. 21.22. Расстояние в N3 равно 1,15 А. При нагревании азидов тяжелых металлов или при ударе они разлагаются со взрывом на N2 и свободный металл. Азид свинца широко используется для изготовления взрывателей к боеприпасам. [c.317]

Задача 10.3. Рассчитать по РМХ электронное строение гипотетической молекулы НН, где Н — атом водорода с нотенциалом ионизации 20 эВ и орби- [c.299]

Молекула воды имеет угловое строение в вершине угла, равного в парах 104"27 (во льду 109°), помещается атом кислорода, на расстоянии 0,096 нм помещаются атомы водорода. Электронные облака водородных и кислородных атомов перекрываются так, что их оси направлены к углам тетраэдра. К двум другим углам тетраэдра направлены оси облаков jo-электронов кислорода, так что в целом электронная структура молекулы воды тетраэдрическая. Пары электронов атома кислорода, не использованных для связи с протонами, создают существенный избыток электронной плотности в одной части молекулы, другая часть (та, где находятся протоны) имеет избыточный положительный заряд это обстоятельство наряду с угловой формой молекулы объясняет наличие у воды момента диполя и, как следствие, сил взаимодействия между молекулами Н—О—И. Между внешними парами электронов кислорода и протонами соседних молекул воды возникают водородные связи, играющие существенную роль в формировании структуры всей массы жидкости. Каждая молекула воды может участвовать в образовании четырех таких связей две из них образуются [c.243]

Органическими производными аммиака являются амины. Они рассматриваются как продукты замещения атомов водорода в аммиаке на радикалы. Электронное строение аминов аналогично аммиаку. Нуклеофильные (основные) свойства алифатических аминов более выражены, чем у аммиака. Это объясняется влиянием электронодонорных алкильных радикалов, стабилизирующих положительный заряд на ионе аммония. [c.408]

Рассмотрим электронное строение молекулы аммиака. Атом азота имеет пять валентных электронов, три из них участвуют в образовании трех а-связей с атомами водорода, каждый из которых при- [c.83]

Рассматривая электронное строение атомов различных элементов в порядке возрастания их порядкового номера, мы убедились (с. 28), что атом водорода (1в ) одновалентен, тогда как валентность атома гелия (1з ) равна нулю. Валентность атома лития (ls 2s ) во всех соединениях равна единице, тогда как бериллий (18 2в ) становится двухвалентным благодаря переходу атома в возбужденное состояние (18 28 2р ). Это объясняется тем, что энергия, затрачиваемая на возбуждение атома, с избытком компенсируется при образовании [c.42]

Все халькогены в соединениях с водородом и металлами проявляют степень окисления —2, а в соединениях с кислородом и другими активными неметаллами — обычно +4 и +6. Для кислорода, как и для фтора, не типична степень окисления, равная номеру группы. Он проявляет степень окисления обычно —2 и в соединениях со фтором +2 н+1. Такие значения степеней окисления вытекают из электронного строения атомов халькогенов [c.239]

Описать электронное строение диборана. Одинаковы ли свойства всех атомов водорода, входящих в состав молекулы ВгНб Ответ мотивировать. [c.245]

Хотя уравнение Шрёдингера для многоэлектронных атомов не имеет точного решения, можно показать, что при возрастании порядкового номера элементов не следует ожидать радикального изменения электронного строения атомов по сравнению с атомом водорода. Атомы всех элементов тоже могут быть охарактеризованы квантовыми состояниями, причем для этого используются те же четыре квантовых числа (п, /, ш и х) и по существу такие же электронные функции вероятности, или облака электронной плотности. Конечно, квантовые уровни энергии для разных элементов не совпадают, однако при переходе от одного элемента к другому они изменяются закономерным образом. [c.386]

Один из способов описания электронного строения молекулы В2Не, основанный на представлении о локализованных молекулярных орбитах, показан на рис. 13-9. Каждый атом бора использует две 5р -гибридные орбитали для образования связей с двумя концевыми атомами водорода. Каждая из остающихся хр -орбиталей используется для образования трехцентровой связывающей орбитали с Ь-орбиталью атома водорода и. хр -ор-биталью другого атома бора. Согласно такой модели, мостиковые атомы водорода должны быть расположены выше и ниже плоскости, в которой лежат оба фрагмента ВН,, что подтверждается экспериментально. [c.558]

Две вышеизложенные модели электронного строения КНз предсказывают различные величины валентного угла Н—N—Н, но одинаковую форму молекулы. (Под формой молекулы мы понимаем положения атомов, которые могут быть установлены экспериментально, но не положение неопределенной пары электронов, о котором можно только строить предположения.) Обе модели связи в КНз позволяют утверждать, что эта молекула имеет тригонально-пирамидальную форму. Однако модель образования связей из 2р-орбиталей азота и 15-орбиталей водорода предсказывает, что валентный угол Н—N—Н имеет величину 90° (угол между р-орбиталями), тогда как, согласно модели образования связей из гибридных хр -ор-биталей азота и Ь-орбиталей водорода, валентный угол Н—N—Н имеет тетраэдрическое значение 109,5° (угол между гибридными 5р -орбиталя-ми). [c.561]

Электронное строение многоатомных молекул может быть объяснено образованием локализованных молекулярных орбиталей между каждой парой соседних атомов в молекуле. Для объяснения связи между центральным атомом молекулы (например, углерод в СН4) и присоединёнными к нему периферийными атомами (четыре атома водорода в СН4) часто используют гибридные орбитали, из которых затем строят локализованные орбитали. Если к центральному атому присоединены четыре периферийных атома, для образования локализованных связывающих орбиталей используются четыре эквивалентных sp -гибрида (тетраэдрические гибридные орбитали) при наличии трех периферийных атомов центральный атом использует для образования связей с ними три своих эквивалентных sp -гибрида (плоские тригональные гибридные орбитали) при двух периферийных атомах центральный атом использует два эквивалентных sp-ги-брида (линейные гибридные орбитали). Например, каждую связь С—Н в молекуле СН4 можно представить как электронную пару на локализованной связывающей молекулярной орбитали, образованной sp -гибрида-ми атома углерода и ls-орбиталями атомов водорода [схема связи (sp -I-+ Is)]. [c.595]

Согласно представлениям Гейтлера и Лондона, водород способен к образованию молекулы Нг потому, что в его атоме имеется один неспаренный электрон, а гелий не может образовать молекулу Нб2 ввиду того, что оба электрона в атоме Не являются спаренными. Аналогично рассмотрим взаимодействие двух атомов Li. Электронное строение атома лития (ls 2s) (рнс. 1.34) таково, что в этом атоме имеется один неспаренный 25-электрон, поэтому за счет спаривания одиночных s-электронов можно ожидать образования молекулы LI2, аналогичной молекуле Нз. Действительно, молекула, LI2 существует. Энергия связи в молекуле Lis (1,03 эВ) приблизительно в четыре раза меньше энергии связи в молекуле Нг (4,48 эВ). Это обусловлено наличием около ядра лития перв ого электронного слоя, поэтому связь Li —Li значительно более длин-" ная, чем связь Н—Н (267 пм вместо 74 пм в молекуле Нг) кроме того, две пары электронов первого слоя сильно экранируют заряд ядра и отталкипаются друг от друга. Все это приводит к значи- тельному ослаблению связи. [c.81]

Свойства и получение. Атом углерода в валентном состоя-ВИИ s 2spxPgPz имеет четыре, неспаренных электрона и во внешнем электронном слое отсутствуют как свободные квантовые ячейки, так и неподеленные электронные пары (только для одного элемента, кроме углерода,— водорода характерно состояние атома, имеющее з ти особенности). Такое электронное строение атома и расположение углерода посередине шкалы электроотрицательностей обусловливают уникальные свойства данного элемента, благодаря которым существует огромное многообразие органических соединений. [c.352]

Большие изменения произошли в изложении квантовой химии и теории химической связи в переводной и отечественной литературе и в преподавании теории строения вещества. Поэтому нам представлялось бесцельным повторно знакомить студентов III курса с качественными представлениями теории валентных связей и электронным строением молекул (форма электронных орбиталей, гибридизация, направленные валентности и др.), изучаемыми ими на I курсе. В то же время в ряде переводных и отечественных учебных пособий появилось вполне доступное изложение приближенных методов расчета молекул, основанных на методе молекулярных орбиталей метод молекулярных орбиталей в приближении Хюккеля (МОХ), теория кристаллического поля, теория поля лигандов и др. В связи с этим изложены количественные квантовохимические расчеты на основе строгого решения уравнения Шрёдингера для атома водорода (введение трех квантовых чисел п, I и [c.3]

Рассмотрите электронное строение карбонильной группы. Чем объясняется подвижность водорода у а-)тлеродного атома в альдегидах и кетонах В чем сходство и различие С=0- и С = С-связей [c.61]

Свойства и получение. Внешняя электронная оболочка атома углерода в основном и возбужденном состоянии имеет строение 2s 2p и s2pxPfPi. Таким образом, в валентном состоянии атом углерода имеет четыре неспарениых электрона и во внешнем электронном слое отсутствуют как свободные атомные орбитали, так и неподеленные электронные пары (только для одного элемента, кроме углерода, - водорода характерно подобное состояние атома). Такое электронное строение атома углерода обусловливает две характерных его особенности возможность образовывать четыре ковалентные связи и неспособность к донорно-акцепторному взаимодействию. [c.363]

Электронное строение атома гелия в нормальном состоянии выражается формулой 15 таким образом, в атоме гелия имеются два электрона, у которых л = 1, / = О, т = 0. Согласно принципу Паули, эти электроны должны иметь антипараллельные спины. Очевидно, электрон атома водорода имеет спин, направление которого совпадает с направлениел спина одного из электронов в атоме гелия. Поэтому общее электронное облако, связывающее атомы Не и Н, не может образоваться между этими атомами не возникает химической связи. [c.156]

Органическими производными аммиака являются амины. Они рассматриваются как продукты замещения атомов водорода в аммиаке на радикалы. Электронное строение аминов ана югично аммиаку. Нуклеофильные (ос- [c.355]

Характеристика элементов У[11А-группы. Особенности гелия и неона. Все периоды системы завершаются элементами У1ПА-груп-пы. Эти элементы имеют полностью укомплектованные электронные оболочки п пр (у гелия 1х ). С точки зрения электронного строения неон и тяжелые благородные газы естественно поместить в УП1А-группу, поскольку на внешней оболочке они содержат 8 электронов и являются ЗуО-элементами. Гелий с этой точки зрения относится к -элементам (как и водород) и формально должен возглавлять ИА-группу. Однако у атома гелия отсутствует возможность промотиро- [c.388]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология