Кислород электронное строение

Кислород. Электронное строение атома кислорода и распределение электронов по квантовым ячейкам показаны схемой [c.159]

Рис. 13-15. Электронное строение Н2О в рамках модели локализованных орбиталей, образованных с участием гибридных зр -орбиталей кислорода. Эта модель предсказывает для угла Н—О—Н значение 109,5°.

Атом кислорода, располагаясь в главной подгруппе шестой группы периодической системы, имеет электронное строение ls 2s 2p, структура его внешнего электронного слоя выражается схемой [c.134]

Рассмотрим теперь изменение энергий ионизации во втором периоде. Элементы этого периода имеют следующие величины /4 (эВ) 5,39(Ь1) 9,32(Ве) 8,30(В) ]1.26(С) 14,53(Н) 13,61(0) 17.42(Р) 21,5б(Не). Таким образом, при переходе от Ь к Не происходит возрастание энергии ионизации. Это объясняется увеличением заряда ядра (число электронных слоев при этом остается одним и тем же). Однако, как видно из приведенных данных, возрастание /1 происходит неравномерно у следующих за бериллием и азотом бора и кислорода наблюдается даже некоторое уменьшение / 4. Эта закономерность вытекает из особенностей электронного строения. У бериллия, имеющего конфигурацию 15 252, внешняя 5-оболочка заполнена, поэтому у следующего за ним бора, электрон поступает в / -оболочку /7-электрон менее прочно связан с ядром, чем 5-электрон, поэтому первая энергия ионизации у бора меньше, чем у бериллия. Строение внешнего электронного слоя атома азота в соответствии с правилом Хунда выражается схемой [c.76]

Описать электронное строение молекулы Оз, сравнить химическую активность озона и молекулярного кислорода Ог. Как получить озон из молекулярного кислорода [c.224]

Теперь, когда каждая из 2р-орбиталей занята одним электроном, начинается попарное размещение электронов на 2р-орбиталях. Атому кислорода (2 = 8) соответствует формула электронного строения ls 2s 2p и следующая схема [c.66]

Делокализованная л-связь. Рассмотрим химические связи в карбонат-ионе С0 Этот ион имеет треугольное строение. Атом углерода за счет электронов р -гибридных орбиталей образует три связи, лежащие в плоскости под углом 120°, Четвертый электрон углерода образует л-связь. Валентное насыщение одного атома кислорода достигается за счет образования л-связи, двух других -за счет присоединения электрона. Строение такого иона изображают формулой [c.71]

Методы МО и ВС в общем ведут в большом числе случаев к одинаковым выводам. Но некоторые особенности электронного строения молекул метод МО отражает лучше, чем метод ВС. Так, в частности, на основании метода МО парамагнетизм кислорода получает естественное объяснение (см. ниже) в методе МО нет необходимости прибегать к изображению строения молекул с помощью суперпозиции фиктивных структур, что часто бывало причиной недоразумений и споров и т. п. Известно много попыток улучшить практическое применение метода МО ЛКАО главным образом по отношению к органическим соединениям. Исторически большую роль сыграло приближение, предложенное Хюккелем и вошедшее в науку под названием метода МОХ. Применяя этот метод к органическим соединениям, предполагают, что электронная структура органической молекулы может быть представлена [c.115]

Электронное строение молекулы СО рассмотрено на стр. 149, Как показано на рис. 53, шесть валентных электронов атомов углерода и кислорода размещаются на трех связывающих МО, образуя тройную связь эта связь характеризуется высокой прочностью (1076 кДж/моль). [c.442]

Опишите на основе теории молекулярных орбиталей электронное строение пероксидного иона О2 , а также супероксидного иона О . Диамагнитны или парамагнитны эти ионы Как соотносится прочность связи кислород—кислород в каждом из этих ионов с прочностью связи в молекуле О2 [c.547]

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]

По электронному строению молекула S2 подобна молекуле О2. Магнитные свойства последней указывают на наличие в ней двух неспаренных электронов. При четном числе внешних электронов в атоме кислорода (6) это возможно лишь для связи простой ( O—O ) или тройной ( O=O ). Так как длина простой связи О—О составляет около 1,50 А, а в молекуле О2 она равна 1,21 А, связь должна быть тройной. Возникновение структуры 0=0 связано с затратой энергии для перевода неспаренных электронов на более высокий энергетический уровень (3s) и преодоления их взаимного отталкивания (из-за параллельности спинов). Однако такая затрата перекрывается энергией образования тройной связи. Как следует из спектральных данных, переход от приведенной выше к обычно принимаемой для молекулы кислорода электронной структуре 0=0 требует затраты 22 ккал/моль. Эта структура является, следовательно, не основной для молекулы кислорода, а возбужденной (с энергией диссоциации 97 ккал/моль). [c.322]

Атомы серы и фосфора в отличие от атома азота имеют во внешнем слое свободные -орбитали, которые в известной мере заполняются неподеленными электронными парами атомов кислорода. Таким образом, связи серы и фосфора с кислородом средние между одинарными и двойными их электронное строение лучше передают формулы [c.98]

Судя по электронному строению, для кислот можно предвидеть также реакции, связанные с наличием кислотного протона (его можно заменить металлом) и с нуклеофильностью атома кислорода гидроксильной группы [c.53]

Распределение электронов (строение электронного облака)-в молекулах воды можно представить себе как показано на рис. 23, Молекула воды состоит из трех атомных ядер и 10 элект ронов. Первая электронная пара (15-электроны) атома кислорода (показанная кружком) расположена на небольшом расстояний от ядра этого атома. Остальные четыре пары образуют электронные облака, вытянутые в направлении четырех вершин тетраэдра. Две из этих пар связаны с ядрами водородных атомов. Соответствующим вершинам тетраэдра можно приписать некоторый положительный заряд. Две другие пары придают своим вершинам отрицательный заряд. По крайней мере для молекул воды, находящихся в кристаллах льда, можно принять, что расстояние от ядра кислородного атома до всех вершин тетраэдра одинаково и составляет 0,99 А и что тетраэдр этот можно рассматривать как правильный. [c.80]

ДВОЙНАЯ СВЯЗЬ — химическая связь, осуществляемая двумя единицами валентности за счет четырех общих электронов между атомами в молекулах разных веществ, например, у кислорода 0=0, этилена СН2=СН2. С точки зрения электронной теории валентности Д. с. относится к ковалентной, или гете-рополярной, связи. Электронное строение этилена изображают формулой [c.83]

Химические свойства молекул определяются не только заселенностью внешних энергетических уровней, позволяющей выделять среди молекул их наиболее реакционноспособные образования — радикалы. На химические свойства большое влияние оказывают характеристики электронного строения. К ним относятся, как уже говорилось, энергии и характер высшей занятой молекулярной орбитали (ВЗМО) и нижней свободной молекулярной орбита.ли (НСМО). Это связано с. тем, что электроны, наиболее легко перемещаемые к реагенту — это наименее слабо связанные электроны ВЗМО. С другой стороны, реагент свои электроны может разместить, в первую очередь, на НСМО молекулы, как самой энергетически выгодной из незанятых орбиталей. Из табл. 4.4 видно, что электроны ВЗМО азота и СО наиболее прочно связаны (они находятся на связывающих МО), а электроны оксида азота, кислорода и фтора — наименее (они находятся на более высоко лежащих разрыхляющих МО). Поэтому последние вещества химически более активны, чем N2 и СО. [c.131]

Особые свойства воды являются отражением электронного строения ее молекулы, которая имеет угловую структуру атом кислорода в ней находится в состоянии 5р -гибридизации. Молекулы воды ассоциированы главным образом за счет водородных связей (см. 5.9). [c.248]

Карбонильные соединения относятся к числу наиболее реакционноспособных классов органических соединений. Их химические свойства связаны с особенностями электронного строения карбонильной группы. Связь между углеродом и кислородом поляризована кислород, как более электроотрицательный элемент, накапливает вокруг себя большую электронную плотность, углерод оказывается положительным концом диполя. С подобной поляризацией мы встречались у гидроксильных производных, но поляри- [c.172]

Для дальнейшего обсуждения структуры карбонилов металлов необходимо учесть электронное строение молекулы СО (см. рис. 111.25). Как будет видно из последуюш,его изложения, наиболее важна неподеленная пара на атоме углерода и разрыхляющая я -орбиталь связи углерод—кислород. Образование связи в комплексе М(СО) можно наглядно проиллюстрировать в рамках метода МО на примере отдельного фрагмента М—СО. Связь М—СО имеет сложный характер и состоит из донорно-акцепторной компоненты ст-типа и дативной компоненты я-типа. Каждая из этих компонент отдельно представлена на рис. 111.42, а и б. Донорно-акцепторная связь образуется с помощью неподеленной пары молекулы СО и ст-орбитали металла. Такая связь вызывает смещение электронов от лиганда к металлу, что противоречит [c.216]

В соответствии с обычными правилами валентности один из атомов кислорода должен присоединяться к атому азота двойной связью, один — семиполярной (координационной) связью и один (несущий отрицательный заряд) — простой ковалентной связью. Существуют три различных способа выполнения этих требований, отличающиеся друг от друга лишь тем, какой из трех атомов кислорода является в нитрат-анионе двоесвязан-ным (два других атома кислорода неразличимы в соответствии со строением семиполярной связи). Однако это предположение оказывается неверным. С помощью рентгеноструктурного анализа нитратов установлено, что длина всех трех связей N—О одинакова и, следовательно, они должны иметь идентичное электронное строение. С этой точки зрения можно говорить лишь [c.22]

Следует, однако, отметить, что спектроскопические исследования показали необходимость приписать молекуле кислорода более сложное электронное строение. [c.25]

Следует, однако, отметить, что спектроскопические исследования показали, что молекула кислорода имеет более сложное электронное строение. [c.44]

Водородная связь проявляется в том, что атом водорода может связывать два других атома, являясь мостиком между ними. Например, существует ион НРг. В воде атом водорода, соединенный с атомом кислорода электронной парой, может притягивать и другой соседний атом кислорода из другой молекулы воды. Благодаря этому в юде такие связи распространяются во всех трех измерениях, и при этом образуются как бы бесконечные цепи и кольца, подобные полимерам. Такое строение воды обусловливает ряд ее аномальных свойств (например, максимум плотности при 4°С). Существование водородной связи объясняется весьма малым размером атома водорода. Поэтому его положительно заряженное ядро —протон — отличается исключительно большим электростатическим полем. Воздействие этого поля приводит к притяжению атомов с избытком электронов и возбуждению временных диполей в нейтральных атомах. [c.158]

Электронное строение молекулы окиси углерода может быть выражено двумя формулами. Согласно одной из них ( С=б), оба атома соединены обычной двойной связью, согласно другой ( С 0 ) — молекула содержит еще донорно-акцепторную связь, причем кислород является донором, а углерод акцептором (IX 2 дол. 2). Вторая формула лучше согласуется со свойствами окиси углерода, чем первая (классическая). [c.511]

Электронное строение фенола одна из неподеленных электронных пар атома кислорода гидроксильной группы находится на р-орбитали и перекрывается с р-орбиталью атома углерода бензольного кольца, входящей в ароматическую электронную систему, вследствие чего электронная плотность с атома кислорода частично переходит в бензольное кольцо, а связь О-Н поляризуется сильнее [c.113]

Электронное строение карбонильной группы можно охарактеризовать, исходя из тех представлений, которые были даны в разд. 1.2. 5р -Гибридизированный атом углерода и атом кислорода, содержащий несмешанные 5- и р-орбитали, образуют [c.113]

Такие понятия, как конфигурация и терм, являются характеристиками электронного строения молекулы, они неприменимы в строгом смысле к описанию состояния отдельных атомов в составе молекулы. Тем не менее с использованием соображений симметрии удается для некоторых молекул установить примерное строение электронной оболочки атома в составе молекулы. Хорошо известным примером в этом отношении может служить молекула метана, в которой, как это впервые показал Л. Полинг, эффективная конфигурация атома углерода есть Этот вопрос обсуждается, как правило, в литературе весьма подробно, см. [17], [8], [12], [20]. Рассмотрим подобную задачу на примере более сложной системы — комплекса №Уг, где в качестве У может быть взят атом кислорода. Симметрия комплекса предполагается Сзу Атомы переходных элементов имеют малую энергию возбуждения. Для атома N1 (см. гл. 3, 6) разность полных энергий АЕ = Е Зс 4х) — ( F, 3 4х ) составляет всего лишь 205 см" = 0,03 зВ. При столь незначительной величине АЕ орбитальные энергии 4s и Зй -злект-ронов претерпевают тем не менее существенные изменения. Например, для основного в конфигурации с F-тepмa = -0,70693, 45 = = -0,27624, в то время как для терма -0,45730 и = -0,23576. [c.218]

Подобная близость свойств объясняется тем, что в высшей степени окисления атом элемента, находящегося в третьем периоде (в главной подгруппе) и атомы элементов побочной подгруппы приобретают сходное электронное строение. Например, атом хрома имеет электронную конфигурацию 1з Когда хром находится в степени окисления 4-6 (например, в оксиде СгОз), шесть электронов его атома (пять М- и один 4б-электрон) вместе с валентными электронами соседних атомов (в случае СгОз — атомов кислорода) образуют общие электронные пары, осуществляющие химические связи. Остальные электроны, непосредственно не участвующие в образовании связей, имеют конфигурацию отвечающую электронной структуре благородного газа. Аналогично у атома серы, находящегося в степени окисления -Ьб (например, в триокси-де серы ЗОз), шесть электронов участвуют в образовании ковалентных связей, а конфигурация остальных (1з 28 р ) также соответствует электронной структуре благородного газа. Короче говоря, сходство в свойствах соединений элементов побочной подгруппы и элемента третьего периода той же группы обусловлено тем, что их ионы, отвечающие высшим степеням окисления, являются электронными анапогами. Это легко видеть из данных табл. 21.1. [c.497]

Кроме этого, сама силоксановая связь отличается особенностями электронного строения. Орбитали кремния под влиянием заместителей могут становиться более сжатыми или более диффузными, в зависимости от знака и величины эффективного заряда атома. Это сказывается на электронном распределении и участии валентных Зз-, Зр- и Зй-орбиталей <ремния в электронной структуре и свойствах силоксановой группировки. В зависимости от природы заместителя у атома кремния и структуры соединения валентный угол мостикового атома кислорода в группировке 81-О-81 изменяется от 86° до 180°. [c.595]

В атоме серы, как и фосфора, легко осуществляется переход электронов на вакантные -орбитали (см. рис. 19), гак как ВЗО и НВО близки по энергии. Поэтому наряду с двух- и четырехвалентной се- А о рой известны соединения шестико- о. Электронное строение атомоо валентной серы. Например, в об- кислорода (а) и серы (б). [c.111]

Основной процесс фотохимии — активация молекулы поглощенным квантом света. Такая активация носит избирательный характер, поскольку поглощенный квант энергии возбуждает отдельную связь или группу в данной молекуле. Характер возбуждения зависит от электронного строения связи. С фотохимической точки зрения важно наличие в молекуле а-связывающих, я-связывающих и п-орбиталей. Для первых двух типов имеются соответствующие разрыхляющие орбитали. Поскольку п-орбитали являются несвязывающими, для них нет соответствующих разрыхляющих орбиталей. Появление п-орбиталей связано с наличием в молекуле гетероатомов (кислорода, азота, серы), обладающих чистыми /О-или гибридизованными хр -орбиталями. [c.276]

Все элементы в соответствии с электронным строением атомов можно подразделить на металлы и неметаллы. Такая дифференциация элементов относительна. Б каждом элементе представлены в той или иной мере оба противоположных качества. Металлические свой-, ства элементов определяются способностью атомов при взаимодействии частично или полностью смещать электронные облака к другим атомам ( отдавать электроны), проявлять восстановительную активность. К самым активным металлам относятся элементы с меньшей энергией ионизации и электроотрицательностью, максимально большими радиусами атомов и малым числом внешних электронов (например, щелочные металлы). Неметаллические свойства определяются способностью атомов принимать электроны, проявлять при взаимодействии окислительную активность. К наиболее активным неметаллам (окислителям) относятся элементы с большой энергией ионизации атомов, большим сродством к электрону и минимально возможными радиусами атомов (галогены, кислород, сера). Из 107элементов металлическими свойствами обладают 85, неметаллическими — 22. Ряд элементов проявляет амфотерные свойства (Ве, 2п, А1, 5п, РЬ и др.). Изменение свойств элементов в периодической системе можно проследить в трех основных направ- [c.84]

Атомы элементов второго периода имеют следуюшле значения первой энергии ионизации (в эВ) 5,39(и), 9,32(Ве), 8,30(В), 11,26(0, 14,53(Ы), 13,61(0), 17,42(Р), 21,56(Ме). Таким образом, при переходе от и к Не энергия ионизации возрастает, что о ясняется увеличением заряда атомного ядра (при этом число электронных сло в остается одним и тем же). Однако, как видно из приведенных данных, Д возрастает неравномерно у следующих за бериллием и азотом соответственно бора и кислорода наблюдается некоторое уменьшение Л, что объясняется особенностями электронного строения. У бериллия, [c.46]

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 чек грех, тогда как Зр-элементы проявляют валентность, соответствующую номеру группы, в которой они находятся, (У атомов Зр-элементов есть свободный -полу-ровень, поэтому. электроны. s- и р-подуровней могут переходить на свободный /-подуровень и участвовать в образовании химической связи.) При этом для р-элементов четных групп устойчивы соединения с четной валентностью, для р-элементов нечетных групп — с нечетной (например, для азота 3, для фосфота 3 и 5, для кислорода 2, для серы 2, 4 и 6, для хлора 1, 3, 5, 7 и т.д. ). [c.96]

Железо-порфириновые комплексы входят в состав ферментов (каталаза и пероксидаэа), переносчиков электронов (цитохромы), переносчиков кислорода гемоглобин). Электронное строение всех этих комплексов имеет так много общих черт, что целесообразно на них и остановиться. [c.361]

Для этого рассмотрим сначала строение более простых веществ — нитрозосоединений Н—N=0. Атом азота имеет пять валентных электронов. На создание связи с органическим радикалом расходуется один из этих электронов (второй электрон свя-зуюп ей пары дает углеродный атом радикала), на образование двойной связи N=0 — два электрона от атома азота, два от атома кислорода. Таким образом, электронное строение соединения К—N=0 можно выразить следующей схемой, в которой валентные электроны атома азота условно изображены точками, а валентные электроны других атомов — крестиками (такой способ изображения выбран только для наглядности на самом деле, конечно, все валентные электроны одинаковы и различить их невозможно) [c.218]

СОг (рис. 2, 6). При расстоянии между центрами кислорода и водорода в 0,99 A валентный угол равен 105°, т. е. близок к тетраэдрическому. Связь И—О — высокополярна. Положительные заряды в молекуле воды (рис. 3) экранированы одной парой электронов с круговой орбитой, двумя парами электронов с вглтянутыми эллиптическими орбитами, связывающими протоны с кислородом, и двумя уединенными парами, которые создают повышенную электронную плотность у кислорода. Такое строение молекулы обеспечивает нейтрализацию положительных зарядов ядра кислорода, в то время как протоны экранированы не полностью. Преимущест- [c.23]

Проведенные ими термохимические исследования показывают, что энергия сольватации ионов мало зависит от природы растворителя и определяется в основном зарядом, радиусом и электронным строением сольватируемого иона. Молекулы воды и спирта взаимодействуют с ионами практически одинаково. При этом сольватирующие молекулы спирта обращены к иону металла атомом кислорода. Группы СНз спирта слабо взаимодействуют с ионами и не образуют водородных связей. Такая конфигурация сольватного комплекса не способствует формированию второго сольватного слоя, а также структур, где молекулы растворителя принадлежат одновременно двум ионам металла, как это наблюдается в структурах некоторых кристаллогидратов. С. И. Дракин, и М. X. Карапетьянц произвели оценку координационных чисел ионов с помощью модельных сольватов, образуемых [c.297]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология