Понятие об электроотрицательности атомов

В 1934 г. Р. Малликен предложил другую интерпретацию понятия электроотрицательности атомов. Если энергия ионизации атома велика, то его тенденция к отдаче электронов выражена слабо если же велика энергия сродства к электрону, то атом стремится присоединять электроны. Общее стремление атома к присоединению электрона определяется арифметической полусуммой величин энергии ионизации и сродства к электрону. Приближенно величины электроотрицательности по Полингу и Малликену связаны линейно [c.175]

В качестве примера выясним, к какому из атомов перейдет электрон при образовании гидрида лития LiH. Потенциал ионизации лития равен 124, а энергия его сродства к электрону составляет 19 ккал/-г-атом, тогда 1и + Li =124+19=143 ккал/г-атом. Для водорода / =313, а Ен= 7 ккал/г-атом, т. е. соответствующая сумма равна 330 ккал/г-атом. Это значит, что электроотрицательность водорода намного больше, чем лития и, следовательно, в гидриде лития присутствуют ионы Li+ и Н". Понятие электроотрицательности нужно для приближенной оценки прочности связи. Так, в сталеплавильных шлаках наряду с другими элементами присутствуют кальций, железо, кислород, сера. Электроотрицательность кальция равна 1, железа около 1,6, кислорода 3 и серы 2,5. Отсюда следует, что связь кальция с кислородом и серой сильнее, чем их связь с железом, а также и то, что окись кальция прочнее сульфида кальция. [c.299]

Следовательно, электрон перемещается в направлении более электроотрицательного атома В. Нужно иметь в виду, что понятие электроотрицательности приближенно, а ее величина зависит от состава соединения, в котором находится рассматриваемый атом. [c.25]

Валентность не учитывает электроотрицательности атомов, но в соединении электроны, образующие химическую связь, смещены к более электроотрицательному атому, и, следовательно, он приобретает определенный заряд. Поэтому в последнее время при составлении окислительно-восстановительных уравнений широко применяется понятие степень окисления . [c.56]

Очень важным понятием в химии для оценки характера связи в молекуле является понятие электроотрицательности, введенное Полингом. Электроотрицательность (ЭО) есть мера относительного притяжения атомом электронной пары в ковалентной связи. Если молекула образуется из двух атомов с одинаковой ЭО, то молекула будет типично атомной. При образовании молекулы из атомов с различной ЭО, наиболее электроотрицательный атом сильнее притягивает связующую пару электронов, и возникает полярная молекула. [c.97]

Степень окисления. Степень окисления атома (элемента) относится к числу основных понятий химии. Она характеризует состояние атома в соединении. При определении этого понятия условно предполагают, что в соединениях связующие (валентные) электроны перешли к более электроотрицательному атому, а потому соединения состоят только из положительно и отрицательно заряженных ионов. В действительности же в большинстве случаев происходит не отдача и присоединение [c.62]

Степень окисления — понятие, определяющее число электронов, смещенных от менее электроотрицательного к более электроотрицательному атому при образовании между ними химической связи. [c.92]

Как было показано, энергия ионизации характеризует тенденцию атома к отдаче электрона, а сродство — к его присоединению. Однако при образовании химической связи часто возникает вопрос о том, какой атом из двух отдал и какой принял электрон и какую роль в энергии данной связи играет ионное взаимодействие. На эти вопросы должно ответить понятие электроотрицательности (ЭО). Этот термин имеет неоднозначное толкование. Наибольшее распространение в науке нашли концепции Р. Малликена и Л. Полинга. [c.116]

С. окисления. Понятие, характеризующее состояние элемента в химическом соединении и его поведение в окисли-тельно-восстановительных реакциях численно равна формальному заряду, который можно приписать элементу, исходя из предположения, что все электроны каждой его связи перешли к более электроотрицательному атому. [c.417]

Современное определение степени окисления основано на понятии электроотрицательности элементов. Степень окисления атома углерода соответствует числу связей, которыми этот атом связан с элементами, более электроотрицательными, чем водород (элементы с электроотрицательностью выше [c.23]

Некоторые ученые, однако, особо подчеркивают, что элементу, строго говоря, нельзя приписать постоянную электроотрицательность. Она зависит от того, в составе какого конкретного соединения мы рассматриваем его атом, в окружении атомов каких элементов он находится Но и они приходят к выводу, что, несмотря на это, понятие электроотрицательности является полезным для объяснения многих свойств химических связей . [c.165]

Основополагающим понятием современной химии является понятие о химическом элементе , т. е. виде атомов с определенной совокупностью свойств. Под свойствами изолированных атомов подразумеваются заряд ядра и атомная масса, особенности электронного строения, потенциалы ионизации, сродство к электрону и электроотрицательность, атомные, орбитальные и ионные радиусы н т. д. Однако необходимо иметь в виду, что изолированные атомы как форма организации вещества могут существовать в природе лишь при достаточно высоких температурах в виде моноатомного пара. Единственным исключением являются благородные газы, для которых при любых условиях и в любом агрегатном состоянии структурной единицей является атом. Все остальные элементы существуют в природе в виде более сложных агрегатов молекул и кристаллов. Таким образом, следует строго различать понятия элемента как вида изолированных атомов и простого вещества как формы существования элемента в свободном состоянии. Следует особо подчеркнуть нетождественность этих понятий хотя бы потому, что один элемент может существовать в виде нескольких простых веществ (аллотропия) . [c.26]

Валентность не имеет знаков плюс или минус , так как она характеризует лишь число связей. Если химическая связь полярна, то электроны, образующие связь, смещены к более электроотрицательному атому. В соответствии с этим представлением введено понятие о степени окисления. [c.91]

Чаще, чем валентность, используется почти равноценное понятие степень окисления. Это положительное или отрицательное число, выражающее заряд, который будет иметь атом, если электроны в молекуле соединения распределить между атомами определенным образом. Так как это распределение часто несколько произвольно, степень окисления не всегда численно равна валентности. Тем не менее это понятие чрезвычайно полезно. Ниже приведены правила для установления степени окисления каждого атома в соединении, но следует помнить, что они не являются безупречными степень окисления атома в элементе в свободном виде равна нулю , степень окисления одноатомного иона есть его заряд степень окисления каждого атома в ковалентном соединении известного строения есть заряд, который останется на атоме, после того как все общие электронные пары полностью сместились бы в сторону наиболее электроотрицательного атома (электронная пара, обобщенная одинаковыми атомами, делится пополам) степень окисления атома элемента в молекуле соединения с неизвестным строением обычно оценивают по степеням окисления атомов других элементов в молекуле соединения. [c.126]

Первоначально термин окисление был введен в химию, как присоединение к элементам кислорода. Понять взаимосвязь приведенного в начале параграфа определения с исторически первым определением нетрудно, если вспомнить, что кислород — наиболее электроотрицательный элемент после фтора, и, следовательно, во всех соединениях кислорода, кроме РзО, электронная пара, образующая химическую связь кислорода с каким-либо другим атомом, оттянута в сторону кислорода. Таким образом, связанный с кислородом атом частично лишен своего электрона (в случае кратной связи — двух электронов) и поэтому может считаться окисленным. Число электронов, отданное атомом полностью (в случае образования иона) или частично (в случае образования связи с более электроотрицательным элементом), называют степенью окисления элемента. Чаще всего этим понятием пользуются применительно к соединениям кислорода и галогенов, хотя в принципе можно его распространить и на другие элементы и считать, например, водород в метане окисленным, а углерод — восстановленным, поскольку электроотрицательность углерода несколько выше, чем у водорода (соответственно 2,5 и 2,1). [c.252]

То, что, например, атом На легко отдает внешний электрон, а атом Р его приобретает, также не является случайным и определяется свойствами обоих элементов. Для характеристики этих свойств введены понятия сродства атома к электрону и электроотрицательности. [c.19]

В развитие классич. представлений о способности атома вступать в X. с. с другими атомами, проявляя ту или иную валентность, каждому атому была сопоставлена нек-рая численная величина, получившая назв. электроотрицательности (Л. Полинг, 1932). Эта величина Характеризует силу притяжения электронов к данному атому при образовании X. с. Если электронная пара смещается в сторону одного из атомов, он считается более электроотрицательным, чем второй. Чем больше разность электроотрицательностей атомов, образующих X. с., тем более эта связь близка к ионному типу. Использование электроотрицательности основано на простых эмпирич. ф-лах, связывающих ее с длинами связей и др. характеристиками строения молекул. Однако как всякая характеристика, не учитывающая окружение атома в молекуле, электроотрицательность имеет весьма ограниченную применимость. По своему определению электроотрицательность весьма близка к сродству к электрону (либо к потенциалу ионизации), однако первое понятие относится к нек-рому эффективному атому в молекуле, тоща как второе - к взаимод. о д, льного атома (либо иона) со свободным электроном. [c.235]

Водородная связь. Если атом водорода осуществляет притяжение двух электроотрицательных атомов, то такая связь носит название водородной. Водородная связь не является пятым типом химической связи. Для описания ее могут быть использованы уже известные нам понятия и термины. Однако некоторые особенности этой связи заставляют нас излагать ее отдельно. [c.210]

Ионно-ковалентные связи. Электроотрицательность. Если атомы А и В образуют молекулу с чисто ионными связями (А+В ), то предполагается, что атом А потерял электрон, а атом В приобрел его. При этом предполагается, что оба иона представляют собой несжимаемые шары, так что сумма их радиусов равна межатомному расстоянию в молекуле. Однако давно стало ясным, что такие допущения неоправданны. Недостаток чисто ионных представлений пытался исправить Фаянс путем введения понятия поляризации ионов (см. гл. X, 8), в результате чего в характере связи начинает проявляться ковалентность . Однако такая попытка подойти к пониманию ионно-ковалентных связей, если так можно выразиться, со стороны ионных связей не получила в дальнейшем большого развития. Гораздо более эффективным оказался подход со стороны ковалентных связей . [c.212]

К заместителям с вакантной орбиталью на первом атоме одной из менее стабильных предельных структур относятся все группы, в которых первый атом связан я-связью с более электроотрицательным, чем он сам, атомом. Здесь электроотрицательность — качественное представление, которое можно связать с понятием об эффективном заряде ядра, действующем на валентные электроны [c.53]

Особо встает вопрос о валентности элементов в соединениях металлоида с металлоидом. В этих случаях имеет место и образование электронных пар и смещение входящих в их состав электронов к более электроотрицательному партнеру. Поэтому понятие электровалентности. останется применимым и к этим соединениям, если формулировать его в более общем виде электровалентность есть число электронов, сме- щенных от атома данного элемента к атомам, связанным с ним (положительная электровалентность), или к атому данного элемента (отрицательная электровалентность) от атомов, связанных с ним. [c.66]

Развитие понятия радиуса, к сожалению, не обошлось без путаницы в терминах и определениях. Для упрощения и внесения ясности в этот вопрос Слейтер [4 ] предложил для сильно электроположительных элементов считать ионный радиус меньше атомного радиуса примерно на 0,85 A, а для сильно электроотрицательных элементов — больше ато.много радиуса на 0,85 A. Поскольку различие в радиусах по Слейтеру примерно постоянно ( 0,85 A), становится понятным, почему сумма ионных радиусов электроположительного и электроотрицательного атомов дает тот же результат, что и сумма атомных радиусов (табл. 4-4). Например, по данным табл. 4-4 сумма атомных радиусов для Rb и Вг равна 2,35 + 1,15 = 3,50, а сумма ионных — 1,48 + 1,95 = 3,43. [c.114]

Несмотря на свою физическую наглядность, понятие валентность никогда не было столь полезным, как более распространенное в настоящее время, но относительно более искусственное, понятие окислительное состояние- . Это состояние характеризуется положительным или отрицательным числом (степенью окисления), не обязательно целым, выражающим электрический заряд, который будет иметь атом, если электроны в молекуле отнести каким-либо образом к более электроотрицательному [c.143]

Электроотрицательность является приближенным понятием. Строго говоря, элементам нельзя приписать постоянную электроотрицательность. Она зависит от того, в состав какого конкретного соединенная входит данный атом, в. окружении атомов каких элементов он находится. [c.67]

Определение степени окисления основывается на понятии электроотрицательности элементов. Степень окисления атоыа углерода соответствует часлу связей, которыми этот атом связан с элементами более электроотрицательными, чем водород [3, с. 221. [c.271]

Понятие электроотрицательности было введено По лингом [128] в 1932 г. Оно является свойством атомов сгруппированных в молекулы или кристалл, но яе изо лированных. Это сила притяжения электронов ато мом . Значит, разность электроотрицательности межд двумя атомами М и X, обраэующими молекулу МХ является мерой переноса электронов с момента уста новления ионно-ковалентной связи. Полинг заметил, что энергия связи МХ, оцениваемая по теплоте образования соединения, была обычно больше средней арифметической энергии связи М —-М и X — X и что отклонение б казалось росло с разностью электроотрицательности Дж, между М и X. Полинг предложил следующую формулу [c.142]

Используя понятие электроотрицательности, можно предсказать, какие связи будут ионными, а какие ковалентными. Элементы с сильно различающимися электроотрицательностями, например галогены и щелочные металлы, образуют ионные связи, так как в этом случае элек-трон почти полностью переходит к атому, обладающему более высокой электроотрицательностью. В элементах с приблизительно равными электроотрицательностями следует ожидать образования ковал,ентпых связей. Если электроотрицательности двух элементов существенно различны, то связь полярная (т. е. обладает ярко выраженным ионным характером), например в хлористом водороде, который лучше всего описывается с помощью комбинации ковалентной Н С1 и ионной [c.524]

Следует отметить, что понятия сродство к электрону и электросродство (111 5 доп. 13) отнюдь не совпадают первое относится к изолированному атому, тогда как второе — к атому в молекуле. Сам по себе термин электросродство более правилен, чем термин электроотрицательность , так как речь идет о тенденции входящего в состав молекулы атома к присвоению электронного облака валентной связи, анеосостоянии этого атома. [c.120]

Электроотрицательность — понятие, связанное с тем, что атомам приписывали определенные числа, соответствующие силе притяжения электронов при ковале11т-ной связи (такие числа позволяют количественно выражать степень ионностн связи). Эта способность атома данного элемента к оттягиванию на себя электронной плотности зависит от многих факторов (напр., энергии ионизации, сродства к электрону и др.). Так, напр., в молекуле НС1 ато м хлора более электроотрицателен, чем атом водорода. Наиболее электроотрицательны фтор, кислород, хлор. См. также Сродство к электрону. [c.157]

Для объяснения этих аномалий на основании различных доказательств было предложено понятие водородной связи атом водорода служит мостиком между двумя электроотрицательными атомами, причем с одним из них он связан ковалентной связью, а с другим — электростатическими силами притяжения. Энергия этой электростатической связи около 5 ккал/моль (20,93-10 Дж/моль) [для большинства ковалентных связей эта величина составляет 50—100 ккал/моль (209,34-10 —418,68-10 Дж/моль)]. Жидкости, молекулы которых удерживаются вместе водородными связями, называют ассоциированными жидкостями-, их аномально высокие тe шepaтypы кипения обусловлены большей энергией, необходимой для разрушения водородных связей. Водородные связи обычно изображают пунктирными линиями. [c.481]

Этот курс весь пронизан электронной теорией. Во второй главе Атомы и молекулы подробно излагается теория Томсона, упоминается также о взглядах Рамзая, согласно которым электрон должен рассматриваться как элемент. Отметим, что Беркенгейм устойчивость атомов здесь связывает с напряжением- электронов. Большее или меньшее напряжение электронов приводит к меньшей или большей устойчивости, прочности системы атома, и менее прочная система может в некоторых случаях потерять один или несколько электронов [там же, стр, 291.Суш,ествует ряд напряжений, в котором элементы установлены в порядке роста напряжения их электронов [там же, стр. 35]. Такой ряд напряжения начинается у Бер-кенгейма с наиболее электроположительного элемента калия и заканчивается наиболее электроотрицательным элементом — фтором. Терминами электроположительный и электроотрицательный элемент Беркенгейм широко пользуется в курсе. В разделе Сущность химического взаимодействия между атомами материал опять изложен по Томсону и с упоминанием его и.менн. Однако Беркенгейм пишет, что символика Томсона, его стрелки для обозначения связей не привились в науке. Обыкновенно обозначают точками отходящие от атомов и запятыми переходящие на атом электроны [там же, стр. 41—42]. Но этот способ обозначения Абегга не является обыкновенным ни для Томсона, ни для Фалька, ни для Фрая, и в органической химии впервые широко применен самим Беркенгей-.мом. Понятием об ионной связи он пользуется очень последовательно. Так, в гидридах натрия и кальция он принимает ион водорода отрицательным, а в амальгамах натрия и цинка ионы этих двух металлов — положительными и ионы ртути — отрицательными. [c.46]

Начиная с работ 1939 г. [46],Разумовский отказывается от понятия о частичном дублетировании электронов, чем значительно упрощает свою теоретическую схему. При этом он делает попытку согласовать свои формулы, в которых последовательно чередуются положительно и отрицательно заряженные атомы, с формулами Инголда, принимающего постепенное затухание индукционного и других эффектов. Неравномерную во времени и пространстве циркуляцию электронов в полярных молекулах, по Разумовскому,. можно трактовать, переводя на язык статических представлений ), как сдвиг электронов к атому с большей полярностью (электроотрицательностью). Согласно Разу.мовскому, индукционно-полярная-) форма >.южет переходить в более устойчивую альтернативно-полярную форму. Например, в случае хлорпропана [c.139]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология