Образование соединений со связями азот — кислород

Металлические и металлоподобные соединения. Порошки титана, циркония и гафния поглощают водород, кислород и азот. При этом растворенные неметаллы переходят в атомарное состояние и принимают участие в образовании химической связи. Наряду с сильно делокализованной (металлической) возникает локализованная (ковалентная) связь. Благодаря этому система приобретает повышенную твердость и хрупкость. Способность Т1, Zг и Н1 поглощать газы используется для получения глубокого вакуума, удаления газов из сплав эв и т. д. [c.531]

Современная химия достигла такого уровня развития, что существует целый ряд ее специальных разделов, являющихся самостоятельными науками. В зависимости от атомарной природы изучаемого вещества, типов химических связей между атомами различают неорганическую, органическую и элементоорганическую химии. Объектом неорганической химии являются все химические элементы и их соединения, другие вещества на их основе. Органическая химия изучает свойства обширного класса соединений, образованных посредством химических связей углерода с углеродом и другими органогенными элементами водородом, азотом, кислородом, серой, хлором, бромом и йодом. Элементоорганическая химия находится на стыке неорганической и органической химии. Эта третья химия относится к соединениям, включающим химические связи углерода с остальными элементами периодической системы, не являющимися органогенами. Молекулярная структура, степень агрегации (объединения) атомов в составе молекул и крупных молекул — макромолекул привносят свои характерные особенности в химическую форму движения материи. Поэтому существуют химия высокомолекулярных соединений, кристаллохимия, геохимия, биохимия и другие науки. Они изучают крупные объединения атомов и гигантские полимерные образования различной природы. Везде центральным вопросом для химии является вопрос о химических свойствах. Предметом изучения являются также физические, физико-химические и биохимические свойства веществ. Поэтому не только интенсивно разрабатываются собственные методы, но и привлекаются к изучению веществ другие науки. Так важными составными частями химии являются физическая химия и химическая физика, исследующие химические объекты, процессы и сопровождающие их явления с помощью расчетного аппарата физики и физических экспериментальных методов. Сегодня эти науки объединяют целый ряд других квантовая химия, химическая термодинамика (термохимия), химическая кинетика, электрохимия, фотохимия, химия высоких энергий, компьютерная химия и др. Только перечень фундаментальных наук химического направления уже говорит об исключительном разнообразии проявления химической формы движения материи и влиянии ее на пашу повседневную [c.14]

Образование соединений со связями азот — кислород [c.248]

При растворении простых пептидов или белков в окиси дейтерия атомы водорода, соединенные с азотом, кислородом или серой, замещаются на дейтерий. При контакте дейтерированного продукта с обычной водой дейтериевые атомы снова замещаются на атомы водорода. У простых пептидов этот обмен протекает наиболее полно и быстро, практически мгновенно. Однако у разных белков и полипептидов скорости обмена сравнительно малы, а степень обмена при установлении равновесия значительно менее 100%. Количественные исследования этой реакции, проведенные с использованием разнообразных химических и физических методов, в том числе инфракрасной спектроскопии и ядерного магнитного резонанса, внесли важный вклад в дело выяснения вторичной структуры белков. Действительно, из полученных результатов были сделаны принципиальные выводы, так как было найдено, что атомы водорода и дейтерия, соединенные с атомами азота пептидных групп, образующих водородные связи, обмениваются гораздо медленней, чем подобные атомы, не участвующие в образовании водородных связей (и, следовательно, более доступные растворителю), или атомы, входящие в состав функциональных групп боковой цепи. В молекуле белка, как оказалось, могут содержаться и другие медленно обменивающиеся атомы водорода в их число входят атомы, экранированные гидрофобными участками молекулы, а также атомы пептидных связей, отличающихся большими пространственными [c.391]

Некоторые молекулы, хотя они на первый взгляд являются валентно насыщенными системами, так как их валентные электроны попарно заселяют молекулярные орбитали, отнюдь не лишены способности соединяться химическими связями с другими молекулами, не разрывая при этом своих собственных межатомных связей. Одни из этих молекул для этого должны иметь незанятые валентные орбитали, а другие — неподеленные пары электронов. Таким образом, одни молекулы проявляют способность присоединять другие молекулы до тех пор, пока не будут заняты все их валентные орбитали. Как известно, р -орбиталь бора не занята в молекуле ВРз. Поэтому эта молекула присоединяет молекулу аммиака, атом азота которой имеет на валентной орбитали одну пару неподеленных электронов, причем образуется донорно-акцеп-торная связь, почти ничем не отличающаяся от других ковалентных связей. Следовательно, нет оснований называть подобные соединения молекулярными комплексами — это настоящие атомные, а не молекулярные соединения. Связи подобного типа с донорами электронов могут образовать также молекулы — соединения бериллия, алюминия и др. В молекулах типа ВеРг имеются две незанятые валентные орбитали. Благодаря этому фторид бериллия присоединяет две молекулы диэтилового эфира, кислород которого служит донором электронов. Если в молекулах имеются незанятые валентные орбитали и недостаточное количество электронов для их нормального заселения парами электронов, как, например, в молекулах бороводородов, то эти молекулы в ряде случаев соединяются друг с другом путем делокализации всех валентных электронов между всеми молекулярными орбиталями, в результате чего все они оказываются частично заселенными электронами и между молекулами образуются настоящие химические связи. Это относится не только к взаимодействию молекул диборана с образованием высших боранов, но и к конденсации атомов металлов, в результате которой получаются твердые металлы. Атомы металлов также имеют незаселенные валентные орбитали, которые при конденсации сливаются в валентную зону и таким образом становятся достоянием всех валентных электронов. [c.88]

Гидрогенизация (гидрирование) твердого топлива. Гидрогенизация— это способ получения искусственного жидкого топлива — заменителя нефти и нефтепродуктов из бурых и каменных углей, сланцев и других видов низкосортного топлива. Метод основан на гидрировании топлива при высокой температуре, высоком давлении водорода в присутствии катализаторов. В этих условиях происходит разрушение непрочных межмолекулярных и внутримолекулярных связей в органической массе топлива с присоединением водорода и образованием низкомолекулярных углеводородов из высокомолекулярных соединений. Высокие температура и давление способствуют образованию жидкой фазы, которая вновь подвергается каталитическому гидрированию с расщеплением крупных молекул и присоединением водорода. Гидрированию подвергаются также соединения, содержашие серу, кислород и азот. Продуктом гидрогенизации служит жидкая смесь легких углеводородов (моторное топливо) с минимальным содержанием примесей серы, кислорода и азота, удаляемых в газовую фазу в виде НгЗ, Н2О и ЫНз. [c.54]

Порошкообразные V, Nb и Та адсорбируют значительные количества водорода, кислорода и азота, образуя твердые растворы внедрения. Неметаллы при этом переходят в атомарное состояние, и их электроны участвуют в образовании металлических связей в кристаллической решетке. При нагревании растворимость неметаллов возрастает, а характер связей между атомами металл — неметалл меняется. Изменяются и свойства соединений. Так, постепенное накопление кислорода в ниобии приводит к образованию нижеследующего ряда соединений [c.287]

Атомы элементов, располагающихся в периодической системе справа от углерода, проявляют важную особенность во многих соединениях они не используют все валентные электроны для образования химических связей. Пары валентных электронов, не участвующие в образовании связей, называются свободными или непо-деленными. Такие электронные пары есть, в частности, в соединениях трехвалентного азота, кислорода, галогенов. [c.83]

В биологических системах электроотрицательными атомами, участвующими в образовании водородных связей, являются кислород и азот атомы углерода принимают участие в образовании водородных связей только в редких случаях. Расстояние между двумя электроотрицательными атомами, соединенными водородной связью, варьирует от 0,26 до 0,31 нм. Ниже показаны обычные типы водородных связей. [c.82]

Большой практический интерес представляют процессы отверждения эпоксидных смол под действием инициаторов катионной полимеризации, в качестве которых применяются кислоты Льюиса и их комплексы с различными соединениями (главным образом комплексы трех-фтористого бора) . Механизм полимеризации эпокси- юв еще недостаточно изучен наиболее вероятным является предположение о сольватации комплекса эпоксидными группами смолы с образованием водородной связи между кислородом эпоксидной группы и атомом водорода, связанным с атомом азота [c.49]

Будучи нуклеофилами, амины взаимодействуют с такими источниками электрофильного кислорода, как перкислоты, давая при этом соединения со связями азот — кислород. Наиболее известные примеры таких реакций — образование К-окси-дов из гетероциклических третичных аминов типа пиридина (разд. 2.6.). Образование Ы-оксидов вообще является характерной реакцией третичных аминов, например [c.248]

Окисление функциональных групп, содержащих азот 9.6>1. Образование соединений со связями азот — кислород [c.250]

НОЙ группы участвуют в образовании водородной связи карбонильный кислород любого данного остатка соединен водородной связью с амидным азотом четвертого по счету остатка (считая вдоль пептидной цени назад). Таким образом, повторяющиеся элементы структуры, связанные водородными связями, могут быть представлены следующим образом [c.101]

Титан взаимодействует с реагентами, содержащими фенольные или спиртовые ОН-группы, с образованием полярных связей металл—кислород. Эти связи стабилизуются благодаря образованию связей вторым донорным атомом кислорода, азота или серы при этом образуются 5-или 6-членные хелатные циклы. Образующиеся соединения окрашены [c.398]

Химические свойства соединений фосфора. В природе фосфор встречается только в формах, содержащих фосфат-анион РО4 . Это обусловлено тем, что для фосфора характерно образование прочных связей с кислородом. В табл. 8.7 приведены экспериментальные данные, из которых следует, что энергии связей Р—Н и Р—С гораздо ниже энергии связи Р—О. Это свойство фосфора отличает его от азота, для которого, наоборот, энергии связей N—Н и N—С значительно выше энергии связи N—0. [c.337]

Эти ионы имеют такую же электронную конфигурацию, как атом азота (см. рис. 1.33). При соединении ионов С и О образуется тройная связь, аналогичная связи в молекуле N2. Очевидно, что тройная связь более прочна, чем двойная система с тройной связью обладает более низкой энергией. Выделение энергии при образовании третьей связи с избытком компенсирует ее затраты на перенос электрона от более электроотрицательного кислорода к углероду, и можно считать, что в молекуле СО, как и в N2, имеется тройная связь. Поэтому физические свойства оксида углерода и азота весьма близки [c.102]

Большая склонность к образованию прочной связи с кислородом. В природе не встречаются соединения урана с серой, азотом, углеродом или водородом, так как все эти вещества термохимически менее устойчивы, чем кислородные для урана нехарактерно также и металлическое состояние. Отсюда становится понятной приуроченность урана к силикатным породам и его отсутствие во внутренних сферах Земли. [c.51]

Справа выписано число неспаренных внешних электронов и формулы соответствующих водородных соединений. Валентность, согласно изложенному, должна равняться этому числу неспаренных электронов. Мы видим, что в полном соответствии с опытными данными водород, литий, фтор и натрий — одновалентны, кислород — двухвалентен, азот — трехвалентен. Атомы инертных газов гелия и неона не образуют молекул, так как все их электроны спарены, поэтому их валентность равна нулю. Противоречие мы наблюдаем лишь для атомов Ве, В, С, для которых возможны и другие валентности (указанные в скобках). Но это противоречие только кажущееся и объясняется тем, что мы привыкли считать, что свободные атомы, образуя химическую связь, обязательно сохраняют строение своих электронных оболочек. Но не существует никаких причин, по которым это должно быть только так атом, образуя связь, уже не является свободным, и его электронная конфигурация может и должна — в большей или меньшей степени) измениться. Поэтому необходимо принимать во снимание те изменения энергии, которые могут возникнуть при образовании химической связи. [c.71]

Реакция гидрирования идет с разрывом связей углерод — кислород и образованием углеводородов и воды. Гидрирование кислородсодержащих соединений не требует жестких условий как правило, кислород удаляется легче, чем азот. С увеличением молекулярной массы кислородсодержащих соединений их гидрирование облегчается, поэтому очистка масляных фракций от этих соединений не вызывает затруднений. Основное количество высокомолекулярных веществ в сырье для цроизводства масел составляют смолы. Большая молекулярная масса и значительное содержание кислорода, азота и серы обусловливают относительно легкое разложение смол в условиях гидрогенизационных процессов. При этом образуются углеводороды различных групп и соединения гетероатомов с водородом — вода, аммиак и сероводород. [c.296]

Наиболее важным случаем ассоциативных взаимодействий является водородная связь (Н-связь) [45]. Водородная связь — это связь между функциональной группой А—Н и атомом или группой атомов В той же или другой молекулы особое участие в этой связи принимает атом водорода, уже связанный с А (связь А—Н. .. В). Водородная связь образуется между двумя функиональными группами. Одна из этих групп (АН) выступает как донор протона, другая (В) — как донор электрона. Чаще всего донорами протона при образовании водородной связи являются гидроксильная (ОН), карбоксильная (СООН), амино- ( НН2) и амидо-(ЫН) группы. Водород групп 8—Н и С—Н (например, водород молекулы хлороформа СНС1з) также способен принимать участие в Н-связи, хотя связи с участием этих групп, как правило, слабее. Могут образовываться водородные связи с участием протона, присоединенного к атому галогена (молекулы НР, например). В качестве электронодоноров могут выступать кислород карбонильной, гидроксильной групп или эфирного мостика, азот в аминах и азотосодержащих гетероциклических соединениях, в некоторых случаях — атомы галогенов (атом фтора молекулы НР). [c.285]

Зти ионы и eют такую же электронную конфигурацию, как атом азота (см. рис. 1.34). При соединении нонов С и 0+ образуется тройная связь, аналогичная связи в молекуле N2. Очевидно, тройная связь более прочна, чем двойная система с тройной связью обладает более низкой энергией. Выделение энергии при образовании третьей связи с избытком компенсирует ее затраты на перенос электрона от более электроотрицательного кислорода к угле- [c.95]

Однако анализ температур кипения водородных соединений элементов IV—VI групп указывает на аномальное поведение аммиака ЫНз, воды Н2О и фтороводорода НР(в) по сравнению с водородными аналогами азота, кислорода и фтора соответственно, что обусловлено действием более эффективных межмолекулярных сил, которые носят название водородной связи. Единственный электрон атома водорода обусловливает возможность образования им только одной ковалентной связи. Однако если эта связь сильно полярна, например в соединениях водорода с наиболее электроотрицательными элементами (Г, О, Ы), то атом водорода приобретает некоторый положительный заряд. Это позволяет электронам другого атома приблизиться [c.38]

Двойные и тройные связи важны только для элементов второго периода — углерода, азота, кислорода [7]. Кратные связи у элементов третьего периода встречаются редко, и соединения с такими связями обычно неустойчивы [8], так как необходимые для их образования р-орбитали расположены далеко друг от друга, что затрудняет их перекрывание. Исключение составляют двойные связи С = 8, которые встречаются часто правда, соединения с такими связями, как правило, намного менее устойчивы, чем соответствующие соединения со связями С=0 (см., однако, разд. 2.7). Устойчивые соединения с двойными связями 51 —С и 51 = 51 встречаются редко, хотя некоторые примеры таких соединений известны [9], в том числе цис- и транс-изомеры по связи 81=81 [9а]. [c.24]

Гибридизация орбиталей. Как уже было показано, в соединениях трехвалентного азота, двухвалентного кислорода и одновалентного фтора для образования ковалентных связей могут быть задействованы р-орбитали. Существование соединений четырехвалентного углерода или азота не удается адекватно объяснить, формально используя для образования четвертой связи 25-орбиталь. Как уже не раз говорилось, наиболее подходящие орбитали для образования связей —те, геометрия которых обеспечивает максимальное перекрывание, как, например, р-орби-таль 5-орбиталь со сферической симметрией оказывается менее подходящей. Для четырехвалентных атомов может быть найдено [c.16]

Сложнее механизм возбуждения у кислорода и азота, что связано с отсутствием незаполненных квантовых ячеек во втором квантовом уровне их атомов. Образованию соединений трехвалентного кислорода и четырехвалентного азота предшествует ионизация их атомов — потеря одного из электронов (Сыркин, Дяткина, Карапетьянц, Полинг и др.). Для озона Полинг предлагает следующую электронную структуру [100, стр. 184 ] [c.91]

Наиболее длинноволновый максимум должен соответствовать переходу электрона с высшей заполненной атомной или молекулярной орбитали на низшую незаполненную орбиталь. В случае соединений с двухэлектронными связями электроны могут находиться на а- или я-орбиталях или в виде неподеленных пар электронов (/1-орбнтали). При этом наименьшей энергией обладают электроны на а-орбитали, затем электроны на я-орбитали (см. рис. 10). Вакантная разрыхляющая я -орбиталь находится ниже вакантной разрыхляющей о орбитали. Поэтому можно ожидать, что соединения, у которых все электроны внешнего электронного слоя участвуют в образовании а-связей, например насыщенные углеводороды, будут поглощать в дальней ультрафиолетовой области (так называемая вакуумная ультрафиолетовая область, где существенно поглощают кислород и азот, в связи с чем вся оптическая схема прибора должна находиться в вакууме). [c.36]

Валентность. Окислительное число. Валентность — это мера способности атома элемента к образованию химических связей с атомами других или того же самого элемента. Так, хлор в НС1 одновалентен, кислород в HjO двухвалентен и т. д. В пособиях по химии не всегда однозначно указываются валентные числа атомов элементов из-за трудности всей проблемы химической связи в целом. В настоящем посрбии авторы пользуются как понятием валентность , так и окислительное число . Под валентностью элемента подразумевается число одиночных электронов, которые атом выделил для образования химических связей. Азот в NH, трехвалентен, но в HNO3 не пятивалентен, так как атом азота не имеет пяти одиночных электронов (см. стр. 213). В молекуле Nj азот трехвалентен (а не нульвалентен), так как каждый из атомов азота выделил по три электрона для создания трех связующих электронных пар. Углерод во всех < лучаях четырехвалентен, кислород двухвалентен. Для интерметаллических соединений обычное понятие валентности неприменимо и этот вопрос в практикуме не рассматривается. Валентность указывается без знака плюс или минус. [c.68]

Гидрогенолиз связей азот—кислород. Питрогруипа очень легко подвергается каталитическому восстаиовлению. Реакция настолько экзотермична, что приходится принимать специальные меры против повышения температуры, так как связанное с этим увеличение скорости реакции приводит к взрывному разложению. Процесс гидрогенолиза этих соединений можно контролировать, проводя его при низких температурах и при малом соотношении между количеством катализатора и акцептора водорода. Чтобы предотвратить нарушение гомогенности реакционной среды вследствие образования воды, рекомендуется применять спиртовой растворитель [c.110]

Пятивалентный фосфор образует большое число тетраэдрических соединений типа ХзР = У (где X—Вг, С1, F, А1К, Аг Y—О или S). В этих соединениях четыре электрона атома фосфора используются для образования о- а один — для образования я-связи. В то время как в молекулах R3NO связь азот — кислород дол- [c.171]

Расщепление связей азот — азот и азот — кислород уже обсуждалось в разделе, посвященном полярографии гидразонов и оксимов карбонильных соединений. Подводя итог, можно сказать, что первая стадия восстановления оксимов состоит в расщеплении связи азот — кислород с образованием имина восстановление же гидразонов в одних случаях включает восстановительное расщепление связи азот — азот, а в других — электролитическое гидрирование двойной связи углерод — азот. Мы упоминали также об электролитическом расщеплении связи азот — кислород в М-арилгидроксиламинах в кислой среде и связи азот — азот в гидразобензоле, а также о легком расщеплении связи азот — кислород в эфирах азотной кислоты. [c.180]

Из сказанного ясно, что условием образования водородной связи является высокая электроотрицательность атома, непосредственно связанного в молекуле с атомом водорода. Только при этом условии электронное облако атома водорода достаточно сильно смещается в сторону атома-партнера, а последний приобре тает высокий эффективный отрицательный заряд. Именно поэтому водородная связь характерна для соединений самых электроотри нательных элементов сильнее всего она проявляется у соединений фтора и кислорода, слабее — у соединений азота и еще слабее — у соединений хлора и серы. [c.155]

Водородная связь проявляется тем сильнее, чем больше элект-роотрицательнвсть атома-партнера и чем меньше его размеры. Она характерна прежде всего для соединений фтора, а также кислорода, в меньшей степени азота, в еще меньшей степени для хлора и сс1)ы. Соответственно меняемся и эиергия водородной связи. Так, энергия водородной связи Н---Р (эту связь принято обозначать точками) составляет 40, связи Н---0 20, Н---Ы ж 8 кДж. Соседство электроотрицательных атомов может активировать образование водородной связи у атомов СН-групп (хотя электроотри-цательностн углерода и водорода почти одинаковы). Этим объясняется возникновение водородных связей Между молекулами в жидких ИСЫ, СРзН и т. д. [c.132]

Кокс предложил систему термов энергии связей для различных органических соединений, содержащих галогены, кислород, азот или серу, в известной степени связанную с системой Мейкла и ОТейра значением термов энергии связей С—С, С = С и С—Н. Термы определялись по теплотам образования отдельных соединений. Например, для связи атома фтора с атомом углерода бензольного кольца — по А//(1 расчете теплот атомизации соединений были приняты следующие значения теплот атомизации простых веществ графит—170,9 На —52,9 р2 - 18,5 СЬ - 28,94 Вг2(ж) - 26,71 Ь (кр) - 25,48 Оо —59,54 N2— 112,9 и 5 (ромб) —57 ккал/г-атом. [c.260]

Вероятный механизм стабилизации свободных радикалов следующий. При термодеструкцни в результате отрыва боковых цепей у соединений с конденсированными ядрами образуются активные структурные звенья, способные к далг--нейшему росту за счет образования новых связей углерод — углерод. Образовавшиеся вторичные свободные радикалы также будут расти до тех пор, пока при некотором оптимальном размере они не подвергнутся стабилизации и >1е превратятся в неактивные радикалы, неспаренный электрон которых экранирован алкильными или какими-либо другими группами. Рекомбинация таких сложных радикалов между собой затруднена, но при определенных условиях они могут вступать п реакцию с диффундирующими в кристаллиты углерода молекулами газов и паров серы, кислорода, азота, галогенов и др. [c.150]

Гибридизация одной s- и трех р-орбиталей (sp -гибридизация), как уже указывалось, объясняет валентности углеродного атома. Образование sp -гибридных связей характерно также и для аналогов углерода — кремния и германия валентности этих элементов также имеют тетраэдрическую направленность. Может возникнуть вопрос — если гибридные орбитали обеспечивают большую концентрацию электронного облака между ядрами и, следовательно, более прочную связь, то почему они не возникают в НаО л NH3 На да шый вопрос следует ответить, что направленность связей в этих соединениях также можно объяснить sp -гибридизацией. Такой подход является даже более точным, чем изложенный на стр. 161 и 162. Не следует, однако, забывать, что оба подхода являются приближенными. При образовании молекулы HjO атом кислорода люжет приобретать конфигурацию наружного слоя где Ф2, Фз и — sp -гибридные волновые функции верхние индексы указывают количество электронов, занимающих данную орбиталь. Таким образом, две из четырех гибридных орбиталей атома кислорода заняты неспаренньши электронами и могут образовать химические связи угол между этими связями должен составлять 109,5°. Это значение ближе к экспериментальному (104,5°), чем величина 90°, даваемая схемой, рассмотренной на стр. 161. Однако если на стр. 161—162 пришлось объяснять отклонение теоретической величины от экспериментальной для молекулы HjO, то здесь нужно объяснить, почему углы между связями у аналогов воды HjS, HaSe и НаТе заметно отличаются от 109,5°. Это объясняется действием ряда факторов. В частности, в соединениях, содержащих большие атомы, связь слабая и выигрыш энергии в результате образования связи гибридными орбиталями не компенсирует некоторое возрастание энергии s-электронов, обусловленное их переходом на sp -гнбридные орбитали. Это препятствует гибридизации. Кроме того, как показали точные расчеты, при образовании связи Э—Н 25-орбитали кислорода (и азота) сильнее перекрываются с ls-орбиталями водорода, чем 2р-орбита-ли. Для аналогов кислорода, наоборот, сильнее перекрываются р-орбитали. Это обусловливает больший вклад s-состояний (гибридизацию) в образование химической связи в молекуле Н О, чем в ее аналогах. Поэтому валентные углы в H2S, HjSe и НаТе близки к 90°. [c.168]

Азот и фосфор являются элементами УА группы периодической системы Д. И. Менделеева. На внешнем энергетическом уровне атомов этих элементов находится пять электронов из них три р-электрона. Поэтому в нормальном состоянии они проявляют валентность, равную трем. Наибольшее изменение в химических свойствах элементов УА группы наблюдается при переходе от азота к фосфору. В атомах азота внешним энергетическим уровнем является второй, содержащий только 5- и р-поду ровни, а подуровень с1 отсутствует. Атомы азота при переходе в возбужденное состояние могут увеличить число непарныхэлектронов максимум до четырех и при этомза счет потери одного электрона. В этом случае образуется электронная конфигурация а азот становится четырехвалентным, как в ионе [ЫН4] . Поэтому азот не проявляет валентности, равной пяти. В атомах фосфора наружным энергетическим уровнем является третий, состоящий из трех подуровней з, р и й. При возбуждении атомов фосфора увеличение числа непарных электронов происходит за счет использования -подуровня с образованием электронной конфигурации поэтому фосфор в отличие от азота может проявлять валентность, равную пяти. Размеры атомов азота и фосфора меньше, а энергия ионизации этих элементов соответственно больше, чем углерода и кремния. В связи с этим азот и фосфор при химических реакциях не теряют электронов и не превращаются в элементарные катионы. Сродство к электрону этих элементов незначительно и поэтому они, как правило, не превращаются и в элементарные анионы. Азот и фосфор образуют соединения как с кислородом, так и с водородом, только с ковалентными связями. Таким образом, азот и фосфор являются неметаллами. Причем свойства неметаллов у них выражены сильнее, чем у углерода и кремния. [c.213]

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]

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]

Метод валентных связей 1редполагает, что связь осуществляется за счет спаривания двух электронов, принадлежащих двум разным атомам, при этом возникает ковалентная связь. В комплексных соединениях, как показал Н. Сиджвик, происходит образование обычных ковалентных связей по этому механизму. Это главная валентность. Образуются также связи по донорно-акцепторному механизму, когда оба составляющих ее электрона принадлежат одному и тому же атому. Так образуется побочная координационная связь. Донорами могут быть атомы азота, кислорода, фосфора, серы. [c.378]

Существование молекул Ыа, НР, НаО и ННз подтверждает валентность 1 у лития и фтора, 2 у кислорода и 3 у азота. В таблице видно, что для изолированного атома углерода основным является двухвалентное состояние-, для бора — одновалентное, а бериллий оказывается нульвалентным. Между тем для этих трех элементов указанная валентность нехарактерна, в соединениях они бывают соответственно четырех-, трех- и двухвалентны (ССЦ, ВС1з, ВеСу. Образование соединений, в которых атомы проявляют высшую валентность, требует энергетического возбуждения последних с переходом электрона на более высокий энергетический подуровень. В общем случае это происходит тогда, когда затрата энергии, необходимой для перевода атома в возбужденное состояние, с избытком компенсируется энергией, выделяющейся при образовании химической связи [c.90]