Электронные конфигурации соединений водорода

Электронные конфигурации соединений, водорода 315 [c.315]

ЭЛЕКТРОННЫЕ КОНФИГУРАЦИИ СОЕДИНЕНИИ ВОДОРОДА i) [c.315]

Электронные конфигурации соединений водорода 317 [c.317]

В соответствии с электронной конфигурацией атома водорода Is возможны процессы, обусловленные сдвигом его электрона к более электроотрицательному атому, и, наоборот, характерны процессы со смещением электрона к атому водорода (стремление образовать замкнутую оболочку Is ). Таким образом, для Н характерны аи = —1,0, -fl, т. е. он может вести себя аналогично и элементам подгруппы IA, и элементам подгруппы VHA. С первым его объединяет сходство атомных спектров, тенденция к образованию в растворе Н+ (отсюда восстановительная,активность, в частности склонность вытеснять неактивные металлы из различных соединений, в том числе, обычно под давлением, из растворов Цх солей), а также способность взаимодействовать с неметаллами. [c.463]

Электронная конфигурация атома водорода Ь , характерные степени окисления в соединениях чаще ( + 1), реже (-1) (рис. 12). [c.109]

Основному состоянию атома Ве отвечает электронная конфигурация 15 252. 3 химических соединениях бериллий двухвалентен, поэтому его валентному состоянию обычно сопоставляют конфигурацию 15 25 2р (о понятии валентного состояния см. далее). Тогда в образовании химических связей в молекуле ВеНа будут участвовать четыре валентных АО ф1 = 2 и Ф2 = 2рх АО атома бериллия и фз = 1 5а и ф< 1 АО атомов водорода. [c.159]

Типичным таким атомом является водород. Действительно, известно соединение состава СН2. Из электронной конфигурации атома углерода также следует, что в соединениях с атомами-донорами электронных пар его ковалентность может увеличиться на 1, углерод будет трехковалентным. Это проявляется, например, в молекуле СО (подробнее см. ниже). [c.121]

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]

Элементы главной подгруппы седьмой группы — Р, С1, Вг, I и А1 — называются галогенами. Они характеризуются одинаковой электронной конфигурацией наружного уровня п5 пр . По этой причине в соединениях с металлами и водородом они проявляют устойчивую степень окисления —1. [c.174]

Делается ясной и относительность понятий химически инертный и химически активный , так как один и тот же элемент водород в определенном состоянии возбуждения способен дать химическую связь и образовать устойчивую молекулу Нг, а в другом, отличающемся не электронной конфигурацией, а только параллельностью спиновых векторов электронов Isa и 2ра, устойчивое соединение атомов Н не получается, видимо, из-за отсутствия (или очень малого) перекрывания облаков электронных орбиталей, от особенностей электронного обмена или из-за корреляции. Причастность к этому обстоятельству запрета Паули остается по меньшей мере неясной, так как электроны имеют одинаковые направления спина, но разные вторые квантовые числа ведь обычно принцип формулируют как невозможность заселения одной и той же орбитали электронами, у которых все 4 квантовых числа одинаковы. [c.156]

По сравнению с другими элементами атом водорода имеет наиболее простое строение. Его электронная конфигурация в основном состоянии Is . Простота электронной структуры атома водорода, однако, не означает, что его физические и химические свойства наиболее просты. Наоборот, они удивительным образом отличаются от свойств всех других элементов. Кроме того, он образует особый ряд соединений, обладающих уникальными свойствами (здесь в первую очередь снова нужно назвать воду, а также пероксид водорода). Это единственный элемент, по которому названа одна из разновидностей химической связи (см. гл. 3). [c.160]

Вальден [16] высказал сомнение в возможности существования истинно инертных растворителей. Из большого числа экспериментальных доказательств можно сослаться, например, на исследование [17] растворимости хлорида водорода в органических средах, которое показало, что бензол и. другие соединения с простой электронной конфигурацией могут функционировать, как слабые основания. [c.161]

Чтобы у учащихся сложилось правильное представление о строении молекул, необходимо дать сведения о пространственном строении молекул углеводородов на примере одного из них (например, метана). В конце XIX в. молодые ученые Вант-Гофф и Ле-Бель независимо друг от друга показали, что соединение с четырьмя заместителями имеет тетраэдрическую структуру в центре трехгранной пирамиды (тетраэдра), в вершинах которой располагаются атомы водорода, находится атом углерода, связанный со всеми четырьмя атомами водорода. Такую модель можно сделать из пластилина и палочек (см. рис. 1). Тетраэдрическая конфигурация соединений углерода объясняется р -гибридизацией валентных электронов углерода. [c.49]

В повседневной практике химика-органика несравненно большее значение имеют спектроскопические методы, и здесь на первое место выдвинулся (открыт в 1946 г.) метод ядерного магнитного резонанса (ЯМР), основанный на взаимодействии магнитных моментов ядер (например, ядра водорода) с внешним магнитным полем. Метод протонного магнитного резонанса дает исчерпывающие сведения о химической природе, пространственном положении и числе атомов водорода в молекуле и тем самым о ее строении. Методы инфракрасной (ИКС) и электронной спектроскопии в ультрафиолетовой и видимой областях спектра, а также спектров комбинационного рассеяния света (СКР) выявляют функциональные группы, распределение электронной плотности, пространственное строение молекул органических соединений. Метод электронного парамагнитного резонанса (ЭПР) для определения природы свободных радикалов, образующихся при химических реакциях, обусловлен взаимодействием неспаренного электрона парамагнитного соединения со внешним магнитным полем. Масс-спектроскопия (спектрометрия) путем определения массы и относительных количеств ионов, возникающих при бомбардировке электронами молекул, исследует их строение. Метод дипольных моментов устанавливает конфигурацию молекул и отчасти распределение в них электронной плотности. Повысился интерес исследователей к методу полярографии органических соединений (изучение пространственного строения, кинетики, таутомерии и т. д.). Большое значение имеет исследование термодинамических свойств органических соединений (например, при оценке их взрывчатых свойств). [c.10]

При рассмотрении химических свойств различных элементов и их соединений можно видеть, что наименее реакционноспособными, т. е. обладающими наиболее устойчивой системой электронов, являются атомы элементов восьмой группы таблицы Менделеева — группы инертных газов. Эти атомы имеют на внешних электронных уровнях по восемь электронов (за исключением гелия, содержащего два электрона). Атомы же элементов с иным количеством электронов во внешней оболочке менее устойчивы и поэтому часто находятся в виде соединений друг с другом (На, N2, О2) или с другими атомами (НС1, СН,). При этом электронная конфигурация этих атомов тем или иным образом меняется так, что на их внешних электронных оболочках оказывается по восемь электронов. Исключением являются водород и литий, имеющие и в этом случае во внешней оболочке по два электрона, как у ближайшего к ним инертного газа гелия. Таким образом электронный октет ( дублет ) представляет собой для большинства элементов наиболее устойчивую электронную конфигурацию. Этот принцип заполнения электронных оболочек называется правилом октета . [c.25]

Благородные газы и галогены образуют в периодической системе элементов две различные группы. В пределах каждой группы свойства образующих ее элементов обычно закономерно изменяются с возрастанием атомного веса, но возможны и некоторые исключения. (Напомним пример с прочностью связи фтора.) Элементы группы галогенов и водород существуют в кристаллическом, жидком и газообразном состояниях в виде двухатомных молекул, которые все более диссоциируют по мере повышения температуры. Благородные газы почти при любых условиях существуют в виде одноатомных молекул, хотя они и образуют небольшое число соединений. В отличие от этого водород и галогены дают очень большое число соединений. Образование многих, но не всех из этих соединений может быть объяснено склонностью атомов водорода и галогенов приобретать электронную конфигурацию атомов благородных газов. Этим также объясняется существование водорода и галогенов в виде двухатомных молекул. [c.401]

Наиболее современные методы изготовления образцов сводят к минимуму ошибки, обусловленные вторым механизмом, однако вопрос о влиянии первого механизма на процесс проводимости в молекулярных кристаллах до сих пор остается трудноразрешимым. Полностью удовлетворительной модели проводимости для молекулярных кристаллов в настоящее время, по-видимому, не существует. Модель, рассматривающая перескок электронов, была выдвинута для твердых комплексов некоторых ароматических молекул с щелочными металлами и галогенами [355, 456, 957]. С незначительными изменениями эту модель можно использовать для чистых соединений. Полупроводниковый характер проводимости твердых органических материалов, по-видимому, часто связан с наличием я-электронных конфигураций в молекулах [7, 9, 269, 1076] к таким материалам относятся фталоцианины, красители и многие ароматические структуры, содержащие кислород, азот и другие элементы, а также углерод и водород. [c.109]

Поведение других галоидных соединений водорода будет совершенно аналогичным. Существенным отличием является лишь добавление законченных оболочек и изменение главных квантовых чисел таким образом, (нормальное) Ц -состояние хлористого водорода будет (1 з) (2s3) (2 эз) (2ртс) (Sss) (З/ж ). Прочно связанные электроны в оболочках с главными квантовыми числами 1 и 2, т. е. в ii- и L-оболочках, лишь в незначительной степени участвуют или совсем не принимают участия в образовании молекулы хлористого водорода. Поэтому приведенную выше электронную конфигурацию хлористого водорода можно написать проще в виде KL 3s >Y (Зр У (Зрт). [c.323]

Монооксид ванадия V0 получают восстано влением V2O5 водородом при 1700 °С, NbO и ТаО — восстановлением Э2О5 углеродом при 1100°С и при пониженном давлении. V0 — соединение переменного сос"ава (VOo,85-i,25) ои растворяется в разбавленных кислотах с образованием соответствующих солей, содержащих октаэдрические комплексные катионы [У(Н20)б] с электронной конфигурацией При обработке этих солей щелочью выпадает осадок V (ОН) 2, легко окисляющийся на воздухе. [c.518]

В различных вариантах таблицы Периодической системы водород включается либо в первую, либо в седьмую группы элементов, либо одновременно в обе. Более обосновано помещение водорода в седьмую группу. Подобно галогенам, он способен присоединять. тишь один электрон до завершения устойчивой электронной конфигурации. При этом водород, как и галогены, образует солеподобные соединения с наиболее актигин ,1ии металлами (гидриды), например NaH, СаНг. Гидриды — ионные соединения, п которых отрицательным ионом является Н . Ближе к галогенам водород и по физическим свойствам. [c.206]

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]

Сходстпо электронных конфигураций атомов Н и Не с внешними оболочками атомов к Ве сближает эти элементы и позволяет считать их принадлежащими к I и И группам Системы. Существенная разница в поведении простых тел и химических соединений может быть отнесена за счет резкого отличия ионизационных и активационных потенциалов 15-кайно-симметриков Н и Не от потенциалов атомов и Ве. В частности, что касается неметаллического состояния свободных водорода и гелия, то уже при обсуждении рис. 60 указано было на то, что влияющие на значение ионизационных потенциалов величины наружных з-электронов у элементов катионогенов, рождающих металлические фазы, велики и во всяком случае превышают 0,95 А. Ниже приводится схема области элементов, образующих металлические и неметаллические простые тела. (Рамка окружает металлы, граница окружает летучие простые вещества.) [c.154]

Рассмотрим вначале структуру, которую можно ожидать для соединения водорода с фтором — самым легким элементом седьмой группы. Атом водорода имеет одну орбиталь и один электрон. Следовательно, он может достигнуть конфигурации гелия в результате образования одной ковалентной связи с другим элементом. Фтор имеет семь электронов на внешней оболочке ( -оболочке). Эти семь электронов занимают четыре орбитали -оболочки. Они соответственно образуют три пары электронов на трех орбиталях, а на четвертой орбитали имеется один электрон. Отсюда следует, что атом фтора также может достигнуть аргоноидной конфигурации путем образования одной ковалентной связи с использованием одного своего электрона. Таким образом, приходим к выводу, что фтористый водород имеет молекулу следующего строения [c.131]

Рассмотрим электронные конфигурации атомов первых 11 элементов периодической системы (табл. 3.1). Справа выписаны число неспаренных внешних электронов и формулы соответствующих водородных соединений. Валентность, согласно изложенному, должна равняться числу неспаренных электронов. Мы видим, что водород, литий, фтор и натрий одновалентны, кислород — двухвалентен, азот — трехвалентен. Атомы блшюродных газов гелия и неона не образуют молекул, так как все их электроны спарены, и поэтому 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, оно объясняется тем, что некоторые атомы при образовании химической связи изменяют свою электронную конфигурацию. [c.43]

Итак, при образовании химического соединения обычно происходит перестройка электронной оболочки свободного атома. Кроме указанной выше перестройки электронной конфигурации, возможна и более существенная перестройка электронной оболочки, когда электрон атома в молекуле смещается к одному или нескольким другим атомам молекулы, что приводит к образованию дополнительной ионной связи. Например, в некоторых соединениях (NH4Br, NH4 I и др.) атом азота выступает в виде положительного иона N" . При переходе одного электрона атома азота к другим атомам молекулы образуется положительный ион азота с электронной конфигурацией (ls) (2s) (2р) , соответствующей четырехвалентному атому углерода, поэтому ион азота в состоянии удержать четыре атома водорода и образовавшийся отрицательный ион атома галоида. Хотя такая перестройка электронных оболочек требует энергии, эта энергия с избытком компенсируется энергией, выделяющейся при обра-. зовании связи атомов в молекуле. [c.635]

Как указывалось в главе 1, 6, электронные переходы в комплексе но схеме (71) могут обеспечивать изменение конфигурации иона металла (например, Сг +—уСг +, т. е. d - d ), способствующее выгодной для реакции стабилизации энергии кристаллического поля. Однако изменение электронной конфигурации катиона при реакции не является необходимым условием каталитической активности и реакция На с Dg может протекать на таких окислах, как MgO и AI2O3, катион которых не изменяет своего валентного состояния. Некоторую корреляцию каталитической активности с расстоянием Ме — О в бинарном соединении (рис. 54, 6 также можно объяснить механизмом (71), т. е. двухточечной адсорбцией, хотя в целом вопрос о влиянии параметра решетки на реакции с участием водорода нельзя считать выясненным. [c.138]

Большинство соединений углерода, прежде всего углеводороды и их производные, обладают ярко выраженным характером гомеополярных соединений. Поэтому теорию Косселя можно применить к ним только с существенные ограв)шениями. Однако, если учесть, что и у так называемых гомеополярных соединенйй в общем на одной составной части скапливается больше положительных Нарядов, а на другой больше отрицательных зарядов, то, теорию Косселя можно принять за основу при объяснении образования этих соединений. Например, образование метана СН4 можно тогда объяснить на основании допущения, что атом С вследствие его стремления принять электронную конфигурацию инертного газа. заряжается четырьмя отрицательными зарядами, отнимая у четырех атомов водорода их электроны, и затем свявы-вает электростатически положительные водородные ядра. (Благодаря малым размерам ядра водорода при этом проникают через внешнюю электронную оболочку внутрь атома.) Учитывая свойства соединений, эти представления следует, конечно, ограничивать, по крайней мере в том смысле, что электроны не полностью отнимаются у атомов водорода и что вследствие этого составные части соединения сцеплены не только за счет противоположных зарядов, но здесь проявляются еще и другие силы (резонансные силы в смысле волновой механики), которые способствуют тому, что в этом слз чае при образовании нечисто гетерополярного (соответственно гомеополярного) соединения выделяется больше энергии, чем при образовании чисто гетерополярных соединений, которых прежде всего следовало бы ожидать на основании представлений Косселя. То же можно сказать относительно образования силана 31Н4, а Также водородных соединений других элементов группы. [c.451]

В гл. 6 структура этих соединений рассматривается более глубоко с точки зрения электронной конфигурации. Одним из способов, которым могут быть охарактеризованы различия между ними, являются межатомные расстояния у атомов кислорода в соединениях разных классов. Результаты рентгенографических и электронографических измерений, описанных на стр. 248, показывают, что в молекуле Н2О2 межатомное расстояние в группе —О—О— равно 1,49 + 0,01 А. Изменение характера группы—О—О— при переходе от перекиси водорода к другим перекисным соединениям состоит в основном в изменении степени электроотрицательности или ионного характера соединения сама связь между атомами кислорода практически при этом не изменяется. Таким образом, в перекисях металлов (или других перекисных соединениях) расстояние —О—О-—, очевидно, заметно не отличается от этого расстояния в перекиси водорода. К такому заключению приводят измерения межатомных расстояний в таких перекисях, как перекись бария [8, 9], перекиси кальция и стронция 19], пероксоднсульфаты аммония и цезия [10], диметилперекиси [11] и дибензоилперекиси 112]. На основании некоторых ранее проведенных измерений [13, 14] считали, что длина связи—0—0—в перекиси бария меньше, чем в перекиси водорода, но результаты последующих измерений межатомного расстояния в перекиси бария [8, 9], а также приведенные выше данные для других пероксосоединений, по-видимому, опровергают это меньшее значение. длины связи. Тем не менее кажется несколько странным, что увеличение степени смещения заряда к перекииюй группе при переходе от перекиси водорода к такому чисто ионному соединению, как перекись бария, не оказывает влияния на длину связи —О—О—. Возможно, что при дальнейших более точных измерениях обнаружится существование заметных, хотя и небольших различий. [c.532]

В то же время первой возбужденной электронной конфигурацией углерода будет (Ii) (2 ) (2/ ) наинизшим термом, возникающим на основе этой электронной конфигурации, будет S углерод в этом состоянии имеет четыре электрона с неспаренными спинами, и таким образом его валентность равна 4. Положение этого возбужденного состояния, возникающего от промотированйя ( повышения ) 25-электрона на 2р-уровень, не было точно определено экспериментально, но, согласно расчетам по методу Хартри, а также некоторым косвенным опытным указаниям, терм лежит на 3 — 4 eV выше терма основного состояния [45]. Вероятно, не существует очень близкой взаимосвязи между этой разностью энергий в самом атоме углерода и энергией, требующейся для повышения 25-электрона при образовании соединения типа СН , так как возмущение уровней энергии углерода атомами водорода должно быть исключительно велико. Эта энергия повышения была бы более чем компенсирована энергией, выделяющейся во время образования двух добавочных ковалентных связей. Таким [c.292]

Иридий [18-электронная конфигурация, М(К)]. О комплексе 1гН5[Р(СНз)з]г говорилось в разд. И, В, 2 при обсуждении методов определения числа гидридных водородов в молекуле. Вероятно, все соединения, первоначально известные как комплексы кНзЬг [9, 254, 255], имеют формулу гНбЬз [8, 256]. [c.155]

Нейтральный атом радона имеет электронную конфигурацию 5 / ° 65 6р . Оптический спектр радона похож на спектры атомов других благородных газов. Первый потенциал ионизации радона равен 10,745 эв. До недавнего времени (1962 г.) радон и другие благородные газы считались инертными, т. е. не образующими химических соединений. Однако ученым Англии и США удалось получить соединение ксенона с гексафторидом платины Хе(Р1Рб)2 и тетрафторид ксенона Хер4 [55]. При нагревании микроколичеств радона в смеси со фтором при 400° С в никелевом сосуде в течение 30 мин получается соединение радона со фтором, состав которого не установлен. Соединение весьма устойчиво и перегоняется в вакууме 10 —10 " мм рт. ст. при 230— 250° С. Полученное соединение можно восстановить до радона водородом при 500° С [55]. [c.217]

Механизм действия К. очень сложен и разносторо-нен. Как правило, К. непосредственно взаимодействуют с субстратом. При этом они могут играть роль промежуточных переносчиков (акцепторов и доноров) определенных химич. группировок (ацильных, фосфатных, аминных и т. п.), а также атомов водорода и электронов (аденозинтрифосфорная к-та, кодегидрогеназы и др.). Наряду с этим К. участвуют в процессе активирования субстрата, образуя с его молекулами реакционноспособные промежуточные соединепия, в составе к-рых молекула субстрата претерпевает определенные химич. превращения. Такова, в частности, роль тиаминдифосфата при декарбоксилировании пировиноградно к-ты и роль пиридоксальфосфата при многочисленных и разнообразных провращеггиях аминокислот. Активирование молекулы субстрата К. обычно имеет двоякий характер во-первых, промежуточное соединение субстрата с К. может обладать избыточным запасом свободной энергии, т. е. находиться на более высоком энергетич. уровне, что создает выгодные термодинамич. предпосылки для нужных реакций во-вторых, электронная конфигурация молекулы субстрата или определенной ее части при образовании промежуточного соединения с К. изменяется т. о., что это благоприятствует в кинетич. от-нопгении нужным реакциям вследствие снижения энергии активации. Обычно К. совмещают роль активатора и переносчика молекулы субстрата или ее части (см., напр., Кофермент А). [c.371]