Электронные уровни Электроотрицательность

Отрицательно заряженные ионы образуются во время химической реакции из атомов с малыми радиусами, обладающих максимальным сродством к электрону и электроотрицательно-стью. К таким атомам относятся галогены Р, С1, Вг и I. У атомов этих элементов незавершенный энергетический уровень содержит по семь электронов. Принимая электрон, галоген завершает энергетический уровень, увеличивает свой радиус по сравнению с атомом, образует более мощное отрицательное заряженное электромагнитное поле. [c.50]

Чаще всего молекулярные орбитали находят с помощью линейной комбинации атомных орбиталей, и тогда метод называется методом ЛКАО МО. При этом молекулярные орбитали рассчитывают сложением или вычитанием волновых функций Г атомов. Волновая функция молекулярных орбиталей обозначается через ф и может быть представлена как комбинация волновых функций нескольких атомных орбиталей. Для двух атомов А и В волновая функция Ф = ЧГд где с — коэффициент, учитывающий долю участия атомных орбиталей атома В в образовании молекулярной орбитали и зависящий от электроотрицательности элемента В. Чем больше потенциал ионизации, тем ниже уровень энергии, соответствующий 1]/ , тем больше времени электрон будет находиться вблизи атома В, и тогда форма молекулярной орбитали будет больше соответствовать атомным орбиталям атома В. [c.83]

Взаимодействие с солями тяжелых металлов. При взаимодействии алкенов например, с солями ртути, электроотрицательность которой равна 1,9 и которая имеет незаполненный внешний электронный уровень, можно предположить, что реакция протекает следующим образом [c.29]

Как видно из электронных формул, это атомы с незавершенными энергетическими уровнями. У атома натрия большой радиус атома (1,86 А) и очень малый ионизационный потенциал и электроотрицательность (1,01), поэтому он завершает энергетический уровень, отдает свой неспаренный Зх -электрон сильно электроотрицательному атому хлора (2,83). При переходе атома натрия в положительно заряженный ион 1 а+ радиус его сильно уменьшается от 1,86 А до 0,98 А у иона. [c.50]

Все атомы, содержащие неподеленные пары электронов, более электроотрицательны, чем углерод. Это приводит к тому, что неподеленные пары карбонильного кислорода более жестко связываются с его ядром при введении электроотрицательного заместителя, т. е. энергия я-уровня понижается за счет индуктивного эффекта. Таким же образом индуктивное взаимодействие влияет и на я -уровень, но в меньшей степени. Поэтому суммарное действие индуктивного и резонансного эффектов приводит к смещению полосы пя -перехода в коротковолновую сторону при переходе от кетонов и альдегидов к кислотам, эфирам и амидам. [c.113]

Рассмотрим изменения, которые вызывает в распределении электронов адсорбция. Допустим, что на поверхности люминофора адсорбируется молекула, обладающая большим сродством к электрону (высокой электроотрицательностью). Согласно представлениям, развиваемым Ф. Ф. Волькенштейном [3], вначале такая молекула образует относительно слабую связь с кристаллом, например вследствие того, что электронное облако, принадлежащее ближайшему атому или иону кристаллической решетки, затягивается на адсорбированную молекулу. По своей природе такая связь все же носит химический характер и потому можно считать, что образуется единая система, в которой адсорбированная молекула играет роль примеси. Нарушая периодическую структуру поверхности, она, подобно точечному дефекту в регулярной решетке или на дислокации, вызывает появление локального поверхностного уровня. Чем больше сродство молекулы к электрону, тем дальше соответствующий уровень от зоны проводимости. Если он оказывается ниже уровня Ферми, то адсорбированная молекула стремится захватить электрон, образуя тем самым прочную связь с кристаллом. Это приводит к снижению концентрации электронов ns у поверхности и к компенсирующему его притоку электронов из приповерхностного слоя. [c.137]

Возможность образования катиона определяется потенциалом ионизации атома или величиной энергии, необходимой для удаления электрона с самого высокого занятого уровня в бесконечность. Способность атома принимать электроны и становиться анионом характеризуется его сродством к электрону, т. е. энергией, выделяющейся при перенесении электрона из бесконечности на самый низший незанятый электронный уровень атома. Способность же атомов поляризовать ковалентную связь, как мы уже говорили, обусловлена их относительной электроотрицательностью, которая равна полусумме потенциала ионизации и электронного сродства атома, выраженных в килокалориях. Электроотрицательность элементов периодической системы убывает справа налево и сверху вниз следовательно, фтор будет наиболее, а цезий наименее электроотрицательным (или наиболее электроположительным) элементом. Чем больше разница между значениями электроотрицательности атомов, тем сильнее выражен ионный характер существующей между ними связи. Атомы элементов, находящихся в левой части таблицы Д. И. Менделеева, и прежде всего [c.31]

Имеются в виду валентные электроны, т. е. электроны, которые участвуют в образовании химической связи. Очевидно, у благородных газов электроотрицательность отсутствует, так как внешний уровень в нх атомах завершен н устойчив. [c.56]

Жесткие основания — донорные частицы, обладающие высокой электроотрицательностью, низкой поляризуемостью, трудно окисляющиеся. Термин жесткое основание подчеркивает, что соединение прочно удерживает свои электроны, т. е. его молекулярная орбиталь, пара электронов которой передается акцептору, имеет низкий уровень энергии (расположена близко к ядру атома). Донорными атомами в жестких основаниях могут быть кислород, азот, фтор, хлор. [c.114]

В большинстве соединений кислород как сильно электроотрицательный элемент обладает степенью окисления (—П), он оттягивает иа себя обе общие пары электронов и, следовательно, приобретает на свой внешний энергетический уровень два лишних электрона"(а всего 8е вместо 6е в нейтральном атоме). Однако в ОР] степень окисления кислорода иная, а именно, равна (+П). В простых веществах (На, Рз, N2) данный элемент имеет степень окисления, равную нулю. [c.158]

Выяснение механизма катализа не следует сводить к изучению самих каталитических реакций, а оно должно представлять исследование всех изменений, происходящих под влиянием катализатора. Такой подход найден в интерпретации явлений катализа на основании электронной теории. Согласно электронной теории химические соединения осуществляются с помощью электронов,, удерживаемых сообща двумя атомами. Постоянно происходит обмен энергией между свободно двигающимися электронами и атомами. Когда электрон подходит вплотную к атому и энергия этого свободного электрона превышает известный уровень, вся его энергия может перейти к валентным электронам, лежащим на поверхности атома. В сильно полярных соединениях электроны переходят с наружной оболочки электроположительных атомов на наружные оболочки электроотрицательных атомов, создавая устойчивые электронные группы. Первичные валентные отношения зависят от числа электронов, которые могут передаваться. [c.67]

Как уже отмечалось, увеличение кислотности особенно заметно при переходе от алкенов к алкинам. Это объясняется увеличением 5-характера гибридной орбитали, участвующей в образовании о-связи с атомом водорода, т. е. зр < < хр. -Орбитали находятся ближе к ядру, чем соответствующие р-орбитали, и имеют более низкий энергетический уровень. Электронная пара на хр -орбитали находится ближе к ядру атома углерода, чем электронная пара на зр - или хр -орбитали (кажущаяся электроотрицательность- атома углерода увеличивается). Это не только способствует более легкому отрыву атома водорода без электронной пары, т. е. повыщению его кислотности, но и стабилизирует образующийся карбанион. [c.306]

Согласно Полингу, электроотрицательность есть способность атома в молекуле притягивать к себе электроны . Очевидно, у инертных элементов электроотрицательность отсутствует, так как внешний уровень в их атомах завершен и устойчив. [c.56]

Химические свойства. Атом серы, имея незавершенный внешний энергетический уровень, может присоединять два электрона и проявлять степень окисления, равную —2. Такую степень окисления сера проявляет в соединениях с металлами и водородом (например, Na S и HaS). При отдаче или оттягивании электронов к другому атому более электроотрицательного элемента степень окисления может быть +2, +4 и +6. [c.212]

Эта реакция окислительно-восстановительная. Здесь атом хлора, как сильно электроотрицательного элемента, оттянул на свой наружный уровень электрон от атома натрия — ярко выраженного электроположительного элемента. Натрий окислился, проявив себя восстановителем, хлор восстановился, сыграв роль окислителя. [c.64]

Согласно Будару, множитель 0,5 появляется благодаря тому, что адсорбированные частицы образуют ковалентные связи с поверхностными атомами и электроны из металла должны двигаться приблизительно половину пути через дипольный двойной слой в область максимальной плотности их заряда после образования ковалентной связи. Несомненно, множитель 0,5 выбран несколько произвольно, так как эффективное расстояние электронного перехода зависит, по-видимому, от различия в электроотрицательности металла и адсорбата. В действительности изменение поверхностного парамагнетизма (например, никеля и палладия) указывает скорее на то, что электрон полностью переходит на d-уровень металла [94, 95]. Таким образом, можно спорить относительно точного значения коэффициента пропорциональности между и Аср [c.428]

И зависящии от электроотрицательности элемента В. Чем больше хв, тем ниже уровень энергии, соответствующ,ий г зв, тем больше времени электрон будет находиться вблизи атома В и тем больше форма молекулярной орбитали будет соответствовать атомным орбиталям атома В. [c.81]

Предположение, что различие в электроотрицательностях атомов (или групп) в активированном комплексе, т. е., иначе говоря, поляризация переходного состояния, является фактором, снижающим уровень переходного состояния, в рамках метода электронных пар означает необходимость учета ионных структур в переходном состоянии [9, 10]. Рассмотрим этот подход к пониманию влияния полярных эффектов на радикальные реакции несколько подробнее на примере реакции присоединения радикала к двойной связи. [c.245]

Электронная конфигурация каждого из четырех галогенов — фтора, хлора, брома и иода — стабилизируется за счет того, что либо атом галогена приобретает электрон (тем самым полностью заполняется высший р-под-уровень) и превраш,ается в анион Х , либо атом галогена образует одинарную связь. Поскольку электроотрицательность первых трех галогенов выше электроотрицательности углерода (в любой из имеющихся шкал), [c.312]

Группа УПБ. Почти заполненный внешний электронный уровень пз пр , характерный для атомов элементов группы VI1Б, обусловливает очень большую устойчивость соединений со степенью окисления —I и дает основания предсказать положительные степени окисления - -1, +111, +У и +УП для всех элементов группы за исключением фтора. Поскольку фтор является наиболее электроотрицательным среди всех элементов, он не может иметь в соединениях иную степень окисления чем —I. Было установлено, что атом фтора может быть мостиковым, например, в (ЗЬр5) , (Вер2) , т. е. способен к образованию двух ог-связей. [c.149]

Попытаемся теперь представить образование связи межд> двумя атомами, электроотрицательности которых одинаковы, н шри-мер между двумя атомами Н. Оба атома имеют электронную конфигурацию 18. Поскольку внешним оказывается первый уровень, а он может максимально содержать 2 электрона, до завершения внешнего уровня каждому атому не хватает одного электрона. Однако нет оснований для передачи электрона одного атома другому, т. к. их электроотрицательности одинаковы. При сближении атомов до определенного расстояния происходит перекрывание их 1з-ор-биталей (Рис. 23). В результате между центрами обоих ядер возникает молекулярная орбиталь. Вероятность нахождения элеирона в этой области пространства увеличивается вдвое. Благодаря этому возрастает отрицательный заряд, приходящийся на эту область. Как следствие, возрастает притяжение между ядрами и молекулярной орбиталью. Итак, за счет перекрывания атомных орбиталей образуется новая молекулярная орбиталь. На этой орбитали находятся два [c.61]

Элементы азот N, фосфор Р, мышьяк As, сурьма Sb и висмут Bi составляют VA группу Периодической системы. Валентный уровень атомон отвечает электронной форму.ме ns np . Азот—третий по электроотрицательности неметал.1 (ш)сле фтора и кислорода) судя по электроотрицательности, фосфор и мышьяк — неметаллы, сурьма — типичне>1Й амфотерный элемент, а у висмута иреобладгют металлические свойства. Элементы VA группы образуют соединения и степенях окисления от (-III) до (+V), характерные степени окисления ( П1) и ( + V). [c.206]

В ионных соединениях атомы более электроотрицательных элементов (неметаллов) дополняют свой внешний энергетический уровень до октета за счет электронов атомов менее электротрицатель-чых элементов (металлов), у которых [c.64]

В ионных соединениях атомы более электроотрицательных элементов (неметаллов) дополняют свой внешний энергетический уровень до октета за счет электронов атомов менее электроотрицательных элементов (металлов), у которых пред-внешний уровень становится внешним уровнем. Электронные уровни образовавшихся ионов могут иметь одинаковое строение. Например, в хлориде калия (ДЭО = 2,2) ионы К+ и С1 имеют одинаковзто электронную структуру (Ке)3 3р — такую же, как у атомов Аг. В этом случае говорят, что эти частицы (К+, СГ, Аг) имеют изоэлектронную структуру. [c.80]

Рассмотрим связь С-Н в алканах. Углерод более электроотрицательный элемент, чем водород. Вслелствие этого электронная пара этой связи смещена к атому углрода, что в утрированной форме может быть представлено ионной формулой 122 (схема 2.45). Нетрудно видеть, что при таком рассмотрении атом углерода в составе фрагмента С-Н аппроксимируется карбанионом, которому таким образом и приписывается уровень окисления 0. К ионной системе такого типа уже однозначно применимы традиционные представления об окислительно-восстановительных реакциях. Так, окисление 122 с переносом одного электрона приводит к радикалу 123, в то время как окисление с потерей двух электронов дает карбокатион 124. При такой трактовке переход от алканов к спиртам и далее к альдегидам и карбоновым кислотам может четко классифицироваться как процесс окисления с потерей двух, четырех или шести электронов и образованием функциональных производных уровней окисления 1, 2 и 3 соответственно. Аналогичным образом можно интерпретировать переход от алканов к алкенам и алютнам (см. схему 2,45). [c.132]

Элементы кислород О, сера 8, селен 8е, теллур Те и полоний Ро составляют У1А-группу Периодической системы Д.И. Менделеева. Групповое название этих элементов — халькогены, хотя кислород часто рассматривают отдельно. Валентный уровень атомов отвечает электронной формуле ир . Кислород — второй по электроотрицательности неметалл (после наиболее электроотрицательного фтора). Его устойчивая степень окисления —П положительная степень окисления у кислорода проявляется только в его соединениях с фтором. Остальные элементы У1А-группы проявляют в соединениях степени окисления -П, IV и -нУ , причём для серы устойчива степень окисления +У1, а для остальных элементов -1-1У. Судя по значениям электроотриц 1тельности, О и 8 — неметаллы, 8е, Те и Ро — амфотерные элементы с преобладанием неметаллических (8е, Те) или металлических свойств(Ро). [c.139]

Элементы азот К, фосфор Р, мышьяк Аз, сурьма 8Ь и висмут В1 составляют УА-группу Периодической системы Д.И. Менделеева. Валентный уровень атомов отвечает электронной формуле пя пр . Азот — третий по электроотрицательности неметалл (после фтора и кислорода) судя по значениям электроотрицательности, фосфор и мышьяк — неметаллы, сур1к1а — типичный амфотерный элемент, а у висмута преобладают металлические свойства. Элементы УА-груп-пы проявляют в соединениях степени окисления от -П1 до +У. [c.152]

Мягкие кислоты — кислоты Льюиса, содержащие ак-гпторные атомы большого размера с малым положительным за-1Д0М, с небольшой электроотрицательностью н высокой поляри-№Мостью. Молекулярная орбиталь мягких кислот, принимаю-,ая электроны донора, имеет высокий уровень энергии. [c.115]

Если такова роль электроотрицательности, то можно ожидать образования Н-связи и с участием атомов с низкой электроотрицательностью, если только число электронов в системе не столь велико, чтобы заполнить уровень 1 )2. Такой случай имеет место в бедных электронами боранах. Интересно отметить удивительное сходство между трехцентровой схемой, предложенной Эберхардом, Кроуфордом и Липскомбом для борановых мостиков В — Н — В [573], и трехцентровой же схемой Пиментела для иона НРг. Принципиальное отличие заключается в том, что в случае бифторид-иона приходится учитывать четыре электрона, и потому должна быть введена в рассмотрение несвязывающая функция "фз- Это вызывает необходимость высокой концентрации заряда на концевых атомах, и потому связь оказывается наиболее прочной, если эти атомы обладают сильно выраженной электроотрицательностью. В боранах, однако, слишком мало электронов для заполнения уровня 1 >2 и малая электроотрицательность бора благоприятствует оптимальному распределению электронов между атомами бора и водорода. Из сказанного видно, что метод молекулярных орбит может дать основу для качественного рассмотрения Н-связи и строения боранов . [c.204]

При подготовке третьего издания теоретический уровень учебника значительно повышен. Даны сведения об электроотрицательности элементов как основе многих свойств органических молекул, об энергйи связей. Значительно расширен материал по применению квантовой механики в органической химии. Даны понятия о молекулярных орбиталях и методах их расчетов, в частности о методе линейной комбинации атомных орбиталей (ЛК АО), о связывающих и разрыхляющих орбиталях. Излагаются сведения о реакционных индексах, позволяющих объяснить многие свойства и механизмы реакций (порядке связи, индексе свободной валентности, электронной плотности у различных атомов и т. д.). Несколько расширены сведения об электронных механизмах реакций. [c.4]

Мы видим, что из двух электронов углерода уровня 2з заметная часть, а именно 0,505 е-, уходит двумя путями 1) 0,088 е-переходит от С к О на орбитал 2р, что является одним из проявлений разности электроотрицательностей 2) 0,417е переходит с углеродного уровня 2х на углеродный же уровень 2р, что связано с возбуждением, необходимым для четырехвалент-ности- углерода. [c.395]

Основными факторами, определяющими, какие комплексы будет образовывать переходный металл, тетраэдрические или плоские квадратные, являются а) энергия стабилизации кристаллическим полем и б) взаимное отталкивание между лигандами. Последнее зависит от размера лигандов и их электроотрицательности. Рассмотрим вначале значения ЭСКП для тетраэдрических комплексов ионов металлов с конфигурациями от d до d °. Первый электрон будет занимать самую нижнюю по энергии орбиталь, т. е. одну из е-орбиталей при этом энергия стабилизации будет равна 0,27А. Второй электрон попадает на второй уровень дублета и величина ЭСКП увеличится до [c.249]

Используемые в радиационной химии полярные растворители имеют практически весьма близкие диэлектрические характеристики. Поэтому величина энергии оптического перехода в основном будет определяться свойствами 0-электронов лигандов, которые создают расщепляющее кристаллическое поле и участвуют в образовании связей в комплексе. При этом природа самого лиганда может в заметной степени варьироваться, не вызывая резких изменений в положении полосы оптического поглощения. Выше уже говорилось, что переход электрона на возбужденный уровень эквивалентен появлению на основном уровне положительной дырки. Поэтому, даже в случае нейтральных растворителей центральную молекулу можно условно рассматривать как положительный ион, а, следовательно, величина расщепления должна определяться в первую очередь электроотрицательной группой лиганда-иона или цолярной молекулы. [c.108]

При переходе от углеводородов к молекулам, содержащим гетероатомы, помимо указанных выше неучитываемых факторов, появляются новые осложнения, в конечном счете связанные с различной электро от-рицательностью атомов углерода и гетероатомов. Электронные смещения в реагирующих молекулах и радикалах, вызванные различной электроотрицательностью атомов, могут в различной степени влиять на уровень начального и переходного состояний. Особенно сильное влияние на переходное состояние можно ожидать в том случае, когда реагирующие частицы включают группы, обладающие различными донорно-акцептор-ными свойствами по отношению к электронам. Можно ожидать, что в этом случае энергия сопряжения в переходном состоянии окажется больше, чем в начальном и конечном состояниях, когда акцепторная и донорная группы не находятся в сопряжении. В этом случае условие монотонного изменения общей энергии сопряжения системы в ходе реакционного акта не соблюдается, уравнение (12) перестает быть справедливым и изложенная выше теория не применима. Если акцепторно-донорные свойства реагирующих молекул (радикалов) не сильно различаются, то, как показывает анализ опытных данных (см. ниже), теория идеальной радикальной реакционности в общих чертах может быть применена и к молекулам, содержащим гетероатомы. [c.192]

Природа тугоплавких соединений переходных металлов не столь ясна, как природа ионных или ковалентных кристаллов. Согласно одной гипотезе, предложенной Убеллоде [140] для гидрида палладия и распространенной затем на тугоплавкие карбиды, нитриды и другие соединения [141, 142], —часть валентных электронов с s- и р-уровней атома неметалла может переходить на незаполненный d-уровень атома переходного металла. С этой точки зрения донором оказывается неметалл, а акцептором — металлический атом. Палладий и водород имеют близкие электроотрицательности (2,0 и 2,13 эв) и сравнительно близкие потенциалы ионизации (8,33 и 13,59 эв), поэтому передача электрона от такого элемента, как водород, проявляющего в ряде случаев свойства катиона, к атому палладия — металла VHI группы со слабыми электроположительными свойствами представляется до известной степени возможной. Однако другие металлы VIH группы, по-видимому, не образуют гидридов со структурой тина Na l. Металлы VH и VI групп, имеющие относительно высокие потенциалы ионизации и сравнительно большие значения электроотрицательностей, гидридов такого типа также не образуют. [c.175]

Предполагается, что происходит резонанс между всеми возможными состояниями. Так как бор и водород имеют приблизительно одинаковую величину электроотрицательности, что следует из экстраполяции величин электроотрицательности элементов первого ряда периодической таблицы (см. табл. 14), электроны не делают разницы между связью В—В и связью В—Н. Следовательно, поскольку здесь имеется семь связей и шесть пар электронов, пара электронов находится в течение шести седьмых времени у каждой связи. В основном такой же вывод вытекает и из гипотезы Сиджвика, и как его, так и льюисовская гипотезы просто выражают равномерное распределение двенадцати электронов между семью связями. Так как резонанс приводит к возникновению уровня энергии, более низкого, чем уровень любого из отдельных резонансных состояний, равномерное распределение электронов может дать стабильный ВаНв, даже несмотря на то, что при любой из этих структур можно было бы ожидать образования неустойчивой молекулы. [c.340]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология