Доноры электронов водорода

Стандартные потенциалы металлов ф приведены в табл. 6 в порядке возрастания их алгебраической величины, образуя так называемый ряд напряжений металлов. Если стандартный потенциал металла имеет знак минус, это означает, что металл в паре со стандартным водородным электродом выполняет функцию отрицательного электрода, избыточные электроны которого переходят к ионам Н . При знаке плюс на металле донором электронов являются молекулы водорода, адсорбированные на поверхности платинового электрода. Электроны, переходя на металлический электрод, притягивают из раствора катионы металла, которые, концентрируясь и разряжаясь на его поверхности, сообщают ему положительный заряд. С увеличением алгебраического значения стандартного потенциала металла уменьшаются восстановительные свойства его атомов и увеличиваются окислительные свойства образующихся при этом катионов. Так, цинк по своим восстановительным свойствам превосходит водород, а ионы Н по своим [c.159]

Вода — весьма реакционноспособное вещество. Оксиды многих металлов и неметаллов соединяются с водой, образуя основания и кислоты некоторые соли образуют с водой кристаллогидраты наиболее активные металлы взаимодействуют с водой с выделением водорода. Вода является жестким донором электронов в химических реакциях с донорно-акцепторным взаимодействием реагентов (табл. 6.2) и часто выступает активным реагентом в реакциях, контролируемых зарядом (разд. 6.2.2). [c.215]

Соединения водорода кислотного или потенциально кислотного характера, например вода Н2О, два атома водорода которой являются акцепторами электронов, с подходящими донорами электронов образуют водородные связи А — Н...В. Последние длиннее ковалентных, но несколько короче ван-дер-ваальсовских связей между молекулами А — Н и В. По своей природе они близки до-норно-акцепторным связям, усиленным электростатическим взаимодействием А —Н+...В , -де В может быть О, Ы, Р, а также С1, 5 и некоторые другие элементы. Очень важной особенностью водородной связи является то, что она всегда служит продолжением по прямой линии связи А — Н. Это обусловлено тем, что неподеленные электроны атома В находятся на вытянутых гибридных орбиталях зр, 5р2, зр , донорно-акцепторное взаимодействие устанавливается при условии копланарности связи А — Ни орбитальной оси неподеленных электронов В. Таким образом, водородная связь — это строго направленная связь. Энергия водородной связи невелика, обычно всего 3—7 ккал/моль. Но в твердых веществах, а также в растворах одновременно образуется множество водородных связен. Вот почему водородные связи прочно соединяют молекулы и вообще отдельные части структуры твердого вещества. Правда, даже при небольшом нагревании эти непрочные связи распадаются, что мы наблюдаем, например, при таянии льда или свертывании белка при нагревании. [c.89]

При образовании ионной связи атомы одних элементов превращаются в положительно заряженные, а других — в отрицательно заряженные. ионы. Соответственно с этим различают валентности положительную и отрицательную. Однако, удобства ради,представление о значности валентности в химии часто трактуют расширительно. Так, отрицательную валентность условно приписывают вообще тому элементу, в сторону атомов которого смещается связующий электронный дублет. Этот сравнительно более электронофильный элемент с известными допущениями можно рассматривать как акцептор электронов. Элементу же, атомы которого удерживают валентные электроны более слабо, чем его партнер, приписывают положительную валентность и считают донором электронов. Например, состав молекулы воды можно записать так Н Н--О--КН. Этим подчеркивают, что водороду в указанном соединении условно приписана валентность + 1, а кислороду —2. Подобные записи иногда называют структурными формулами. Ими пользуются для наглядного представления о распределении положительных и отрицательных зарядов внутри электронейтральной молекулы. [c.83]

Ассоциация молекул и структура жидкостей. Молекулы таких жиД Хостей, как НР, вода и спирты, могут при образовании водородных связей выступать как акцепторы и доноры электронного заряда одновременно. В результате этого образуются димеры (НР)2, (НзО) , (СНзОН)2 и т. д. Однако ассоциация на этом не останавливается, образуются тримеры, тетрамеры и т. д., пока тепловое движение не разрушает образовавшеюся кольца и]ш цепочки молекул. Энергия на одну водородную связь в таких цепочках возрастает с числом молекул в димере воды 26,4, в тримере 28,4 кДж/моль, Для фтористого водорода в цепочках (НР)2, (НР)з, (НР)4 и (НР)5 и в кольце (НР)б на одну водородную связь приходится 28,9 32,5, 34,6 36,9 и 39,5 кДж/моль соответственно [к-32]. Когда тепловое движение понижено (в кристалле), через водородные связи создается кристал тическая структура. Известная аномалия плотности воды и льда обусловлена водородными связями в кристаллах льда каждая молекула воды связана с четырьмя соседями водородными связями через две неподеленные пары атома кислорода молекула образует две донорные Н-связи и через два атома Н — две акцепторные. Эти четыре связи направлены к вершинам тетраэдра. Образующаяся гексагональная решетка льда благодаря этому не плотная, а рыхлая, в ней большой объем пустот. При плавлении порядок, существующий в кристалле (дальний порядок), нарушается, часть молекул заполняет пустоты и плотность жидкости оказывается выше плотности кристалла. Но в жидкости частично сохраняется льдообразная структура вокруг каждой молекулы (б.иижний порядок). Эта структура воды определяет многие свойства воды и растворов. Структурированы и спирты, но по-иному, так как молекула спирта образует одну донорную и одну акцепторную связь. Эта структура разрушается тепловым движением значительно легче. Возможно структурирование и смещанных растворителей, как водно-спиртовые смеси и др. Оказывая особое влияние на структуру воды, водородные связи налагают отпечаток на всю термодинамику водных растворов, делая воду уникальным по свойствам растворителем. [c.274]

Приведем еще один важный для химии случай координативной. связи. Так, вводных растворах кислот катион Н+ (протон) не может существовать отдельно. Он образует с молекулой воды катион оксония Н+-Ь НзО = НзО" . При этом обобществляется электронный дублет атома кислорода. Следовательно, в данном случае-кислород — донор, а водород — акцептор электронного дублета (рис. 1У-15). Отметим, что электронные пары атомов кислорода, азота, галогенов и др. могут служить основой для возникновения координативной связи только в том случае, если эти атомы находятся в валентном, но не в свободном состоянии. [c.91]

Установлено, что относительная степень ионности сульфонатов значительно выше, чем у исходной сульфокислоты. Гидратация сульфонатов увеличивает степень их полярности. Сульфокислоты сорбируются на металле по протонированному водороду и являются акцептором электронов. Лишь наиболее кислые сульфонаты магния и алюминия относятся к числу акцепторов, а сульфонаты всех остальных металлов являются донорами электронов. [c.209]

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]

Класс II. Жидкости, состоящие из молекул, содержащих активные атомы водорода и атомы-доноры электронов (кислород, азот и фтор), т. е. спирты, кислоты, фенолы, первичные и вторичные амины, оксимы, нитросоединения с водородными атомами, нитрилы с атомами водорода в а-положении, аммиак, гидразин, фтористый водород, цианистый водород и т. д.. [c.203]

Класс III. Жидкости, состоящие из молекул, содержащих атомы-доноры электронов без активных атомов водорода, т. е. эфиры, кетоны, альдегиды, сложные эфиры, третичные амины (включая пиридины), нитросоединения, нитрилы, в которых нет атомов водорода в а-положении и т. д. [c.203]

Сумма электронов центрального атома и электронов, отданных аддендами для образования координационных связей, называется эффективным атомным номером и обозначается иногда сокращенно ЭАН. При вычислении этой величины предполагают, что доноры электронных пар, например О, N и т. п., передают центральному иону по два электрона на образование связи окись азота дает связь с центральным ионом посредством трех электронов атомы водорода и галогенов отдают для связи по одному электрону. [c.247]

Образование иона Н- за счет присоединения одного электрона. Это возможно лишь в реакциях с сильными донорами электронов, например щелочными металлами. Реакция образования Н- из молекулярного водорода — эндотермический процесс [c.460]

В молекуле аммиака из восьми валентных электронов шесть образуют три ковалентные связи и являются общими для атома азота и атомов водорода. Но два электрона принадлежат только азоту и образуют неподеленную электронную пару. Такая пара электронов тоже может участвовать в образовании ковалентной связи с другим атомом, если во внешнем электронном слое этого атома есть свободная орбиталь. Такая вакантная 1з-орбиталь имеется у иона водорода Н" , вообще лишенного электронов. Поэтому при взаимодействии молекулы NHз с ионом водорода между ними возникает ковалентная связь неподеленная пара электронов атома азота становится общей для двух атомов, в результате чего образуется ион аммония НН . Здесь ковалентная связь возникла за счет электронной пары одного и свободной орбитали другого атома по донорно-акцепторному механизму. В рассмотренном примере донором электронной пары служит атом азота, а акцептором — ион водорода. Опытом установлено, [c.122]

Электронная теория кислот и оснований. В 1924 г. Дж. Льюис выдвинул и обосновал электронную теорию кислот и оснований, согласно которой кислота является акцептором, а основание — донором электронов. Если в состав кислоты входит водород, то она называется водородной. Однако кислота может п не содержать атома во- [c.170]

Из таблицы видно, что наиболее электроотрицательным элементом является фтор —это очень энергичный акцептор электронов. Такие металлы, как калий, —доноры электронов, их электроотрицательность невелика. Граница между металлами и неметаллами по принятой в таблице шкале лежит при значении электроотрицательности около 2,0. Водород занимает среднее положение. [c.88]

По отношению к водороду окислителями (акцепторами электронов) являются все ОФ, которым отвечает положительный равновесный электродный потенциал (Е1>0) восстановителями (донорами электронов) являются все ВФ, которым отвечает отрицательный электродный потенциал (Е < 0). [c.147]

Иное наблюдается при воостановлении, например, кислорода ( незатрудненная реакция). Роль носителя в этой реакции значительно возрастает, особенно в области разведенных слоев. Это обнаружено нами нри изучении газофазного восстановления избытка кислорода окисью углерода (окисление окиси углерода) на палладиевых, платиновых и смешанных катализаторах на носителях [10]. Указанная реакция по своей схеме имеет много общего с реакцией восстановления л-бензохинона и нитросоединений. 1В обоих случаях кислородоодержа-щие соединения — акцепторы электронов адсорбируются на поверхности металлического катализатора, отнимая от него электроны, с образованием отрицательно заряженных соединений. Восстановитель — донор электронов (водород, окись углерода) активируется на поверхности при мгновенной адсорбции из газовой фазы с отдачей электрона. При этом чем выше энергия связи донора электронов с атомной фазой, тем выше скорость реакции. Однако в характере участия металлического катализатора на носителе в рассматриваемых процессах наблюдается существенная разница. Она заключается в следующем. Для протекания восстановления сложных по строению органических соединений с максимальной скоростью требуется сочетание двух типов двухатомных активных центров, одни из которых расположены на крупных кристаллах, обладающих объемными свойствами металла [c.55]

Согласно этой концепции хлорофилл или бактериохлорофилл (точнее, их фотохимически активные формы), находясь в электронно-возбужденном состоянии, обладают повышенной, сравнительно с основным состоянием, способностью отдавать или принимать электрон. То, какая из этих двух возможностей реализуется, в большой степени зависит от свойств окружающей среды (pH, наличия веществ — доноров или акцепторов электрона). Опытами и в растворах, и в пленках подтверждена способность хлорофилла (бактериохлорофилла) восстанавливаться в присутствии доноров электрона (водорода) и окисляться в присутствии акцепторов электрона [32]. Процесс переноса электрона во всех случаях характеризуется высокой эффективностью (Ф 1). Считается, что in vivo происходит фотоокисление электронно-возбул<денной молекулы [c.23]

Способность использовать в определенных условиях в процессе фотосинтеза некоторые спирты (этанол, пропанол) только в качестве доноров электрона (водорода) присуща и зеленым серобактериям из рода сыогорввиаошопав (Балицкая, Кондратьева, 1963 Тро-ценко, Кондратьева, 1968). Всеми вышеуказанными работами было показано, что пурпурные и зеленые бактерии способны осуществ -лять восстановление углекислоты на свету, но в отличие от фотосинтеза зеленых растений они при этом кислорода не выделяют. [c.23]

Представление вая Ниля, поддерживаемое и Га фроном о воде как едином источнике электрона (водорода) для всех типов восстановления СО на свету, не иодтвервдается большинством современных раоот, согласно которым вода является донором электрона (водорода) только в процессе фотосинтеза растений, идущего с ввделением кислорода. В бактериальном же фотосинтезе донором электрона йвляится более сильные восстановители (Н2 [c.26]

При рассмотрении процесса превращения адсорбированных на металле атомов в ионы может возникнуть вопрос, способен ли металл в некоторых случаях вести себя так же, как донор электронов, и благодаря этому способствовать образованию адсорбированных отрицательных ионов. Из опытов Рыжанова и Лукирского [49] по селективной фотоэлектрической эмиссии калия под действием атомарного водорода можно сделать вывод, что атомы водорода, ударяющиеся о поверхность калия, получают каждый по одному электрону из металла и образуют на поверхности адсорбированный слой отрицательно заряженных ионов водорода [46]. Это поверхностное соединение сходно по своим свойствам с гидридом лития и другими гидридами, имеющими ионный характер. [c.45]

Способность молекул хлорофилла к обратимым фотопревращениям, и в частности к обратимому фото во с становлению, доказана работами А.А.Красновского, В.Б.Евстигнеева с сотрудниками. В модельных опытах с растворами хлорофилла А.А.Красновский(194В) впервые установил способность хлорофилла при кратковременном освещении красным светом к обратимому фотовЬсстановлению в присутствии аскорбиновой кислоты в качестве донора электрона (водорода) и при наличии в среде пиридина, стабилизирующего богатые энергией фотопродукты. В этой реакции ("реакция Краснов-ского") получается восстановленный хлорофилл красного цвета с максимумом поглощения в 525 нм. Реакция эта обратила, и в темноте после выключения света восстановленный хлорофилл (красная форма его) переходит в зеленый хлорофилл. Обратная реакция ускоряется в присутствии кислорода или других окислителей. [c.127]

Результаты исследований последних лет позволяют утверждать, что эти пути являются близкими как у свободно живущих, так и у симбиотических микроорганизмов. Установлено, что в определенных условиях осуществлять фиксацию азота способны бесклеточные ферментные системы, полученные путем гомогенизации различных микроорганизмов азотфиксаторов. Для функционирования этих ферментных систем необходим источник энергии (АТФ) и какой-либо донор электронов (водорода). В передаче электронов для восстановления молекулярного азота участвует комплекс железосодержащих ферментов, состоящий как из геминовых, так и негеминовых компонентов (В. И. Любимов, В. Л. Кретович). [c.463]

Соединение, которое, подобно BFj, способно присоединять (акцептировать) электронную пару, называется льюисовой кислотой, а всякий поставщик (донор) электронной пары называется льюисовым основанием. Эта терминология вслед за описанной в гл. 5 терминологией Бренстеда призвана еще больше расширить простую теорию кислот и оснований Аррениуса. Согласно теории Аррениуса, кислота представляет собой вещество, образующее в водном растворе ионы водорода, или протоны, а основание-вещество, образующее гидроксидные ионы. Терминология Бренстеда обладает большей общностью кислотой является любое вещество, способное быть донором протонов, а основанием - вещество, способное поглощать (акцептировать) протоны. Чтобы проиллюстрировать различия всех трех систем определений, рассмотрим реакцию нейтрализации между НС1 и NaOH [c.474]

Определение констант тушения триплетных состояний. Изучение констант тушения триплетных состояний удобно проводить в вязких растворах. При температурах, близких к комнатной, могут быть использованы растворы 1-бромнафталина в глицерине или полнэтиленгликоле. При низких температурах выбор растворителя более и ирокий. В качестве тушителя применяют соединения с тяжелыми атомами, кислород, парамагнитные стабильные радикалы, доноры электронов или атомов водорода. Весьма удобным объектом исследования являются соли уранила, флуоресценция которых тушится аминами, спиртами, анионами галогенов и многими другими соединениями. Чтобы выяснить статический или динамический характер тушения, необходимо провести параллельное исследование кинетики и интенсивности фосфоресценции в одних и тех же растворах и определить константы тушения, представив данные в координатах Штерна — Фольмера фо/ф—[Q] и То/т—[Q]. [c.115]

Энергетические соотпошения между этими диумя типами хемосорбции могут быть объяснены при помощи рис. 1с1. При хемосорбции Л-типа водород яв,ляется акцептором э,лектроноз, в то время как при хемосорбции В-типа он служит донором электронов. Поскольку энергия ионизации атома водорода велика (312 ккал/моль), а ртри присоединении к атому водорода электрона происходит выигрыш энергии (16,4 ккал/люль) и, кроме [c.77]

Водородная связь образуется между двумя функциональными группами. Одна из этих групп (К-Н) выступает как донор протона, другая (К,) — как донор электрона. Чаще всего донорами протона при образовании водородной связи являются гидроксильная (ОН), карбоксильная (СООН), амино- (ЫН ) иамидо- (ЫН) группы.Водород групп 5-Н и С-Н, например водород молекулы хлороформа СНСЦ, также способен принимать участие в водородных связях, хотя связи с участием указанных групп слабее. В качестве электродоноров могут выступать кислород карбонильной, гидроксильной групп или эфирного мостика. [c.96]

Гидрид алюмин ия AIH3 — тоже электронодефицитное соединение. Однако атом водорода, в отличие от атомов галогенов в молекулах А1Гз, не имеет неподеленной электронной пары и не может играть роли донора электронов. Поэтому здесь отдельные молекулы AIH3 связываются друг с другом через мостиковые атомы водорода трехцентровыми связями, аналогичными связям [c.400]

В реакциях с ионами-окислителями свободные радикалы могут выступать в качестве доноров электронов. К таким радикалам относятся атомы водорода, алкильные радикалы, феноксильные радикалы, гид-ропероксидный радикал. Алкильные радикалы быстро реагируют с ионами меди по реакции переноса электрона [c.153]

Наличие в ароматическом ядре групп —ЫН , —ОН, — Я, —NHOH и других доноров электронов значительно облегчает окисление, Так, фенол окисляется в диоксибензолы надкислотами и смесями пероксида водорода с органическими или минеральными кислотами. Пирокатехин и гидрохинон окисляются соответственно до о- и л-бензохино-нов (непредельных кетонов) [c.309]

Эта теория ограничена веществами, в состав которых входит иодород, хотя имеется большое число веществ кислотного характера, не содержащих водорода. Согласно другой теории <Г. Льюис) кислотой называется вещество, присоединяющее пару электронов, а основанием — вещество, отдающее пару электронов. Таким образом, кислота — акцептор пары электронов. а основание — донор электронной пары. Эта теория включает не только кислоты и основания в традиционном их понимании, но и электронно-ненасыщенные соединения, например га-логеииды бора, алюминия, олова, оксиды ряда металлов. [c.91]

Проведем более детальный анализ положения сигналов в спектре ЯМР С. Два пика, отвечающие насыщенным атомам С, заметно различаются по химическому сдвигу. Учитывая наличие в составе соединения атомов кислорода, можно предположить, что слабопольный пик 2 (6с 59,8 м.д.), относится к атому С, непосредственно связанному с атомом О, в то время как пик 1 — к атому С, не соседствующему с атомом О. Обратимся теперь к сигналам ненасыщенных атомов углерода. Пик 9 (6с 164,8 м. д.) следует однозначно приписать карбонильному атому углерода фрагмента О—С=0. Пики 4, 5 и 6 своими положением, относительной интенсивностью и близo tью химических сдвигов заставляют предположить, что они относятся к метиновым атомам С монозамещенного бензольного ядра, не содержащего в качестве заместителя сильных акцепторов или доноров электронов. При таком предположении дополнительные данные для характеристики монозамещенного бензольного ядра дает пик 7, положение и относительная интенсивность которого вполне отвечают требованиям для безводородного атома С бензольного ядра. Пики 3 я 8 на основании химических сдвигов скорее всего следует приписать олефино-вым атомам С, причем второй из них, имеющий малую интенсивность, подобно пикам 7 и 9, по-видимому, соответствует атому С, не соединенному с атомами водорода. [c.232]

Положительный заряд принадлежит целому иону, и все четьь ре связи азота с водородом абсолютно равноценны. Однако, как это видно из электронной формулы иона аммония, три электронные пары (три связи) в этом ионе образованы за счет валентных электронов азота и водорода, четвертая электронная пара (четвертая связь) путем взаимодействия неподелен-ной электронной пары азота с вакантной орбпталью иона во/ю-рода. Такой способ образования химической связи называется донорно-акцепторным, а образовавшаяся связь — донорно-акцепгорной. В качестве донора выступает атом, имеющий не-поделенную пару электронов (донор электронной пары), акцептором является ион водорода, имеющий вакантную орбиталь (акцептор электронной пары). [c.79]

Электроноактивные частицы, отдающие свои электроны в процессе химической реакции, называются восстановителями. Они выполняют роль донора электронов. В реакции (а) донором электронов служит металлический цинк, который снабжает своими электронами ионы водорода. Таким образом, в рассматриваемой реакции цинк является для ионов водорода восстановителем. [c.282]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология