Электроотрнцательность элементов

Бацанов. Электроотрнцательность элементов и химическая связь . Новосибирск, И.ЗД. СО АН СССР, 1962, [c.299]

Электроотрнцательность элементов, кДж/моль. [c.40]

Металлические свойства тесно связаны с электроположительным характером. Вообще малая электроотрнцательность элемента, найденная по методу энергий связей из рядов электродвижущих сил или каким-либо другим путем, соответствует отчетливо выраженному металлическому характеру. [c.387]

С. С. Б а ц а н о в. Электроотрнцательность элементов п. химическая связь, Новосибирск, 1962. [c.34]

Обычно электроотрнцательность лития принимают за единицу и сравнивают с ней электроотрнцательность других элементов. Тогда получают простые и удобные для сравнения значения относительной электроотрицательности элементов (будем ее обозначать через х) [c.57]

Сопоставляя значения электроотрицательностей элементов от франция (0,86) до фтора (4,10) (табл. 2.2), легко заметить, что относительная электроотрнцательность подчиняется периодическому закону в периоде она растет с увеличением номера элемента, в группе — уменьшается. Ее значения служат мерой неметалличности элементов. Очевидно, чем больше относительная электроотрнцательность, тем сильнее элемент проявляет неметаллические свойства. [c.58]

Электроотрнцательности (X, эВ) по Малликену для некоторых элементов [c.58]

Атомы А1 и его аналогов Оа, 1п, и Т1 значительно больше атома В (атомные радиусы А1 и В 1,26 и 0,88 А соответственно), поэтому они в большей степени проявляют металлические свойства. Алюминий в свободном состоянии типичный металл, но в соединениях (подобно соединениям бериллия) нельзя провести четкую грань между ионным и ковалентным характером образуемых им химических связей. То же можно сказать и об аналогах алюминия —Оа, 1п, Т1. Несмотря на то что величины электроотрнцательности не особенно полезны при объяснении химических свойств этих скорее металлических элементов, все же здесь приведены их числовые выражения [c.281]

Некоторые химические свойства элементов IV группы подтверждают приведенный выше ряд, хотя хорошей корреляции свойств этих элементов при помощи одной лишь электроотрнцательности и не следует ожидать, поскольку химическое поведение элемента зависит от множества факторов. [c.308]

Построенная Б. В. Некрасовым шкала электросродства для наиболее обычных валентностей элементов в общем хорошо совпадает со шкалой электроотрнцательности. Это особенно наглядно выступает, если сравнивать значения электросродства и электроотрицательности, выраженные по отношению к водороду, принятому за единицу. [c.303]

Т. е. типичные неметаллы. У элементов одной и той же подгруппы электроотрицательность с ростом заряда ядра проявляет тенденцию к уменьшению. Та ким образом, чем более типичным металлом является элемент, тем ниже его электроотрнцательность чем более типичным неметаллом является элемент, тем выше его электроотрицательность. [c.121]

Из сказанного ясно, что условием образования водородной связи является высокая электроотрнцательность атома, непосредственно связанного в молекуле с атомом водорода. Только пра этом условии электронное облако атома водорода доста-точно сильно смещается в сторону атома-партнера, а последний приобретает высокий эффективный отрицательный заряд. Именно поэтому водородная связь характерна для соединений самых электроотрицательных элементов сильнее всего она проявляется у соединений фтора и кислорода, слабее у соединений азота и рис 53. Зависимость температуры пла-еще слабее — у соединений вления ( ) и кипения (о) водородных хлора и серы. соединений галогенов от молекулярного [c.151]

Для установления степени окисленности элементов в соединениях можно пользоваться таблицей электроотрицательностей элементов (табл. 6). При этом следует иметь в виду, что при образовании химической связи электроны смещаются к атому более электроотрицательного элемента. Так, относительная электроотрицательность фосфора равна 2,2, а иода 2,6. Поэтому в соединении Р1з общие электроны смещены к атомам иода и степени окисленности фосфора и иода равны соответственно +3 и —1. Однако в нитриде иода IN3 степени окисленности азота и иода равны —3 и Н-1, поскольку электроотрнцательность азота (3,07) выше электроотрицательности иода. [c.262]

Как показывает табл. 6, электроотрнцательность закономерно изменяется в зависимости от положения элемента в периодической системе В начале каждого периода находятся элементы с наиболее низкой электроотрицательностью — типичные металлы, в конце периода (перед благородными газами)—элементы с наивысшей электроотрицательностью, т. е. типичные неметаллы. У элементов [c.124]

Наконец, усиление водородных связей в ряду азотной, серной и фосфорной кислот обусловлено увеличением ионности связи Э—О, так как электроотрнцательность элементов уменьшается в последовательности 3,0, 2,6 и 2,2 го н -о в HNO3, H2SO4 и Н3РО4 соответственно равны 2,87, 2,87—2,64 и 2,53—2,34 А, [c.170]

Паулинг выражает электроотрнцательность не в электрон-воль-тах, а в некоторых условных единицах. Для галогенов, благодаря большей степени точности походных данных, относительные значения электроотрнцательности близки к достоверным. Для большинства других атомов значения менее точны. Приводим шкалу электроотрнцательности ряда химических элементов, заимствованную у Паулинга (см. табл. 11, стр. 304). Эти величины представляют собой довольно грубое приближение к характеристике искомой величины, так как величина электроотрнцательности элемента несом- [c.302]

Большое число электронов на внешнем энергетическом уровне атома обусловливает высокую электроотрнцательность халькогенов и их неметаллический характер и придает им в той или другой степени свойства окислителей. В соединениях с водородом или металлами атомы этих элементов легко принимают два электрона, достраивая внешний уровень до устойчивой конфигурации из 8 электронов. Следовательно, эти элементы проявляют в таких случаях степень окисления — 2. Сюда относятся соединения с водородом — вода НгО, сероводород НаЗ, селеноводород НаЗе и теллуроводород НаТе и с металлами — оксиды, сульфиды, селениды и теллуриды металлов, например, ЫааО, N328 и Г ЗгЗе и ЫзаТе. [c.140]

Из таблицы видно, что рефракции окислов уменьшаются при комилексообразованпи и тем больше, чем более ионная связь у основного окисла и чем сильнее поле центрального атома комплекса, т. е. чем выше его валентность и электроотрнцательность. Отсюда становится понятно, что рефракции окислов, полученных экстраполяцией из измерений рефракций стекол, содержаншх эти окислы, будут всегда ниже, чем собственные рефракции этих же окислов в кристаллическом состоянии. Можно утверждать также, что рефракции одних и тех же окислов, вычисленные из данных по разным стеклам, будут различаться в зависимости от силы поля элементов — стеклообразователей. Соответственно этому концентрационные зависимости рефракций стекол также будут иметь разные конфигурации в зависимости от различия в ионности химической связи в окислах — модификаторах и окислах — стеклообразователях. [c.213]

Межатомные расстояния в этих соединениях находятся в интервале 1,95—2,80 А, и экспериментально измеренные значения отличаются от величин, рассчитанных с учетом ковалентных радиусов (табл. 3.6), не более чем на 0,1 А (исключением является A1N, для которого эта разница составляет 0,6 А), т. е. связи являются почти ковалентными. С другой стороны, в последовательности фосфиды — арсениды — антимониды наблюдается тенденция к снижению температуры плавления и к уменьшению ширины запрещенной зоны g ( g — наименьшее значение энергии, которую нужно сообщить электрону для перевода его в зону проводимости). Можно сказать, что по мере уменьшения ширины запрещенной зоны химическая связь приобретает более выраженный металлический характер (табл. 4.40). Следует отметить, что по Полингу разность значений электроотрицательности двух элементов ox также хорошо коррелирует с величиной Eg. Таким образом, наличие не слишком больших и близких друг к другу электроотрнцательностей способствует образованию связей, имеющих металлический характер. [c.258]

Потенциал ионизации и электроотрицательность элементов в двухмерной системе должны меняться как и в обычной трехмерной системе. Потенциалы ионизации должны возрастать при переходе от элементов с частично заполненными атомными я- и -орбиталями к элементам с полностью заполненными орбиталями, т. е. для элемента № 4 Плосколандии потенциал ионизации должен быть выше, чем у элементов № 3 и № 5, а потенциал отрыва электрона у элемента № 5 (р-электрон) должен быть выше, чем у элемента № 3 (х-электрон). Максимальный потенциал ионизации должен иметь элемент № 8. Потенциалы ионизации для элементов № 6 и № 7 определяются неоднозначно, но если учесть, что с приближением к полностью заполненному р-слою потенциалы ионизации. должны возрастать, то вполне правдоподобно изменение потенциала ионизации и электроотрнцательности для элементов первого и второго периодов, как показано иа рис. 4. [c.95]

Номенклатура водородсодержащнх соединений, как н других соединений неорганической химии, исторически сложилась по двум направлениям. Первое (ид-система) применяется для соедииеиий, у которых известны зарядиость входящих в них элементов. По данной системе в случае отрицательно заряженных водорода и кислорода к наименованию более отрицательно заряженного элемента прибавляется суффикс ид , например гидрид литня, оксид водорода. Соединения водорода с элементами, стоящими слева от водорода в ряду электроотрнцательности, будут называться термином гидрид . [c.5]

Образование цепей и энергия N—N простой связи. В отличие от углерода и некоторых других элементов азоту не свойственно образование цепей, прежде всего вследствие того, что простая N—К-связь является слабой связью. Если сравнить энергии простых связей в СНз—СНз, —ЫН.>, Н—О—О—Н и Р—Р, которые равны соответственно 83,1 38,4 33,2 36,6 ккал/моль, то заметно резкое уменьшение при переходе от углерода к азоту. Это различие объясняется, вероятно, отталкиванием несвязывающих непо-деленных пар электронов. Прочность N—К-, а также О—0-связе11 уменьшается с увеличением электроотрнцательности связанных с ними групп несмотря на то что люжно было ожидать, что увеличение электроотрнцательности будет уменьшать отталкивание между пеподеленнылш паралш, тем не менее эти связи слабее любой голю-ядерной (Г-связи. [c.161]

Так как в структуре их атомов недостает лить одного электрона для завершения оболочк инертного газа, то эти элементы образуют отрицательно заряженный ион X и простые ковалентные связи—X. По химическим свойствам эти элементы типичные неметаллы, и свойства самих элементов и их соединений довольно закономерно изменяются с уменьшением электроотрнцательности. Значительно большие различия имеются в свойствах фтора и хлора, чем других пар элeiмeн-тов некоторые из них уже были расс, ютрены в главе, посвященной фтору (см. стр. 220). Хотя нет обстоятельных химических данных о существовании положительно заряженных ионов, все же есть вполне [c.419]

Электроотрнцательность углерода, определяемая по шкале Полинга, такова, что он оказывается несколько более электроноакцепторным, чем водород. Однако можно ожидать, что электроноак-цепторность углеродного атома (или атома другого элемента) будет зависеть также от электроотрицательности групп, с которыми он соединен. Действительно, многочисленные экспериментальные данные указывают на то, что углерод в метильной или других алкиль- [c.212]

Степень полярности связи зависит от степени химической противоположности реагирующих элементов. Чем резче эта иротивопо-ложность, тем большую роль в связи будет играть ионная компонента , а при обратном положении — ковалентная (гомеополярная). Эту химическую иротивоиоложность можно приближенно характеризовать разными способами. Паулинг и его школа развили понятие о так называемой электроотрнцательности атомов и групп атомов. Под этим термином подразумевается притяжение нейтрального атома в молекуле к электронам. Численное значение электроотрицательности может быть найдено из термохимических данных. Мул-ликен выражает электроотрнцательность как среднее арифметическое величин энергии ионизации и сродства к электрону. Исходя из этого определения, электроотрнцательность галогенов, выраженная в электрон-вольтах, соответственно равна [c.302]

Несмотря на указанные недостатки данных по электровтрица-тельности атомов, можно считать вполне логичным и естественным соображение о том, что чем ближе друг к другу значения электроотрицательности центрального атома и того атома лиганда, при посредстве которого происходит прикрепление, тем ковалентнее должна быть связь. Наоборот, чем больше разность значений электроотрицательности соединяющ,ихся атомов, тем больше вероятность ионной (гетерополярной) связи. Можно. установить зависимость (правда,- очень приблизительную) между разностью электроотрица-тельпостей и выражаемой в процентах степенью ионности (а следовательно, и ковалентности) различных связей. Без претензии на строго количественное выражение, можно во всяком случае сказать, что связи металл — фтор в основном являются ионными, а по мере перехода от фтора к иоду растет степень ковалентности связи. Если принять, что электроотрнцательность платины в единицах приведенной выше шкалы лежит между 2,0 и 2,3, то сравнение этой величины с данными для других элементов сразу же показывает, что ковалентность связи растет в ряду Е — Г. Наряду с этим можно видеть, что связи Р1 — Р н Р1 — 8 также являются преобладающе ковалентными. Однако на примере связи Р1 — N мы сталкиваемся с уже упоминавшимися выше недостатками шкалы электроотрнцательности, так как характер связи Р1 — Нд и Р1 — N02 резко различается между собой. Это означает, что электроотрнцательность азота в NHз и N0 заметно неодинакова, причем в группе N02 она очевидно должна быть значительно меньше (связь более ковалентна). [c.303]

Б. В. Некрасов вместо величины электроотрнцательности пользуется для аналогичных целей величиной электросродства , определяемого им как энергия нригяжения данным атомом связующих электронов . Значение электросродства в указанном смысле зависит от структурного типа молекулы и является для одного п того же элемента переменной величиной. [c.303]

Относительная электроотрнцательность атома не является строго постоянной величиной она зависит как от валентности, проявляемой атомом в соответствующем соединенни, так и от того, с атомами каких других элементов соединен данный атом. Поэтому числа, приведенные в табл. 6, могут служить лишь для оценки направления смещения электронов при образовании молекул. [c.124]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология