Электроотрицательность водорода металлов

В нейтральных растворах с pH = 7 гальванические элементы, составленные из большинства имеющих техническое значение металлов, работают без выделения газообразного водорода, так как потенциал разряда ионов водорода отрицательнее, чем потенциал анода. Только начиная с определенного значения pH, при котором потенциал анода отрицательнее потенциала разряда водородных ионов, процесс коррозии может сопровождаться выделением водорода. Металлы с очень электроотрицательным по- [c.42]

Электроотрицательность водорода 2,1, что является промежуточной величиной между ЭО типичных металлов и типичных неметаллов. [c.333]

Значение электроотрицательности водорода промежуточное между ОЭО металлов и неметаллов и равно 2,1. Поэтому для химии водорода характерны реакции с понижением степени окисления, в которых он функционирует как окислитель, и процессы с повышением окислительного числа, где он играет роль восстановителя. И окислительные, и восстановительные функции может выполнять и атомарный, и молекулярный водород. Однако способность быть окислителем у водорода выражена менее ярко, чем его восстановительные свойства. Это обусловлено сравнительно небольшим значением сродства к электрону для атома водорода. Окислительные свойства водорода проявляются, например, в реакциях со щелочными и щелочно-земельными металлами с образованием их гидридов. По восстановительной активности водород также уступает таким широко распространенным в технике восстановителям, как уголь, алюминий, кальций и др. [c.296]

В органической химии в соответствии с общим определением реакциями восстановления принято называть реакции, протекающие с уменьшением суммарной степени окисления атомов углерода или гетероатомов реакционного центра субстрата. Органические соединения восстанавливаются в процессах присоединения по кратным связям водорода, металлов, гидридов металлов и гидридов электроположительных металлоидов (бора, кремния, фосфора), замещения электроотрицательного гетероатома, гетероатомной или углеродной группировки на атом водорода или металла, элиминирования электроотрицательных атомов или гетероатомных групп, связанных с атомами реакционного центра через электроотрицательные атомы, и сочетания с предшествующим (или одновременным) разрывом связей между атомами углерода или гетероатомами и атомами более электроотрицательных элементов. Отдельные примеры таких реакций приведены ниже. [c.10]

В какую группу Периодической системы надо поместить водород Может быть, в 1А-группу — ведь у него, как и у щелочных элементов, один валентный электрон, который он теряет, переходя в катион Но водород не металл Или в УПА-группу — водород, как и элементы-галогены, существует в виде двухатомного газа, склонен принимать один электрон и образовывать анион с зарядом -1, входя в состав гидридов Однако электроотрицательность водорода отнюдь не выше электроотрицательности фтора, над которым он мог бы располагаться в таблице водород скорее типичный восстановитель, чем типичный окислитель. Где же место водорода в Периодической системе [c.193]

При электровесовом определении металлов следует также воспрепятствовать разряду на катоде ионов водорода. Совместное выделение металла и водорода приведет к затягиванию электролиза и порче осадка. Выделение металла может смениться выделением водорода (тогда часть металла останется неосажденной) или вообще не произойти, если металл стоит в ряду напряжений до водорода, а ионы его находятся в кислом или даже нейтральном растворе. Выделению водорода можно воспрепятствовать, если резко снизить концентрацию его ионов в растворе, т. е. вести осаждение металла из щелочной среды. Однако при этом может иметь место образование нерастворимой гидроокиси определяемого металла. Чтобы не допустить этого, к раствору добавляют соответствующие вещества (соли аммония, цианистой или щавелевой кислоты и т. д.), образующие с данным катионом хорошо растворимое комплексное соединение. Таким образом, оказывается, что выделение электроотрицательных металлов чаще всего производят не из растворов их простых солей, а из растворов, где они находятся в виде комплексных соединений. При выделении электроположительных металлов также может иметь место выделение водорода, если в ходе определения концентрация ионов выделяемого металла изменится таким образом, что потенциал электрода станет равным потенциалу разряда водорода. Однако если к моменту начала выделения водорода металла в растворе останется столько, что таким количеством его можно будет пренебречь, то электролиз можно прекратить. [c.279]

Перенесено начало шкалы. Таким образом электроотрицательность водорода принята равной 2,05 (округленно 2,1) вместо 0,00. Соответственно увеличены и значения электроотрицательности других элементов, представленных в табл. 1, например углерода, для которого теперь = 2,5. Возможно, что такое исправление внесено Полингом для того, чтобы избежать отрицательных значений электроотрицательностей для металлов и некоторых других элементов или же чтобы получить лучшее соответствие со шкалой Малликена. Как пишет Полинг, перенос начала координат произведен с таким расчетом, чтобы элементы первого периода от С до Р имели электроотрицательности от 2,5 до 4,0 [28, стр. 67]. В другом месте [28, стр. 74] Полинг сопоставляет свою новую шкалу электроотрицательностей с величиной I + Е), т. е. с суммой потенциала ионизации и сродства к электрону по Малликену, фактически прибегая также к линейному уравнению, а именно полагая [c.256]

Для незаряженных атомов положительный индуктивный эффект является функцией их электроотрицательности. +/-Эффект металлов значительно больше, чем водорода. [c.133]

ТО перенапряжение водорода на благородном компоненте системы не играет роли . Когда два металла соприкасаются друг с другом в условиях свободного доступа воздуха, то химическому воздействию всегда подвергается более электроотрицательный из металлов. По этой причине не полностью вылуженное железо в присутствии влаги легко корродирует на воздухе. Известно, действительно, что луженое железо в случае повреждения оловянного покрытия ржавеет быстрее, чем чистое железо. Этой коррозии способствует действие коротко-замкнутых местных элементов с атмосферным кислородом Б качестве деполяризатора. В растворах лимонной и щавелевой кислот олово разъедается скорее, чем железо причина этого заключается в том, что олово образует комплексные анионы в этих электролитах и в результате его потенциал растворения оказывается более отрицательным, чем потенциал растворения железа в тех же растворах. В этих условиях олово становится анодом цепи, являющейся причиной коррозии, а железо — ее катодом [17]. В присутствии деполяризатора, так же как и без него, увеличение электропроводности жидкости ускоряет коррозию более основного металла и повышение кислотности обычно действует в том же направлении. Катодные участки ведут себя как особого рода кислородные электроды, и поэтому потенциал их, подобно потенциалу водородного электрода, с повышением кислотности становится более положительным таким образом, что э. д. с. гальванических элементов возрастает. [c.664]

Реакции диазометана как основания. К соединениям, обладающим наибольшими основными свойствами (т. е. способностью вырывать из соединений атом водорода в виде протона и связывать его в недиссоциированное соединение), относятся соединения, имеющие избыточную электронную плотность на атоме углерода. В первую очередь к ним следует отнести металлоорганические соединения, в которых существует связь углерод — металл. Так как электроотрицательность таких металлов, как Ха п Ы, равна 0,9—1,0, то степень ионности связи С<-Ме составляет величину, близкую к 50%, а избыточная электронная плотность находится на атоме углерода. [c.435]

Каждый атом, утверждал Берцелиус, несет в одно и то же время два электрических заряда положительный и отрицательный. Но один из них пересиливается другим, и в конечном счете химические элементы выступают либо как электроположительные, либо как электроотрицательные. Водород и металлы положительны, кислород, хлор и ряд других элементов — отрицательны. Противоположные электрические заряды притягиваются — поэтому и возникают химические соединения между противоположными по свойствам элементами. [c.128]

В слово С. в разное время вкладывались различные понятия. Алхимики (14 в.) применяли этот термин для характеристики свойства растворимости. В середине 17 в. С. определяли как вещества, получающиеся нейтрализацией кислот щелочами. Я. Берцелиус (1812), создатель электрохимич. теории, впервые классифицируя химич. вещества, поместил С. между электроотрицательными кислотами и электроположительными основаниями и назвал С. соединение кислоты с основанием. После характеристики Ю. Либихом (1838) кислоты как водородного соединения, способного замещать водород металлом, С. стали называть соединения, получающиеся заменой водорода кислоты металлом. Согласно теории электролитич. диссоциации, С. являются химич. соединениями, к-рые в растворах диссоциируют на катионы (металлы или группы атомов, ведущие себя подобно металлам) и анионы (кислотные остатки). [c.477]

Восстановительное замещение происходит в результате обмена электроотрицательного атома У (У = X, О, 5, М) на электроположительный атом V (V может быть атомом водорода, металлом М или электроположительным металлоидом Ж, например бором). [c.192]

Окислительное замещение представляет собой обмен электроположительного атома и (водород, металл или электроположительный металлоид) на электроотрицательный атом 2 (Х,0,5,Ы). [c.274]

Согласно принятому обозначению потенциалы металлов, величина которых меньше величины стандартного потенциала водорода, пишутся со знаком минус соответствующие металлы называются электроотрицательными. Потенциалы металлов, величина которых больше величины стандартного потенциала водорода, пишутся со знаком плюс соответствующие металлы называются электроположительными. [c.18]

Фтор — бледно-желтый газ с очень резким раздражающим запахом, отчасти напоминающим запах хлора, химически исключительно активен. Легко принимая чужой электрон и прочно его удерживая, фтор является сильнейшим окислителем. Во всех соединениях он проявляет только электроотрицательную валентность, равную единице. Свободный фтор непосредственно соединяется с водородом, металлами и некоторыми неметаллами. Многие из этих реакций сопровождаются выделением пламени или происходят со взрывом. [c.193]

Потенциал ионизации водорода в несколько раз больше, чем у щелочных металлов, и приблизительно равен потенциалу ионизации кислорода. Сродство к электрону составляет около одной пятой сродства к электрону галогенов. Электроотрицательность водорода [c.167]

Таким образом, энергия ионизации атома И велика, а сродство к электрону мало. Поэтому электроотрицательность водорода имеет значение 2,2, среднее между электроотрицательностями галогенов и щелочных металлов (см. табл. 10.2). Сочетание этих свойств атома водорода порождает особенности его связей и химического поведения его соединений. [c.241]

На основе аналогичных рассуждений Мулликен нашел исправленные значения электроотрицательности, приведенные в табл. 9. К ним для сравнения добавлена величина электроотрицательности для лития. Сродство лития к электрону было оценено приближенно, но так как оно очень мало, то достаточной оказывается даже очень грубая оценка. Таким образом, для щелочных металлов величина 1+Р определяется главным образом значением I. Как видно, электроотрицательность щелочных металлов уменьшается в соответствии с ожиданиями от лития к цезию. Далее, электроотрицательность металлов подгруппы меди оказывается большей, чем щелочных металлов. Электроотрицательность как щелочных металлов, так и металлов подгруппы меди значительно меньше, чем водорода, и с этой точки зрения водород ближе к галоидам, чем к щелочным металлам. [c.172]

В нейтральных растворах с рН = 7 гальванические элементы, составленные из большинства металлов, работают без выделения газообразного водорода, так как потенциал разряда ионов водорода отрицательнее, чем потенциал анода. Только начиная с определенного значения pH, при котором потенциал анода отрицательнее потенциала разряда водородных ионов, процесс коррозии может сопровождаться выделением водорода. Металлы с очень электроотрицательным потенциалом могут выделять водород из нейтральных и даже щелочных растворов. Такое явление, например, наблюдается при растворении магния в растворе хлористого натрия. [c.37]

Хм и Хл — электроотрицательность атомов металла и водорода, соответственно. Для подсчета разности (Хм—Хн) можно использовать контактный потенциал, приписываемый монослою адсорбированного газа На металле. [c.21]

В растворах солей металлов, менее электроотрицательных, чем водород, на катоде может выделяться уже металл. При электролизе кислот (не содержащих кислорода) и их солей на аноде, как правило, разряжаются соответствующие анионы. [c.618]

Характерные степени окисления. Принято, что в соединениях с более электроотрицательными элементами водород имеет степень окисления 4-1 в гидридах активных металлов содержится Н . [c.462]

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]

Соединения водорода. По значению своей электроотрицательности водород близок к фосфору (см. табл. 4.2). Поэтому следовало бы ожидать образования гидридов (соединений со степенью окисления водорода -1) многих металлов, кремния и бора. На самом деле известны солеобразные гидриды для щелочных и щелочноземельных элементов (твердые LiH, СаНг и др.), ковалентные (газообразные SiH4, ВгНе) и металлоподобные. В последнем случае еще не ясно, являются ли они индивидуальными соединениями d- и /-элементов с водородом, или это твердые растворы. [c.344]

Процесс образования молекулы Мд+С12=МдС1г Mg l2 энергетически выгоден, т. е. в целом имеет меньший запас энергии, чем взаимодействующие исходные вещества (АН = —797 кдж/моль). Таким образом, в реакции образования МдСЬ смещение электронов произошло от магния (восстановителя) к хлору (окислителю), как обладающему значительно большей величиной электроотрицательности. Диалогично могут протекать и другие окислительновосстановительные реакции прн взаимодействии металлов с неметаллами. Отметим, что если металлы в реакциях являются только восстановителями, то неметаллы (кроме фтора) могут быть окислителями и восстановителями. Так, в реакции Н2+Р2=2НР водород является восстановителем, а фтор окислителем, так как относительная электроотрицательность водорода равна 2,1, а фтора 4,1. [c.33]

ГИДРЙДЫ (от греч. обсор — вода и еТбое — вид, род) — соединения, содержащие электроотрицательный водород. Г. наз. также все водородные соединения металлов и неметаллов. Различают Г. простые и комплексные (двойные). В соответствии [c.275]

Согласно самой общей классификации, по-видимому, первоначально намеченной в работах Смита [16], Шмидта [17] и Хюттига [18], гидриды элементов принято подразделять на три больших класса летучие гидриды с ковалентной связью солеобразные с электроотрицательным водородом и так называемые металлические гидриды, к которым относятся преимущественно водородные соединения переходных металлов, включая лантаноиды и актиноиды (см. таблицу на стр. 8). [c.7]

В другой работе Либовица [237] рассчитан объем водорода для разных гидридов и показано, что гидриды переходных металлов, включая иНз, по характеру химической связи должны в большей степени быть ионными соединениями, чем соединениями внедрения. Поэтому автор полагает, что несте-хиометрические отношения компонентов в гидридах металлов П1 и IV групп, и в частности в соединении иНз, обусловлены явлениями того же порядка, что и в окислах и сульфидах металлов, т. е. недостаточностью электроотрицательного водорода за счет соответствующего изменения валентности части атомов урана [238, стр. 474]. [c.65]

Водород может быть связан в кристаллической структуре самым различным образом. Например, иногда он может находиться в растворенном состоянии в некоторых металлах, с другими металлами он образует стехиометрические гидриды. Если металл обладает очень малой электроотрицательностью (щелочные металлы, щелочноземельные металлы ср. табл. 22), то возникают ионы Н", участвующие в образовании ионных гидридных структур, например ЫН или СаНг. Более интересны, однако, соединения, в которых водород связан преимущественно ковалентно. Сюда относятся все водородсодержащие соединения органической химии, например углеводороды, бороводороды и др. Рассмотрим подробнеегийро-окиси — соединения с группами ОН и гидраты — кристаллические вещества, содержащие молекулы воды. [c.135]

Водород проявляет валентность 1- -, но по химическим свойствам имеет лишь отдаленное отношение к щелочным металлам (1а) и с гораздо ббльшим основанием может быть причислен к группе галогенов (Vila). Подобно им водород образует прочные двухатомные молекулы. В соединениях с более электроположительными элементами он проявляет валентность 1—. Гидриды большинства металлов сходны с галогенидами и представляют ионные или ионно-металлические соединения. Растворяясь в металлах, водород выступает как протон (H-f-), а в водных растворах образует ионы гидроксония, т. е. гидратированные отрицательные ионы водорода НдО". Однако в отличие от галогенов водород проявляет электроположительные свойства и обнаруживает значительную восстановительную способность. Это дает известные основания, помещая его в группе галогенов (Vila), сильно сдвигать влево к металлам, а помещая условно (в скобках) в I группе, еще более сильно сдвигать вправо к неметаллическим элементам (см. табл. 10 и И). По значению электроотрицательности водород близок к углероду, находящемуся посредине между I и VII группами, над которым он и размещался Андроповым [79]. [c.83]

Интересный пример фаз переменного состава наблюдается в системах редкоземельный металл—водород [279]. Лантан, церий, неодим и празеодим образуют индивидуальные гидриды МеНа, МеНд и в области между ними фазу переменного состава. Эта гидридная фаза для церия и ближайших к нему элементов имеет гранецентрированную кубическую решетку металла, в тетраэдрические и октаэдрические поры которой поступает водород. Более тяжелые редкоземельные металлы, например гадолиний и самарий, дают две гидридные фазы на основе МеНз — с кубической гранецентрированной решеткой и МеНд — с гексагональной. Совсем иначе ведут себя в отношении водорода иттербий и европий. Оба они обладают заполненными ячейками /-уровня, европий — одним электроном, иттербий — двумя. Это ведет к тому, что европий и иттербий дают лишь по одному гидриду, соответственно ЕиНд и УЬНз со значительным сжатием решетки. Гидриды европия и иттербия, в противоположность дигидридам других редкоземельных металлов, обладают такой же высокой степенью электроотрицательности водорода, что и гидриды щелочноземельных металлов. Кристаллическая решетка у них такая же, как у гидрида стронция, — орторомбическая. [c.55]

Хотя классификация гидридов по Хэрду не является строгой во всех отношениях, однако она позволяет с известным приближением объеди-ыить гидриды ряда элементов по их общим свойствам. Так, для неорганических и органических гидридов 81, Ое, 8п, РЬ, В, А1 и других элементов характерна определенная полярность связи М—Н, определяемая величинами электроотрицательностей водорода (2,1) и металла (для указанных металлов она колеблется в пределах 1,46—1,8). Атом водорода такого рода связей в отличие от водорода связи С— Н имеет гидрид-ный характер. [c.403]

Реакции изомеризации, катализируемые едкой щелочью. Ненредель-мые углеводороды, которые изомеризуются едкой щелочью, содержат подвижной водород или СНа-групну между двумя электроотрицательными группами, И водород группы =СН2 может замещаться на щелочной металл. В некоторых случаях изомеризация состоит просто в перемещении двойной связи, в других же случаях изомеризация приводит к обратимому равновесию между углеводородами алленового и ацетиленового типов. [c.109]

В большинстве работ по изучению каталитической активности оксида алюминия затрагивается связь ее с поверхностной кислотностью. Обширная дискуссия о природе кислотных центров оксида алюминия в настоящее время решена в пользу утверждения, что кислотность оксида алюминия связана с кислотой типа Льюиса и обусловлена ионами алюминия с координационным числом 4. Некоторые авторы предполагают наличие на поверхности оксида алюминия двух типов кислотных центров до 300 °С имеет место кислотность типа Льюиса, а выше 300 °С - Брен-стеда. В серии рабо т, где высказана эта же точка зрения, одновременно сформулированы требования к химическому составу оксида алюминия, обеспечивающему его максимальную кислотность. Кислотность оксида алюминия зависит также от содержания в нем щелочноземельных и особенно щелочных металлов (натрия). На примере реакций изомеризации олефинов установлена зависимость между содержанием натрия в оксиде алюминия и изомеризующей активностью и кислотностью. Максимальные активность в реакции изомеризации олефинов и кислотность соот-вествуют минимальному содержанию натрия в оксиде алюминия. Каталитическую активность оксида алюминия в реакциях кислотного тлпа можно усилить путем введения в его состав галогенов. Единое мнение о характере взаимодействия оксида алюминия и галогенов заключается в том, что поверхностные гидроксильньге группы оксида алюминия и, возможно часть атомов кислорода замещаются ионами хлора и фтора. Природа ак тивных центров оксида алюминия, возникающих при введении галогена и механизм влияния фтора и хлора на его поверхностную кислотность являются предметом дискуссии. Согласно Ал. А. Петрову [5, с. 72], ок сид алюминия, обработанный хлороводородом, увеличивает кислотность и приобретает каталитическую активность в том случае, когда хлорид-ион замещает одну из парных гидроксильных групп, причем водород другой гидроксильной группы, благодаря соседству электроотрицательного атома хлора, становится подвижным и способным к диссоциации в форме протона. При замещении галогеном одиночной гидроксильной группы активный центр не образуется. Структура активного центра хлорзаме-щенного оксида алюминия может быть представлена формулой [c.44]