Окислы ковалентность

Из неметаллических элементов наиболее тугоплавки углерод и бор, т. е. элементы П1—IV групп с ковалентной связью. К сожалению, не все перечисленные элементы сохраняют достаточный уровень свойств при высоких температурах. Причина тому — состав окружающей среды. Так, например, алмаз, имеющий самую высокую температуру плавления (4200° С) из всех существующих на земле элементов, при отсутствии защитной атмосферы сгорает при 850—1000° С, а в атмосфере кислорода — при 700—850° С. Пленка окисла на молибдене появляется при 250° С, а при температурах выше 700° С окисел начинает так быстро испаряться, что кусок молибдена буквально тает на глазах. Например, молибденовый стержень диаметром 13 мм при 1100° С через 6 ч будет полностью уничтожен . Среди окислов тугоплавких металлов самую меньшую температуру плавления имеет окисел рения. Он плавится при 300° С и кипит при несколько большей температуре. Кроме безвозвратных потерь (окалина и продукты сгорания или испарения), при длительном воздействии высоких температур происходит своего рода химико-термическая обработка поверхностных слоев, газонасыщение с образованием хрупких соединений. [c.215]

Анионные вакансии — Р-центры могут играть роль ловушек электронов, которые затем эмиттируют и улавливаются мономером с образованием ион-радикала (XX), способного развивать цепь как по ионному, так п свободнорадикальному механизму. Таким образом инициируется, по-видимому, полимеризация мономеров при диспергировании кристаллов ионных солей, в том числе и кристаллов солей мономеров, акрилата натрия, акрилата кальция и т. д. Если решетка образована ковалентными связями, например в окислах (ЗЮг и др.), то диспергирование приводит к возникновению активных центров на атомах элемента, из которого состоит окисел, и на атомах кислорода [c.180]

Следует отметить, что, если данный эле.мент образует несколько окислов, окисел с наивысшей формальной степенью окисления элемента (обычно считают его более ковалентным) является более кислотным (ср. правила зависимости констант диссоциации кислот от формального заряда в гл. 6). Так, в случае хрома имеем СгО — основной окисел СгаОд — амфотерный и СгОд — полностью кислотный. [c.198]

Другие металлические сульфиды. Большинство металлических сульфидов нельзя правильно описать, если считать их в основном ионными. Часто они имеют своеобразную стехиометрию, чаще это скорее нестехиометрические фазы, чем соединения в классическом понимании, очень часто полиморфные соединения и многие из них имеют свойства сплавов или полупроводников. Сульфиды металлов более ковалентны, чe [ окислы, поэтому имеется только ограниченная и, конечно, не стехиометрическая аналогия между окислом и сульфидом данного металла. Очень часто в действительности сульфид и окисел характеризуются одинаковыми эмпирическими формула- [c.386]

В предыдущих главах был приведен ряд примеров, когда данный элемент образует несколько окислов. При этом мы познакомились с общим принципом, согласно которому окисел, содержащий этот элемент в высшей формальной степени окисления (наиболее ковалентном состоянии), является самым кислым, а низшие окислы — последовательно все более основными по характеру. Это можно [c.308]

Галлий, индий и особенно таллий в отличие от алюминия относительно устойчивы в низших степенях окисления. Таллий в наиболее прочных соединениях одновалентен. Их окислы термодинамически гораздо менее устойчивы, чем окисел алюминия. От алюминия к галлию электроотрицательность заметно возрастает, затем при переходе к индию еще несколько повышается и вновь понижается к таллию. Окислы трехвалентных галлия, индия и таллия амфотерны и имеют преобладающи основной характер. Окись таллия — сильное основание, она сходна с окислами щелочных металлов. Сходство алюминия с галлием, индием и таллием проявляется в низших валентных состояниях и в соединениях с ковалентной связью (гидриды, квасцы). [c.87]

Следует указать на некоторые общие правила изменения кислотности и основности простых окислов и их гидратов. С увеличением заряда переходного металла кислотность соответствующего окисла растет, основность — падает, например, НМПО4 — кислота, МпаО — кислотный окисел, Мп(ОН)з — основание, а МпО —основной окисел. В периодической системе элементов с увеличением атомного номера металла в одной и той же группе его основные свойства растут. С передвижением слева направо в одном и том же периоде растут кислотные свойства. Кислотные окислы имеют преимущественно ковалентную, основные — ионную связь. Поэтому для определения кислотности и основности окислов целесообразно решить вопрос об эффективном заряде на атоме кислорода. В работе [119] [c.71]

Большинство окислов неметаллов можно приготовить в форме довольно летучих соединений. Кроме того, многие из них полимеризуются в более крупные молекулы. Но во всех случаях связь в этих соединениях имеет главным образом ковалентный-характер, что подтверждается низкими координационными чис-ла.ми, летучестью и отсутствием электропроводности во всех фазовых состояниях. Некоторые обычные окислы приведены в табл. 18.10, причем окисел, наиболее характерный для данного элемента, указан первым в каждой колонке. Большинство из этих молекулярных окислов имеют структуры, которые можно было бы для них предсказать на основании т рии валентнь1х связей. Так, например, окисел С3О2 строения 0==С = С = С = 0 представляет собой линейную молекулу. [c.25]

Во-первых, ковалентность кремния всегда больше четырех. В отличие от углерода он не заполняет своего октета валентных электронов путем образования небольшого числа кратных связей, как это имеет место в СО, СОз,—- N, и т. д. Кремний образует только один окисел 5102, существующий в нескольких кристаллических формах во всех этих модификациях имеется одно и то же тетраэдрическое расположение четырех связей, идущих от каждого атома кремния, причем во всех случаях атомы кремния и кислорода образуют бесконечную трехмерную решетку. В главе XI уже были описаны бесконечные цепн в кристаллах 8182, в которых атомы кремния также, образуют четыре тетраэдрич еские связи. Структуры и 5152 [c.528]

С другой стороны, чисто зонная модель тоже недостаточна для описания свойств окислов, так как неясна природа локализации -электронов в незаполненных оболочках. Для объяснения этого факта Мотт и Гуденаф предложили два различных подхода. Мотт исходит из зонной теории ионных кристаллов, рассматривая узкую -зону, расщепленную кристаллическим полем. Б окисле, где атомы металла разделены атомами кислорода, -зона еще больше сужается, самое понятие зоны теряет смысл. Перекрытие -состояний отсутствует, и электроны локализованы на ионах переходного металла. Гуденаф рассматривает окисел в приближении ковалентных связей, как в координационных соединениях, в которых переходный металл связан с окружением гибридными связями, включающими и -орбитали. В частных случаях, когда это согласуется со структурой, Гуденаф полагает, что может образоваться прямая ковалентная катион-катионная связь. Такой [c.4]

Взаимодействие газообразного С1г с HgO приводит к I2O. Это тоже ковалентное газообразное вещество (т. пл. —116°, т. кип. 2°) и сильный окислитель. Более важный окисел — IO2, который находит применение как отбеливающее средство для целлюлозных материалов и для обеззараживания воды. СЮг — желтый, сильно взрывчатый газ (т. пл. —59°, т. кип. 11°) он парамагнитен из-за его структуры с нечетным числом электронов. Классический метод получения СЮг основан на реакций хлората с серной кислотой при низкой температуре [c.325]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология