Кислород энергия сродства к электрону

Окислительная способность элементарных веществ. Окислительные свойства веществ обусловлены способностью их атомов притягивать к себе электроны извне. Окислительная активность атомов является функцией величины энергии сродства к электрону чем она выше, или чем больше электроотрицательность элементов, тем сильнее выражены окислительные свойства атомов. Из окислительных элементов самыми энергичными окислителями являются фтор, кислород, азот, хлор и бром, атомы которых характеризуются самыми большими значениями энергии сродства к электрону. Окислительными свойствами элементарных веществ обусловлена их способность вступать в реакции взаимодействия с различными восстановителями, в качестве которых могут выступать элементарные вещества, а также соединения. [c.47]

Сопоставляя значения энергии сродства у атома кислорода к одному и двум электронам (см. справа), можно утверждать, что образование О . ... Поэтому, уподобляя валентность истинному заряду (как это делается в ионной модели связи), следует заключить, что валентность составивших частей молекулы СО не превышает. ... [c.220]

Частицы, имеющие несимметричное электронное строение, в результате многократных актов взаимодействия с адсорбентом стремятся ориентироваться по отношению к нему таким образом, чтобы энергия связи была наибольшей. Поэтому после образования первого мономолекулярного слоя оказываются обращенными наружу менее сорбционно-активные стороны частиц и сила связи второго слоя с первым сильно ослабевает. Этим объясняется то обстоятельство, что многослойная адсорбция молекул газов на поверхности твердых тел обычно происходит лишь при низких температурах. Однако, когда адсорбент взаимодействует с газом сложного состава, возможно образование связей между молекулами, имеющими взаимное электронное сродство, что приводит к образованию на поверхности комплексных сорбционных слоев, включая полимолекулярные. Так, чистый водород практически не адсорбируется на серебре, но если на серебре будет адсорбирован кислород, обладающий сродством к водороду, то водород прочно хемосорбируется на нем, и в случае нагрева будут выделяться уже не водород и кислород, а пары воды. [c.45]

По энергии сродства к электрону азот стоит на третьем месте среди всех элементов, после фтора и кислорода. Поэтому одним из наиболее устойчивых соединений азота является аммиак. Из приведенного выше (см. гл. 4, 6) следует, что около атома азота в молекуле аммиака имеется свободное пространство и в то же время сильное поле электрического заряда. Последний обусловлен высокой электроотрицательностью атома азота несмотря на ковалентный характер связи азот—водород, электроны смещены к азоту. Дипольный момент молекулы аммиака равен 1,46. [c.255]

Особенно сильно влияние энергии диссоциации молекулярного окислителя дисс- Поэтому окисление металлов галогенами часто проходит легче, чем кислородом, а окисление азотом — с очень большим трудом, несмотря на сравнительно большие значения энергии сродства к электрону у кислорода и азота. [c.259]

В молекулах таких сложных веществ, как хлороводород НС1, связи ковалентные. Химическая природа элементов определяется прочностью связи электронов в атоме. Чем больше энергия сродства к электрону у атома элемента, тем большей способностью к оттягиванию электронов от другого атома он обладает. Так, атомы водорода уступают в этой способности атомам хлора, кислорода и азота, однако не настолько, чтобы атомы их могли полностью перетянуть электроны от атома водорода. Поэтому здесь наблюдается лишь смешение общего электронного облака к ядру атома элемента с более высокой электроотрицательностью. Так, при образовании хлороводорода [c.53]

Атомы галогенов и кислорода, легко образующие отрицательные ионы, обладают большой энергией сродства. Атомы благородных газов обладают отрицательной энергией сродства. В табл. 1.4 приведены значения и знак энергии сродства к электрону для некоторых атомов. [c.25]

Заметим, что величина энергии сродства к двум или нескольким электронам значительно меньше, чем к одному электрону. Если присоединение одного электрона к атому, например кислорода, сопровождается выделением энергии, то присоединение двух электронов идет с поглощением 165 ккал на 1 г-атом. Сродство к электрону зависит, как правило, от размеров атомов (табл. 18). [c.115]

Простые анионы легче всего образуют р-элементы VII группы вследствие их высокого сродства к электрону. Присоединение одного электрона к атомам кислорода, серы, углерода, некоторым другим элементам сопровождается выделением энергии. Присоединение же последующих электронов с образованием свободных многозарядных простых анионов (как уже указывалось на стр. 34) места не имеет. [c.102]

Интересно сопоставить данные, приведенные в табл. 21.8, с соответствующими данными для галогенов, помещенными в табл. 21.4. Обращает на себя внимание тот факт, что энергии ионизации и сродство к электрону у галогенов, как правило, выше. Соответственно атомные радиусы галогенов меньше, а их электроотрицательности выше. Потенциалы восстановления свободных элементов до устойчивого отрицательного состояния окисления больше для галогенов, как и следовало ожидать. Энергии простых связей X—X для элементов обеих групп в каждом периоде отличаются не очень сильно. Например, энергия связи 8—5 в равна 226 кДж/моль, а энергия связи С1—С1 в С12 равна 243 кДж/моль. Интересно, что в обеих группах энергия связи X—X для первого элемента каждой группы аномально низка. Учитывая все сказанное, рассмотрим отдельно физические и химические свойства кислорода, а затем сразу всех остальных элементов группы 6А. [c.301]

Особый интерес представляет сродство к электрону элементов группы 5А. В основном состоянии атомы элементов группы 5А обладают электронной конфигурацией пБ пр пр пр. Другими словами, в соответствии с правилом Гунда все валентные р-ор-битали этих атомов наполовину заполнены электронами, спины которых ориентированы в одинаковом направлении. Присоединение электрона к такой довольно устойчивой конфигурации энергетически невыгодно, и действительно, сродство к электрону азота близко к нулю или даже несколько положительно (см. разд. 6.6, ч. 1). Значения сродства к электрону для других элементов группы 5А отрицательны, но все же присоединение электрона к любому элементу группы 5А приводит к выделению значительно меньшей энергии, чем для элементов группы 6А или 7А. Наличие устойчивой, наполовину заполненной электронной подоболочки ответственно также за относительно высокие значения энергии ионизации элементов группы 5А, особенно в случае азота, который имеет более высокий потенциал ионизации, чем кислород. [c.314]

Из данной таблицы видно, что энергия атомизации водорода меньше, чем энергия атомизации серы и даже кислорода. Но водород является более слабым окислителем, чем кислород и сера, так как его сродство к электрону (Ее) меньше значений этой величины атомов кислорода и серы. [c.338]

Электроотрицательность (по Малликену и Полингу) характеризует свойство атома притягивать (удерживать) электроны. В качестве меры электроотрицательности принимают полусумму энергии ионизации (/) и сродства к электрону (Е) — величину 1 (/+ Е). Наибольшая величина электроотрицательности — у элементов с ярко выраженными неметаллическими (окислительными) свойствами (фтор, хлор, кислород, сера и др.) - [c.82]

Сродство нейтрального атома серы к одному электрону положительно (-f48 ккал/г-атом), к двум электронам — отрицательно (—80 ккал/г-атом). Аналогичные значения для атома кислорода составляют около +34 и —156 ккал/г-атом. Такое их снижение обусловлено, по-видимому, более высокой плотностью отрицательного заряда на поверхности атома кислорода (ср. VII 4 доп. 14). С точки зрения представлений Косселя, большая затрата энергии на переходы Э -f- 2е = [c.319]

Теплота образования двуокиси азота из элементов отрицательна (—8 ккал/моль). Молекула NOj характеризуется ионизационным потенциалом 8,8 в и малой полярностью (ц = 0,29). Ее сродство к электрону оценивается в 72 ккал/моль, энергия связи N0 — в 112 ккал/моль, а силовая константа /с =11,0. Около 140°С реакция образования двуокиси азота из NO и кислорода начинает становиться заметно обратимой. Положения ее равновесия при различных температурах показаны [c.422]

Как изменяются величины атомных радиусов, энергии ионизации и сродства к электрону в ряду кислород — теллур Какой характер химических связей в соединениях элементов [c.122]

Радиусы атомов, например, азота и фосфора меньше, а энергия ионизации больше, чем у атомов углерода и кремния незначительно и сродство к электрону. Поэтому азот и фосфор не образуют элементарных катионов и обычно не превращаются в элементарные анионы. Их химические связи с водородом и кислородом носят ковалентный характер. Азот и фосфор — неметаллы и более характерные, чем углерод и кремний. [c.226]

Весьма точным и наиболее прямым является метод определения сродства к электрону по минимальной энергии фотоотрыва электрона от отрицательного иона [41]. В соответствующих экспериментах измеряется ток электронов, образующихся при освещении отрицательных ионов, монохроматическим излучением с плавно изменяющейся длиной волны. Методом фотоотрыва получено наиболее точное значение сродства атома кислорода к электрону ЕА = 1,465 0,005 эв). [c.15]

К ПАВ катодного действия относятся амины, амиды, имиды, гетероциклические соединения с азотом в кольце (имидазолины, окса-золины и пр.), а также многие другие ПАВ, содержащие группы с положительным суммарным электронным эффектом. Эти соединения, по данным работ [10,34,68,697,адсорбируются и образуют хемосорбцион-ную фазу прежде всего на отрицательно заряженных катодных участках металла. Сродство электрона к поверхности большинства металлов оказывается меньшим, чем к ПАБ. В этом случае электроны металла переходят на электронные оболочки молекулы ПАВ, электронная плотность на поверхности металла возрастает. По данным [70], энергия связи ингибитора с защищаемым металлом определяется электронной плотностью атомов ингибитора, т.е. тем числом электронов, которое идет на координационную связь с металлом. При этом третичные амины действуют сильнее, чем вторичные и первичные. Возможны случаи, когда атомы азота вступают в координационную связь не непосредственно с атомами металла, а через атомы кислорода, который входит в состав первичных окисных пленок. Большинство катодных ингибиторов коррозии хорошо защищает черные металлы, но усиливает химическую коррозию цветных металлов. Это связано с образованием растворимых в среде (маслах) хемосорбционных соединений между ПАВ катодного действия и цветными металлами ю]. [c.28]

Это не следует понимать в том смысле, что при получении атомом такого элемента заряда 2 — выделяется энергия. Это отнюдь не так. Например, в случае кислорода энергия освобождается только тогда, когда к атому присоединяется только один электрон для присоединения второго электрона необходимо затратить энергию, так что в целом процесс О Ф 2е = 0 протекает с поглощением энергии. Другими словами сродство О к электрону при образовании иона 0 из атомов О (и, конечно, из молекул Oj) отрицательно. Это сродство можно вычислить при помощи описанного на стр. 174 и сл. кругового процесса. Согласно Бриглебу (Briegleb, 1942), свободная энергия образования 0 -из О составляет ibQ ккал г-атом. О из О —56 ккал г-атом и ОН из ОН —45 ккал г-атом. Аналогично для свободной энергии образования S2-из Затом вычислена величина 84 ккал г-шпом. (Свободная энергия образования из Затом в соответствии со спектрографическими данными равна —65 ккал г-атом.) Работа, необходимая для образования отрицательно двухзарядных ионов, в случае образования кристаллических соединений производится за счет сил решетки (ср. гл. 5). Если этот процесс происходит в водном растворе, необходимая энергия покрывается ва счет энергии гидратации. [c.736]

В гл. II, 17 рассматривалось изменение восстановительных и окислительных свойств атомов по периодам (слева направо) периодической системы. Окислительная активность атомов элементов является функцией величины энергии сродства к электрону чем она выше, или чем больше электроотрицательность элементов, тем сильнее выражены окислительные свойства атомов. В соответствии с этим окислителями являются элементы, расположенные в правом верхнем углу периодической системы в группах VIIА, VIA и VA окислительная активность элементов в этих группах понижается сверху вниз (например, в группе галогенов фтор является самым сильным окислителем, а иод обладает уже сравнительно слабыми окислительными свойствами). Таким образом, наиболее сильными окислительными свойствами обладают атомы элементов фтора, кислорода, хлора, брома и азота. [c.247]

С точки зрения основности нет никаких противоречий между индуктивным эффектом и поляризуемостью. Как в растворе, так и в газовой фазе, порядок основности один и тот же третичный > вторичный > первичный > метанол. Трудности получения значений р Свн+ для сопряженных кислот заставляет использовать другие параметры, такие как энтальпия протонирования во фторсульфоновой кислоте [9] и в газовой фазе [10]. Относительные величины сродства к протону можно также сравнить, исходя из корреляций с такими параметрами, как полярные и индуктивные константы заместителя, потенциалы ионизации неподеленных пар кислорода, энергии связывания 15-электронов кислорода и сдвиги в спектрах. Соответствующие наборы экспериментальных и расчетных данных приведены в табл. 4.1.4. Низкая основность и нуклеофильность в сочетании с высокой ионизующей способностью делают фторированные спирты, такие как СРзСНгОН, полезными объектами для изучения сольволиза. Основные аспекты влияния спиртовых растворителей на реакционную способность обсуждаются в обзоре Дака [11]. [c.20]

Способность элементов к присоединению электронов, т. в. способность окислять другие вещества, характеризуется энергией сродства к электрону. Чем больше у элемента энергия сродства к электрону, тем сильнее его окислительная способность. Большой энергией сродства к электрону обладают неметаллы, в особенности фтор и кислород. Окислительные свойства характерны для тех сложных веществ, атомы которых находятся в высших степенях окисления. К таким веществам (окислителям) относят КМПО4, СггОу, РЬОг, Н2504 (конц.), НЫОз и др. [c.61]

Ингибиторы коррозии акцепторного действия содержат в своем составе группы с положительным суммарным электронным эффектом NH2, NH, Ме, ОН и т. д. (табл. 33). В данном случае noiBepx-ность большинства металлов обладает меньшим сродством к электрону, чем стремление ПАВ их приобрести. Электроны металла переходят на электронные оболочки молекулы ингибитора, электронная плотность на ее поверхности возрастает, образуется электроотрицательный слой, увеличивающий энергию выхода электрона из металла А КРП отрицательно. Маслорастворимые ПАВ — акцепторы электронов несколько более полярны, чем доноры (ОПИ = 50—90%). Они образуют хемосорбционные соединения, что фиксируется по показателям ОПС—ООС, эффекту последействия и устойчивости защитной пленки при высоких температурах. Электронографические исследования показывают, что во многих случаях атомы азота вступают в координационную связь не непосредственно с атомами металла, а через атомы кислорода, входящие в состав окисных пленок [122]. [c.155]

Гипотеза о том, что кислород, азот, углерод и их аналоги могут быть донорами и способны передавать электроны с внешних р-уровней на незаполненные d-уровни переходных металлов, играющих роль акцепторов, встречает, кроме того, следующие трудности. Общеизвестно, что заполненным оболочкам инертных газов отвечают чрезвычайно резко выраженные максимумы потенциалов ионизации, тогда как заполненным °-обо-лочкам никакие максимумы не соответствуют (см. рис. 5). Вследствие этого над валентными р-электронами элементов подгрупп бора, углерода, азота, кислорода и фтора никогда не бывает электронов на более внешних s-уровнях. Напротив, у всех -переходных металлов с незаполненной -оболочкой всегда внешними оказываются один или два электрона на s-уровне. Иначе говоря, у элементов главных подгрупп заполняющаяся р-оболочка обладает ярко выраженной тенденцией к захвату электронов с внешних s-уровней, а заполняющаяся d-обЬлочка переходных металлов такой тенденции не обнаруживает. Вследствие стабильности заполненной р-оболочки энергетически выгодным оказывается захват электронов атомом неметалла, т. е. сродство к электрону, с превращением его в анион, малая же энергия связи электронов на d-уровнях не стимулирует захват [c.175]

Это не следует понимать в том смысле, что при получении атомом такого элемента заряда 2 — выделяется энергия. Это отнюдь не так. Например, в случае кислорода энергия освобождается только тогда, когда к атому присоединяется только один электрон для присоединения второго электрона необходимо затратить энергию, так что в целом процесс О + 2е = 0 " протекает с поглощением энергии. Другими словами сродство О к электрону при образовании иона 0 иа атомов О (и, конечно, из молекул Ог) отрицательно. Это сродство можно вычислить при помощи описанного на стр. 156 и сл. кругового процесса. Согласно Бриглебу (Briegleb, 1942), свободная [энергия образования 0 " из О составляет 150 ккал г-атом. О из О —56 ккал г-атом и ОН" из ОН [c.659]

В исследованиях электронных процессов на поверхности хемосорбированные частицы, как правило, рассматриваются только с точки зрения их акцепторного или донорного проявления. Для таких сильно акцепторных частиц, как, например, О2, О, N0, обладающих высокой энергией сродства, заряжение поверхности может быть объяснено захватом свободных носителей атомными орбиталями этих частиц. Действительно, данные ЭСР [5, 6] подтверждают существование радикальных форм хемо-сорбированного кислорода. Однако обобщение этого механизма без достаточного его обоснования на широкий круг молекул, исследуемых в хемосорбции и катализе, является по меньшей мере рискованным. Рассмотрим некоторые простые примеры. Согласно [7—11], молекулы воды адсорбируются при 20° С на гидратированной поверхности окислов 7п, Т1, Си, 8п, а также окисленного Ое и 31, как доноры. Однако образование при этих температурах ионов НаО мало вероятно из-за высокой энергии ионизации молекулы НаО. Теплоты адсорбции в области заполнений, соответствующих наибольшему изменению поверхностного потенциала , не превышают 1 эв [10]. Длительная откачка при 20—50° С полностью восстанавливает исходное значение 7 з и адсорбционную активность поверхности, что также указывает на отсутствие достаточно прочных связей молекулы с поверхностью. Адсорбция воды протекает при этих условиях с весьма низкой энергией активации. В качестве примера на рис. 1 приведены данные по изменению работы выхода (ф) и электропроводности (а) гидратированной /г-Т10а при адсорбции паров воды (данные Фигуровской). Как видно из рисунка, изменения ф и а полностью обратимы, теплоты адсорбции в этой области заполнений составляют - 0,6 эв [12]. Еще более трудно допустить образование ионов НаО при адсорбции воды на окисленном Ое (или 81), что требует преодоления носителем значительного потенциального барьера, созданного высокоомной пленкой СеОа (810а). [c.26]

Энергия сродства к электрону атома кислорода составляет 1,465 эВ, и для эффективного фотоотрыва необходимо лазерное излучение с длиной волны от 0,84 мкм до 0,36 мкм. Этот диапазон длин волн обеспечивает получение атомов О в основном состоянии. Предложенное устройство с лазером на ионах аргона мощностью около 20 Вт или лазером на парах меди мощностью 20—80 Вт позволяет получить пучок атомов кислорода с энергией от 0,5 до 20 эВ с интенсивностью до 10 5 атом/ом2-с. [c.162]

Как отмечалось выше, атомы могут не только отдавать, ио и присоединять электроны. Энергия, выделяющаяся при присосди-ценин электрона к свободному атому, называется сродством атома к электрону. Сродство к электрону, как и энергия ион 1зациг , обычно выражается в электронвольтах. Так, сродство к электрону атома водорода равно 0,75 эВ, кислорода— 1,47 эВ, фтора — 3,52 эВ. [c.103]

В каждом периоде периодической таблицы наблюдается общая тенденция к возрастанию энергии ионизации с увеличением порядкового номера элемента. Сродство к электрону оказывается наибольшим у кислорода и галогенов. Атомы с устойчивыми орбитальными конфигурациями.(s , s p , s p ) имеют очень небольшое (часто отрицательное) сродство к электрону. Расстояние между ядрами двух связанных атомов называется длиной связи. Атомный радиус водорода Н равен половине длины связи в молекуле Hj- В каждом периоде периодической таблицы наблюдается в общем закономерное уменьшение атомного радиуса с ростом порядкового номера элемента. Электроотрицательность представляет собой меру притяжения атомом электронов, участвующих в образовании связи с другим атомом. При соединении атомов с си.пьно отличающейся электроотрицательностью происходит перенос электронов и возникает ионная связь атомы с приблизительно одинаковой электроотрицательностью обобществляют электроны, участвующие s сбразовашг. ковалентной связи. Между атомами типа Н и F с умеренной разностью электроотрицательностей образуется связь с частично ионным характером. [c.408]

В соответствии со сказанным, самыми сильными восстановителями являются элементы, находящиеся в начале каждого периода и в конце I главной подгруппы (элементы цезий 55Сз, франций ваРг)- Их атомы имеют самые низкие значения энергии ионизации. Самыми сильными окислителями являются элементы, располагающиеся в правом верхнем углу таблицы периодической системы (фтор, кислород, хлор). Атомы этих элементов обладают наивысшими значениями сродства к электрону. [c.85]

Все элементы в соответствии с электронным строением атомов можно подразделить на металлы и неметаллы. Такая дифференциация элементов относительна. Б каждом элементе представлены в той или иной мере оба противоположных качества. Металлические свой-, ства элементов определяются способностью атомов при взаимодействии частично или полностью смещать электронные облака к другим атомам ( отдавать электроны), проявлять восстановительную активность. К самым активным металлам относятся элементы с меньшей энергией ионизации и электроотрицательностью, максимально большими радиусами атомов и малым числом внешних электронов (например, щелочные металлы). Неметаллические свойства определяются способностью атомов принимать электроны, проявлять при взаимодействии окислительную активность. К наиболее активным неметаллам (окислителям) относятся элементы с большой энергией ионизации атомов, большим сродством к электрону и минимально возможными радиусами атомов (галогены, кислород, сера). Из 107элементов металлическими свойствами обладают 85, неметаллическими — 22. Ряд элементов проявляет амфотерные свойства (Ве, 2п, А1, 5п, РЬ и др.). Изменение свойств элементов в периодической системе можно проследить в трех основных направ- [c.84]

Соединения ОгРг и ОРг — сильные окислители, так как в них кислород находится в положительной степени окисления - -1 и, +2, а потому, обладая больщим запасом энергии (большим сродством к электрону), они будут сильно притягивать электроны вследствие стремления кислорода перейти в наиболее устойчивые для него состояния. [c.59]

Азот и фосфор являются элементами УА группы периодической системы Д. И. Менделеева. На внешнем энергетическом уровне атомов этих элементов находится пять электронов из них три р-электрона. Поэтому в нормальном состоянии они проявляют валентность, равную трем. Наибольшее изменение в химических свойствах элементов УА группы наблюдается при переходе от азота к фосфору. В атомах азота внешним энергетическим уровнем является второй, содержащий только 5- и р-поду ровни, а подуровень с1 отсутствует. Атомы азота при переходе в возбужденное состояние могут увеличить число непарныхэлектронов максимум до четырех и при этомза счет потери одного электрона. В этом случае образуется электронная конфигурация а азот становится четырехвалентным, как в ионе [ЫН4] . Поэтому азот не проявляет валентности, равной пяти. В атомах фосфора наружным энергетическим уровнем является третий, состоящий из трех подуровней з, р и й. При возбуждении атомов фосфора увеличение числа непарных электронов происходит за счет использования -подуровня с образованием электронной конфигурации поэтому фосфор в отличие от азота может проявлять валентность, равную пяти. Размеры атомов азота и фосфора меньше, а энергия ионизации этих элементов соответственно больше, чем углерода и кремния. В связи с этим азот и фосфор при химических реакциях не теряют электронов и не превращаются в элементарные катионы. Сродство к электрону этих элементов незначительно и поэтому они, как правило, не превращаются и в элементарные анионы. Азот и фосфор образуют соединения как с кислородом, так и с водородом, только с ковалентными связями. Таким образом, азот и фосфор являются неметаллами. Причем свойства неметаллов у них выражены сильнее, чем у углерода и кремния. [c.213]

Эффективный заряд атома, входящего в состав соединения, определяется как алгебраическая сумма его отрицательного электрон-мого заряда и положительного заряда ядра. В настоящее время известно более десятка экспериментальных методов определения значений эффективных зарядов в большинстве своем с точностью 0,1 — Д,3 е, что соизмеримо с точностью вычисления этих зарядов в квантовой химии и теории твердого тела. В табл. 10 приведены данные по эффективным зарядам атомов, которые получены рентгеноспектральным методом для ряда типичных неорганических веществ. Знако.м -Ь отмечены эффективные заряды на металлических элементах, знаком — на электроотрицательных атомах. К чисто ионным соединениям близки только галогениды щелочных металлов, хотя и для них эффективные заряды не достигают единицы. Все остальные соединения, в том числе галогениды, оксиды, сульфиды кальция и магния, являются только частично ионными. Кроме того, эффективные заряды на типических электроотрицательных атомах (кислород, сера) почти не превосходят 1, в то время как заряды металлических элементов (кальций, алюминий) могут быть заметно больше единицы. Это объясняется тем, что энергия присоединения двух электронов к кислороду и сере (сродство к электрону второго порядка) отрицательна. Расчеты показывают, что сродство к электрону второго порядка для кислорода равно —732, а для серы составляет —334 кДж/моль. Значит, ионы типа и 5 не существуют, и все оксиды, сульфиды, независимо от активности металлов, не относятся к ионным соединениям. Если двухзарядные анионы в действительности не -существуют, тем более нереальны многозарядные одноатомные отрицательные ионы. [c.84]

Как следует из табл. 6, у Mg и Ве — отрицательное сродство к электрону, что подтверждает повышенную устойчивость их электронных конфигураций (5 ). Сродство к электрону—энергия присоединения двух электронов к атомам кислорода и серы составляет соответственно —7,3 н —3,4 эВ. Поэтому в свободном состоянии аниоиы (У , 5- , а также Ы" существовать не могут. [c.60]