Кислород электронная конфигурация

Энергетическая диаграмма орбиталей молекулы СО2 приведена на рис. 42. Распределение валентных электронов (четыре от углерода и восемь от двух атомов кислорода) по орбиталям молекулы СО 2 соответствует электронной конфигурации [c.62]

КИСЛОРОД Электронная конфигурация невозбужденного атома кислорода [c.338]

Молекулярный ион О2 имеет по 6 валентных электронов от каждого атома кислорода плюс еще I электрон, создающий заряд -1,.т. е. всего 13 валентных электронов. Заполняя молекулярные орбитали согласно последовательности энергетических уровней, изображенной в среднем ряду рис. 12- 8, нетрудно найти электронную конфигурацию [c.530]

Рассмотрим пространственную конфигурацию молекулы оксида углерода (IV) — Oj. Атомы углерода и кислорода имеют следующие электронные конфигурации [c.180]

У молекулы кислорода, электронная конфигурация которой изображена на рис. 128, три связующие орбитали заняты [c.152]

Атом кислорода имеет электронную конфигурацию [Не]25 2р . Поскольку этот элемент по своей электроотрицательности уступает лишь фтору, он почти всегда имеет в соединениях отрицательную степень окисления. Единственными соединениями, где кислород имеет положительную степень окисления, являются фторсодержащие соединения Ор2 и О Р . [c.301]

Селен находится в поле р-элементов, составляющих неметаллы, именно в подгруппе кислорода. Электронная конфигурация Максимальная [c.102]

Атомы элементов группы VIA, например кислорода или серы, с валентной электронной конфигурацией имеют в валентной оболочке две вакансии и, следовательно, образуют друг с другом по две двухэлектронные связи. При нормальных температуре и давлении наиболее устойчивой формой элементарного кислорода являются двухатомные молекулы, тогда как сера в этих условиях существует в виде твердого вещества, две главные аллотропные модификации которого состоят из дискретных циклов Sg (рис. 14-3). Сера имеет еще две другие аллотропные модификации, одна из которых состоит из циклов Sf,, а другая содержит спиральные цепи из атомов S. [c.602]

У молекулы кислорода, электронная конфигурация которой изображена справа, все связывающие орбитали заняты полностью, а разрыхляющие орбитали —.... В этом случае порядок связи равен. .. (двойная связь). [c.206]

Поэтому при образовании молекулы азота обобществляются три пары электронов (тройная связь N=N1. Атом кислорода, электронная конфигурация которого 1з 25 2р, должен иметь два спаренных электрона на одной из трех 2р-орбиталей. Таким образом, он обладает лишь двумя неспаренными электронами, которые участвуют в образовании химической связи. Вследствие этого в молекуле кислорода общими являются две пары электронов (двойная связь 0=0). [c.37]

Электронная конфигурация ns np дает возможность элементам этой группы проявлять степени окисления —И, +11, +IV и +VI. Так как до образования конфигурации инертного газа не достает всего двух электронов, то степень окисления —II возникает очень легко. Это особенно характерно для легких элементов группы. Действительно, кислород отличается от всех элементов группы легкостью, с которой его атом приобретает два электрона, образуя двухзарядный отрицательный ион. За исключением необычных отрицательных степеней окисления кислорода в перекисях (—1), надперекисях (—Va) и озонидах (7з), соединениях, в которых есть связи кислород — кислород, а также состояний + 1 и -+II в соединениях O. Fa и ОРз кислород во всех соединениях имеет степень окисления —И. Для остальных элементов группы отрицательная степень окисления становится постепенно менее устойчивой, а положительные — более устойчивыми. У тяжелых элементов преобладают низшие положительные степени окисления. [c.130]

Таким образом, между двумя атомами кислорода в молекуле О2 имеется двойная связь. Чтобы каждый атом азота в молекуле N2 приобрел электронную конфигурацию благородного газа, должна осуществляться тройная связь [c.467]

Эту электронную конфигурацию можно интерпретировать следующим образом. Три занятые а-орбитали соответствуют двум парам электронов (одна из них преимущественно локализована у атома углерода, вторая — около атома азота) и одной о-связи между атомами углерода и, <ислорода. Дважды вырожденный л, -уровень соответствует образованию двух я-связей. Молекула СО характеризуется очень большой энергией диссоциации (1069 кДж/моль), высоким значением силовой постоянной связи (ксо= 1860 Н/м) и малым межъ-ядерным расстоянием (0,1128 нм). Электрический момент диполя молек лы СО незначителен ( х = 0,04 Кл м) при этом эффективный заряд на атоме углерода отрицательный, а на атоме кислорода — положительный. [c.405]

Зти ионы и eют такую же электронную конфигурацию, как атом азота (см. рис. 1.34). При соединении нонов С и 0+ образуется тройная связь, аналогичная связи в молекуле N2. Очевидно, тройная связь более прочна, чем двойная система с тройной связью обладает более низкой энергией. Выделение энергии при образовании третьей связи с избытком компенсирует ее затраты на перенос электрона от более электроотрицательного кислорода к угле- [c.95]

Приведите энергетическую 2jg диаграмму орбиталей и связывающую электронную конфигурацию иона СО.Г, имеющего форму треугольника. Составьте структурную (формулу этого иона, показав равенство всех атомов кислорода. [c.62]

Эти ионы имеют такую же электронную конфигурацию, как атом азота (см. рис. 1.33). При соединении ионов С и О образуется тройная связь, аналогичная связи в молекуле N2. Очевидно, что тройная связь более прочна, чем двойная система с тройной связью обладает более низкой энергией. Выделение энергии при образовании третьей связи с избытком компенсирует ее затраты на перенос электрона от более электроотрицательного кислорода к углероду, и можно считать, что в молекуле СО, как и в N2, имеется тройная связь. Поэтому физические свойства оксида углерода и азота весьма близки [c.102]

Кислород О имеет электронную конфигурацию невозбужденного атома [c.336]

Как это характерно для всех элементов второго периода, кислород по своим химическим и физическим свойствам заметно отличается от более тяжелых элементов той же группы (главной подгруппы). (Этот вопрос объясняется в разд. 35.3, посвященном фтору.) Химическое поведение кислорода в значительной степени определяется электронной конфигурацией его атома ls 2s 2p . [c.469]

В соответствии с электронной конфигурацией атом кислорода может образовать две о-связи (координационное число атома кислорода в этом случае равно двум), либо иметь координационное число три или четыре за счет образования одинарных ковалентных связей. [c.470]

Согласно электронной конфигурации внешней оболочки обычная степень окисления элементов этой группы должна быть + 11. Однако, судя по ионизационным потенциалам, можно ожидать, что более обычным должен быть однозарядный ион, так как второй ионизационный потенциал для каждого из этих элементов вдвое больше первого (табл. 4-7). Так, в соответствии с величиной второго ионизационного потенциала Ве и Mg едва ли могут суше-ствовать в виде простых ионов Ве " и в других соединениях, кроме соединений с фтором и кислородом, однако степень окисления + 11 для них единственно возможная и в наиболее ковалентных соединениях этих элементов. Эту кажуш,уюся аномалию легко понять, если рассмотреть энергию кристаллической решет ки, образованной ионом +11, а также энергию гидратации или сольватации. Оказывается, в обоих случаях выделяется количество энергии, достаточное для удаления второго электрона. Ниже приведены величины (/ + /3) и энергий гидратации для элемен-тов подгруппы И Л [c.128]

Атом кислорода может получить законченную, устойчивую электронную конфигурацию, присоединяя один электрон и образовывая одну одинарную ковалентную связь (ОН -ион). [c.470]

Шестая группа. Характерными степенями окисления элементов главной подгруппы — S, Se, Те и Ро — в соответствии с электронной конфигурацией внешнего слоя являются +6, +4 и —2. Кислород имеет степень окисления —2 (об исключениях см. стр. 78). [c.94]

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]

Рассмотрим несколько подробнее образование химических связей в молекуле оксида углерода (П). Рассматривая совместно электронные конфигурации атомов углерода и кислорода [c.122]

Рг-Орбитали, расположенные перпендикулярно плоскости молекулы, образуют МО тг-симметрии, расщепление которых меньше, чем расщепление сг-МО из-за меньшего перекрывания. Каждый из атомов кислорода имеет шесть валентных электронов, значит, в молекуле озона их восемнадцать. Эти электроны располагаются на девяти МО, давая электронную конфигурацию молекулы Оз [c.456]

Атом-атомный потенциал межмолекулярного взаимодействия с ГТС кислорода органических молекул зависит от электронной конфигурации атома кислорода в молекуле. Из рис. 9.16 видно, что потенциал (9.51) дает заниженные значения К для адсорбции на ГТС кетона — циклогексанона. Согласие с экспериментом дает следующий атом-атомный потенциал (ф, кДж/моль г, нм) [c.183]

На приведенных в лекции 9 примерах адсорбции углеводородов разных классов, простых эфиров и кетонов на одном и том же инертном адсорбенте, содержащем только один вид атомов и обладающем однородной плоской поверхностью известной структуры, —на графитированной термической саже —была показана возможность переноса найденных по опорным молекулам данного класса углеводородов и кислородных соединений полуэмпирических атом-атомных потенциалов на другие молекулы того же класса (алканы, алкены, алкины, ароматические углеводороды, эфиры и кетоны). Была проверена также возможность переноса найденных так атом-атомных потенциалов на углеводороды и гетероциклические соединения, содержащие атомы углерода и кислорода различных электронных конфигурациях. [c.184]

В свободном атоме кислорода электронная конфигурация 2-го от ядра слоя такова 25 , 2рг , 2р/, 2рх при этом плотность заряда 25 пары электронов распределена по сфере около внутренней электронной оболочки, а плотность заряда 2рг , 2ру, 2р электронов распределяется симметрично около взаимно перпендикулярных осей X, у, г. При связывании двух атомов водорода 2ру-, 2рж-орбн-талями угол 90° увеличивается вследствие электростатического отталкивания, и это возмущение приводит к увеличению гибридизации, Валентный угол, соответствующий минимуму потенциальной энергии молекулы, при участии х-электронов в валентном состоянии, проходящий через максимальную электронную плотность, уве- [c.8]

Структура пассивной пленки на сплавах, как и пассивной пленки вообще, была описана и теорией оксидной пленки и адсорбционной теорией. В соответствии с оксидно-пленочной теорией, защитные оксидные пленки формируются на сплавах с содержанием легирующего компонента выше критического, а незащитные — на сплавах ниже критического состава. В случае преимущественного окисления пассивной составляющей сплава, например хрома, защитные оксиды (такие как СГаОз) формируются, только если содержание хрома в сплаве превышает определенный уровень. Эта точка зрения не позволяет делать никаких количественных прогнозов, а тот факт, что пассивная пленка на нержавеющих сталях может быть катодно восстановлена и не соответствовать стехиометрическому составу, остается необъясненным. Согласно адсорбционной теории, в водной среде кислород хемо-сорбируется на Сг—Ре-сплавах выше критического состава, обеспечивая пассивность, но на сплавах ниже критического состава он реагирует с образованием непассивирующей оксидной пленки. Насколько данный сплав благоприятствует образованию хемосорбционной пленки или пленки продуктов реакции, зависит от электронной конфигурации поверхности сплава, особенно от взаимодействия -электронов. Так называемая теория электронной конфигурации ставит в связь критические составы с благоприятной конфигурацией -электронов, обеспечивающей хемосорбцию и пассивность. Теория объясняет природу взаимодействия электронов, определяющую, какой из компонентов придает сплаву данные химические свойства, например, почему свойства никеля преобладают над свойствами меди в медно-никелевых сплавах, содержащих более 30—40 % N1. [c.91]

Приближенная энср етиче-скаи диаграмма молекулы СОо приведена на рисунке 35. Распределение валентных электронов (четыре — атома углерода и восемь - двух, атомов кислорода) по орбиталям молекулы СО> соответствует электронной конфигурации [c.58]

Какова валентность элементов в соединениях N0, СО, ВР, О2, Вг, Сз В обоснование ответа приведите электронные конфигурации (распределение электронов по орбиталям) этих молекул. Можно ли считать в этих соединениях кислород двухвалентным, фтор одновалентным, бор и углерод нульва-лентными [c.81]

Приведенную электронную конфигурацию можно интерпретировать следующим образом. Три занятые а-орбитали соответствуют двум парам электронов (одна из них преимущественно локализована у атома углерода, вторая — около атома азота) и одной а-связи между атомами углерода и кислорода. Дважды вырожденный -уровень соответствует образованию двух я-связей. Молекула СО характеризуется очень большой энергией диссоциации (1066 кдж1моль), высоким значением силовой постоянной связи (/гсо=18,6) и малым межъядерным [c.459]

В отличие от з-элементов 1А- и ПА-подгрупп отдельные р-элементы, водород и гелий встречаются в природе в виде простых веществ. К щироко распространенным относятся кислород, кремний, алюминий и водород. Обобщенные электронные конфигурации внещних и предвнещних электронных оболочек атомов р-элементов представлены в табл. 15.1. [c.394]

Подобная близость свойств объясняется тем, что в высшей степени окисления атом элемента, находящегося в третьем периоде (в главной подгруппе) и атомы элементов побочной подгруппы приобретают сходное электронное строение. Например, атом хрома имеет электронную конфигурацию 1з Когда хром находится в степени окисления 4-6 (например, в оксиде СгОз), шесть электронов его атома (пять М- и один 4б-электрон) вместе с валентными электронами соседних атомов (в случае СгОз — атомов кислорода) образуют общие электронные пары, осуществляющие химические связи. Остальные электроны, непосредственно не участвующие в образовании связей, имеют конфигурацию отвечающую электронной структуре благородного газа. Аналогично у атома серы, находящегося в степени окисления -Ьб (например, в триокси-де серы ЗОз), шесть электронов участвуют в образовании ковалентных связей, а конфигурация остальных (1з 28 р ) также соответствует электронной структуре благородного газа. Короче говоря, сходство в свойствах соединений элементов побочной подгруппы и элемента третьего периода той же группы обусловлено тем, что их ионы, отвечающие высшим степеням окисления, являются электронными анапогами. Это легко видеть из данных табл. 21.1. [c.497]

В качестве примера рассмотрим молекулу воды. Связь двух водородных атомов образуется орбиталями Ь. У кислородного атома электронная конфигурация ]з 2з 2р12р12р1, и так как считается, что связь образуется посредством спаривания электронов, то, по-видимому, будут спариваться р - и р -электроны. На рис. 5-12 показана уг плоскость молекулы воды, орбитали ру и р расположены в этой плоскости взаимно перпендикулярно. Для получения возможно большего перекрывания между 15-орбиталями атомов водорода и р - и р ,- орбиталями атома кислорода необходимо, чтобы атомы водорода подошли к атомам кислорода вдоль осей у и 2. Это дает показанное на рисунке перекрывание, а угол НОН должен быть равен примерно 90°. На самом деле этот угол равен 104°ЗГ такое отклонение от 90° может быть вызвано отталкиванием между двумя атомами водорода, а также некоторым участием в связи 25-электронов атома кислорода. Далее будет видно, что связь можно рассматривать как гибридную зр -связь. Такую же структуру, как у воды, можно ожидать у НгЗ, НзЗе и НаТе. Действительно, сходство между теорией и опытом для этих молекул [c.166]

Второй период образует атомы от до Ne. В направлении — Ке растет эффективный заряд ядра, в связи с чем уменьшаются размеры атомов (см. Гшах), возрастает потенциал ионизации и осуществляется, начиная с В, переход к неметаллам. Потенциал ионизации отражает не только рост в ряду —Ке, но и особенности электронных конфигураций потенциал ионизации у бора ниже, чем у бериллия. Это указывает на упрочнение заполненных нодоболочек ( у бериллия). Более высокий потенциал ионизации азота по сравнению с кислородом указывает на повышенную прочность конфигурации р , в которой каждая орбиталь занята одним / -электроном. Аналогичные соотношения наблюдаются и в следующем периоде у соседей Mg—А1 и Р—5. У атомов второго периода отрыв электрона с внутреннего Ь -слоя требует такого высокого ПИ (75,62 эВ уже у лития), что в химических и оптических процес--сах участвуют только внешни электроны. Сродство к электрону в ряду Ы—Р имеет тенденцию к возрастанию. Но у берилжя оболочка заполнена, и сродство к электрону эндотермично так же, как и у гелия (1л ). Обладая самым высоким потенциалом ионизации ю всех неметаллов и высоким сродством к электрону, фтор является наиболее электроотрицательным элементом в периодической системе. Для атома неона СЭ (Ке)=—0,22 эВ. Оболочка з р атома Ке, электронный октет, характеризуется суммарным нулевым спином и нулевым орбитальным моментом (терм 5о). Все это, вместе с высоким потенциалом ионизации и отрицательным сродством к электрону, обусловливает инертность неона. Такая же з р конфигурация внешнего слоя характерна для вСех элементов нулевой группы. Исследования последних лет показывают, что 1 п, Хе,Кг и Аг дают химические соединения со фтором и кислородом. Очевидно, что з р конфигурация не влечет как непременное следствие химической инертности. Все атомы со спаренными электронами (терм о) — диамагниты (Не, Ве, Ке и т. д.). Конфигурации внешнего электронного слоя у атомов 2-го и 3-го периодов, стоящих в одних и тех же группах, одинаковы, чем объясняется близость химических свойств элементов, стоящих в одних и тех же группах (сравните Ка иЬ1 в табл. 5). Но наблюдается и различие элементы второго периода обладают постоянной валентностью, а третьего — переменной. Это связано с тем, что у атомов третьего периода есть вакантные -состояния в третьем квантовом слое, а во втором слое таких соединений нет. [c.62]

Рассмотрим, как строятся многоцентровые МО и как они преобразуются в эквивалентные локатсизованные двухцентровые (ЛМО). В качестве наиболее простого примера выберем трехатомную молекулу HjO. Поместим атом кислорода в центре декартовой системы координат, атомы водорода — в плоскости yz (рис. 76). Ось х перпендикулярна плоскости. Построим сначала делокализованные МО. Эти орбитали — трехдентровые. Электронные конфигурации атомов кислорода и водо- [c.190]