Электроотрицательность атомов таблица

Зная степень окисления, составляют формулы бинарных соединений. Для установления степени окисления элементов в соединениях следует пользоваться таблицей электроотрицательностей элементов (см. табл. 4.11). При этом следует иметь в виду, что при образовании химической связи электроны смещаются к атому более электроотрицательного элемента. Так, относительная электроотрицательность 3i равна 1,7, а азота 3,0. Число электронов, смещаемых к азоту, равно четырем, и степень окисления кремния (+4). Атом азота может присоединять три электрона (на его р-орбиталях три неспаренных электрона). Степень окисления азота равна (—3). Тогда формула соединения [c.318]

Центр системы координат соответствует менее электроотрицательному атому. В случае необходимости на рисунках и в таблице изменены обозначения оригинальных работ во избежание путаницы. [c.124]

ТО ковалентная связь неполярна (МО — симметрична), например связь С—С в углеводородах. Ковалентная связь атомов с различной электроотрицательность.ю в большей или меньшей степени по-лярна, поскольку электронное облако смещается к более электроотрицательному атому (МО— несимметрична). Примером полярных связей могут служить связи атома углерода с элементами, расположенными справа от него в таблице Д. И. Менделеева (кислородом, азотом, галогенами и т. д.). В предельном случае пара электронов может полностью сместиться к более электроотрицательному элементу, образуя ионную связь (Ма Вг ,ЫН С1"). При этом ионы связаны друг с другом за счет электростатического взаимодействия. [c.28]

Синтезированное Холлом и Комптоном вещество (BjO) является несимметричным изоэлектронным аналогом углерода бор находится в III группе, а кислород — в VI группе периодической системы, но среднее число валентных электронов на один атом по-прежнему равно четырем. В своей работе [108] Холл приводит следующую таблицу изоэлектронных аналогов углерода, состоящих из двух атомов (в скобках у формулы соединения указана разность электроотрицательностей соединяющихся атомов) [c.97]

Наиболее часто используемой шкалой электроотрицательностей является шкала, рассчитанная Полингом из термохимических данных. Значения электроотрицательностей по шкале Малликена (в электрон-вольтах) могут быть переведены в шкалу Полинга путем деления на коэффициент 3,17. При этом полного согласия данных не достигается, но соответствие обеих шкал вполне удовлетворительное. Фтор представляет собой наиболее электроотрицательный атом (4,0 по шкале Полинга), а цезий — наименее электроотрицательный атом (0,7 по шкале Полинга). Электроотрицательность для ряда элементов приведена на рис. 14.10, который показывает, что эта величина зависит от положения элемента в периодической таблице. Так, в группе галогенов сверху вниз электроотрицательность убывает, так как возрастает эффективное экранирование заряда ядра внутренними электронами. Атомы щелочных металлов обладают в значительной мере тенденцией терять внешние электроны и, следовательно, имеют низкую электроотрицательность. При переходе сверху вниз в подгруппе щелочных металлов электроотрицательность уменьшается вследствие увеличения эффективного экранирования заряда ядра внутренними электронами. [c.443]

Ряд необычных структур, таких, как НР и димер уксусной кислоты в газовой фазе (рис. 14.11), служат доказательством образования водородных связей. Необычно высокая константа кислотной диссоциации салициловой (орто-оксибензойной) кислоты по сравнению с мета- и яара-нзомерами также свидетельствует об образовании водородной связи. Водородная связь образуется тогда, когда протон поделен между двумя электроотрицательными атомами, такими, как Р, О или Ы, которые находятся на соответствующем расстоянии друг от друга. Протон водородной связи притягивается отрицательным зарядом высокой плотности электроотрицательных атомов. Фтор образует очень сильные водородные связи, кислород — более слабые, а азот — еще более слабые. Необычные свойства воды обусловлены в значительной степени водородными связями, включающими четыре неподе-ленные пары электронов на кислороде (разд. 11.6). Лед имеет тетрагональную структуру, причем каждый атом кислорода связан с четырьмя атомами водорода. В этом случае водородные связи образуются вдоль оси каждой неподеленной пары электронов в жидкой воде их существование ответственно за высокую температуру кипения по сравнению с температурой кипения гидридов других элементов той же подгруппы периодической таблицы (—62° С для НгЗ, —42° С для НгЗе, —4° С для НгТе). При испарении воды водородные связи разрываются, [c.445]

Приведенное в таблице значение для С относится только к насыщенному атому. Уолш [21] первый предположил,-что увеличение доли 5-облака в гибридном облаке приводит к увеличению электроотрицательности. Значения относительных электроотрицательностей для атома С в различных валентных состояниях следующие [22, 231 [c.77]

Будучи химически связанным, водород сохраняет способность Притягиваться другими электроотрицательными атомами с образованием присущей только ему водородной связи. Атом водорода может такн е и присоединять электрон, превращаясь в отрицательный ион — анион Н . Электронная оболочка этого иона такая же, как у атома гелия Не. В этом отношении он сходен с галогенами (с. 102), анионы которых имеют оболочки типа соседних благородных газов. Поэтому водород иногда относят не к I, а к VII группе таблицы Д. И. Менделеева. [c.98]

Кристаллические структуры некоторых простых окислов перечислены в табл. 17, в которой приведены типы структур и координационные числа атомов, входящих в состав данного окисла в порядке М 0. Структуры расположены в соответствии с типо.м комплекса в кристалле. Сначала перечислены ионные трехмерные комплексы, представленные структурами флюорита, рутила и др. с высокими координационными числами ионов металла. Затем идут структуры цинковой обманки, вюрцита и др., в которых атом металла обладает тетраэдрической или более низкой координацией, после чего следуют слоистые и цепочные структуры. Наконец, приведены окислы, содержащие отдельные молекулы, в состав которых входят наиболее электроотрицательные элементы. Изменения в типе структуры могут быть связаны вообще с изменением типа связей—от чисто ионных структур через слоистые и цепочные структуры к чисто ковалентным молекулярным окислам. Эти изменения можно показать на структурах двуокисей элементов четвертой периодической группы. Для каждого соединения в таблице приведены координационные числа для М и О и тип структуры. Начиная от молекулярной СОд, мы переходим через структуры силикатов с ионно-ковалентными связями к преимущественно ионным структурам двуокисей более тяжелых металлов. [c.359]

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]

Из таблицы видно, что рефракции окислов уменьшаются при комплексообразовании и тем больше, чем более ионная связь у основного окисла и чем сильнее поле центрального ато.ма комплекса, т. е. чем выше его валентность и электроотрицательность. Отсюда становится понятно, что рефракции окислов, полученных экстраполяцией из измерений рефракций стекол, содержащих 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]

Для оценки способности атома данного элемента оттягивать к себе общую электронную пару пользуются величиной относительной электроотрицательности. Чем больше электроотрицательность атома, тем сильнее притягивает он общую электронную пару. Иначе говоря, при образовании ковалентной связи между двумя атомами разных элементов общее электронное облако смещается к более электроотрицательному атому, и в тем большей степени, чем больше различаются электроотрицательности взимодействувщих атомов. Значения электроотрицательности атомов некоторых элементов по отношению к электроотрицательности фтора, которая принята равной 4, приведены в табл. 6 . Таблица 6. Относительная электроотрицате.чьность атомов [c.118]

Как следует из приведенных данных о химических сдвигах и как можно ожидать при учете электроотрицательности ато.мов, заместители с атомом, примыкающим к углеводородной цепи и находящимся в таблице Д. И.. енделеева левее и ниже атома углерода В(( Нз)2, Si( H i) > и т.п.], проявляют +/ -эффект. [c.58]

Тенденции изменения электроотрицательностей. Численные величины х,л получены лишь для ограниченного числа элементов. В ряде случаев между значениями Хр и Xar обнаруживается существенная разница, особенно заметная в ряду переходных элементов. Среди непереходных элементов различия невелики и обусловлены исключительно способом расчета. При этом в периодической таблице слева направо и снизу вверх элек-троотрицательность растет. Как правило, при движении слева направо в рамках одного периода и снизу вверх в пределах группы совершенно отчетливо проявляется тенденция к накоплению неметаллических (металлоидных) свойств. По мере возрастания электроотрицательности х сродство электрона к атому увеличивается и облегчается образование аниона. Вместе с [c.73]

Из приведенных в таблице данных видно, что вторичные галогенпроизводные предельного ряда не рацемизуются даже при добавке вышеперечисленных солей, способных образовывать устойчивые комплексные анионы следовательно, они неспособны к диссоциации на ионы. Если углеродный атом, у которого стоит отщепляющийся при диссоциации хлор, связан с группой, содержащей п -связь (кратная связь или ароматическое ядро), устойчивость образующегося карбениевого иона повышается это приводит к более легкой рацемизации таких соединений, обусловленной ионной диссоциацией. Особенно легко рацемизуется хлорид, содержащий пропенильную группу. Наоборот, наличие по соседству электроотрицательной карбоксильной группы препятствует диссоциации на ионы, даже если при том же атоме углерода имеется фенильная группа. [c.262]

На примере галогенов отчетливо видно возрастание действия заместителя с ростом его электроотрицательности в случае, когда только один атом углерода отделяет его от изоиропильной группы. Эффект резко уменьшается, если между заместителем и рассматриваемой связью появляется еш е один атом углерода. В этой же таблице для сравнения приведены данные, показываюп],ие действие тех же заместителей на величину констапты ионизации уксусной кислоты [5]. Кроме того, чтобы продемонстрировать электроотрицательность заместителей метильных групп, в этой же таблице приведены значения химического сдвига ЯМР для водородных атомов метильных групп [6]. Суш ествует прямая связь этих данных с имеюш,имися в литературе другими величинами, характеризуюш,имп электроотрицательпость галогенных заместителей. [c.351]

Знаки в нижней части таблицы зависят от природы заместителя. Верхний ряд знаков отвечает электроположительному заместителю (N02), а нижний — электроотрицательному (С1). После приближенного решения задачи о распределении электронной плотности в молекуле Хюккель попытался установить соотношение между строением и реакционной способностью рассматриваемой молекулы. При этом он использовал наглядную модель в хлорбензоле электроны как бы выталкиваются преимущественно от атомов углерода в орто- и пара-положении к замещенному атому углерода. Поэтому на работу по удалению протона из его нормального положения (в бензоле) накладывается отталкивание в орто- и пара-положениях и притяжение в мета-положении. Однако такой подход позволил Хюккелю объяснить не только различиемежду заместителями 1-го и 2-го рода, но и между орто- и пара-по-ложениями в монозамещенных соединениях бензола, а также качественно и реакционную способность дизаме-щенных производных бензола. [c.53]

Сопоставление изменений в структуре молекулы ФОС с изменениями значений энергии активации также подтверждает высказанные выше-цредставления о механизме реакции ФОС с ХЭ и позволяет на основании электрохимических свойств структурных элементов ингибиторов предсказывать возможную антихолинэстеразную активность. Так, в соответствии с большей электроотрицательностью атома кислорода по сравнению с атомом серы дефицит электронов у атома фосфора в соединениях, являю-ш ихся производными фосфорной кислоты, должен быть больше, чем в соединениях, являюш,ихся производными тионфосфорной кислоты, и, следовательно, в согласии с постулированным механизмом, первые должны легче фосфорилировать активный центр ХЭ и гидролизоваться, чем вторые. Это подтверждается при сопоставлении констант скоростей и величин энергии активации обеих реакций для пар веществ 1 и 3, а также 2 и 4 (см. таблицу). С другой стороны, сопоставление значений энергии активации реакций для веществ 1—5 и 2—6 показывает, что замена атома серьь на атом кислорода в эфирной группировке закономерно затрудняет нуклеофильную атаку вследствие большей компенсации дефицита электронов у фосфора для кислородных аналогов [c.431]

Химические сдвиги фосфорсодержащих соединений впервые наблюдал Найт [69]. Последующие исследования Диккенсона [70], Гутовского с сотр. [71—73], Мюллера с сотр. [74] и других авторов [75-81] показали, что ЯМР может быть с успехом использован как метод исследования физико-химических свойств молекул фосфорсодержащих соединений. В настоящее время в общей сложности уже исследованы десятки и сотни фосфорсодержащих соединений полученные закономерности обобщены в ряде обзоров (см., например, [1, 82, 83]). Характерно, что соединения, содержащие четырехкоординационный атом фосфора, имеют более положительные химические сдвиги по сравнению с соединениями трехвалентного фосфора. В качестве примера в табл. 6 приведены некоторые данные по химическим сдвигам фосфорсодержащих соединений. Из данных этой таблицы видно, что нет никакой прямой зависимости между величинами сдвигов и электроотрицательностью соседних с фосфором заместителей. Скорее, наоборот, в большин стве случаев влияние на химический сдвиг противоположно тому который можно было бы ожидать исходя из соображений электро отрицательностей [82]. Так, например, при сравнении соединений содержащих фосфорильную и тионфосфорильную группы, оказалось что химические сдвиги у первых более выражены [73, 82]. При обсуждении степени я-связанности фосфорильной и тионфосфо-рильной групп было высказано предположение, что увеличение экранирования фосфора в группе Р=0, возможно, связано со смеще- [c.480]

Кислородные кислоты становятся более сильными при замещении какого-либо атома в молекуле на более электроотрицательный. Хорошо известным примером такого влияния электроотрицательного атома является сравнение хлоруксусной и уксусной кислот первая является более сильной. В общем, чем больше при прочих равных условиях число отрицательных атомов, присутствующих в кислоте, тем сильнее кислота. Это приводит к тому, что гидроокиси, в которых центральный атом имеет большую валентность, оказываются более кислотными, чем гидроокиси, в которых тот же самый центральный атом имеет меньшую валентность. Так, серная кислота является более сильной кислотой, чем сернистая. Многие элементы в переходной области периодической таблицы образуют ряды гидроокисей или окислов, свойства ко- [c.422]

Это объясняется относительно большей устойчивостью С—С связи (энергия химической связи 84,9 ккал1моль) по сравнению с Si —Si связью (энергия химической связи 51,0 ктл1 моль) (табл. 7). В этой таблице в скобках приведены данные, первоначаль но вычисленные Паулингом, и ныне оспариваемые другими учеными Новые величины энергии связей несколько выше первоначально вы численных и более соответствуют экспериментальным данным дл9 энергии диссоциации связей. Однако сравнительная характеристикг аналогичных связей для кремния и углерода остается прежней. Ато мы кремния образуют относительно слабые связи друг с другом J с атомами иода. Более прочные связи кремний образует с боле< электроотрицательными элементами (с атомами фтора, кислорода, хлора), чем это имеет место в случае углерода. [c.18]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология