Кислород ковалентные соединения

Нет соответствия между ковалентностью и степенью окисления углерода в содержащих кислород органических соединениях. Например, в этиловом спирте один из атомов С, связанный с кислородом, имеет степень окисления +1, если считать связь С — Н неполярной (если же считать атомы Н, связанные с углеродом, окисленными, то степень окисления этого атома С будет равна —1). Ковалентность углерода в этом, как и в подавляющем большинстве органических соединений, равна 4. [c.254]

Свойства гидроксидов (оксид-гидрокспдов) определяются характером электроположительного элемента. Гидроксиды активных металлов являются основаниями, т. е. акцепторами протонов. По мере уменьшения активности металлов, а особенно при переходе к неметаллическим элементам свойства их гидроксидов (оксид-гидроксидов) непрерывно изменяются происходит переход от типичных оснований к амфотерным соединениям и к кислотам, т. е. донорам протонов. В основных гидроксидах электроположительный элемент с кислородом связан ионной связью, а водород с кислородом — ковалентной. В кислотных гидроксидах, наоборот, связь кислорода с электроположительным элементом ковалентная, а с водородом — нонная или, во всяком случае, сильно полярная. Амфотерные гидроксиды обладают промежуточными свойствами. Изменение состава и характера гидроксидов (и оксид-гидроксидов) элементов можно видеть на примере соединений элементов третьего периода системы Д. И. Менделеева [c.127]

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]

Эти два способа описания эквивалентны. Любой процесс окисле-111 я сопровождается присоединением электронов к окислителю. Но поскольку практически во всех ковалентных соединениях каждый атом всегда окружен заполненной электронной оболочкой, часто трудно определить степень окисления органических соединений иначе, чем по содержанию водорода или кислорода. [c.247]

Катализатор довольно чувствителен к каталитическим ядам, которыми могут быть такие примеси в сырье, как вода, кислород и многие ковалентные соединения кислорода, азота, серы, а также галогенов. Большинство этих соединений полярно и отравляет катализатор, образуя прочные связи с центрами полимеризации и снижая тем самым адсорбцию олефинового мономера, или препятствует продолжению роста цепи, если яд вводится уже после начала полимеризации. Как правило, отравление обратимо, поскольку активность катализатора восстанавливается, если прекратить поступление яда в реактор. [c.166]

Графит по сравнению с алмазом более химически активен он относительно легко окисляется и образует ряд своеобразных соединений. Атомы щелочных металлов, галогены, анионы серной кислоты и другие способны внедряться между плоскостями решетки Графита, давая ионные соединения неопределенного состава. Число электронов в зоне проводимости при этом может измениться некоторые вещества обогащают ее электронами и повышают проводимость (например, щелочные металлы) графита, другие, наоборот, снижают число электронов, и проводимость уменьшается. При образовании прочных ковалентных соединений между внедрившимися атомами и атомами углерода, лежащими в разных слоях, электрическая проводимость резко падает и параллельность слоев, по-видимому, нарушается. Такие соединения образует графит с кислородом (между слоями возникают мостики —С—О—С—) и фтором (вероятно, мостики имеют строение —С—Р—Р—С—). Нельзя не обратить внимание на сходство строения плоских систем атомов углерода в графите со строением бензола и углеводородов, содержащих конденсированные циклы. Огромный материал, накопленный в органической химии, свидетельствует об исключительной роли таких циклов в химии углерода и в биохимии. [c.163]

В соединениях двух- и трехвалентных марганец существует в виде ионов Мп + иМп +, в соединениях же более высокой валентности он связан с кислородом ковалентно. [c.393]

Свойства гидроксидов (оксид-гидроксидов) определяются характером металлического элемента. Гидроксиды наиболее активных металлов являются основаниями, т. е. акцепторами протонов. По мере уменьшения активности металлов свойства их гидроксидов (оксид-гидроксидов) непрерывно изменяются происходит переход от типичных оснований к амфотерным соединениям и к кислотам, т. е. донорам протонов. В основных гидроксидах металл с кислородом связан ионной связью, а водород с кислородом — ковалентной. В кислотных гидроксидах, наоборот, связь кислорода с металлом ковалентная, а с водородом — ионная или, во всяком случае, сильно полярная. Амфотерные гидроксиды обладают промежуточными свойствами. [c.13]

Одновалентный атом имеет только одну орбиталь, которая может участвовать в образовании связи, но атомы с валентностью 2 и более должны образовывать связи, используя по крайней мере две орбитали. Так, атом кислорода имеет две наполовину заселенные орбитали, определяющие его валентность, равную двум. Кислород образует простые связи за счет перекрывания этих орбиталей с орбиталями двух других атомов. Согласно принципу максимального перекрывания, ядра этих двух атомов должны образовывать с ядром кислорода угол 90°, так как в образовании связи участвуют р-орбитали кислорода, расположенные взаимно перпендикулярно. Аналогичным образом следовало бы ожидать, что при образовании трех простых связей у атома азота, имеющего три взаимно перпендикулярные р-орбитали, углы между связями должны составлять 90°. Однако в действительности наблюдаемые величины валентных углов отличаются так, в молекуле воды они составляют 104°27, в молекуле аммиака — 106°46 [5], а в спиртах и простых эфирах углы еще больше (табл. 1.5). Этот вопрос будет обсуждаться в разд. 1.11 здесь же важно отметить, что ковалентные соединения действительно имеют определенные углы между связями, и хотя атомы постоянно колеблются, средние положения для каждой молекулы данного соединения остаются неизменными. [c.19]

В случае ковалентной связи, которая реализуется, например, в молекулах Нз и О , внешние электроны как бы обобществляются, кружась по орбитам, которые обтекают оба (или большее число) составляющих молекулу атома. Существуют промежуточные типы связей между ковалентной и ионной, а кроме того, оба типа связи могут иметь место в одной молекуле. Вспомним о серной кислоте Н2 04 сера связана с четырьмя атомами кислорода ковалентно, и этот блок (кислотный остаток, ион 802 ) соединен с двумя атомами водорода ионными связями. [c.27]

Атомы азота, кислорода, галогенов и ряд других атомов имеют в своих ковалентных соединениях заполненные октеты, хотя не все окружающие их электроны внешней оболочки участвуют в образовании ковалентных связей Эти электроны образуют так называемые неподеленные электронные пары (п-электроны) [c.34]

Для ковалентных соединений применимо то же объяснение, что и для ионных соединений, но только в первом случае энергия решетки заменяется на теплоту образования ковалентной связи из газообразных ионов. Иными словами, большие энергии притяжения в данном веществе благоприятны для его образования. Например, максимальные степени окисления для любого элемента, как правило, наблюдаются в его фторидах и окислах и часто только в этих соединениях. Это согласуется с тем, что фтор и кислород образуют весьма прочные связи с дру- [c.297]

Из приведенных формул видно, что в этих молекулах атомы углерода, кислорода и хлора окружены восемью электронами, или, как говорят, октетами электронов, причем каждая связь осуществляется парой электронов. Так как для образования ковалентной связи необходима пара электронов, то атом углерода может присоединять к себе не более четырех других атомов. В противном случае число электронов, связывающих этот атом с другими атомами, превзойдет восемь. Правило октетов хорошо применимо к углероду, азоту и кислороду. Для соединений других элементов встречаются исключения, ко многим элементам оно совсем неприменимо. [c.62]

Кислородные соединения, в которых атомы кислорода ковалентно соединены между собой, называют перекисями, например [c.33]

Псевдогалогенид-ионы являются очень хорошими лигандами. Цианат и Тиоцианат могут связываться двумя способами — через атом азота или через атомы/кислорода или серы. Большинство неметаллов связываются с O .N, по-видимому, за счет азота, как в ковалентных соединениях типа P(N O)s, в то время как соответствующие тиоцианаты связываются через серу. [c.148]

По мере увеличения содержания кислорода доля металлической связи падает, а ковалентной — увеличивается. Ti( 0 и TI3O — типичные металлические, а Tio2 — преимущественно ковалентное соединение (Д = 3,06 эВ). [c.532]

По мере увеличения содержания кислорода доля металлической связи падает, а ковалентной — увеличивается. TigO и TisO — типичные металлические, а TiOj — преимущественно ковалентное соединение (А =3,06 эв). [c.500]

Исключением являются ковалентные соединения кислорода а фтором, например F O, где кислород проявляет формально положительную валентность (2+). Объясняется это тем, что фтор является самым сильным из неорганических окислителей, я, потому электронная пара сдвинута к атому фтора, Степень окислеяня кислорода в HjOj равна (1 Х, [c.188]

К слабым электролитам относятся ковалентные соединения, подвергающиеся в воде частичной диссоциации. Это прежде всего слабые кислоты и слабые основания, а также некоторые соли. К ним принадлежат большинство органических кислот, фенолы, амины. Диссоциация связана с поляризацией ковалентной связи, степень которой определяет число образующихся ионов. Хорошей иллюстрацией этого могут служить хлоруксус-ные кислоты. Если последовательно присоединять к а-углеро-ду уксусной кислоты один, два и, наконец, три атома хлора, то смещение электронов благодаря влиянию атомов хлора будет приводить к усилению поляризации связи О—Н карбоксильной группы. В трихлоруксусной кислоте электронная пара уже настолько сильно смещена в сторону кислорода, что эта кислота в воде будет в сильной степени диссоциирована. Сравнение кон- [c.189]

Типы химической связи н периодическая таблица элементов. Классификация соединений по типу химической связи удобна тем, что иа основании периодической таблицы довольно легко определить, Какие элементы образуют соединения того или иного типа. Металлоиды легко дают друг с другом ковалентно связанные соединения. Если разница в сродстве к электрону (электроотрицательностей атомов) не слишком велика, то электроны легко обобществляются двумя (в исключительных случаях тремя) атомами. Для металлов обычно не характерны ковалентные соединения, но для типичных элементов второго и третьего периодов известен ряд таких примеров. Многоатомные группы, построенные из атомов металлоидов, обычно заряжены. В частности, при связывании нескольких атомов с высокой электроотрицательностью, таких, как фтор, хлор и кислород, центральным атомом другого металлоида (а иногда и атомом металла) образуются разнообразные анионы (например, NO3. sot, СгО , SiF , РС1б). [c.147]

О степени окисления в ковалентных соединениях. Для полярных соединений также часто используют понятие степени окисления, условно считая, что такие соединения состоят только из ионов. Так, в галогеноводо-родах и воде водород имеет формально положительную валентность, равную 1-1-, галогены — формально отрицательную валентность 1-, кислород — отрицательную валентность 2-, как это обозначено в формулах Н Г , [c.51]

Все полимерные минеральные соединения он разделил на три большие группы. Первая включает в себя твердые вещества с ионными связями. Звенья этих соединений образованы в результате ассоциации простых ионов или веществ с противоположной полярностью. Вторая группа состоит из металлов, внут-риметаллических и полуметаллических соединений. Третья группа содержит вещества с устойчивым скелетом, образованным из ковалентно—соединенных атомов. Эта последняя группа веществ подробно рассмотрена автором, причем особенно детально обсуждены элементарная сера и ее соединения с другими элементами — водородом, азотом и кислородом. Все рассмотренные соединения (элементарная сера, сульфаны и их замещенные, азотсодержащие циклические соединения серы и другие) обладают скелетом, построенным из устойчивых цепей, образованных ковалентно—соединенными атомами. Аналогичным образом построено значительное число соединений и других элементов фосфора, мышьяка, сурьмы, кремния, германия, бора, алюминия и некоторых других. Подчеркивается, что все рассмотренные соединения отличаются устойчивостью, определяемой ковалентным соединением цепей атомов. Показано также, что одновалентные элементы объединяются в цепь в виде исключения, ро донорно—акцепторному механизму, как это имеет место среди галогенидов металлов. Двухвалентные элементы уже образуют цепи, гомогенные или смешанные. Кроме того, они играют роль мостов в двух- и трехмерных образованиях. [c.401]

Валентность азота. Известны соединения азота во всех возможных формальных степенях окисления от —И1 до —V. В хилпщ азота и вообще в химии ковалентных соединений концепция степени окисления является только формальностью, полезной, например, при составлении уравнений, но ее нельзя принимать буквально. Различные формальные степени окисления возникают только вследствие образования ковалентной связи атома азота, и нет никаких оснований считать атом азота катионом с положительной или анионом с отрицательной степенью окисления. Положительные степени окисления азот проявляет в соединениях с кислородом и фтором (конечно, исключительно благодаря произвольному предположению, что О и F имеют только отрицательные степени окисления). НекоторыАш примерами таких соединений в разных степенях окисления являются N.A(tV), NO.,( + IV), HNO.,(+HI), NO(+U), N,0(+I), No(0), NH.OH(-I), N H -H), ЙНз(-П1). [c.156]

Бор образует множество химических соединений ковалентного характера. В соединениях он почти всегда трехвалентен (3-р), и число его соединений с более низкой валентностью (1+, 2-j-) ограниченно. В известном смысле можно считать, что в ионно-ковалентных соединениях с наиболее электроотрицательными элементами бор находится в виде катиона В и i-ораздо более отрицателен, чем его аналоги. Наличие у этих элементов, в том числе и у бора, четырехвалентных орбит приводит к возможности гибридизации с образованием sp -гибридных орбит и тетраэдрической конфигурации связей. С элементами VI группы — кислородом, серой и селеном — бор образует ряд соединений, окислов и халькогенидов, однако их устойчивость на воздухе невелика и падает при переходе от соединений с кислородом к соединениям с серой и селеном. Соединения бора с теллуром неизвестны. [c.10]

Алюминий, имея ряд свойств, аналогичных свойствам бора, по многим признакам стоит ближе к металлическим галлию, индию и таллию. У него много общих свойств с галлием, но много и отличий. Алюминий, как и бор, при обычной температуре не образует устойчивых ионных соединений с валентностью меньше трех, но при высоких температурах бор и алюминий могут проявлять низшую валентность (1 -l и, значительно реже, 2-4-). Многие двойные ковалентные соединения алюминия с элементами VI группы (кроме AI2O3) неустойчивы. Алюминий имеет большое сродство к кислороду. Устойчивость AI3O3 не повторяется при образовании соединений алюми- [c.10]

Формула (1) составлена из группы С = О, ковалентно соединенной с двумя атомами кислорода, несущими полный отрицательный заряд. В этой формуле С = О группа, связанная с двумя атомами кислорода, соответствует карбонильной rpjmne угольного эфира (И) и других производных угольной кислоты (а также — до некоторой степени — кетонов, альдегидов, карбоновых кислот и т. д., где, впрочем, карбонильная группа связана по меньшей мере с одним атомом углерода и имеет поэтому шюй характер). Это есть обобщенная формула карбонильной группы, абстрагированная от конкретных производных угольной кислоты и в силу этого характеризующая свойства, общие для карбонильных групп всех подобных соединений и передающая, соответственно, общие им всем черты химического строения, но не выран<ающая характерных отличительных свойств, которые присущи карбонильным группам каждого отдельного конкретного производного угольной кислоты, а следовательно — и не выражающая характерных отличительных черт их химического строения. Точно так же и — 0 есть обобщенная формула ковалентно связанного однозарядного иона кислорода, абстрагированная от анионов алкоголя-тов, фенолятов, солей карбоновых кислот и т. п., выражающая общие свой-< тва и не выражающая отличительных boii tb иона кислорода в каждом отдельном конкретном таком соединении. [c.52]

Согласно спиновой теории валентности, атом азота, имеющий три неспаренных электрона, может образовывать в соединениях только три ковалентные свлзи. По той же причине атом кислорода образует две, а атом фтора — одну ковалентную связь. Более того, эти элементы относятся ко второму периоду системы Д. И. Менделеева. В атомах нх внешние электроны характеризуются главным квантовым числом п = 2, при котором возможны только два подуровня побочного квантового числа и р-иодуровни. Поэтому даже при поступлении энергии извне невозможно разъединение ( раснарпванпе ) парных электронов с переходом их на следующий энергетический подуровень ( -подуровень). По этой причине ни в каких соединениях у азота не бывает ковалентности выше трех. У кислорода ковалентность всегда равна двум, а у фтора — единице. [c.61]

Приведены результаты исследований ЭПР, ЯМР, электрических свойств и люминесценции ряда окисных соединений. Установлено, что валентность примеси и положение ее в решетке часто не соответствуют общепринятым кристаллохимическим представлениям. В окисшлх соединениях наблюдается тенденция к образованию сложных примесных центров, в которые входят примесные же анионы в виде избыточного кислорода или ОН -грунп. В ряде случаев тип примесного центра, образуемого примесным ионом, определяется его электронной конфигурацией, а ве зарядом и ионным радиусом. Очевидно, что представления об окисных кристаллах как о ионных соединениях не могут правильно их характеризовать представления о ковалентных соединениях, таких как или А В , также неприменимы к окисным соединениям. Библ. — 12 назв. [c.313]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология