Литий электроотрицательность

Таким образом, полярные связи возникают в тех случаях, когда один из атомов, образующих химическую связь, более эффективно притягивает электрон, чем другой. Способность атомов оттягивать электронное облако а-связи характеризуется их электроотрицательностью. Впервые понятие электроотрицательности ввел Полинг, он же составил первую широко известную шкалу относительных значений атомной электроотрицательности элементов, в которой электро-отрицательность лития принята равной единице, а электроотрица- [c.80]

Как отмечалось выше, фтор имеет наивысшую электроотрицательность среди всех элементов периодической системы. В связи с этим его применение в качестве положительного электрода в химических источниках тока исключительно плодотворно. Применение фтора в свободном виде крайне затруднено в связи с его большой химической активностью и высокой токсичностью. Было установлено, что использование фторуглерода в качестве положительного электрода и лития в качестве отрицательного электрода в неводных (апротонных) средах дает высокие электрохимические показатели. [c.404]

Сопоставить разность относительных электроотрицательностей в гидридах П1елочр1ых мегаллов от лития к цезию. Как меняется характер снязи [c.51]

За единицу электроотрицательности принята электроотрицательность лития. Электроотрицательность других элементов выражается в относительных величинах (табл. 3). [c.57]

В главных подгруппах периодической системы восстановительная способность нейтральных атомов растет с увеличением порядкового номера. Так, в ряду —Сз, например, Ь проявляет восстановительные свойства гораздо слабее, чем другие элементы, а наиболее сильный восстановитель — Сз, если восстановительную способность характеризовать величиной потенциала ионизации. Но литий имеет более электроотрицательную величину стандартного электродного потенциала, чем цезий, и в ряду напряжений расположен выше его. [c.94]

Не исключено, что все эти эффекты следует учитывать совместно. Водородные связи возникают в тех случаях, когда атомы А и В достаточно электроотрицательны. Атом водорода играет уникальную роль в их образовании. Замена атома водорода на атом лития, натрия и т. д. уничтожает всякое взаимодействие. Аналоги атома водорода в отличие от него имеют внутренние электронные оболочки, которые сильно увеличивают силы отталкивания, делая группировку А—Х...В неустойчивой. Атом водорода единственный, который не имеет внутренних электронов его собственная электронная плотность сильно оттянута в сторону электроотрицательного атома А. [c.209]

Эти основные представления подтверждаются тем, что водородная связь образуется в том случае, когда X и Y сильно электроотрицательные атомы F, О, N и С1. Удивительно большая величина диполь — дипольного взаимодействия может быть объяснена малым размером атома водорода и отсутствием у него внутренних электронных уровней. Эти условия позволяют второму атому приблизиться на столь малое расстояние, которое невозможно при взаимодействии с другими положительными ионами, например ионами лития или натрия. [c.187]

Рассматривая связь электроотрицательности с положением элемента в периодической системе, можно отметить некоторые закономерности. В горизонтальных направлениях периодической системы (по периодам) наблюдается увеличение электроотрицательности (особенно для элементов главных подгрупп). Например, электроотрицательность элементов второго периода увеличивается от 1,0 для лития до 4,0 для фтора электроотрицательность элементов третьего периода — от 0,9 для натрия до 3,0 для хлора. В вертикальных направлениях периодической системы (по подгруппам) наблюдается уменьшение электроотрицательности. Так, в подгруппе ш,елочных металлов электроотрицательность уменьшается от 1,0 для лития до 0,7 для цезия в подгруппе галогенов — от 4,0 для фтора до 2,2 для астата. [c.81]

Таким образом, полярные связи возникают в тех случаях, когда один из атомов, образующих химическую связь, более эффективно притягивает электрон, чем другой. Способность атомов оттягивать электронное облако а-связи характеризуется их электроотрицательностью. Впервые понятие электроотрицательности ввел Полинг он же составил первую широко известную шкалу относительных значений атомной электроотрицательности элементов, в которой электроотрицательность лития принята равной единице, а электроотрицательность фтора — четырем. В табл. 15 приведены электроотрицательности по Полингу для некоторых элементов периодической системы. [c.89]

В пределах подгруппы от лития к францию происходит увеличение радиусов атомов и уменьшение их потенциалов ионизации. В том же направлении происходит и уменьшение электроотрицательности элементов, которая для лития в относительной шкале принята за 1. [c.224]

Большинство металлоорганических связей полярно-кова-лентные. Только у щелочных металлов электроотрицательность достаточно низка, чтобы возможно было образование ионных связей с углеродом, но даже алкиллитиевые соединения по своим свойствам напоминают скорее ковалентные, а не ионные соединения. Простые алкильные и арильные производные натрия, калия, рубидия и цезия представляют собой нелетучие твердые вещества [93], нерастворимые в бензоле и других органических растворителях, в то же время алкильные производные лития — растворимые, хотя, как правило, тоже нелетучие твердые вещества. В таких растворителях, как эфир и углеводороды, алкиллитиевые соединения не существуют в виде мономерных частиц [94]. Наблюдения за понижением точки за- [c.234]

Для атома лития ЭО принята равной 1,0 в ряду Ве, В, С, N. О, Р она постепенно возрастает и у фтора достигает 4,0 — это ее максимальная величина. Фтор — наиболее электроотрицательный элемент, что вполне соответствует свойствам фтора. ЭО водорода равна 2,1, у большинства металлов ЭО 1,7 или меньше. Разность ЭО атомов А и В хв—Ха) зависит от степени ионности связи. Чем больше экспериментально найденная степень ионности (ее можно оценить из значений электрических моментов диполя и межъядерных расстояний), тем больше и разность хв—Ха. Естественно, что эта разность будет тем больше, чем дальше отстоят элементы А и В в периоде по Полингу, разность 1,7 означает, что связь имеет на 50% ионный характер. [c.87]

Среди всех элементов углерод занимает нейтральное положение в периодической системе между электроположительными и электроотрицательными элементами. Относительная электроотрицательиость (ОЭО) углерода (2,5) равна среднеарифметической между ОЭО фтора (4) и лития (1). Это свидетельствует о том, что способность к отдаче или присоединению электронов у углерода выражена одинаково. [c.214]

В качестве единицы электроотрицательности выбрана электроотрицательность лития. При этом следует иметь в виду, что приведенные значения приблизительны, так как ЭО элемента может несколько изменяться в зависимости от вида химического соединения. [c.63]

В качестве единицы электроотрицательности выбрана электроотрицательность лития. При этом следует иметь в виду, [c.78]

Обычно электроотрицательность лития принимают за единицу и сравнивают с ней электроотрицательность других элементов. Тогда получают простые и удобные для сравнения величины относительной электроотрицатель ности элементов (будем ее обозначать через х) = 1, лр = 21,04/5,61 4 и т. д. [c.36]

Ионная связь. Ионная связь образуется при взаимодействии атомов, которые сильно различаются по электроотрицательностям. Например, типичные металлы — литий Li, натрий Na, калий К, кальций Са, стронций Sr, барий Ва—образуют ионную связь с типичными неметаллами, в основном с галогенами. [c.72]

Электроотрицательность имеет размерность энергии. Пользоваться ее абсолютными значениями затруднительно — они большие и неудобны для сравнения. Если же принять электроотрицательность лития за единицу и сравнить с ней электроотрицательность других элементов, то получаются простые и удобные для сопоставления величины. Это безразмерные величины относительной электроотрицательности атомов (будем ее обозначать через х) [c.61]

Закономерности, найденные Ф. М. Шемякиным, были подтверждены М. А. Блох (1934), А. Е. Ферсманом (1937), Д. Купером (1964), А. Барнардом (1965). Как указывает Д. Купер, литий действительно близок к магнию, бериллий к алюминию, бор к кремнию — по свойствам их соединений. А. Е. Ферсман объяснял диагональное направление сходством ионных радиусов (табл. 3). Можно это объяснять и сходством электроотрицательностей (Л. Полинг). Вероятней всего это за- [c.21]

При определении значений относительной электроотрицательности различных элементов за единицу принята ЭО лития (табл. 14). [c.88]

Из этих данных вытекает, в частности, ответ на поставленный выше вопрос. У водорода электроотрицательность выше, чем у лития, и поэтому в водород должен стать отрицательным ионом, а литий положительным . Действительно, при электролизе гидрида лития водород выделяется не на катоде, как обычно, а на аноде. [c.323]

Электроотрицательность атома лития принята за единицу и по отношению к нему вычислена электроотрицательность других атомов (табл. 7). Из табл. 7 видно, что относительная электроотрицательность растет [c.102]

Применение ХИТ помогает решать проблему неравномерного, потребления энергии, ХИТ аккумулируют избыточную энергию в ночное время и отдают ее в часы пик. В случае внезапного прекращения подачи энергии с электростанций, ХИТ выполняют роль аварийных источников энергии. В перспективе ХИТ, в частности топливные элементы, могут сыграть роль в преодолении затруднений с ресурсами энергии. ХИТ получили бы еще большее применение, если бы удалось реализовать системы с использованием наиболее легких и электроотрицательных металлов в качестве анодов (отрицательных полюсов) элементов и предотвратить потерю емкости уже существующих ХИТ в процессе их хранения и эксплуатации. В первую очередь речь идет о защите от коррозии таких металлов, как цинк, литий, алюминий и некоторых других. Успех в решении этих проблем во многом определяется возможностью подбора и применения соответствующих ингибиторов коррозии. [c.83]

Электроотрицательность элемента имеет размерность слагаемых, из которых она образовалась, и может быть, следовательно, выражена в тех же единицах. Для удобства пользования значениями элeктpooтpицaтeл нo тeй элементов принята система их относител 1-ных величин, в которой электроотрицательность лития условно принята за единицу (см. табл. 2). [c.48]

Электроотрицательность — это количественная характеристика способности атома в молекуле притягивать к себе электроны. Она равна полусумме энергии ионизации и сродства атома к электрону. Зависимость электроотрицательности от порядкового номера элемента носит периодический характер электроотрицательность возрастает внутри периода и уменьшается внутри группы периодической системы элементов. На практике пользуются относительными значениями электроотрицательности (ОЭО), принимая за единицу электроотрйцательность лития (табл. 10). [c.22]

Эта тенденция также ослш евагт при увеличении номера периода. Электроотрицательности у лития и у бериллия (второй период) отличаются сильнее, чем у натрия и магния (третий период). Электроотрицательности у фтора и у хлора (второй и третий периоды) отличаются сильнее, чем у хлора и у брома (третий и четвертый периоды). Следует отметить, чю атомы инертных газов имеют полностью заполненный валентный з ровень, поэтому они не проявляют тенденции оттягивать на себя электроны. Таким образом, сказанное вьипе относится к элементам групп с 1 по 7, но не относится к элементам восьмой группы. Если теперь посмотреть внимательно на расположение элементов в Периодической системе, то станет ясно, почему именно фтор и еет самую высокую электроотрицательность. Огносительная электроотрицатсльиость некоторых химических элементов представлена в ряду на форзаце. [c.52]

Элемеитооргаиические соединения з-элементов. Электроотрицательность щелочных элементов находится в пределах от 1,0 у лития до 0,7 у цезия и франция. Ионность химической связи их с углеродом составляет 40-г 50%. Поэтому все органические производные щелочных элементов, кроме соединений лития, являются твердыми нелетучими солеобразными веществами с ионной связью. В органических растворителях они не растворимы. Литийорганические соединения имеют большую долю ковалентного характера в химической связи, они растворимы в органических растворителях. [c.588]

Учитывая сложность определения величины сродства к электрону, американский ученый Полинг предложил вместо абсолютных значений электроотрицательности использовать ofнo итeльныe значения. Он принял электроотрицательность F равной 4, тогда электроотрицательность лития, по отношению к которой были определены электроотрицательности других эле ентов, получилась равной 1.. Ниже приведена шкала э грктроотрицательностей rio Полингу. [c.30]

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]

Электроотрицательность. К рассматриваемой группе свойств относится и так называемая электроотрицательность. Это условная величина, характеризующая стремление данного атома к присоединению электронов при образовании химической связи. На практике используют различные шкалы электроотри- цательностей. Например, по Малликену она равна полусумме (сумме) потенциала ионизации I и сродства к электрону Е. В относительной шкале Полинга электроотрицательность лития принята за единицу (табл. 8). [c.71]

Электроотрицательность элементов. Электронофильность атомов элементов можно более полно характеризовать, если одновременно учитывать две характеристики энергию ионизации и и сродство к электрону. Сумма этих величин обозначается как электроотрицательность элемента. Обычно здесь пользуются относительными величинами, приравняв электроотрицательность, например, лития к единице. Соответствующие данные приведены в табл. IV-8 (для элементов главных подгрупп). [c.88]

Когда электронная пара ковалентной связи соединяет два разных атома, возникает иное положение. Хорокго известно, что атомы разных элементов обладают разным сродством к электронам одни из них, подобно литию, натрию, легко отдают электроны, другие, подобно фтору, хлору, жадно принимают их. Известно, что стремление к присоединению электронов (так называемая электроотрицательность атомов) растет в периодической системе слева направо и снизу вверх. Логично считать, что и в отношении находящейся в совместном владении электронной пары разные атомы будут вести себя неодинаково один из партнеров может быть довольно равнодушным к электронам и может позволить другому завладеть электронной парой более чем наполовину. Легко понять, к чему это приведет симметрия в распределении зарядов окажется нарушенной, одна часть молекулы приобретет некоторый положительный заряд, другая — отрицательный. Эти заряды не достигают полного заряда электрона, но они тем больше, чем больше разница в сродстве связанных атомов к электронам (т. е. в их электроотрицательностях). Подобные частичные заряды принято обозначать значками б и б . Простейший пример — молекула хлороводорода [c.82]

Рассмотрим строение молекулы Ь1Н, образованной атомами, у которых АО сильно различаются по энергии, т. е. атомами с большой разностью электроотрицательностей (рис. 6.21). Очевидно, что с 15-АО водорода могут перекрываться лишь 15-, 25-и 2рх-А0 лития. Однако взаимодействие 15-АО Ы с АО Н можно не учитывать в связи с большой разницей в их энергиях (—66,7 и —13,6 эВ соответственно) расчет интеграла перекрывания (см. 2) для них дает значение 5 = 0,096, в то время как для перекрывания 25-АО и с 15 Н 5 = 0,463. Таким образом, 2з-АО практически не изменяется при образовании молекулы, остается несвязывающей. [c.130]

Наименее электроотрицательные элементы 1А-и ПА-групп склонны к образованию полихалькогенидов. Так, среди элементов IA-групны литий образует только нормально-валентные халькогениды, натрий, помимо них, еще и NaaS и NaaSe,, ( =2—9 для серы и 2— 6 для селена), а калий — KaS,,, K.,Se и КаТе (п=2—6, 2—5 и [c.72]

Ковалентная полярная связь возникает между атомами элементов, обладающих различной электроотрицательностью ЭО. При этом молекулярные орбитали искажаются, так как электроны смещаются к более отрицательному элементу и, при сохраняющейся электрической нейтральности молекулы, в ней появляются центры положительных и отрицательных зарядов, молекула становится диполем. Например, молекула Ь1Н полярная, так как Э0и = 0,98, а ЭОц = = 2,2 условных единиц. Электрон оттянут к атому водорода, вероятность пребывания электронов около атома водорода больше, и водород в составе молекулы получает отрицательный заряд—б, а литий — положительный заряд - -б. На рис. 44, а изображена схема такой молекулы и условно показана искаженная форма молекулярной орбитали МО. Мы разобрали простейший пример, являющийся подтверждением общего правила при образовании химической Связи между атомами с различной электроотрицательностью электронное облако смещаетск к атому с большей ЭО II в результате этого молекула приобретает характер электрического диполя, так как 14 центры положительного и отрицательного зарядов не совпадают при сохранении обш,ей нейтральности. [c.80]

В первом случае кристаллическое пространство заполнено крупными амиона.ми, а маленькие катионы Ь1+ вкраплены в межатомные пустоты. Это классический случай плотнейшей упаковки анионов в структуре. Следовательно, при сжатии такого кристалла фактически сжимаются анионы. Поско.чьку при уменьшении радиуса галогена будет увеличиваться его электроотрицательность (т. е. I как бы будет приближаться по своим свойствам к Р), то процесс сжатия Ш должен сопровождаться усилением оттягивания электронов от лития, т. е. возможно увеличение ионности связи 1л—I. [c.157]

Сопостави Рь разность относительных электроотрицательностей связей в гидридах щелочных металлов от лития к цезию. Как меняется характер связи [c.63]

Смысл этого уравнения графически можно выразить следуюшдм образом. Молекула Ь1-Н полярная, так как атомы Ы и Н отличаются ио электроотрицательности. Следовательно, плотность связываюш ей ст-орбитали связи Ь1-Н будет больше на атоме водорода. Дрз гими словами, связьшаюш ая а-орбиталь но энергии и но форме более похожа на Ь-орбиталь водорода, а 2х- и 2р-орбитали лития имеют относительно небольшие коэффициенты в линейной комбинации, что указьшается помеш еиием этих орбиталей в скобки [c.36]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология