Кислород представление Льюиса

Появление атомной модели Бора, впервые объяснившей строение электронной оболочки атома (см. 4.1), способствовало созданию представления о химической связи и ее электронной природе. В 1915 г. немецкий физик Кос-сель дал объяснение химической связи в солях, в 1916 г. американский фи-зико-химик Льюис предложил трактовку химической связи в молекулах. Коссель и Льюис исходили из представления о том, что атомы элементов обладают тенденцией к достижению электронной конфигурации благородных газов. Атомы благородных газов, кроме элемента первого периода — гелия, имеют во внешнем электронном слое, т. е. на высшем энергетическом уровне, устойчивый октет (восемь) электронов при таком строении способность атомов к вступлению в химические реакции минимальна, например, в противоположность атомам водорода, кислорода, хлора и другим, атомы благородных газов не образуют двухатомных молекул. Представления Косселя и Льюиса [c.110]

Согласно создавшемуся представлению об активном центре катализатора, углеводород, находящийся в газовой фазе, отдает электрон льюисовскому кислотному центру, при этом на поверхности катализатора образуется карбониевый ион, что стабилизирует кислотный центр. Стремление алюминия вернуться в состояние, характеризующееся координационным числом 6, создает движущую силу десорбции. Однако для перемещения иона водорода, который также образуется в процессе крекинга, необходимо одновременное присутствие и сосуществование на двойном центре кислоты Льюиса и кислоты Бренстеда. Как было установлено, транспорт протонов может происходить и без участия кислоты Бренстеда. Для осуществления такого транспорта необходимы лишь незначительные изменения в структуре у-окиси алюминия. Катализатор содержит значительное количество ионов кислорода, которые могут присоединять и, следовательно, перемещать протоны. Поэтому вполне возможно, что на поверхности катализатора присутствуют как бренстедовские, так и льюисовские кислотные центры. [c.371]

Из всего вышесказанного ясно, что схеме Льюиса присущи серьезные недостатки она не в состоянии объяснить парамагнетизм молекулы кислорода. Не вписывается в эту схему и другое распространенное соединение—окись азота N0. Представление электронов-точек предсказывает для него остаточную способность [c.150]

Распространяя представления Льюиса иа шлаки, кислотами надо считать оксиды 5102 и Р2О5, а основаниями ионы кислорода, принадлежавшие СаО, М 0 и т. п. [c.253]

Полярная природа озона была установлена Льюисом п Смитом [8, 12]. Они предположили, что средний атом кислорода поляризован положительно, поэтому для озона чаще всего принимается такая структура, в которой три атомй кислорода образуют тупой угол с положительно заряженным кислородным атомом в вершине его. Под влиянием полярной молекулы озона двойная связь поляризуется таким образом, что я-элек-троны присоединяются к положительно заряженному атому кислорода в молекуле озона. Механизм такой реакции может быть. представлен следующим образом [c.348]

Еще во времена Бенджамина Франклина и Джона Дальтона высказывалось предположение, что силы взаимодействия между частицами материи должны иметь главным образом электрическое происхождение. Однако поскольку одноименные заряды отталкиваются друг от друга, существовало неправильное мнение, что между одинаковыми атомами не могут возникать связи тем не менее в настоящее время все хорошо знают, что большинство распространенных газов состоит из двухатомных молекул Н2, N2, О2, р2, С12 и т.д. Эта грубая ошибка привела к почти полувековой путанице с молекулярной структурой и атомными массами так, полагали, что газообразный водород описывается формулой Н, а не Н2, воду описывали формулой НО вместо Н2О, а кислороду приписывали атомную массу 8 вместо 16. Лишь в 1913 г. Льюис ввел представление о том, что электронные пары являются тем клеем , который соединяет между собой атомы с образованием ковалентных связей, однако теоретическое объяснение роли электронных пар было дано спустя еще 20 лет. Опыты Фарадея показали, что заряды на ионах всегда кратны некоторым элементарным единицам заряда, причем моль этих зарядов составляет 1 Р, а Стоней назвал эту элементарную единицу заряда электроном. Однако Стоней отнюдь не отождествлял электрон с какой-либо частицей, которую можно было попытаться изолировать и исследовать. [c.47]

Авторы ссылаются, однако, на экспериментальные данные, которые подтверждают наличие процесса разветвления цепей в ходе окислительной реакции, приводящей к верхнетемпературному воспламенению. Эти данные сводятся к тому, что в то время как максимальная скорость окисления метана была наблюдена Боном и Аллюмом [1] для смесей 2СН4-1-0 , наименьшая температура воспламенения соответствует, согласно опытам Нейлора и Уиллера [80], смесям, в которых содержание метана много меньше 50% . Отсюда Льюис и Эльбе приходят к выводу, что скорость реакции сама по себе еще не определяет положения предела воспламенения. Такой вывод, понятно, не может быть согласован с представлением о чисто тепловой причине взрыва, поскольку в этом случае углеводородо-кислород-ная смесь того состава, при котором реакция обладает наибольшей скоростью, должна была бы обладать наименьшей температурой воспламенения. [c.122]

Кинетика термического разложения исследована Льюисом [45] в его ранней работе, оказавшей значительное влияние на формирование представлений о разложении твердых веществ. Нагревая окись серебра до 320—350° в кислороде при атмосферном давлений, он обнаружил, что разложению предшествуют очень длительные периоды индукции и реакция носит автокаталитический характер, причем катализатором служит, вероятно, металлическое серебро. Реакция подчиняется уравнению dx dt=kxil—х), где л — количество образующегося серебра. Скорость реакции заметно зависит от метода приготовления окиси. Был измерен температурный коэффициент реакции и из него вычислена величина энергии активации =31,8 ккал. Худ и Мерфи [46], используя, в сущности, ту же методику, подтвердили результаты Льюиса. [c.303]

Эмерсон и Льюис не делали подсчета квантовых выходов по измерениям того типа, который представлен на фиг. 229 из оценки этих опытов они пришли к заключению, что у hlorella квантовый выход выделения кислорода (и потребления двуокиси углерода в тех случаях, когда бурное выделение СОд уже закончено) заметно не различается в кислом фосфатном буфере и щелочной карбонатной среде. Если это так, то абсолютные измерения квантового выхода лучше проводить в карбонатном буфере, где исключены все эффекты, связанные с обменом двуокиси углерода, и поэтому нет нужды в применении метода двух сосудов. Использование последнего метода зависит от сравнительно малых разностей измерения, и в соответствии с этим его точность невелика. [c.528]

Мы можем оценить широту представлений, вытекающих из электронной теории кислот и оснований, если вспомним, что все вещества, которые Сиджвик [3] назвал акцепторами и донорами электронных пар, в действительности являются кислотами и основаниями. Для них не нужно никакого другого названия. Список оснований, составленный Бренстедом и его последователями, совпадает со списком Льюиса. Список кислот ограничен из-за того, что Бренстед настаивает на обмене протонами как критерии. Ограничение группы кислот теми веществами, которые содержит водород, столь же серьезно препятствует систематическому пониманию химии, как ограничение окислителей веществами, содержащими кислород . Нет ни малейшего сомнения, что понимание кислот как акцепторов и оснований как доноров электронных пар приведет к такой же высокой степени систематизации, как это произошло, когда под окислителями стали понимать акцепторов, а под восстановителями—доноров элэктронов. Кроме того, теперь впервые появляется возможность установления правильных соотношэний между этими двумя типами явлений. [c.77]

Представление о неравномерной электронной поверхности, изложенное в начале этой главы, описывается взаимодействиями П—Р через взаимодействия между электронодефицитными и богатыми электронами группами в молекулах полимеров и растворителей. Это представление тесно связано с трактовкой Фаука [25] взаимодействий П—П и П—Р, сделанной им на примере основания Льюиса, в котором кислоту рассматривают как акцептор, а основание — как донор электронных пар. Наиболее сильно фторированные и хлорированные молекулы являются кислыми из-за тенденции атомов галогена притягивать электроны, переводя атомы углерода, к которым они присоединены, в электронодефицитное состояние. По тем же причинам спиртовые, карбонильные, фенольные и нитрогруппы являются кислыми, как и электрофильные атомы углерода карбонильных групп в кетонах, эфирах и карбонатах и атомы углерода в нитрильных группах. Типичными носителями основных свойств являются атомы кислорода карбонильных групп, эфиров и спиртов, атомы азота в аминах, амидах и нитрилах, двухвалентные атомы серы и я-электроны. Полимеры, содержащие галоген или иитрогруппы, например поливинилхлорид или нитрат целлюлозы, — кислые. Полиэфиры, полиамины., поливинилпироллидон и полимеры с ароматическими или оле-финовыми группами являются главным образом основными. Имеются также полимеры, которые могут рассматриваться как амфотерные, — поливиниловый спирт, полиамиды, полиакриловая кислота и полиакрилонитрил. Влияние кислотно-основных взаимодействий между полимером и растворителем или двумя полимерами в смеси на растворяющую способность можно оценить по степени ИК-спектрального сдвига [25] — методом, аналогичным первоначально используемому Гордайем и Стенфордом для определения ИВС. [c.202]

Существующие представления о механизме медленного окисления углеводородов исключают участие атомов ь нслорода в этих процессах. Так, Льюис и Эльбе [7], возралсая Иорришу [б] но поводу схемы окисления метана с участием атома кислорода и двухва [ентиого радикала СН2, считают, что атомы кислорода, вообще говоря, могут рождаться в реакции [c.51]

На основе экспериментальных данных Томпсона и Гиншель-вуда [29] и Ленера [30], в 1937 году Б. Льюис и Г. Эльбе [31] предложили радикально-цепную схему окисления этилена. В этой схеме отвергается существующее среди химиков-органиков представление о присоединении кислорода по двойной связи олефиновой молекулы. Авторы считают, что основным актом продолжения цепи является взаимодействие радикала ОН с этиленом с отщеплением от последнего атома водорода (реакция 1). Образовавшийся радикал этилена (С2Н3), присо единив О2, превращается в перекисный радикал (реакция 2), который взаимодействием с этиленом дает соответствующую перекись (реакция 3). Последняя распадается, образуя две молекулы формальдегида (реакция 4) [c.58]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология