Справочник химика 21. Электроотрицательность в таблице


Ответы@Mail.Ru: Как определить электроотрицательность? Химия

Смотрите на внешнюю электронную оболочку. Чем меньше на ней электронов, тем больше металлические свойства, тем меньше электроотрицательность. И наоборот. Так как все элементы одного периода, то сравнением внешней оболочки можно и ограничиться. А вообще это же электронные конфигурации конкретных элементов. Посчитайте число электронов, посмотрите, что за элемент и загляните в таблицу электроотрицательности по Полингу, не зря ж он ее придумал ))))

Элекстротрицательность увеличивается с лево на право и с низу в верх, короче говоря с возрастанием неметаллических свойств электроотрицательность возрастает. самый электроотрицательным является фтор. а самым менее электроотрицательным - франций.

Самый электроотрицательный элемент - фтор. Далее кислород, третий - азот. Судя по конфигурациям, у нас 1) бор 2) углерод 3) азот 4) кислород 5) фтор. Берем таблицу и сравниваем. 1) и есть ответ на вопрос.

1)по электронной формуле определяешь элемент 2) в таблице находишь его

touch.otvet.mail.ru

Электроотрицательность таблица - Справочник химика 21

Таблица А.14. Сравнение электроотрицательности со средними значениями ионизации и сродством к электрону (25 °С) (по Полингу)
    Атомная связь, ионная связь и металлическая связь являются видами химической связи. Между этими граничными формами химической связи имеются переходные формы. С помощью таблицы электроотрицательности можно (за немногими исключениями) определить, преобладает ли в связи между двумя элементами главной подгруппы атомная связь или ионное взаимодействие. [c.56]     Кислотные свойства в наибольшей степени выражены у оксидов хлора, так как разность электроотрицательностей хлора и кислорода наименьшая (разд. 35.2.1). В соответствии с общими закономерностями С /) дает наиболее сильную кислоту (табл. В.26). Следует учитывать также свойства воды как растворителя. В таблице В.26 указаны продукты, образующиеся при взаимодействии оксидов галогенов с водой. Свойство оксидов, а следовательно, и кислородных кислот образовывать соединения полимерного типа в соответствии с общими правилами (разд. 35.2.1) наиболее типично для иода. Перечень извест- [c.503]     Объяснение химической связи с помощью таблиц электроотрицательности американским химиком Лайнусом Полингом (род. 1901 г., дважды лауреат Нобелевской премии - 1953 и 1954 гг.). [c.284]

    Фтор, занимая верхний правый угол таблицы периодической системы элементов Д. И. Менделеева, обладает наивысшей электроотрицательностью. В связи с этим при связывании с любым химическим элементом, в том числе и с углеродом, фтор при определенных температурах способен к образованию только фторидов, так как возникающая общая пара электронов притягивается к фтору. В то время как энергия ковалентной связи фтора с углеродом равна 536 кДж/моль, энергия связи между атомами фтора примерно 157 кДж/моль. Вследствие этого при нагревании газообразный фтор легко диссоциирует при относительно низких температурах с переходом в атомарное состояние [c.378]

    ТАБЛИЦА 15.6. Константы кислотности кислородсодержащих кислот и электроотрицательность их центрального атома V [c.98]

    Большую часть материала, изложенного в данной главе, намного легче понять и запомнить, если руководствоваться некоторыми закономерностями в физических и химических свойствах элементов, связанных с их положением в периодической таблице. Некоторые из наиболее важных закономерностей этого типа иллюстрируются рис. 21.3. Напомним, что электроотрицательность элементов возрастает при перемещении снизу вверх вдоль любой группы и слева направо в любом периоде. Таким образом, неметаллы характеризуются более высокими электроотрицательностями, чем металлы. При перемещении сверху вниз в каждой группе последовательно усиливаются 1 металлические свойства элементов. [c.284]

    Таблица 4-Система электроотрицательностей элементов [c.116]

    Как видно из данной таблицы, электроотрицательность элемента не является постоянной величиной она зависит от валентности, проявляемой атомом [c.116]

    Как было уже показано, химические методы очистки веществ обладают большими возможностями. В некоторых случаях хороших результатов можно ожидать даже при очистке простых веществ от сопутствующих им примесных элементов-аналогов [уравнения (1.11а), (1.116)]. В целом же очистка веществ от близких к нему по свойствам примесей химическими методами обычно малоэффективна. Действительно, если обратиться к периодической системе элементов, то можно заметить, что сходные по свойствам элементы имеют и близкую по величине электроотрицательность. В таблице электроотрицательности некоторых из них, например 51 и Ое, занимают одно место. Это означает, что различие в энергиях их взаимодействия с каким-либо третьим элементом не должно быть большим, особенно при высокой температуре. При более низкой температуре [c.30]

    Полинг показал, что предположение об аддитивности нормальных ковалентных связей соблюдается для большого числа простых свя зей, и использовал величины А, полученные из уравнения (4-7), для составления обширной таблицы электроотрицательности эле ментов. Несоблюдение аддитивности в некоторых случаях, в част ности для гидридов щелочных металлов, заставило Полинга заменить в уравнении (4-7) среднее арифметическое средним гео метрическим i [c.123]

    Таким образом, наибольшая электроотрицательность отмечена у фтора, находящегося в верхнем правом углу таблицы, а наименьшая— у цезия, расположенного в ее левом нижнем углу. Чем дальше отстоят два элемента один от другого по шкале электроотрицательности, тем больше в их соединениях смещено электронное облако к наиболее электроотрицательному элементу, тем боль-ше1 о значения момента диполя следует ожидать для химической связи, образуемой этими элементами. [c.90]

    Для установления степени окисления элементов в соединениях можно пользоваться таблицей электроотрицательностей элементов (см. разд. 4.4.1). При этом следует иметь в виду, что при образовании хи.мической связи электроны смещаются к атому более электроотрицательного элемента. Так, относительная электроотрицательность фосфора равна 2,2, а йода 2,6, Поэтому в соединении PI3 общие электроны смещены к атома.м йода, и степеш окисления фосфора и йода равны соответственно Ч-З и -1. Однако в нитриде йода I3N степени окисления азота и йода равны -3 и -fl, поскольку электроотрицате,льность азота (3,07) выше элекроотрицательности йода. [c.262]

    Из таблицы видно, что наиболее электроотрицательным элементом является фтор —это очень энергичный акцептор электронов. Такие металлы, как калий, —доноры электронов, их электроотрицательность невелика. Граница между металлами и неметаллами по принятой в таблице шкале лежит при значении электроотрицательности около 2,0. Водород занимает среднее положение. [c.88]

    Было предпринято множество попыток составить количественные таблицы электроотрицательности, которые указывали бы направление и степень смещения электронного облака в связях между любой парой атомов. Наиболее известна шкала, составленная Полингом, которая основана на энергиях связи (разд. 1.12) двухатомных молекул. Если в молекуле А—В распределение электронов симметрично, энергия связи должна быть средним арифметическим между энергиями связей в молекулах А—А и В—В, поскольку в этих случаях электронное облако не должно смещаться. Если же в действительности энергия связи А—В выше (что обычно так и есть), то это является результатом возникновения частичных зарядов, так как заряды, притягиваясь друг к другу, делают связь более прочной и для ее разрыва требуется больше энергии. В такой шкале электроотрицательности было необходимо произвольно приписать какому-либо элементу определенную электроотрицательность, и фтору была приписана электроотрицательность, равная 4. Тогда электроотрицательность любого элемента получают из разности между истинной энергией А—В и средним арифметическим энергий А—А и В—В по формуле (разность обозначают А) [c.29]

    Электроотрицательности элементов по Полингу приведены в таблице Менделеева ва форзацах книги. [c.284]

    Характер химических связей в соединениях кремния и германия обусловлен электроотрицательностью этих элементов. Действительно, располагаясь в центральной части таблицы Менделеева, описываемые элементы обладают средними значениями злектроотрицательностей (см. табл. 1). Таким образом, разность злектроотрицательностей атомов кремния или германия и атомов других элементов не может быть достаточна велика для образования ионных связей (см. 7). [c.92]

    В каждом периоде периодической таблицы наблюдается общая тенденция к возрастанию энергии ионизации с увеличением порядкового номера элемента. Сродство к электрону оказывается наибольшим у кислорода и галогенов. Атомы с устойчивыми орбитальными конфигурациями.(s , s p , s p ) имеют очень небольшое (часто отрицательное) сродство к электрону. Расстояние между ядрами двух связанных атомов называется длиной связи. Атомный радиус водорода Н равен половине длины связи в молекуле Hj- В каждом периоде периодической таблицы наблюдается в общем закономерное уменьшение атомного радиуса с ростом порядкового номера элемента. Электроотрицательность представляет собой меру притяжения атомом электронов, участвующих в образовании связи с другим атомом. При соединении атомов с си.пьно отличающейся электроотрицательностью происходит перенос электронов и возникает ионная связь атомы с приблизительно одинаковой электроотрицательностью обобществляют электроны, участвующие s сбразовашг. ковалентной связи. Между атомами типа Н и F с умеренной разностью электроотрицательностей образуется связь с частично ионным характером. [c.408]

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

    Особенно важно применение графопроектора при изучении систематики химических элементов и их соединений. Возможность демонстрировать таблицы, показывающие закономерное изменение свойств элементов и их соединений по группам и периодам, позволяет использовать метод сопоставления и сравнения. Так, при изучении галогенов, халькогенов, элементов V группы весьма эффективны обобщающие таблицы по характеристике свойств одиночных атомов (радиус, электроотрицательность, энергия ионизации и пр.), свойств простых веществ (плотность, температуры кипения, плавления, агрегатное состояние, цвет, масса [c.132]

    Сродство к электрону определить экспериментально значительно труднее, чем ионизационный потенциал, и оно было определено только для наиболее электроотрицательных элементов. Прямое определение сродства к электрону возможно , но чаще его определяют из цикла Борна—Габера, как это показано в гл. 5. Величины сродства к электрону для некоторых элементов при ведены в табл. 4-8. Неожиданно малая величина сродства к электрону у фтора (табл. 4-8) может быть объяснена отталкиванием электронов в сравнительно плотно заполненном 2р-подуровне На основании приведенных в таблице величин можно предполо жить, что хлор должен быть более сильным окислителем, чем фтор, так как при присоединении электрона атомом хлора энергии выделяется больше. Но зато когда молекула фтора диссоциирует на атомы, то затрачивается меньше энергии (37,7 ккал/моль), чем при диссоциации молекулы хлора (57 ккал/моль). Малая энергия диссоциации молекулы фтора частично может быть объяснена отталкиванием несвязывающих электронов, но обычно считают, [c.121]

    Несмотря на введенные Полингом довольно грубые допущения, полученную им шкалу электроотрицательности в настоящее вре мя употребляют почти всюду. Несколько улучшенный вариант, основанный на современных термодинамических данных, предложен Хьюггинсом. После первой таблицы электроотрицательностей Полинга появилось много таблиц , из них наиболее важна предложенная Мюликеном , в которой электроотрицательность элемента оценена средним арифметическим из ионизационного [c.123]

    Таким образом, кислотность повышается в ряду СН4Nh3 > >ОН->р- Такую закономерность можно объяснить увеличением электроотрицательности элементов при переходе от левой части таблицы к правой. Именно этот фактор обусловливает большую разницу в кислотности между карбоновыми кислотами, амидами и кетонами R OOH R ONh3>>R O h4. [c.344]

    В дополнение к перечисленным таблицам электроотрицательности были и такие, которые основывались на дипольных моментах, силовых постоянных длин связей, числе валентных электронов и кэвалентных радиусах, на фотоэлектрической работе. Это указывает на способность каждого элемента проявлять некоторую степень электроотрицательности, зависящую от особых условий об разования связи. Однако все эти таблицы не имели успеха. [c.126]

    Как следует из таблицы, частоты незначительно изменяются в пределах группы (до 2 эВ). Закономерные изменения наблюдаются в зависимости от присоединенного катиона ЭСЭ растет с увеличением электроотрицательности катиона. Например, в ряду h3S04- Li2S04->-KHSO4 значения ЭСЭ для Sjp равны 168,9 169,4 169,8 эВ. [c.260]

    Структура неорганических веществ отличается большим многообразием в зависимости от природы и числа частиц, входящих в кристаллическую решетку. При этом частицы одного вида соединяются друг с другом посредством металлической связи (элементы левой части таблицы Д. И. Менделеева), ковалентной связи с образованием полимерного каркаса (элементы середины таблицы), связи частично ионной и частично ковалентной (некоторые элементы П1, IV и V групп таблицы Д. И. Менделеева), ковалентной связи с образованием отдельных молекул и ван-дер-ваальсовых сил между этими молекулами. При наличии в составе соединения частиц двух видов связь между ними может быть ионной или близкой к ней при значительной разности электроотрицательностей между элементами (фториды, хлориды, ряд оксидов) при малой разности электроотрицательностей — преимущественно ковалентной (SO2, СО т. д.), а также связью, сочетающей признаки и ионной, и ковалентной (большинство оксидов, карбиды, нитриды, бо-риды, силициды). При наличии же в составе соединения трех и более элементов картина может быть еще более сложной. Отдельные элементы за счет преимущественно ковалентной связи между ними могут образовать самостоятельные структурные группировки — радикалы типа SO42-, Si04 -, А104 и т. д., остальные же элементы вследствие передачи своих электронов этим радикалам могут связываться с ними посредством преимущественно ионной связи (Na+, Са2+, АР+ и т. д.). Более того, могут возникать группировки в виде цепей, лент, слоев и даже каркасов, имеющих заряды, равномерно локализованные по фрагментам этих группировок, связанных друг с другом через катионы металлов. Б случае же незаряженных структурных единиц, например слоев у некоторых глинистых минералов, связь между слоями является ван-дер-ваальсо-вой, или водородной. [c.25]

    Соединениями с ионной связью являются, например, такие соединения, которые образованы атомами элементов, находящихся на разных концах соо1ве1ствую-щего периода в таблице Менделеева, резко отличающиеся своей электроотрицательностью,— Р, ВаСЬ, ЫагО и др. (наиболее типичный пример РгР). [c.41]

    Из табл. 1 следует, что электроотрицательности атомов 5—7-валеитных элементов, как правило, больше, чем у атомов первых групп таблицы Менделеева. Поэтому примеси внедрения, образованные многовалентными атомами, являются обычно акцепторами. Наоборот, примеси внедрения, возникшие за счет введения в кристалл атомов 1—3-валентных элементов, в большинстве случаев являются донорными. Из этих рассуждений следует, что атомы одного и того же элемента могут быть как акцепторными, так и донорными примесями. Например атомы кислорода, заместившие в кристалле атомы кремния, выполняют роль доноров, а атомы кислорода, внедрившиеся в кристаллическую решетку кремния, являются акцепторами. Необходимо также отметить, что роль доноров или акцепторов могут выполнять всевозможные наруше- [c.129]

chem21.info

Электроотрицательность таблица величин - Справочник химика 21

    В этой таблице значение потенциала водородного электрода равняется нулю. Это не значит, что абсолютное значение разности потенциалов в двойном слое, образованном с одной стороны растворенными в металле молекулами водорода, а со стороны раствора ионами водорода, равно нулю. Просто ввиду невозможности определения.абсолютного потенциала, потенциал водородного электрода, учитывая его хорошую воспроизводимость на платине, принят в качестве эталона сравнения. Все металлы, имеюшие потенциал более электроотрицательный относительно нормального водородного электрода (НВЭ), вытесняют водород из воды. Невозможность определения абсолютного потенциала не имеет решающего значения при изучении коррозионных процессов, так как в этих случаях достаточно знать только относительные величины электродных потеициалов. [c.22]     В настоящее время широкое распространение получила приводимая на стр. 58 таблица величин относительной электроотрицательности элементов, при составлении которой использованы последние данные [c.57]

    Необходимо подчеркнуть, что приведенные в таблице величины относятся только к одному — самому внешнему — электрону каждого атома. Если же оценить по тому же методу, по которому определялась выше электроотрицательность нейтральных атомов, степень притяжения второго, третьего и других электронов атома, то, очевидно, необходимо брать среднее арифметическое из соответствующих величин ионизационных потенциалов. Например, для определения притяжения третьего валентного электрона в атоме титана нужно взять среднее арифметическое из третьего и четвертого ионизационных потенциалов. Так как для титана величина равна 28,39 эе, а величина /4=45,456, то электроотрицательность атома титана в отношении третьего, электрона [c.31]

    Как видно из данной таблицы, электроотрицательность элемента не является постоянной величиной она зависит от валентности, проявляемой атомом [c.116]

    Как было уже показано, химические методы очистки веществ обладают большими возможностями. В некоторых случаях хороших результатов можно ожидать даже при очистке простых веществ от сопутствующих им примесных элементов-аналогов [уравнения (1.11а), (1.116)]. В целом же очистка веществ от близких к нему по свойствам примесей химическими методами обычно малоэффективна. Действительно, если обратиться к периодической системе элементов, то можно заметить, что сходные по свойствам элементы имеют и близкую по величине электроотрицательность. В таблице электроотрицательности некоторых из них, например 51 и Ое, занимают одно место. Это означает, что различие в энергиях их взаимодействия с каким-либо третьим элементом не должно быть большим, особенно при высокой температуре. При более низкой температуре [c.30]

    Полинг показал, что предположение об аддитивности нормальных ковалентных связей соблюдается для большого числа простых свя зей, и использовал величины А, полученные из уравнения (4-7), для составления обширной таблицы электроотрицательности эле ментов. Несоблюдение аддитивности в некоторых случаях, в част ности для гидридов щелочных металлов, заставило Полинга заменить в уравнении (4-7) среднее арифметическое средним гео метрическим i [c.123]

    Чтобы предсказать полярный характер связи, нужно знать потенциалы ионизации и величины сродства атомов к электрону. Последние мало известны. Полинг составил таблицу электроотрицательности элементов, в которой заметна тенденция элементов притягивать пару электронов, возникшую при образовании связи. Наиболее электроотрицательным элементом является фтор, которому произвольно приписана величина, равная 4. Эти величины электроотрицательности позволяют предсказывать более или менее выраженный полярный характер ковалентной связи он связан с различием в электроотрицательности двух атомов чем больше это различие, тем сильнее выражен полярный характер связи. Величины электроотрицательности по Полингу приведены в табл. 8. [c.60]

    Данные таблицы свидетельствуют о том, что величина энергии пероксидной связи зависит в первую очередь от природы (электроотрицательности) атома-заместителя. Влияние природы атомов, находящихся во втором окружении от пероксидной связи, менее значимо [6]. [c.342]

    Для построения шкалы электроотрицательностей Сандерсон ввел определение величины, названной им относительной устойчивостью элемента. Эта величина представляет собой отношение средних электронных плотностей атома рассматриваемого элемента и атома эквивалентного благородного газа. Средняя электронная плотность атома вычисляется путем деления порядкового номера элемента (равного числу электронов в его атоме) на его атомный объем, вычисляемый по атомному радиусу. Средняя электронная плотность эквивалентного благородного газа определяется путем линейной интерполяции соответствующих данных для двух ближайших по периодической таблице благородных газов. Например, для того чтобы определить электронную плотность эквивалентного благородного газа для зЬ1, следует прибавить к электронной плотности гНе одну восьмую часть разности между электронными плотностями гНе и при определении электронной плотности эквивалентного благородного газа для 4Ве нужно прибавить к электронной плотности Не две восьмых части этой же разности и т. д. Относительные устойчивости элементов зависят от их электроотрицательности, которая характеризует относительную способность атомного ядра притягивать электроны. Поэтому по данным об относительных устойчивостях элементов можно построить шкалу их электроотрицательностей. [c.103]

    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]

    Термодинамические величины галогенов приведены в табл. 6. Как видно из таблицы, высокая реакционная способность фтора и прочность соединений фтора могут быть объяснены его малым ионным радиусом, высокой электроотрицательностью и наименьшими значениями термодинамических величин по сравнению с другими галогенами. [c.14]

    Здесь величины лгл и лгв в квадратичной поправке — электроотрицательности атомов А и В, находимые из таблиц. [c.131]

    Из всех величин, с которыми пытались связать закономерности изменения ширины запрещенной зоны, электроотрицательность х кажется наиболее подходящей для этого благодаря тому, что для вычисления разности электроотрицательностей Дж неизвестного еще бинарного соединения не требуется проводить дополнительных измерений, а достаточно обратиться к соответствующим таблицам [99, 118, 119]. Целесообразно поэтому остановиться на понятии электроотрицательности несколько более подробно, несмотря на то, что в последнее время появились работы, подвергшие серьезной критике эту концепцию [120]. [c.37]

    Для использования уравнений (37) —(39) нужно знать константы экстракции двумя соединениями ряда (что позволяет определить значение В или р ) и электроотрицательность или константу а для заместителя в интересующем соединении. Значения X, а и сг для некоторых заместителей приведены в таблице. Заметим, что величины X и о связаны между собой а 2( —2,07) для метильной группы ст = 0 Х=2,07. [c.13]

    Относительные величины —С-эффекта групп с кратной связью характеризуются обратной зависимостью электроноакцепторные свойства тем больше, ем правее расположен в таблице Д. И. Менделеева элемент, находящийся на конце группы, т. е. чем больше его электроотрицательность. Например, —С-эффект С=0-группы больше, чем С=ЫН-группы. [c.150]

    В таблице приведены относительные величины электроотрицательности некоторых элементов (электроотрицательность лития принята за единицу)  [c.141]

    Оказывается, однако, что величины Д не удовлетворяют этому условию аддитивности, но зато величины /Д приблизительно удовлетворяют ему. В соответствии с этим Паулинг, на основе величин /А, составил таблицу электроотрицательностей, выраженных в электрон- [c.170]

    Первая таблица относительной электроотрицательности была предложена Полингом. В настоящее время широко используется таблица, полученная на основе последних данных об электронном строении атомов и их радиусах (табл. 8). Необходимо отметить, что в разных источниках величины относительной электроотрицательности несколько расходятся, поскольку они рассчитываются различными методами при определенных допущениях и предположениях. К тому же целью в этом случае является получить относительные числовые данные, из которых было бы ясно, какой . з двух атомов более электроотрицателен. Табл. 8 построена по аналогии с периодической системой Д. И. Менделеева. [c.62]

    Таблица относительных электроотрицательностей (ОЭО) охватывает величины от 0,86 для франция до 4,10 для фтора. Сопоставляя их, легко заметить, что величины ОЭО элементов подчиняются периодическому закону в периоде они растут с увеличением номера элемента, в подгруппе, наоборот, уменьшаются. [c.57]

    Сродство к электрону определить экспериментально значительно труднее, чем ионизационный потенциал, и оно было определено только для наиболее электроотрицательных элементов. Прямое определение сродства к электрону возможно , но чаще его определяют из цикла Борна—Габера, как это показано в гл. 5. Величины сродства к электрону для некоторых элементов при ведены в табл. 4-8. Неожиданно малая величина сродства к электрону у фтора (табл. 4-8) может быть объяснена отталкиванием электронов в сравнительно плотно заполненном 2р-подуровне На основании приведенных в таблице величин можно предполо жить, что хлор должен быть более сильным окислителем, чем фтор, так как при присоединении электрона атомом хлора энергии выделяется больше. Но зато когда молекула фтора диссоциирует на атомы, то затрачивается меньше энергии (37,7 ккал/моль), чем при диссоциации молекулы хлора (57 ккал/моль). Малая энергия диссоциации молекулы фтора частично может быть объяснена отталкиванием несвязывающих электронов, но обычно считают, [c.121]

    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]

    Полная таблица величин относительных электроотрицательностей, составленная Оллредом и Роховым, приведена на вкладке. [c.50]

    Увеличение pH всех фонов приводит к смещению потенциалов пиков (Ер) в более электроположительную область потенциалов. Природа катиона фона не оказывает или мало оказывает влияние на потенциал пика. Потенциалы пиков зависят от природы аниона фона и располагаются в ряд Е -р Увеличение концентрации фона приводит к смещению потенциалов пиков в более электроположительную область потенциалов. При возрастании pH растворов от 2,0 до 4,0 зависимость величены пика от pH выходит на плато или проходит через максимум. Аналогичный характер имеет и зависимость величины пика от концентрации фона. С увеличением порядкового номера редкоземельного элемента в таблице Д.И. Менделеева потенциал пика элементов смещается в более электроотрицательную область потенциалов. [c.23]

    Как видно из таблицы, энергия разрыва связи азот — азот значительно меньше энергии диссоциации углерод-углеродной связи. Вследствие этого реакции (1-1) и (1-2) проходят при температурах до 80° С. т. е. много ниже температур, обычно ]1еобходимых для разрыва углерод-углеродной связи в углеводородах. Как и для всех типов связей, прочность данной связи азот — азот изменяется в зависимости от заместителей у атомов при связи. Так, для связей азот — азот в группировках —N0 и 02N — N02 приводились такие низкие величины, как 10 и 13 ккал1моль соответственно. В этих случаях стерические и связанные с электроотрицательностью воздействия атомов кислорода способствуют дальнейшему ослаблению связи азот—азот. [c.11]

    Величины констант взаимодействия, полученные путем тщательного анализа спектров фуранов, приведены в табл. VI [4, 5, 60]. Из данных таблицы следует, что взаимодействие между атомами водорода соседних углеродных атомов (орто-взаимодействие) в производных фурана меньше (2—3 гц), чем в производных бензола Ъгц). Такие же низкие значения констант орто-взаимодействия найдены и для других пятичленных гетероциклов по-видимому, величины констант взаимодействия являются функцией размеров цикла. Аналогичное явление было отмечено в ряду ароматических углеводородных циклов [89]. Природа заместителя не сильно сказывается на величинах констант взаимодействия в ряду фурана. Варьирование 35 И /45 незначительно превышает ошибку опыта. Более заметно изменяется /34. В табл. VI 2-заме-щенные фураны приведены в порядке увеличения электроотрицательности заместителя, определяемой по химическим сдвигам водородов кольца (табл. VII). Хотя изменения /34 и невелики (порядка 0,5 гц), имеет место корреляция между значением этой константы взаимодействия и электроотрицательиостью заместителя. Аналогичная корреляция существует и в ряду замещенных пирролов. Однако в этом случае она не столь очевидна из-за большей ошибки и меньшего числа изученных соединений. Попытки объяснить эти корреляции до сих пор еще не предпринимались. [c.431]

    В основе всех корреляций с алифатически.ми индукционными константами о лежат значения этих величин, взятые из таблицы, приведенной Тафтом [36], либо значения, вычисленные с использованием правила аддитивности [36], и значения сн —0электроотрицательных заместителей, причем значения 30 из них получены либо согласно уравнению (1.13), из данных для гидролиза сложных эфиров (15 значений), либо исходя из величин рКа для карбоновых кислот (15 значений), согласно уравнению р/Са=4,65—1,72 а. Следовательно, для оценки существующей шкалы величин о важно тщательное сопоставление величин 0, основанных на кинетике гидролиза сложных эфиров строения ХСООС2Н5, с величинами рКа Для карбоновых кислот строения ХСООН. При этом из предыдущего изложения должно быть ясно, что данные для указанных двух групп заместителей должны рассматриваться по отдельности. Исходя из существующих данных, такое сопоставление может быть произведено для 8 электроотрицательных заместителей (табл. 17). [c.108]

    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]

    Грунер нашел более целесообразным пользоваться средними катионными электроотрицательностями, так как большинство катионов связано с кислородом. Сле довательно, в таблицах Грунера энергетические индексы имеют наибольшую величину для кварца и наи низшую для aaSi04, хотя последнее соединение более устойчиво при наиболее высоких, температурах. [c.19]

    Некоторые Boii TBa этих элементов даны в табл. 2. Из таблицы видно, что особенно отличаются свойства высокотемпературного бора от свойств легкоплавких, типичных металлов — алюминия, галлия, индия п таллия. У бора величина первого ионизационного потенциала, характеризующая энергию связи внешних р-электронов, наибольшая (строение внешних орбит у элементов III Б группы s -p). У остальных элементов-аналогов величина первого ионизационного потенциала значительно меньше, чем у бора, и почти одинакова. Бор обладает наибольшей величиной электроотрицательности и малыми размерами кристаллохимических радиусов. [c.8]

    Теория молекулярных орбиталей рассматривает электроотрицательности отдельных атомных орбиталей, образующих общую молекулярную. Из 5- и р-состояний одного и того же слоя более электроотрицательным считается 5, так как -электрон прочнее связан с ядром. Если при образовании связей в разных соединениях одним и тем же атомом используются различные электронные орбитали, то. в принципе, величина % элемента в этих соединениях разная (так называемая орбитальная электроотрицательность). Поэтому результаты расчета не всегда совпадают с опытными данными, следовательно, электроотрицательностью нужно пользоваться осмотрительно и лучше всего для сравнения элементоз при одинаковых условиях (одинаковый тип соединений). Для этих целей служат таблицы, содержащие относительные величины % Обычно в них для лития значение х принято условно за единицу. Электроотрина-тельность помогает составить хотя бы приблизительное представление о взаимодействии атомов с электронами в химических соединениях и на этом основании определить степень металличности элемента. [c.170]

    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]

    В табл. 8 приведен список силовых констант для различных связей. Они выражены в динах на см х Следует обратить внимание, что силовая константа для С = С приблизительно вдвое, а силовая константа С=С приблизительно втрое больше величины для простой С—С связи. Это вполне понятно, так же как и тенденция, наблюдаемая в случае ряда Н—Р >> Н—О > Н—N > >> Н—С. Эта тенденция может быть объяснена на основании следующих простых соображений. При небольшом растяжении связей движение атома водорода должно в какой-то степени сопровождаться движением связующих электронов. Наибольшая сила потребуется в том случае, если их надо удалить от сильно электроотрицательного атома фтора. Эта простая точка зоения позволяет также предсказать тенденции, наблюдаемые при переходе в Менделеевской таблице вниз по рядам элементов VI и УП групп, а также позволяет объяснить наблюдаемый ход комбинационных частот С—Н связи, приведенной в табл. 9. Здесь мы видим, что последовательное замещение атомов водорода атомами хлора вызывает [c.199]

    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]

chem21.info

Электроотрицательность элементов таблица - Справочник химика 21

Таблица 4.4. Электроотрицательность элементов
    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]

    В приложении даны значения относительных электроотрицательностей элементов, таблица растворимости солей и оснований, ряд стандартных электродных потенциалов, округленные значения относительных атомных масс элементов и другие справочные материалы. [c.4]

    В свою очередь, другой элемент электроположителен, т. е. его характеризует способность к отдаче электрона, он донор электронов. Дается определение индуктивного эффекта смещение электронной пары, образующей связь, по линии связи. Нужно указать, что фтор — самый электроотрицательный элемент таблицы Менделеева, так как он оттягивает электронную пару связи в соединениях с любым элементом. [c.101]

    Большую часть материала, изложенного в данной главе, намного легче понять и запомнить, если руководствоваться некоторыми закономерностями в физических и химических свойствах элементов, связанных с их положением в периодической таблице. Некоторые из наиболее важных закономерностей этого типа иллюстрируются рис. 21.3. Напомним, что электроотрицательность элементов возрастает при перемещении снизу вверх вдоль любой группы и слева направо в любом периоде. Таким образом, неметаллы характеризуются более высокими электроотрицательностями, чем металлы. При перемещении сверху вниз в каждой группе последовательно усиливаются 1 металлические свойства элементов. [c.284]

    Таблица 4-Система электроотрицательностей элементов [c.116]

    Как видно из данной таблицы, электроотрицательность элемента не является постоянной величиной она зависит от валентности, проявляемой атомом [c.116]

    Азот расположен в верхнем правом углу периодической таблицы. Это третий по электроотрицательности элемент после фтора и кислорода. Только по отношению к этим двум элементам он выступает в качестве электроположительного элемента, в соединениях же с остальными элементами он проявляет отрицательную валентность. Такие соединения называются нитридами, например М з2+Ы2 — нитрид магния. (Как,правило, в формулах на первое место ставится знак электроположительного элемента.) [c.40]

    Как было уже показано, химические методы очистки веществ обладают большими возможностями. В некоторых случаях хороших результатов можно ожидать даже при очистке простых веществ от сопутствующих им примесных элементов-аналогов [уравнения (1.11а), (1.116)]. В целом же очистка веществ от близких к нему по свойствам примесей химическими методами обычно малоэффективна. Действительно, если обратиться к периодической системе элементов, то можно заметить, что сходные по свойствам элементы имеют и близкую по величине электроотрицательность. В таблице электроотрицательности некоторых из них, например 51 и Ое, занимают одно место. Это означает, что различие в энергиях их взаимодействия с каким-либо третьим элементом не должно быть большим, особенно при высокой температуре. При более низкой температуре [c.30]

    Таким образом, наибольшая электроотрицательность отмечена у фтора, находящегося в верхнем правом углу таблицы, а наименьшая— у цезия, расположенного в ее левом нижнем углу. Чем дальше отстоят два элемента один от другого по шкале электроотрицательности, тем больше в их соединениях смещено электронное облако к наиболее электроотрицательному элементу, тем боль-ше1 о значения момента диполя следует ожидать для химической связи, образуемой этими элементами. [c.90]

    Из таблицы видно, что наиболее электроотрицательным элементом является фтор —это очень энергичный акцептор электронов. Такие металлы, как калий, —доноры электронов, их электроотрицательность невелика. Граница между металлами и неметаллами по принятой в таблице шкале лежит при значении электроотрицательности около 2,0. Водород занимает среднее положение. [c.88]

    Электроотрицательности элементов по Полингу приведены в таблице Менделеева ва форзацах книги. [c.284]

    Первоначальная шкала электроотрицательностей Полинга была выбрана таким образом, чтобы элементам второго периода от углерода до фтора соответствовали значения от 2,5 до 4,0, изменяясь на 0,5 при переходе к каждому следующему элементу. Значения электроотрицательности элементов в этой шкале приведены на рис. 6.9 в виде диаграммы. Размеры кружков на этой диаграмме отвечают относительным радиусам атомов, а расположение элементов приблизительно воспроизводит форму таблицы периодической системы однако положения элементов в пределах периодов смещены так, чтобы соответствовать их значениям электроотрицательностей в указанной шкале. Вследствие этого элементы, принадлежащие к одной группе периодической системы, располагаются на диаграмме не по вертикальным колонкам. Со времени появления первоначальной шкалы Полинга значения энергий разрыва химических связей, на которых она была основана, в результате уточнения подверглись значительным изменениям. Результаты пересчета электроотрицательностей элементов по методу Полинга с подстановкой новых значений энергий связи представлены в табл. 6.5. Общий ход изменения электроотрицательности соответствует тому, чего и можно было ожидать для элементов одного периода или одной группы электроотрицательность возрастает при уменьшении размеров атома. Водород, который, строго говоря, не принадлежит ни к одной из групп, имеет приблизительно такую же электроотрицательность, как бор. Следует также отметить, что электроотрицательность металлов первой, второй и третьей групп возрастает при увеличении числа валентных электронов. В дальнейшем будет показано, каким образом на основании учета этих закономерностей можно судить о характере связи атомов в молекулах. [c.104]

    Электроотрицательность. Электроотрицательпость элемента— это мера способности атома элемента приобретать электрон с образованием аниона, иными словами, легкость, с которой протекает реакция А + е- А . Считается, что в периодической системе электроотрицательность возрастает слева направо в периоде и уменьшается сверху вниз в группе, поэтому наиболее электроотрицательные элементы находятся в верхнем правом углу таблицы (О, Р, С1), а наименее электроотрицательные (т. е. наиболее электроположительные)—в нижнем левом углу (Ва, Сз, КЬ). Ниже приведен качественный ряд относительной электроотрицательности некоторых распространенных элементов  [c.24]

    Чтобы предсказать полярный характер связи, нужно знать потенциалы ионизации и величины сродства атомов к электрону. Последние мало известны. Полинг составил таблицу электроотрицательности элементов, в которой заметна тенденция элементов притягивать пару электронов, возникшую при образовании связи. Наиболее электроотрицательным элементом является фтор, которому произвольно приписана величина, равная 4. Эти величины электроотрицательности позволяют предсказывать более или менее выраженный полярный характер ковалентной связи он связан с различием в электроотрицательности двух атомов чем больше это различие, тем сильнее выражен полярный характер связи. Величины электроотрицательности по Полингу приведены в табл. 8. [c.60]

    Для установления степени окисления элементов в соединениях можно пользоваться таблицей электроотрицательностей элементов (см. разд. 4.4.1). При этом следует иметь в виду, что при образовании хи.мической связи электроны смещаются к атому более электроотрицательного элемента. Так, относительная электроотрицательность фосфора равна 2,2, а йода 2,6, Поэтому в соединении PI3 общие электроны смещены к атома.м йода, и степеш окисления фосфора и йода равны соответственно Ч-З и -1. Однако в нитриде йода I3N степени окисления азота и йода равны -3 и -fl, поскольку электроотрицате,льность азота (3,07) выше элекроотрицательности йода. [c.262]

    Зависимость электроотрицательности элементов от их положения в Периодической таблице показана на рис. 15.2. Окислительные или восстановительные свойства элементов связаны с электроотрицательностью, как показано на рис. 15.8, в. [c.365]

Таблица 2.2. Электроотрицательности элементов
    Ранее мы уже отмечали (см. гл. 3), что электроотрицательность элементов обычно увеличивается при перемещении вправо вдоль периода, но уменьшается при перемещении вниз по группе. В результате этого наиболее реакционноспособные металлы сосредоточены в нижнем левом углу периодической таблицы, а наиболее реакционноспособные неметаллы — в верхнем правом углу. Эта закономерность достаточно подробно обсуждается в школьной учебной литературе и поэтому хорошо известна заинтересованному читателю. К сожалению, очень редко обращается внимание на другую, казалось бы частную, но также очень важную закономерность — существование так называемых диагональных соотношений в периодической таблице. Каждое диагональное соотношение связывает между собой пару элементов, находящихся в соседних группах, но обладающих сходными химическими и физическими свойствами. Классически- [c.223]

    Общая характеристика. Понятие переходный элемент обычно используется для обозначения любого элемента с валентными д,- или /-электронами. Эти элементы занимают в периодической таблице переходное положение между электроположительными 8-элементами и электроотрицательными / -элементами (см. 2, 3). [c.253]

    Таким образом, кислотность повышается в ряду СН4Nh3 > >ОН->р- Такую закономерность можно объяснить увеличением электроотрицательности элементов при переходе от левой части таблицы к правой. Именно этот фактор обусловливает большую разницу в кислотности между карбоновыми кислотами, амидами и кетонами R OOH R ONh3>>R O h4. [c.344]

    В периодической таблице электроотрицательность элементов уменьшается сверху вниз в каждой группе и справа [c.80]

    Сродство к электрону определить экспериментально значительно труднее, чем ионизационный потенциал, и оно было определено только для наиболее электроотрицательных элементов. Прямое определение сродства к электрону возможно , но чаще его определяют из цикла Борна—Габера, как это показано в гл. 5. Величины сродства к электрону для некоторых элементов при ведены в табл. 4-8. Неожиданно малая величина сродства к электрону у фтора (табл. 4-8) может быть объяснена отталкиванием электронов в сравнительно плотно заполненном 2р-подуровне На основании приведенных в таблице величин можно предполо жить, что хлор должен быть более сильным окислителем, чем фтор, так как при присоединении электрона атомом хлора энергии выделяется больше. Но зато когда молекула фтора диссоциирует на атомы, то затрачивается меньше энергии (37,7 ккал/моль), чем при диссоциации молекулы хлора (57 ккал/моль). Малая энергия диссоциации молекулы фтора частично может быть объяснена отталкиванием несвязывающих электронов, но обычно считают, [c.121]

    Несмотря на введенные Полингом довольно грубые допущения, полученную им шкалу электроотрицательности в настоящее вре мя употребляют почти всюду. Несколько улучшенный вариант, основанный на современных термодинамических данных, предложен Хьюггинсом. После первой таблицы электроотрицательностей Полинга появилось много таблиц , из них наиболее важна предложенная Мюликеном , в которой электроотрицательность элемента оценена средним арифметическим из ионизационного [c.123]

    Степень полярности связи рассчитьшают или из экспериментальных данных, например ш дипольных моментов, или из детальных молекулярно-орбитальных расчетов. Однако приблизительно полярность связей можно оценить из таблицы электроотрицательности элементов, в которой способность атома притягивать электроны обозначают числом. Существует несколько таблрщ электроотрицательности, но самой известной является таблица Полинга (табл. 1.1). [c.34]

    Углеводороды относят к ковалентным соединениям. Углерод имеет резко выраженную способность образовывать ковалентные связи. Углеводороды (тжга метана, называемые насыщенными углеводородами) не имеют кислотного характера, не имеют также основного характера Нейтральный характер, т.е. отсутствие способности образовывать положительные и отрицательные ионы, соответствует положению углерода в середине периодической таблищл - между электроположительными элементами, расположенными в левой часги,и электроотрицательными элементами, расположенными в правой части этой таблицы. Нейтральный характер вместе со способностью образовывать ковалентные связи определяет исключительное свойство атомов углерода - их возможность соединяться друг с другом практически [c.7]

chem21.info

Электроотрицательность таблица значений - Справочник химика 21

Таблица У1П.2. Значения электроотрицательности некоторых элементов
Таблица А.14. Сравнение электроотрицательности со средними значениями ионизации и сродством к электрону (25 °С) (по Полингу)
Таблица 15 Значения электроотрицательности некоторых элементов
    В этой таблице значение потенциала водородного электрода равняется нулю. Это не значит, что абсолютное значение разности потенциалов в двойном слое, образованном с одной стороны растворенными в металле молекулами водорода, а со стороны раствора ионами водорода, равно нулю. Просто ввиду невозможности определения.абсолютного потенциала, потенциал водородного электрода, учитывая его хорошую воспроизводимость на платине, принят в качестве эталона сравнения. Все металлы, имеюшие потенциал более электроотрицательный относительно нормального водородного электрода (НВЭ), вытесняют водород из воды. Невозможность определения абсолютного потенциала не имеет решающего значения при изучении коррозионных процессов, так как в этих случаях достаточно знать только относительные величины электродных потеициалов. [c.22]     Пользуясь таблицей значений относительных электроотрицательностей элементов, расположите химические символы перечисленных ниже элементов в порядке последовательного возрастания электроотрицательностей фосфор, бор, магний, кислород, цезий, кремний, углерод, калий, литий, водород, сера, фосфор, кальций, алюминий. [c.35]

    В таблице видно, что при данном среднем значении главного квантового числа валентных электронов ширина запрещенной зоны растет С ростом разности электроотрицательности ДЭО элементов в соединении. При и > 5 связи переходят в металлические и ДЕ 0. Уменьшение п приводит к упрочнению ковалентных и ионно-ковалентных связей, Д сильно возрастает и становится больше 5 эв при п —2. При [c.254]

    На протяжении всей этой книги постоянно подчеркиваются взаимосвязи между свойствами элементов и их соединений, которые являются неотъемлемой чертой систематики элементов в периодической таблице. Родственные взаимосвязи между элементами, находящимися в одной колонке, служили основой для рассмотрения благородных газов, галогенов, халькогенов, групп азота, углерода и кремния. Закономерности, наблюдающиеся в рядах, подчеркивались при рассмотрении электронной структуры, относительной электроотрицательности и образования химических связей для того чтобы показать, как изменяются те или иные свойства в зависимости от порядкового номера, использовались многочисленные графические изображения. Энергия ионизации (потенциал ионизации), ковалентные, ионные и вандерваальсовы радиусы, термодинамические характеристики (значения энтропии, теплот образования и тепловых эффектов) — вот некоторые свойства, рассмотренные как функция Z. [c.289]

    Таким образом, наибольшая электроотрицательность отмечена у фтора, находящегося в верхнем правом углу таблицы, а наименьшая— у цезия, расположенного в ее левом нижнем углу. Чем дальше отстоят два элемента один от другого по шкале электроотрицательности, тем больше в их соединениях смещено электронное облако к наиболее электроотрицательному элементу, тем боль-ше1 о значения момента диполя следует ожидать для химической связи, образуемой этими элементами. [c.90]

    Первоначальная шкала электроотрицательностей Полинга была выбрана таким образом, чтобы элементам второго периода от углерода до фтора соответствовали значения от 2,5 до 4,0, изменяясь на 0,5 при переходе к каждому следующему элементу. Значения электроотрицательности элементов в этой шкале приведены на рис. 6.9 в виде диаграммы. Размеры кружков на этой диаграмме отвечают относительным радиусам атомов, а расположение элементов приблизительно воспроизводит форму таблицы периодической системы однако положения элементов в пределах периодов смещены так, чтобы соответствовать их значениям электроотрицательностей в указанной шкале. Вследствие этого элементы, принадлежащие к одной группе периодической системы, располагаются на диаграмме не по вертикальным колонкам. Со времени появления первоначальной шкалы Полинга значения энергий разрыва химических связей, на которых она была основана, в результате уточнения подверглись значительным изменениям. Результаты пересчета электроотрицательностей элементов по методу Полинга с подстановкой новых значений энергий связи представлены в табл. 6.5. Общий ход изменения электроотрицательности соответствует тому, чего и можно было ожидать для элементов одного периода или одной группы электроотрицательность возрастает при уменьшении размеров атома. Водород, который, строго говоря, не принадлежит ни к одной из групп, имеет приблизительно такую же электроотрицательность, как бор. Следует также отметить, что электроотрицательность металлов первой, второй и третьей групп возрастает при увеличении числа валентных электронов. В дальнейшем будет показано, каким образом на основании учета этих закономерностей можно судить о характере связи атомов в молекулах. [c.104]

    Из таблицы видно, что наиболее электроотрицательным элементом является фтор —это очень энергичный акцептор электронов. Такие металлы, как калий, —доноры электронов, их электроотрицательность невелика. Граница между металлами и неметаллами по принятой в таблице шкале лежит при значении электроотрицательности около 2,0. Водород занимает среднее положение. [c.88]

    Характер химических связей в соединениях кремния и германия обусловлен электроотрицательностью этих элементов. Действительно, располагаясь в центральной части таблицы Менделеева, описываемые элементы обладают средними значениями злектроотрицательностей (см. табл. 1). Таким образом, разность злектроотрицательностей атомов кремния или германия и атомов других элементов не может быть достаточна велика для образования ионных связей (см. 7). [c.92]

    Как видно из таблицы 21, неметаллические элементы в основном расположены в правой верхней части периодической системы. Так как в периодах слева направо у атомов элементов увеличиваются заряды ядер и уменьшаются атомные радиусы, а в группах сверху вниз атомные радиусы также возрастают, то понятно, почему атомы неметаллов сильнее, чем атомы металлов, притягивают наружные электроны. В связи с этим у неметаллов преобладают окислительные свойства. Особенно сильные окислительные свойства, т. е. способность присоединять электроны, проявляют неметаллы, находящиеся во 2-м и 3-м периодах VI—VII групп. Самым сильным окислителем является фтор. В соответствии с численными значениями относительных электроотрицательностей (I, с. 126) окислительные [c.122]

    В приложении даны значения относительных электроотрицательностей элементов, таблица растворимости солей и оснований, ряд стандартных электродных потенциалов, округленные значения относительных атомных масс элементов и другие справочные материалы. [c.4]

    ЭО. В этом случае электроотрицательность фтора принимается равной 4,0. Тогда Э0(0) = 3,5, ЭО(Ы)=0,98 и т.д. Фтор и кислород имеют самые высокие значения ЭО. Таблицы, в которых элементы располагаются в определенном порядке по значению их электроотрицательностей, позволяют определить направление смещения электронных плотностей между атомами в молекулах их соединений. [c.92]

    Значения для одинарных связей, не приведенных в таблице, можно приближенно оценить по соотношению, содержащему разности электроотрицательностей [c.644]

    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]

    В таблице 4 приводятся наиболее характерные значения частот у, СН, активных метиленовых групп в ИК-спектрах исследованных полимеров, органических и биологически активных соединений. Для различных электроотрицательных атомов и полярных групп указаны или интервалы частот, или типичные значения частот у СН,. [c.90]

    Термодинамические величины галогенов приведены в табл. 6. Как видно из таблицы, высокая реакционная способность фтора и прочность соединений фтора могут быть объяснены его малым ионным радиусом, высокой электроотрицательностью и наименьшими значениями термодинамических величин по сравнению с другими галогенами. [c.14]

    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]

    Значения электроотрицательности по Полингу [4, 16] для некоторых атомов, обычно встречающихся в органических соединениях, даны в таблице 1-10 [c.80]

    Для использования уравнений (37) —(39) нужно знать константы экстракции двумя соединениями ряда (что позволяет определить значение В или р ) и электроотрицательность или константу а для заместителя в интересующем соединении. Значения X, а и сг для некоторых заместителей приведены в таблице. Заметим, что величины X и о связаны между собой а 2( —2,07) для метильной группы ст = 0 Х=2,07. [c.13]

    Из сказанного видно, таким образом, что в 30-е годы не только была развита количественная концепция электроотрицательностей и были предложены первые таблицы их значений для различных элементов, но и была сделана попытка связать эту концепцию с квантовой химией (с ее обоими методами — валент- [c.257]

    Из таблицы видно, что относительная электроотрицательность в периоде растет с увеличением номера элемента, в главной подгруппе, наоборот, уменьшается. Чем больше электроотрицательность элемента, тем сильнее его окислительные (неметаллические) свойства, и наоборот, элемент, имеющий наименьшее значение электроотрицательности, будет проявлять наиболее активно воС становительные свойства. [c.141]

    В свете правил электронного смещения периодическая таблица предстает перед нами как электрохимическая шкала в двух измерениях чем ниже и чем левее расположен -в ней элемент, тем он более электроположителен чем выше и правее — тем он более электроотрицателен Самым электроотрицательным, из элементов оказывается поэтому фтор. Понятно отсюда, что фтор не может проявлять никаких численных значений валентности, кроме —1. В самом деле, фтор ие может проявлять, электроположительной валентности, так как не существ ует элементов,, которые могли бы отрывать электроны от атомов фтора. [c.63]

    В таблице на стр. 356 сопоставляется прочность водородных соединений неметаллов, мерой которой служат их теплоты образования. Прочность водородных соединений неметаллов в периодах закономерно возрастает слева направо, а в группах — снизу вверх, т. е. с возрастанием электроотрицательного характера неметалла, достигая наивысшего значения у наиболее электроотрицательного неметалла — фтора. [c.355]

    Известно, что химический сдвиг в спектрах ядерного магнитного резонанса [76], а также динамические характеристики квадрупольных спектров [77] пропорциональны h , т. е. числу 5р-дырок. В табл. 6 приведены значения изомерного сдвига и число 5р-дырок, рассчитанное по спектрам ЯМР и данным о квадрупольном взаимодействии, для иодидов щелочных металлов [42] в этой же таблице указаны значения разностей электроотрицательностей и некоторые другие характеристики этих соединений. На рис. 22 пока- [c.272]

    Как следует из таблицы, частоты незначительно изменяются в пределах группы (до 2 эВ). Закономерные изменения наблюдаются в зависимости от присоединенного катиона ЭСЭ растет с увеличением электроотрицательности катиона. Например, в ряду h3S04- Li2S04->-KHSO4 значения ЭСЭ для Sjp равны 168,9 169,4 169,8 эВ. [c.260]

    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]

    Величины констант взаимодействия, полученные путем тщательного анализа спектров фуранов, приведены в табл. VI [4, 5, 60]. Из данных таблицы следует, что взаимодействие между атомами водорода соседних углеродных атомов (орто-взаимодействие) в производных фурана меньше (2—3 гц), чем в производных бензола Ъгц). Такие же низкие значения констант орто-взаимодействия найдены и для других пятичленных гетероциклов по-видимому, величины констант взаимодействия являются функцией размеров цикла. Аналогичное явление было отмечено в ряду ароматических углеводородных циклов [89]. Природа заместителя не сильно сказывается на величинах констант взаимодействия в ряду фурана. Варьирование 35 И /45 незначительно превышает ошибку опыта. Более заметно изменяется /34. В табл. VI 2-заме-щенные фураны приведены в порядке увеличения электроотрицательности заместителя, определяемой по химическим сдвигам водородов кольца (табл. VII). Хотя изменения /34 и невелики (порядка 0,5 гц), имеет место корреляция между значением этой константы взаимодействия и электроотрицательиостью заместителя. Аналогичная корреляция существует и в ряду замещенных пирролов. Однако в этом случае она не столь очевидна из-за большей ошибки и меньшего числа изученных соединений. Попытки объяснить эти корреляции до сих пор еще не предпринимались. [c.431]

    В основе всех корреляций с алифатически.ми индукционными константами о лежат значения этих величин, взятые из таблицы, приведенной Тафтом [36], либо значения, вычисленные с использованием правила аддитивности [36], и значения сн —0электроотрицательных заместителей, причем значения 30 из них получены либо согласно уравнению (1.13), из данных для гидролиза сложных эфиров (15 значений), либо исходя из величин рКа для карбоновых кислот (15 значений), согласно уравнению р/Са=4,65—1,72 а. Следовательно, для оценки существующей шкалы величин о важно тщательное сопоставление величин 0, основанных на кинетике гидролиза сложных эфиров строения ХСООС2Н5, с величинами рКа Для карбоновых кислот строения ХСООН. При этом из предыдущего изложения должно быть ясно, что данные для указанных двух групп заместителей должны рассматриваться по отдельности. Исходя из существующих данных, такое сопоставление может быть произведено для 8 электроотрицательных заместителей (табл. 17). [c.108]

    Из 190 . Эти значения р получены, исходя из совместной корреляции данных для первой и второй групп заместителей. В этом случае точки для Х = СбНзСО значительно отклоняются как в случае бензоилирования, так и пикрилирования. Если оценить по точкам только для трех электроотрицательных заместителей (С6Н5СН2, СНзОСНз и С НзСОСИг), для которых имеются данные, то получаются результаты, резко расходящиеся с приведенными в данной таблице  [c.146]

    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]

    Как видно из таблицы, особенно низкие значения фосфориль-ных частот наблюдаются в случае фосфинокисей, и для них также становится все труднее предсказывать точные значения частот по методу Томаса (см. ниже). При уменьшении электроотрицательности заместителей связь Р=0 становится все более полярной и, следовательно, все более чувствительной к эффектам ассоциации и дипольного взаимодействия. Это неизбежно приводит к уменьшению точности предсказаний. [c.222]

    Существует много способов определения и, соответственно, систем электр-оотрицательностей. Иногда они существенно -отличаются друг от друга по абсолютным значениям, качественный же характер изменения электроотрицательностей в периодической системе химических элементов в общем -о-стается сходным. В 1956 г. Горди -и Томас -опубликовали сводную таблицу электроотрицательностей, -определенных разными методами на основе системы Полинга, которую мы и приводим как наиболее полную (табл. 38). [c.303]

    Как известно, электроотрицательность химических элементов при перемещении слева направо и снизу вверх по таблице Менделеева увеличивается, т.е. фтор, занимающий верхний правый угол этой таблицы, обладает наибольшей электроотрицательностью. Это означает, что при связывании с любым химическим элементом фтор притягивает к себе общую пару электронов и образует фториды даже такие соединения, какОр2 и С1Рз, являются фторидами кислорода и хлора, а не оксидом и хлоридом фтора Фтор способен образовывать химичео кие связи почти со всеми элементами, причем во многих случаях эти связи характеризуются очень высокими энергиями. Как показано в табл. 1.1,особенно высокие значения энергии связи, свыше 500 кДж/ моль, наб.шодаются при образовании связей с водородом, литием, бором, бериллием, углеродом, алюминием, кремнием, фториды которых отличаются высокой термодинамической стабильностью. [c.8]

    Теория молекулярных орбиталей рассматривает электроотрицательности отдельных атомных орбиталей, образующих общую молекулярную. Из 5- и р-состояний одного и того же слоя более электроотрицательным считается 5, так как -электрон прочнее связан с ядром. Если при образовании связей в разных соединениях одним и тем же атомом используются различные электронные орбитали, то. в принципе, величина % элемента в этих соединениях разная (так называемая орбитальная электроотрицательность). Поэтому результаты расчета не всегда совпадают с опытными данными, следовательно, электроотрицательностью нужно пользоваться осмотрительно и лучше всего для сравнения элементоз при одинаковых условиях (одинаковый тип соединений). Для этих целей служат таблицы, содержащие относительные величины % Обычно в них для лития значение х принято условно за единицу. Электроотрина-тельность помогает составить хотя бы приблизительное представление о взаимодействии атомов с электронами в химических соединениях и на этом основании определить степень металличности элемента. [c.170]

chem21.info

Электроотрицательность шкала таблицы - Справочник химика 21

    Первоначальная шкала электроотрицательностей Полинга была выбрана таким образом, чтобы элементам второго периода от углерода до фтора соответствовали значения от 2,5 до 4,0, изменяясь на 0,5 при переходе к каждому следующему элементу. Значения электроотрицательности элементов в этой шкале приведены на рис. 6.9 в виде диаграммы. Размеры кружков на этой диаграмме отвечают относительным радиусам атомов, а расположение элементов приблизительно воспроизводит форму таблицы периодической системы однако положения элементов в пределах периодов смещены так, чтобы соответствовать их значениям электроотрицательностей в указанной шкале. Вследствие этого элементы, принадлежащие к одной группе периодической системы, располагаются на диаграмме не по вертикальным колонкам. Со времени появления первоначальной шкалы Полинга значения энергий разрыва химических связей, на которых она была основана, в результате уточнения подверглись значительным изменениям. Результаты пересчета электроотрицательностей элементов по методу Полинга с подстановкой новых значений энергий связи представлены в табл. 6.5. Общий ход изменения электроотрицательности соответствует тому, чего и можно было ожидать для элементов одного периода или одной группы электроотрицательность возрастает при уменьшении размеров атома. Водород, который, строго говоря, не принадлежит ни к одной из групп, имеет приблизительно такую же электроотрицательность, как бор. Следует также отметить, что электроотрицательность металлов первой, второй и третьей групп возрастает при увеличении числа валентных электронов. В дальнейшем будет показано, каким образом на основании учета этих закономерностей можно судить о характере связи атомов в молекулах. [c.104]

    Для построения шкалы электроотрицательностей Сандерсон ввел определение величины, названной им относительной устойчивостью элемента. Эта величина представляет собой отношение средних электронных плотностей атома рассматриваемого элемента и атома эквивалентного благородного газа. Средняя электронная плотность атома вычисляется путем деления порядкового номера элемента (равного числу электронов в его атоме) на его атомный объем, вычисляемый по атомному радиусу. Средняя электронная плотность эквивалентного благородного газа определяется путем линейной интерполяции соответствующих данных для двух ближайших по периодической таблице благородных газов. Например, для того чтобы определить электронную плотность эквивалентного благородного газа для зЬ1, следует прибавить к электронной плотности гНе одну восьмую часть разности между электронными плотностями гНе и при определении электронной плотности эквивалентного благородного газа для 4Ве нужно прибавить к электронной плотности Не две восьмых части этой же разности и т. д. Относительные устойчивости элементов зависят от их электроотрицательности, которая характеризует относительную способность атомного ядра притягивать электроны. Поэтому по данным об относительных устойчивостях элементов можно построить шкалу их электроотрицательностей. [c.103]

    Таким образом, наибольшая электроотрицательность отмечена у фтора, находящегося в верхнем правом углу таблицы, а наименьшая— у цезия, расположенного в ее левом нижнем углу. Чем дальше отстоят два элемента один от другого по шкале электроотрицательности, тем больше в их соединениях смещено электронное облако к наиболее электроотрицательному элементу, тем боль-ше1 о значения момента диполя следует ожидать для химической связи, образуемой этими элементами. [c.90]

    Шкала электроотрицательности (рис. 7-7) может быть использована для качественной оценки степени полярности данной связи углерод — металл для этой цели служит также таблица ионности (в процентах) связей углерод — металл (табл. 12-1). [c.306]

    Из таблицы видно, что наиболее электроотрицательным элементом является фтор —это очень энергичный акцептор электронов. Такие металлы, как калий, —доноры электронов, их электроотрицательность невелика. Граница между металлами и неметаллами по принятой в таблице шкале лежит при значении электроотрицательности около 2,0. Водород занимает среднее положение. [c.88]

    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]

    Для упрощения рассуждений пользуются терминами, более или менее сходными с общепринятыми. Электроотрицательность элемента будет рассматриваться как сумма первого потенциала ионизации и сродства к электрону (оба в килокалориях), деленная на 130, для приведения результатов к обычной шкале [1]. Приемлемы также аналогичные значения электроотрицательностей, полученные Полингом [2] на основании термохимических данных более сложным путем. Относительные электроотрицательности получены Сандерсоном [3] при помощи еще одного метода, основанного на термохимических данных и типе связи. Эти величины значительно отличаются для элементов, следующих за первым и вторым рядами переходных металлов. Расчеты Гайсинского [4] дают значения электроотрицательностей для некоторых металлов подгрупп Б значения эти отсутствовали в опубликованных ранее таблицах. Хотя между всеми четырьмя рядами величин имеются определенные различия, любые из них [c.28]

    С точки зрения термодинамики удобнее пользоваться определением Малликена, по которому электроотрицательность (ЭО) равна полусумме потенциала ионизации (ПИ) и сродства к электрону (СЭ). Разные шкалы можно численно увязать между собой если поделить электроотрицательность по Малликену на 3,15, то получим электроотрицательность по Полингу. Электроотрицательности некоторых элементов, рассчитанные методом Поллинга, приведены в таблице 1. [c.12]

    Было предпринято множество попыток составить количественные таблицы электроотрицательности, которые указывали бы направление и степень смещения электронного облака в связях между любой парой атомов. Наиболее известна шкала, составленная Полингом, которая основана на энергиях связи (разд. 1.12) двухатомных молекул. Если в молекуле А—В распределение электронов симметрично, энергия связи должна быть средним арифметическим между энергиями связей в молекулах А—А и В—В, поскольку в этих случаях электронное облако не должно смещаться. Если же в действительности энергия связи А—В выше (что обычно так и есть), то это является результатом возникновения частичных зарядов, так как заряды, притягиваясь друг к другу, делают связь более прочной и для ее разрыва требуется больше энергии. В такой шкале электроотрицательности было необходимо произвольно приписать какому-либо элементу определенную электроотрицательность, и фтору была приписана электроотрицательность, равная 4. Тогда электроотрицательность любого элемента получают из разности между истинной энергией А—В и средним арифметическим энергий А—А и В—В по формуле (разность обозначают А) [c.29]

    Два элемента с почти одинаковой электроотрицательностью образуют ковалентные связи. Например, углерод, который занимает промежуточное положение на шкале электроотрицательности, образует ковалентные связи с элементами, расположенными вблизи него в периодической таблице. Когда разность электроотрицательности двух элементов значительна, связь полярна (т. е. обладает в высокой степени ионным характером), как и в случае хлористого натрия. Для большинства химических связей распределение электронной пары не совсем одинаково, так что связь обладает в некоторой степени ионным характером это приводит к появлению дипольного момента связи (разд. 14.10). [c.444]

    Не трудно заметить, что шкала электроотрицательности в том виде, каком она приведена яа рис. 6.22,, в общих чертах напоминает периодическую таблицу, 1НО при этом верхняя часть несколько сдвинута тараво, а нижняя часть влево. При описании периодической таблицы было отмечено, что элементы с наиболее сильно выраженными металлическими свойствами занимают левый нижний угол, элементы с наиболее сильно выраженными неметаллическими свойствами занимают правый верхний угол вследствие указанной выше деформации шкала электроотрицательности показывает металлический или неметалличе- [c.157]

    В свете правил электронного смещения периодическая таблица предстает перед нами как электрохимическая шкала в двух измерениях чем ниже и чем левее расположен -в ней элемент, тем он более электроположителен чем выше и правее — тем он более электроотрицателен Самым электроотрицательным, из элементов оказывается поэтому фтор. Понятно отсюда, что фтор не может проявлять никаких численных значений валентности, кроме —1. В самом деле, фтор ие может проявлять, электроположительной валентности, так как не существ ует элементов,, которые могли бы отрывать электроны от атомов фтора. [c.63]

    Несмотря на введенные Полингом довольно грубые допущения, полученную им шкалу электроотрицательности в настоящее вре мя употребляют почти всюду. Несколько улучшенный вариант, основанный на современных термодинамических данных, предложен Хьюггинсом. После первой таблицы электроотрицательностей Полинга появилось много таблиц , из них наиболее важна предложенная Мюликеном , в которой электроотрицательность элемента оценена средним арифметическим из ионизационного [c.123]

    В основе всех корреляций с алифатически.ми индукционными константами о лежат значения этих величин, взятые из таблицы, приведенной Тафтом [36], либо значения, вычисленные с использованием правила аддитивности [36], и значения сн —0электроотрицательных заместителей, причем значения 30 из них получены либо согласно уравнению (1.13), из данных для гидролиза сложных эфиров (15 значений), либо исходя из величин рКа для карбоновых кислот (15 значений), согласно уравнению р/Са=4,65—1,72 а. Следовательно, для оценки существующей шкалы величин о важно тщательное сопоставление величин 0, основанных на кинетике гидролиза сложных эфиров строения ХСООС2Н5, с величинами рКа Для карбоновых кислот строения ХСООН. При этом из предыдущего изложения должно быть ясно, что данные для указанных двух групп заместителей должны рассматриваться по отдельности. Исходя из существующих данных, такое сопоставление может быть произведено для 8 электроотрицательных заместителей (табл. 17). [c.108]

    Заметим, что если оценивать ионность связи по эмпирической шкале электроотрицательностей (ЭО) Л. Полинга (см. [4]), то можно видеть, что, например, элементы ПВ и ПШ групп таблицы Менделеева имеют одинаковую электроотрицательность, в связи с чем разности электроотрицательностей, определяющие ионность связи, в связях любого нз этих элементов с произвольным металлоидом имеют одинаковую степень ионности. Поэтому SjO -связи, например, d X = In X = In— X, Ga X = Zn  [c.306]

    Составленная подобным образом шкала ЭО предложена Р. Малликеном. По шкале Малликена, если ЭО лития принять равной единице, то ЭО наиболее электроотрицательного из атомов — атома фтора Р составляет 3,56 эв, т. е. более чем в три раза превышает ЭО лития Действительно, в соответствии с таблицами 18 и 19 ЭИр+ЭСр= = 17,42+3,58=21 эв 21 5,93=3,56. Из-за недостатка сведений об ЭС атомов большей популярностью, чем шкала Малликена, пользуется шкала относительных электроотрицательностей по Полингу (табл. 20). В основе этой шкалы (она используется в этой книге) лежит не сумма ЭИ и ЭС каждого атома, а другие их свойства, характеризующие способность атомов превращаться в отрицательные ионы. Есть и иные шкалы оценки электроотносительности атомов. В большинстве случаев данные об относительной ЭО одинаковых атомов, найденные по различным системам, пропорциональны между собой. [c.104]

    На основе зависимости значений энергий связей от электроотрицательности связанных атомов, качественно выведенной из периодической системы и других соотношений, Полинг пришел далее к количественной шкале электроотрицательности. Эта шкала основана на постулате, что увеличение энергии связи между двумя отличными друг от друга атомами D(A—В) сверх значения, вычисленного на основании геометрического среднего D(A—А) и D(B—В), обусловлено частично ионным характером связи А—В. Разность А между D(A—В) и геометрическим средним D(A—А) и D(B—В) сама по себе не используется для расчета электроотрицательности. Вместо этого в качестве удобного критерия разницы в электроотрицательностях между А и В берут величину 0,18 Д. Во всех имеющихся в литературе значениях хд —используют Н в качестве стандарта со значением л н —0,00. Значения электроотрицательностей, приведенные в табл. 7, получены путем добавления аддитивной, константы 2,05, выбранной таким образом, чтобы для элементов первого периода от С до F включительно значения элек-троотрйцательности составили от 2,5 до 4,0. В той же таблице приводятся величины ионного характера некоторых связей с участием кремния в процентах, рассчитанные на основании разности лгд—лгв. В этом расчете используют эмпирическое уравнение, предложенное Полингом и дающее хорошее согласие с экспериментальными данными об электрических дипольных моментах определенных молекул. [c.32]

    Несмотря на введенные Полингом довольно грубые допущения, полученную им шкалу электроотрицательности в настоящее время употребляют почти всюду. Несколько улучшенный вариант, основанный на современных термодинамических данных, предлож-ен Хьюггинсом. После первой таблицы электроотрицательностей Полинга появилось много таблиц из них наиболее важна предложенная Мюликеном в которой электроотрицательность элемента оценена средним арифметическим из ионизационного потенциала и сродства к электрону для данного атома. Однако этот метод может быть применен к сравнительно небольшому числу элементов, для которых известно сродство к электрону. Для этих элементов найденные величины совпадают для обеих таблиц — и Мюликена, и Полинга. [c.119]

chem21.info

Электроотрицательность атомов таблица - Справочник химика 21

    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 болеэлектроотрицательными элементами (с атомами фтора, кислорода, хлора), чем это имеет место в случае углерода. [c.18]

chem21.info