Ван-дер-Ваальса радиус атома

Третий вид напряжения имеется в циклических углеводородах, начиная с циклогексана. находящегося в конформации ванны [формула (7)]. Один из атомов водорода у С-3 и один из атомов водорода у С-6 направлены внутрь цикла (их называют бушпрйтными, или интрааннулярными) расстояние между ними равно 0,183 нм (ван-дер-ваальсов радиус атома водорода [c.480]

Ван-дер-ваальсов радиус атома проявляется при межмолекулярном взаимодействии (см. разд. 29.3). [c.492]

Правильное представление о заполнении внутримолекулярного пространства дают полусферические модели (модели Стюарта—Бриглеба). Атомы в этих моделях изображаются шарами, радиус которых отвечает ван-дер-ваальсовым радиусам, ограничивающим сферу, внутрь которой не может проникнуть другой атом, не связанный с данным атомом химически. Так, например, ван-дер-ваальсов радиус атома водорода равен 1,2 А. Если бы мы попытались с помощью сложения таких шаров построить модель молекулы водорода, то оказалось бы, что центры атомов располагаются на расстоянии 1,2-Ь 1,2 = 2,4 А, что совершенно не отвечает их истинному расстоянию в молекуле водорода (всего 0,6 А). Чтобы [c.22]

Атом углерода в состоянии хр -гибридизации следует изготовить в виде шара с радиусом 1,8 А (ван-дер-ваальсов радиус атома углерода) и отрезать от него симметрично четыре части так, чтобы расстояние от центра шара до поверхности среза было равно ковалентному радиусу — 0,77 А (рис. 5 и 6). Для построения моделей этиленовых, ацетиленовых, аллено-вых, ароматических соединений необходимы другие модели атома углерода. Точно также специальными моделями изображается атом связанного двойной связью кислорода, атом связанного двойной или тройной связью азота и т. д. Пользуясь наборами соответствующих атомов, можно построить модели сложных органических соединений (рис. 7, 8). [c.26]

Расстояние 0-д, соответствующее минимуму на кривой энергии, является минимально возможным расстоянием, при котором ковалентно несвязанные атомы могут существовать, не испытывая разъединяющего отталкивания. Половина расстояния, разделяющего атомы в точке а, определяется как ван-дер-ваальсов радиус атома. Таким образом, ван-дер-ваальсов радиус атома больше, чем его ковалентный радиус, и характеризует эффективный размер атома или группы. Значения ковалентных и ван-дер-вааль-совых радиусов сравниваются в табл. 1.8 (подробнее о природе межмолекулярных сил см. в разд. 1.8). [c.60]

Аномальная склонность к изомерным превращениям 1,8-дизамещен-ных производных нафталина обусловлена, несомненно, пространственным взаимодействием заместителей, занимающих лери-положения. Рассмотрим, например, молекулу 1,8-дихлорнафталина. Ван-дер-ваальсов радиус атома хлора равен 1,80А [8]. Следовательно, сближение двух валентно не связанных атомов хлора на расстояние меньше 3,6А будет сопровождаться возникновением между ними сил отталкивания. Расстояние же С]—Сз в молекуле нафталина, вычисленное на основании данных рентгеноструктурного анализа [8], составляет всего 2,5А. Таким образом, реализации идеальной структуры 1,8-дихлорнафталина, характеризующейся нормальными величинами валентных углов и длин связей, должно препятствовать взаимное отталкивание двух атомов хлора. Поэтому строение молекулы 1,8-дихлорнафталина, несомненно, отличается от идеальной структуры. Это отличие выражается, по-видимому, в разведении атомов хлора в плоскости нафталинового кольца и в выходе их из нее. Степень подобного искажения структуры определяется условием минимума энергии напряжения, учитывающей затрату энергии на сжатие Ван-дер-ваальсовых сфер валентно не связанных атомов и на [c.100]

В то же время взаимодействие атомов Н связей С-—Н оказывается существенно иным заметное отталкивание возникает лишь при их сближении на расстояние — 1,9 А, а минимуму потенциальной кривой соответствует расстояние 2,4 А кристаллографический ван-дер-ваальсов радиус атома Н связи С—Н равен 1,2 А [ ]). Взаимодействие валентно не связанных атомов Н связей С—Н описывается другой группой потенциалов, предложенных Хиллом [ 2], Бартеллом и А. И. Китайгородским ] из кристаллохимических и термодинамических данных по межмолекулярному взаимодействию простейших углеводородов (рис. 5, а). Эти потенциалы имеют вид [c.61]

Значение ван-дер-ваальсова радиуса атома данного элемента зависит от природы вещества и может изменяться под влиянием внешних воздействий (например, сжатия вещества). Так, в тетрафториде ксенона Хер4 ван-дер-ваальсов радиус атома ксенона составляет 170 пм, а в твердом ксеноне он равен 218 пм . Радиус атома ксенона в Хер4 уменьшается из-за смещения электронной плотности к более электроотрицательному атому фтора и последующего сближения заряженных атомов Хе + и Р . [c.173]

Следует учитывать и геометрические особенности -орбита-лей. В свободном атоме -орбитали, как известно, большие по размерам и размытые в пространстве. При появлении реальных или эффективных зарядов на атоме неметалла -орбитали уменьшаются в размерах и сжимаются в пространстве, что приводит к усилению их перекрывания с атомными орбиталями партнера по связи. Так, квантовомеханические расчеты показывают, что в SFe 3 -opбитaли атома серы сокращаются до размеров, отвечающих эффективному перекрыванию максимум электронной плотности будет находиться на расстоянии 130 пм от ядра, т. е. значительно ближе, чем в свободном атоме серы (ван-дер-ваальсов радиус атома серы составляет 180 пм). [c.561]

В результате тщательного анализа большого материала по структурам молекулярных кристаллов было установлено, что ван-дер-ваальсов радиус атома зависит от направления, т. е. от угла, образуемого вектором, соединяющим центры валентно не связанных атомов, с ковалентными связями в молекуле. В частности, оказалось, что межмолекулярный радиус атома в направлении ковалентных связей несколько меньше, чем по нормали к ним. Этот факт нашел отражение в моделях Бриглеба [125], где, например, размер атома углерода в направлении толщины ароматического ядра существенно больше, чем в перпендикулярном направлении. [c.106]

Другой путь — разрыв связи во время самого элементарного акта с образованием сразу двух частиц — иона и радикала. Этот путь может оказаться предпочтительным, если образование ион-радикала энергетически невыгодно. Ван-дер-ваальсов радиус атома обычно примерно равен гольдшмидтовскому радиусу соответствующего однозарядного аниона и на 0,8 А превышает ковалентный радиус [279]. Радиус катиона примерно на ту же величину меньше. Поэтому, когда разрыв связи сопровождается образованием радикала и катиона (окисление), расстояние между атомами может практически не измениться (если вместо радиусов Гольдшмидта пользоваться более современными радиусами по Гурари и Адриану [280], то можно ожидать увеличения расстояния на 0,2 А). Если же образуются радикалы и анион (восстановление), то межатомное расстояние в ходе элементарного акта должно увеличиться примерно на 1,4—1,6 А. [c.157]

По-видимому, более правильЕЮ сравнить структуру этого полимера с молекулой поливинилхлорида, так как ван-дер-ваальсов радиус атома фтора лишь немного превышает раз.мер атома водорода. — (Прим. ред.) [c.252]

Правильное представление о заполнении внутримолекулярного пространства дают полусферические модели (модели Стюарта— Бриглеба). Атомы в этих моделях изображаются шарами, радиус которых отвечает ван-дер-ваальсовым радиусам, ограничивающим сферу, внутрь которой не может- проникнуть другой атом, не связанный с данным атомом химически. Так, например, ван-дер-ваальсов радиус атома водорода равен 0,12 нм (1,2А). Если бы мы попытались с помощью сложения таких шаров построить модель молекулы водорода, то оказалось бы, что центры атомов располагаются на расстоянии (0,120,12) нм = 0,24 нм, что совершенно не отвечает истинному расстоянию между ними в молекуле водорода (всего 0,074 нм). Поэтому при изготовлении модели надо срезать часть шаров (как срезают дольку лимона или яблока) так, чтобы расстояние от центра шара до среза соответствовало ван-дер-вааль-сову радиусу, и затем сложить атомы срезанными частями. Полусферические модели атома и молекулы водорода показаны на рис. 4 и 5. [c.193]

Для более полного описания геометрии этой молекулы нужно знать ковалентные радиусы атомов, т. е. вклады атомов в длину ковалентной связи, а также ван-дер-ваальсов радиус атома фтора. Ковалентные радиусы приведены в табл. 11.10, ван-дер-ваальсовы радиусы — в табл. 10.3. [c.190]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология