Связь химическая Связь, схемы

Рис. 20-9. Схема образования химической связи во внутри- и внешнеорбитальных комплексах в теории валентных связей. Во внутриорбитальных комплексах кобальта, подобных Со(ЫНз) , шесть электронов металла спин-спарены на и

Рис. 36. Схема образования химических связей в молекула воды.

Рис. 1.45. Схема, по>са 1Ыйа ощая образованно химических связей в молекуле СО .

Указать тип химической связи в молекулах Ыг, I2, НС1. Привести схему перекрывания электронных облаков. [c.60]

В последние годы широкую известность завоевал метод полного наложения конфигураций в пространстве активных орбиталей. В методе наложения конфигураций и в методе МК ССП некоторая часть конфигураций может быть отобрана из простых соображений. При переходе от легких атомов к более тяжелым, например атомы переходных элементов, возникает вопрос об участии -электронов в химической связи. Для этих элементов характерно относительно небольшое изменение полной энергии при переходе от конфигурации основного состояния к возбужденной и в этих условиях возможна сложная схема изменения весов различных конфигураций при разрыве химической связи. Явный учет даже относительно небольшого числа валентных электронов и возможных схем их расселения приводит к внушительному списку конфигурационных функций. Например, если расселить 8 электронов на восьми 262 [c.262]

Общепринятая классификация всех реакций органических соединений, в том числе и реакций ароматического замещения, строится на несколько формальных брутто-схемах, в которых приводятся только исходные и конечные продукты химического превращения, и общих иредставлениях об образовании или разрыве химических связей. При этом реагирующие частицы условно разделяют на исходное соединение, считающееся субстратом, и атакующий реагент. Последний может быть электронодефицитным, электроноизбыточным или же содержать неспаренный электрон, т. е. являться свободным радикалом. Образование химической связи между субстратом и электронодефицитным реагентом происходит путем обобщения электронной пары, ранее полностью принадлежавшей субстрату. Такой реагент и реакции с его участием считают электрофильными. Наиример, рассматриваемые в настоящей главе реакции ароматического электрофильного замещения в первом приближении могут быть представлены брутто-схемой [c.33]

Длины связей и валентные углы групп X N, найденные во всех структурно-изученных соединениях, приведены в табл. 4. В табл. 9 отобраны те структуры, исследование которых представляется наиболее прецизионным. К сожалению, даже в этих структурах длины связей иона S N варьируют в довольно широких пределах N—С от 1,10 до 1,17А, С—S от 1,62 до 1,71 А. Первый интервал соответствует сумме ковалентных радиусов для тройной связи N = (1,16А), второй ближе к сумме радиусов С и S для двойной связи (1,61 А), чем для ординарной (1,81 А). Нельзя, впрочем, забывать, что ковалентные радиусы — понятие весьма условное и что к аддитивной схеме радиусов, не учитывающей всего разнообразия валентных состояний атомов, следует относиться с большой осторожностью. К тому же чувствительность межатомных расстояний к тонким различиям в химических связях относительно низка, а погрешности измерений велики. [c.206]

В методе валентных связей химическая связь рассматривается как двухэлектронная и двухцентровая, т.е. пара электронов, образующих связь, локализована в пространстве между двумя атомами и находится в их общем пользовании. Возможны два механизма образования общей электронной пары. Первый называется обменным и заключается в спаривании двух электронов, принадлежащих разным атомам и имеющим противоположные спины. Его можно выразить следующей схемой [c.47]

Другой простой теорией химической связи является метод валентных схем (метод ВС). В этом методе принимается, что сближаются и начинают взаимодействовать сами атомы. Согласно методу молекулярных орбиталей, все электроны принадлежат молекуле в целом, тогда как в методе валентных схем считается, что пара электронов принадлежит паре связанных атомов. [c.433]

В молекуле аммиака неспаренные образуют три. электронные пары с рода. У атома азота остается неподеленная пара электронов т. е. два электрона с антипаралелльными спинами на одной атомной орбитали. Атомная орбиталь иона водорода не содержит электронов (вакантная орбиталь). При сближении молекулы аммиака и иона водорода происходит взаимодействие неподелен-ной пары электронов атома азота и вакантной орбитали иона водорода. Неподеленная пара электронов становится общей для атомов азота и водорода, возникает химическая связь по донорно-акцепторному механизму. Атом азота молекулы аммиака является донором, а ион водорода — акцептором. Обозначив неподеленную пару электронов двумя точками, вакантную орбиталь квадратом, а связи черточками, можно представить образование иона аммония следующей схемой [c.40]

Степени окисления. Наряду с радиоактивностью всех изотопов другим важным с точки зрения химии отличием актиноидов от лантаноидов является значительно большая способность 5/-электронов принимать участие в образовании ковалентных связей, обусловленная большей радиальной протяженностью 5/-орбиталей по сравнению с 4/-орбиталями. Следствием энергетической близости 5/-, Qd-, 7s- и 7р-уровней (см. рис. 2.13), а также повышенной способности 5/-электронов к образованию химических связей, является большое разнообразие степеней окисления у актиноидов и общее стремление к реализации высоких степеней окисления. На приведенной ниже схеме степеней окисления актиноидов в скобках показаны неустойчивые степени окисления и подчеркнуты наиболее распространенные. [c.382]

Электростатическая модель. Электростатическая модель неизбежно и по праву связывается с именем Полинга [1590]. В книге Природа химической связи он утверждает, что свойство атома водорода вступать в связь определяется его 15-электроном. Обладая этим единственным электроном, он не может образовать более одной ковалентной связи. Отсюда делается вывод, что образование Н-связи обусловлено ионными силами. Этот аргумент, выдвинутый еще в 1928 г. [1590], основывается на принципе Паули, на валентной схеме химической связи и на классическом правиле валентности, согласно которому атом водорода может вступить в связь только через посредство 1з-электрона (см. также [1589]). Это утверждение еще и сейчас поддерживается защитниками электростатической теории и встречается в современных учебниках (например, [447], стр. 302 [1643], стр. 197). Эта аргументация эмпирически подтверждается тем, что наиболее прочная Н-связь образуется в том случае, когда А и В — ионы фтора следующая по прочности Н-связь включает атомы кислорода кислоты же, содержащие группу N — Н, обычно образуют сравнительно слабые Н-связи. В качестве дополнительного доказательства приводятся вычисления энергии Н-связи, основанные на модели точечных зарядов (см. сноску, разд. 8.3.1), диэлектрические [199, 172] и спектральные свойства [1084, 199, 1767, 1327, 407, 1849]. [c.197]

Рнс. 1.43. Схема, показывающая образованпе химических связей в молекуле Рис. 1.44, Схема, показывающая образование химических связей в молекуле С Н . [c.91]

Им же было подсчитано, что в случае полного растекания по воде площадь, занимаемая частью полимера, ограниченной двумя группами ОН с водородной связью, составляет 80 А , как это показано на схеме. Эпоксидные группы связываются с группами — ОН стекла химическими связями. Схема на рис. 123 также показывает, что только — 10% от всего числа гидроксильных групп (т. е. две группы из двадцати) могут быть связаны с функциональными группами эпоксидного полимера. [c.234]

В нуклеофильных реакциях происходит передача электронов от нуклеофила к субстрату с образованием в переходном состоянии некоторого подобия химической связи [схема (35)] [c.70]

Рис. 37, Схема образова пя химических связей в молекула аммиака.

Молекула НзО имеет линейное строение [ (Н — Ы) = 113 пм, d(N —0)= 118 пм]. Химическая связь в N26 может быть описана наложением валентных схем [c.403]

В молекулах элементов второго периода МО образуются в результате взаимодействия атомных 25- и 2р-орбиталей участие внутренних 15-электронов в образовании химической связи здесь пренебрежимо мало. Так, на рис. 49 приведена энергетическая схема образования молекулы г здесь имеются два связывающих электрона, что соответствует образованию простой связи. В молекуле же Веа число связывающих и разрыхляющих электронов одинаково, так что эта молекула, подобно молекуле Нез, [c.147]

Следуюш ий пример взаимодействия адгезива с субстратом — система, в которой субстратом являются целлюлоза и ее производные, а адгезивом — карбамидоформальдегидные и меламино-формальдегидные смолы. Термореактивные предконденсаты этих смол (метилолмочевина, метилолмеламин, модифицированные ме-тилолмочевины и метилолмеламины, метилолгуанидины, метилольные производные диаминов дикарбоновых кислот), взаимодействуя с гидроксильными группами целлюлозы, сшивают соседние макромолекулы. В результате такой обработки теряется способность к растворению в медноаммиачном растворе [65]. Наличие химической связи в подобных случаях подтверждается ИК-спек-трами продуктов взаимодействия. В частности, в ИК-снектрах целлофана, обработанного нредконденсатами карбамидо- и мел-аминоформальдегидных смол, наблюдаются характерные полосы, которые можно связать с появлением дополнительных связей СО вследствие взаимодействия первичных гидроксильных групп целлюлозы с метилольными группами смол [66] но схеме [c.33]

Рнс. 1.40. Схема, показывающая образование химических связей в молекуле а—0-связи 6—п-связи. [c.89]

Гибридизация одной s- и трех р-орбиталей (sp -гибридизация), как уже указывалось, объясняет валентности углеродного атома. Образование sp -гибридных связей характерно также и для аналогов углерода — кремния и германия валентности этих элементов также имеют тетраэдрическую направленность. Может возникнуть вопрос — если гибридные орбитали обеспечивают большую концентрацию электронного облака между ядрами и, следовательно, более прочную связь, то почему они не возникают в НаО л NH3 На да шый вопрос следует ответить, что направленность связей в этих соединениях также можно объяснить sp -гибридизацией. Такой подход является даже более точным, чем изложенный на стр. 161 и 162. Не следует, однако, забывать, что оба подхода являются приближенными. При образовании молекулы HjO атом кислорода люжет приобретать конфигурацию наружного слоя где Ф2, Фз и — sp -гибридные волновые функции верхние индексы указывают количество электронов, занимающих данную орбиталь. Таким образом, две из четырех гибридных орбиталей атома кислорода заняты неспаренньши электронами и могут образовать химические связи угол между этими связями должен составлять 109,5°. Это значение ближе к экспериментальному (104,5°), чем величина 90°, даваемая схемой, рассмотренной на стр. 161. Однако если на стр. 161—162 пришлось объяснять отклонение теоретической величины от экспериментальной для молекулы HjO, то здесь нужно объяснить, почему углы между связями у аналогов воды HjS, HaSe и НаТе заметно отличаются от 109,5°. Это объясняется действием ряда факторов. В частности, в соединениях, содержащих большие атомы, связь слабая и выигрыш энергии в результате образования связи гибридными орбиталями не компенсирует некоторое возрастание энергии s-электронов, обусловленное их переходом на sp -гнбридные орбитали. Это препятствует гибридизации. Кроме того, как показали точные расчеты, при образовании связи Э—Н 25-орбитали кислорода (и азота) сильнее перекрываются с ls-орбиталями водорода, чем 2р-орбита-ли. Для аналогов кислорода, наоборот, сильнее перекрываются р-орбитали. Это обусловливает больший вклад s-состояний (гибридизацию) в образование химической связи в молекуле Н О, чем в ее аналогах. Поэтому валентные углы в H2S, HjSe и НаТе близки к 90°. [c.168]

Дри сближении же атомов водорода, у которых спины электронов параллелыш ХиЛ >. проявляется только отталкивание. Следовательно, церекрывание атомных орбиталей не происходит и молекула не образуется. Химическую связь, образованную в результате обобщения (перекрывания) электронной плотности, взаимодействующих атомов называется ковалентной (по Льюису ковалентная связь образуется за счет обобп1е-ния электронов). В настоящее время существует два подхода, используемые для объяснения ковалентной связи метод валентных схем (ВС) и метод молекулярных орбиталей (МО). Представление Льюиса о связи посредством пары электронов находит квантово-механическое выражение в теории валентных связей. Как и МО, теория валентных связей является приближенным методом. Однако ее исходные положения [c.13]

Выше указывалось, что валентные углы в молекулах Н2О н ННз не точно соответствуют расположению р-орбнталей и это обусловлено некоторым вкладом -электронов в образование химической связи. Такой вклад есть ни что иное, как гибридизация. Электронное строение молекул воды и аммиака выражается схемами [c.88]

Эта последовательность, в общем, совпадает с известным рядом трансвлияиия, что указывает па правильность основной предпосылки — свойств химической связи, определяющей особенности взаимного влияния атомов. По этой причине иоляризациопную схему взаимодействия атомов во внутренней сфере комплексных соединений мы и развили таким образом, что учитывается взаимное влияние ие диполей, а зарядов па связях [284, 285]. [c.249]

Рассмотренная выше модель химической связи для гомоядерных двухатомных молекул независимо от используемого метода - валентных схем или молекулярных орбиталей - получила название модели ковалентной связи (от лат. со - приставка, означающая совместность, и valens - имеющий силу). Как правило, ковалентная связь характеризуется увеличением электронной плотности в области между ядрами по сравнению с суммой электронных плотностей свободных атомов. Это достаточно очевидно в том примере молекулы Н2, который обсужден выше. Так, при использовании базиса из Is-функций и нормировке плотности на число частиц (так чтобы для молекулы и разделенных атомов эта нормировка была одинакова) в рамках метода валентных схем [c.464]

Рис. 1.46. Схема, показывающап образование химических связей в молекуле

И ориентируются дублетами и десорбируются в виде молекул НО . Робертс показал, что при адсорбции образуются химические связи, изображаемые в виде Н и В последующая работа ПО адсорбции [38] привела к принятию такого пути реакции, согласно которому хемосорбцня частично обратима даже при температуре л<идкого воздуха и реакция протекает по схеме, изображаемой нижеследуюигими уравнениями [c.64]

Ни электронные пары Льюиса, ни электронные квартеты Лин-нета не ассоциируются непосредственно с орбиталями, которые принимают участие в образовании химических связей. Однако схема молекулярных орбиталей показывает, насколько существенно и то, какие орбитали приводят к возникновению данной связи. При рассмотрении характера связи в соединениях переходных элементов необходимо каждый раз тщательно исследовать орбитали, способные к образованию связи. Поэтому нам следует вспомнить ту схему ячеек, которая описывает валентные орбитали и их заселенность. Эта схема имеет большое значение для нас, потому что она воплощает сущность представления о валентных связях и при этом позволяет четко проследить за образованием молекулярных орбиталей. [c.157]

Харнкпи ристи ческое излучение металла. Как можно видеть из литературы И—3], большинство лазерных активных веществ, за исключением газовых лазеров, содержит переходные, металлы и качестве излучающих центров. В связи с этим МОС кажутся потенциальными источниками активных лазерных. материалов. Уже сам состав МОС (органическая часть и металл) обусловливает возможность поглощения энергии органической частью, передачу энер-гии с последней па металл вследствие сильной химической связи и излучение анергии при переходе между уровнями металла подобно обычной схеме лазера, описанной на стр. 20. [c.25]

Полученные Гейтлером и Лондоном (и впоследствии уточнен- ные другими исследователями) расчетные значения межъядерного расстояния и знергии связи в молекуле водорода оказались близки к экспериментально найденным величинам. Это означало, что нри ближения, использованные Гейтлером и Лондоном при решении уравнения Шредингера, не вносят суии стеенных ошибок и могун считаться оправданными. Таким образом, исследование Гейтлера и Лондона позволяло сделать вывод, то химическая связь в молекуле водорода осуществляется путем образования пары электронов с противоположно направленными спинами, принадлежащей обоим атомамДПроцесс спаривания электронов при образовании моле кулы водорода может быть изображен следующей схемой [c.121]

Схематическое изображение слоистой структуры приводилось во многих публикациях [6, И, 12, 1038] для иллюстрации на схеме 7.1 воспроизведен вариант, предложенный авторами работы [1038] для макроструктуры асфальтенов из битума ромашкинской нефти. В рамках — фрагменты, составляющие отдельные слои. Штрихами показаны химические связи между атомами, расположенными в различных слоях. Конечно, строение фрагментов, сос-ставляющих отдельные слои макромолекул, должно отличаться несоизмеримо большим разнообразием. Кроме того, надо учитывать, что сведения об этих структурных особенностях получены с помощью рентгеноспектрального анализа кристаллических веществ и что за образование многослойных кристаллитов и плоскопараллельную укладку полициклоароматических блоков могут быть ответственны не только связывающие слои углеводородные или гетероатомные цепочки, но и взаимно ориентирующие я—л-взаимодействия непосредственно не связанных конденсированных ароматических систем. [c.187]

Можно также показать форму электронного о блака, изобразив граничную поверхность, внутри которой находится большая часть облака ( %). Если требуется показать на рисунке точное значение волновой функции, то пользуются контурными диаграммами, где линии соединяют точки, для которых гр (или 1JJ ) имеет определенное значение. На рис. 1.8 показаны различные изображения 2рг-орбитали атома водорода. Несмотря на то, что представленные здесь фигуры имеют различную форму, они обладают одинаковой симметрией, характерной для рг-орбитали. Форма орбиталей важна для понимания особенностей химической связи, и в дальнейшем мы неоднократно будем пользоваться подобными изображениями орбиталей. На схемах часто рисуют орбитали стилизованно, несколько искажая их форму и пропорции. [c.24]

Очевидно, Сг = С4 = Сд, т.е. в (1.52) входят лишь два значения коэффициентов. Правда, энергия электронных состояний, отвечающих структурам (3), (4) И (5), выше чем структур (1) н (2) (так как в структурах Дюара одна из я-связей слабее остальных). Поэтому их вклад в величину ф будет меньше, чем вклад первых двух структур. Это означает, что в первом приближении можно не принимать во вннмаиме фз, ф< и фд, ограничиваясь Ф1 и фа. Подобный метод объяснения и расчета химической связи в молекулах получил назв.ание метода на-ложения валентных схем теории резонанса). В этом методе используют волновые функции вида [c.94]

Нужно отметить, что приведенная схема химической связи в молекуле СО является лищь первым приближением. Переход одной электронной пары атома кислорода.в совместное обладание с атомом углерода должен был бы сделать молекулу сильно полярной. Однако дипольный момент СО очень мал, он равен [c.96]

При проектировании оптимальной технадогической схемы ТС необходимо определить структуру технологических связей между теплообменными аппаратами заданного типа, а также размеры поверхностей теплообмена для каждого аппарата разрабатываемой тепловой системы, которые обеспечивают выполнение требуемой операции рекуперативного теплообмена между исходными т горячими и п холодными технологическими потоками химического производства при минимуме некоторого КЭ системы, например, при минимальном значении приведенных затрат. [c.236]

Синтез схем химического превращения на основе концепции изомеризма. В основе метода лежит использование закона сохранения вещества в процессе химического превращения и предположение о том, что атомы, составляющие молекулярную структуру, можно рассматривать состоящими из ядер со стабильными внутренними электронами и валентных электронов, способных образовывать химические связи типа ионной, ковалентной и мпо-гоцентровой [12, 13]. Исходя из этих положений разработана математическая модель химических соединений и реакций, заключающаяся в следующем. [c.444]

Диаграммы связи химических реакций в присуч ствив ката лизаторов. Допустим, реакция А С протекает в присутствии катализатора Е. Схему реакции в этом случае можно представить в виде [c.131]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология