Поделенные электроны

Как указывалось выше, нормальное присоединение галоидводородов к олефинам считается реакцией, идущей по карбоний-ионному механизму. Однако Караш и другие рассматривают взаимодействие бромистого водорода и других реагентов с олефинами, если реакция катализируется перекисями или ультрафиолетовым спетом, как идущую по свободно-радикальному механизму [42]. Майо и Уоллинг [55] предположили, что реакция нормального присоединения идет по механизму с поделенными электронами, а аномальная — по механизму со спаренными электронами. [c.369]

Такая пространственная конфигурация имеет место для многих соединений элементов главной подгруппы П-й группы и других элементов. Например, у бериллия — всего две поделенные электронные пары, обеспечивающие связи с атомами хлора в молекуле ВеСЬ. Эта молекула в газообразном состоянии имеет [c.134]

Различают гомолитическое и гетеролитическое окисление органических соединений. При гомолитическом окислении электроны поодиночке удаляются из органических веществ активными атомами (например, хлором) или свободными радикалами. Таким путем могут окисляться и молекулы, содержащие не-поделенные электроны, но обычно гомолитическое окисление заключается в отрыве от органической молекулы электрона вместе с ядром водорода, например [c.167]

Для органических соединений характерны ковалентные связи. Первое их объяснение на основе модели поделенных электронных пар было предложено в 1916 г. независимо друг от друга Льюисом и Косселем. Согласно современной теории молекулярных орбиталей, электроны в молекуле размещаются на молекулярных орбиталях (МО), подобно тому как в атомах электроны размешаются на атомных орбиталях (АО). Теория МО основана на приближенном решении уравнения Шредингера, которое описывает поведение элементарных частиц с помощью представлений о волновом движении в пространстве. Как и АО, МО различаются своим видом и энергией. Нужно отметить, что, когда говорят об энергии орбитали, имеют в виду энергию размещенного на этой орбитали электрона. [c.52]

Главное в учении о ковалентной связи — обобществление валентных электронов. В молекуле водорода обобществляются оба электрона от каждого атома водорода, которые и являются валентными. При этом одна обобществленная электронная пара соответствует одной валентности в теории химического строения Бутлерова. Общая электронная пара, ответственная за химическую связь, иначе называется поделенной парой электронов. Возникновение кратной — двойной и тройной — связи сопровождается образованием соответственно двух и трех поделенных электронных пар. Соединение атомов азота с возникновением трех ковалентных связей (тройная связь), по Льюису, можно представить следующим образом . [c.86]

Во всех разобранных примерах наблюдалось образование связей в том направлении, в котором была расположена наибольшая часть электронного облака, так что осуществлялось максимальное перекрывание облаков двух связующих электронов по линии, соединяющей центры атомов. Такая связь называется а-связью. Всякая единичная ковалентная связь, т. е. образованная одной поделенной электронной парой, является о-связью. В тех случаях, когда число заместителей равно валентности образующего молекулу атома, этот последний связан с ними о-связями. [c.96]

КаЫ — слабый нуклеофил, использующий свою пару не-поделенных электронов. Он способен замещать активный галоген или другие группы (разд. В) или присоединяться к положительно заряженным центрам (разд. Г). [c.469]

Рассмотренные выше специфические особенности полисахаридов, отличающие их от других биополимеров, — существование разветвленных цепей, большое разнообразие возможных конформаций этих цепей и концевых остатков моносахаридов, высокая плотность атомов, имеющих не-поделенную электронную пару, или кислотных групп — определяют их биологическую специфичность. Более детальный анализ связи структуры и функции полисахаридов имеет на данном этапе развития науки весьма ограниченные возможности. [c.608]

Электрический заряд каждого атома, определяемый как числом внешних электронов, которые он имеет согласно п )Ложению элемента в периодической системе, так и числом тех электронов в молекуле соединения, которые можно считать принадлежащими тленно данному атому. Разумеется, при этом поделенная электронная пара, осуществляющая связь между двумя атомами, учитывается только как один электрон. Если второе число равно первому, атом остается электронейтральным. Если оно выше первого на п единиц, атом получает п отрицательных зарядов, если оно ниже на т единиц — атом имеет т положительных зарядов. Сумма положительных или отрицательных зарядов, распределенных таким образом в случае нейтральных молекул должна быть равна нулю. Для ионов она имеет положительное или отрицательное значение, соответствующее общему результирующему заряду. [c.15]

Если потенциально ядовитый элемент находится в состоянии, при котором невозможно образование им связей с катализатором (экранирован от катализатора), то такие соединения не ядовиты. Это может быть в случаях, когда токсичный элемент обладает полностью поделенным электронным октетом, его валентные связи полностью насыщены. [c.224]

Бимолекулярному замещению 2 соответствует бимолекулярное отщепление е2 приближающийся реагент 2, который обладает нуклеофильным (в частности основным) характером, способствует отщеплению протона, в то время как электроноакцепторная группа X одновременно удаляется с (ранее поделенной) электронной парой [c.114]

В бромистом алкиле атом брома считают отрицательным, так как он отщепляется вместе с парой поделенных электронов и связывает протон. [c.644]

В основе данного метода лежат представления о том, что во многих соединениях химическая связь приближенно может считаться двухцентровой и двухэлектронной. Поэтому электронная оболочка каждого атома представляется состоящей из нескольких электронных пар. Часть этих электронных пар является неподеленными, т. е. принадлежащими только одному атому, а другая часть — поделенными, т. е. принадлежащими двум атомам. Далее считается, что электронные пары принимают такое расположение на валентной оболочке атома, при котором они максимально удалены друг от друга. Таким образом предпо-.пагается, что электронные пары ведут себя так, как если бы они только взаимно отталкивались. Считается, что неподеленные электронные пары отталкиваются друг от друга сильнее, чем они отталкиваются от поделенных электронных пар. Наиболее слабое отталкивание приписывается отталкиванию между собой поделенных электронных пар. Если каждой электронной паре мысленно приписать предпочтительное нахождение в некоторой точке пространства, то расположение пар можно изобразить в виде вершин многогранника, который получается при соединении всех пар прямыми линиями. Например, если отталкиваются всего 2 электронные пары атома Э, то они будут располагаться под углом 180° друг [c.134]

В качестве примера определения геометрической конфигурации молекул, содержащих неэквивалентные электронные пары рассмотрим строение молекулы аммиака NHз. В данной молекуле азот (электронная конфигурация 7N... 25 2р 2р 2р ) и три атома водорода ( И 1з ) образуют за счет (1 + 1)-взаимодействий 3 поделенные электронные пары. Четвертая — неподеленная электронная пара принадлежала атому азота и до образования связей. Таким образом, на электронной оболочке азота в молекуле NHз находятся 4 электронные пары. Если бы все эти пары были эквивалентными, то они распо.пагались бы [c.134]

Возникает и такой вопрос если для молекул воды и аммиака характерна 5р -гибридизация, то почему угол между связями получается значительно меньше по сравнению с тетраэдрическим Чтобы ответить на этот вопрос, обратимся к схемам строения молекул метана СН4, аммиака ЫНз и воды НаО (см. рис. 17). Как видно из рисунка 17, а, у атома углерода все четыре 5/ -гибридные орбитали заполнены свя-зываюш,ими электронными парами. У атома азота (рис. 17, б) только три 5р-гибрндные орбитали заполнены связывающими электронными парами, а четвертая 5р -гибридная орбиталь заполнена неподеленной электронной парой. У атома же кислорода (рис. 17, в) связывающими электронными парами заняты только две р -гибридные орбитали, а две другие заполнены поделенными электронными парами. Следовательно, отклонение от тетраэдрического угла (109°28 ) обусловлено действием неподеленных электронных пар, находящихся на яр -гибридиых орбиталях. У атома азота одна такая пара, поэтому угол отклонения от тетраэдрического небольшой и составляет 107,3°. У атома кислорода их уже две, поэтому угол отклонения от тетраэдрического больше и составляет 104,5°. [c.79]

Простейший пример ковалентной связи образование молекулы водорода Н2. Атомы водорода имеют следующую электронную оболочку 1х . Внешний (первый) энергетический уровень является незавершенным до завершения не хватает одного электрона. При сближении двух атомов водорода происходит взаимодействие электронов с аитипараллельными спинами с формированием общей (поделенной) электронной пары [c.49]

Поскольку наша модель основана на представлении структуры в рамках метода валентных связей, все ограничения этой модели автоматически являются ограничениями и нашей. Как было отмечено Херндоном [28], две резонансные формы нафталина имеют разные значения С(т]). Это ограничение может быть преодолено путем усреднения резонансных форм с соответствующими весовыми множителями, отвечающими их вкладам в действительную структуру. При использовании г/ в качестве топологического индекса эта проблема не возникает все резонансные формы данной молекулы имеют одно и то же значение г/ при условии включения любой не-поделенной электронной пары. Так как мы используем молекулярные графы со стертыми атомами водорода, то карбониевые ионы имеют те же сложности, что и соответствующие углеводороды. [c.250]

Ковалентные радиусы имеют иной смысл и иное применение. Сумма ковалентных радиусов при одинарной связи для двух атомов равна расстоянию между атомами, когда они связаны одинарной ковалентной связью. Ко1валентный радиус атома при одинарной связи можно принять за расстояние от ядра до среднего положения поделенной электронной пары, тогда как вандерваальсов радиус простирается до внешней части области, занятой электронами данного атома, как показано [c.165]

Влияние заместителей. На величины / оказывают влияние заместители как в а-, так и в р-положении. В табл. IV. 10 представлены характерные данные. Можно видеть, что введение электроотрицательных заместителей к метиленовому атому углерода приводит к смещению геминальной константы 2/ин в область более положительных значений. При этом для метиленовой группы с яр -гибридным углеродом абсолютное значение константы уменьшается. В полизамещенных метанах влияние заместителей в первом приближении аддитивно. Под влиянием кислорода геминальная константа в этиленоксиде становится положительной. Особенно большое положительное значение в формальдегиде обусловлено дополнительным влиянием не-поделенных электронных пар атома кислорода. В случае гибридизованной метиленовой группы имеет значение также ориентация неподеленных электронных пар относительно рассматриваемых связей С—Н. Этот эффект прослеживается при сравнении значений /нн в 1,3-диоксане и конформационно более жестком диоксолане формальдегида. [c.116]

В ходе H3jnieHHH родиевых комплексов с трис(2-фенилэте-нил)фосфином 6 в качестве лиганда показана бульшая комплексообразующая способность , 2,2-изомера фосфина 6Ь по сравнению с его Z,Z,Z-H30Mep0M 6а, обусловленная большей доступностью не поделенной электронной пары в первом изомере [c.178]

Спектр 5,б-бензохинолина аналогичен спектру фенантрена и состоит из двух полос, коротковолновой и длинноволновой. Замена группы( = СН—) на ( = N—) незначительно влияет на положение полос поглощения, хотя вызывает некоторое увеличение интенсивности и сглаживание тонкой структуры [235]. Не вносит изменения п спектр и поглощение, связанное с /г = я переходом не-поделенных электронов атома азота. Длинноволновая полоса 5,б-бензохино. 1ина имеет колебательную структуру. [c.95]

Решение. Всего в молекуле ВеНз четыре электрона, участвующих в образовании а-связей. Связывающих электронных пар две. Не-поделенных электронных пар нет. Из схемы, приведенной на рис. 5, видно, что равновесная геометрическая конфигурация молекулы ВеНа линейная. Молекула относится к точечной группе симметрии С д. [c.19]

Расположение семи и девяти электронных пар. Сначала удобнее рассмотреть 56-электронную группировку, поскольку известна единственная молекула АХп, в которой валентная группа состоит нз семи поделенных электронных пар, а именно молекула 1Р7. Ее структура вызвала множество дискуссий, но, ио всей видимости, эта молекула имеет ожидаемую конфигурацию пентагональной бинирамиды. [c.357]

В качестве первого приближения можно предположить, что образование двух или более связей, т. е. перекрывание электронных орбиталей, не изменит направленности этих орбиталей в пространстве. В таком случае угол между двумя связями, образованными р-элек-тронами, должен быть всегда равен 90°. Действительно, углы при центральном атоме в молекулах ЫНд, РНз, АзНд, НзО, Нз8, НзЗе, НзТе весьма близки к прямым, причем обычно превышают этот угол на несколько градусов, что можно легко объяснить электростатическим отталкиванием поделенных электронных пар. [c.236]

Возникновение ковалентных связей, происходящее вследствие образования поделенной электронной пары, соответствует слия- [c.24]

При рассмотрении X. с., основанном на квантовомех. расчетах волновых функций многоатомных молекул, иовов, кристаллов, понятие двухцентровой связи, используемое в классич. теории заалентности, не получает прямого эквивалента вследствие делокализации электронных орбиталей по нескольким (нередко всем) атомным центрам. Переход к локализованным орбиталям часто сохраняет возможность анализировать X. с. в многоатомных молекулах в рамках традиционных представлений о связях, поделенных и не-поделенных электронных парах. Типичные примеры соединений с локализованными двухцентровыми связями — насыщ. углеводороды (связи С—С, С—Н). В том случае, когда процедура локализации не позволяет однозначно выделить в молекуле локализованные двухцентровые орбитали, реализующиеся в ней X. с. относят к многоцентровым связям, характерным для ненасыщ. соединений с сопряженными связями (см. Сопряжение связей). Предельный [c.646]

Принятие четырех электронов должно быть также очень невыгодным вследствие отталкивания между электронами. Такое межэлектронное отталкивание должно быть значительно меньше в случае принятия атомом фтора одного электрона, приводян1,его к образованию РЭ, чем при принятии четырех электронов углеродом с образованием С О, поскольку, хотя общее число электронов на внешней электронной оболочке в случае обоих ионов одинаково, заряд ядра фтора гораздо больше. Обычно углерод дополняет свою валентную оболочку до октета, вступая в общее владение электронами с другими атомами. В соединениях со связями, образованными за счет обобществления электронов каждого из партнеров по связи ( поделенные электроны), подобных метану (СН4), этану (СзНе) или четырехфтористому углероду (СР4), валентная оболочка углерода заполнена, как это можно видеть из приведенных ниже формул Льюиса [c.15]

В случае этилена (рис. 42) молекулярную л-орбиту можно изобразить в виде двухверетенного облака а или в виде двух восьмерок б, соответствующих исходным атомным р-орбитам, но с линиями, соединяющими эти восьмерки, чтобы указать на перекрывание, возникающее при образовании молекулярной орбиты. Таким образом, в теори орбит представление о двойной связи, как о двух парах поделенных электронов, переходит в представление о двух видах двухэлектронны связей о-связи, стабилизованной эффективным перекрыванием симметричных атомных орбит, и л -связи, образованной с небольшим перекрыванием и поэтому обладающей более высоким уровнем энергии и боль шей реакционной способностью. [c.168]

Лтсм кислорода соединяется с атомами кислорода и других элементов с образованием химических связей, которые в основком являются ковалентными связями или связями с поделенными электронами. Каждый кислородный атом может приобрести путем участия в поделегшых электронах до двух электропов. Молекулы, образующиеся только из атомов кислорода,—это 0.м0.( и О,,. 11< -видимому, не наблюдается связывания атомов кислорода в группу, состоящую более чем из четырех атомов. В соединениях кислорода с другими элементами постулировано связывание до 4 пли даже больше атомов кислорода. Если ограничиться только такими соединениями кислорода с другими элементами, в которь Х кислородо-кислородпая связь охватывает ие более двух [c.26]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология