Сродство к электрону и протону Сродство атомов к электрону

Водородная связь, как правило, осуществляется за счет взаимодействия ковалентно связанного атома водорода с ковалентным атомом, относящимся к той же или к другой молекуле и обладающим неподеленной парой электронов (т. е. еще не использованными для образования химических связей и принадлежащими только данному атому спаренными электронами). Поэтому такие атомы, как фтор, кислород, азот и в некоторой степени хлор и сера, обладающие сравнительно небольшим радиусом и высоким сродством к электрону, способны оттягивать электрон от соседнего атома водорода. Вследствие этого атом водорода в какой-то степени приобретает свойство протона Н+, способного вступать во взаимодействие с электронами другого атома фтора, кислорода или азота с образованием водородной связи. Одним из веществ, легко образующих водородную связь, является вода. В молекулах воды (Н—О—Н) ковалентно связанные с кислородом атомы водорода могут взаимодействовать с ато- [c.18]

Исходя из концепции кислотности и основности все основания должны быть нуклеофильными реагентами. Во многих случаях это действительно так. Но необходимо подчеркнуть, что нет количественной взаимосвязи между основностью и нуклеофильностью (свойством быть нуклеофильным). Основность характеризует сродство к протону. Нуклеофильность является понятием более широким и характеризует реакционную способность нуклеофильных реагентов в различных реакциях, например в реакциях нуклеофильного замещения у насыщенного углеродного атома (см. с. 231), т. е. сродство к положительно поляризованному углеродному атому. Поэтому слабое основание может выступать в роли сильного нуклеофила (например, соединения серы — сульфиды К—5—Р )- Это в значительной степени зависит от поляризуемости электронной системы нуклеофильного реагента и реагирующего вещества. [c.71]

Основность — сродство к протону, нуклеофильность — способность образовывать связь с электрофильным атомом углерода. Нуклеофильность анионов зависит от электронной плотности на атакующем атоме (основности) и от поляризуемости электронов. Если атакующий атом в сравниваемых нуклеофилах один и тот же, то нуклеофильность изменяется симбатно основности. Если сравниваются группы с разными нуклеофильными центрами, то нуклеофильность обычно прямо пропорциональна их поляризуемости. См. также [13], I, с. 186-191. [c.220]

Как видно из табл. 8, добавочный электрон, присоединенный к однозарядному катиону и превративший его в нейтральный атом, экранирует обычно (за исключением Li) несколько больше, чем целый протонный заряд, а в случае азота — даже 1,67 единицы заряда. В результате эффективные ядерные заряды нейтральных атомов малы, что и обусловливает малые абсолютные значения первого сродства к электрону. Очевидно также, что разность констант экранирования в табл. 8 равна разности эфф в табл. 7. [c.22]

Отметим, что атом серы имеет в первых трех формулах шесть электронов, в четвертой—восемь, а в пятой — двенадцать. Число электронов возрастает с восьми до двенадцати (от формулы IV к формуле V) благодаря сродству протонов к электронам. Положим, что два протона, присоединенные к сульфат-иону, вызывают перераспределение электронов. Мы представляем, что положительные протоны смещают все электроны по направлению к себе. Это делает атом серы более положительным, как показано ниже [c.50]

Как уже отмечалось (см. 2.3), все электрофильные реагенты являются кислотами Льюиса, а все нуклеофильные — основаниями. Однако между шкалой электрофильности-нуклеофильности с одной стороны и шкалой кислотности-основности с другой нет полной симбатности. Причина в следующем. Хотя эти шкалы отражают одно и то же свойство — способность принимать или предоставлять пару электронов при образовании ковалентной связи — они относят его к разным партнерам кислотность и основность характеризуют сродство к протону, а электрофильность и нуклеофиль-ность — к атому углерода. Как прочность образуемой связи, так и энергия активации кислотно-основного взаимодействия зависит от обеих реагирующих частиц. Поэтому нет единого универсального показателя, который бы определял кислотность или основность вообще, независимо от контрагента. [c.50]

Образование водородной связи объясняли квантовомеханическим резонансом различных граничных форм участвующих молекул. В настоящее время это толкование в значительной мере отошло на задний план под влиянием новых экспериментальных данных считают, что это явление имеет в основном электростатическую природу. Согласно этому представлению, образование водородной связи должно осуществляться главным образом за счет притяжения диполей. Хотя расстояние X—Н в ассоциированной форме несколько увеличивается, но все же не настолько, чтобы Н-атом или протон находился точно в середине между атомами X и У. Разница в сродстве к протонам у X и V обусловливает передвижение протона от X к У вплоть до внедрения в электронную оболочку последнего. К этой классической [c.347]

Атом водорода состоит из положительно заряженного протона и отрицательно заряженного электрона атом кислорода — из протона и восьми электронов, из которых шесть расположены во внешней оболочке. Поскольку в оболочке водорода остается место еще для одного электрона, а во внешней оболочке атома кислорода — для двух электронов, между этими атомами существует сродство. Это сродство обусловливает образование двух О—Н-связей, имеющихся в молекуле воды. По данным рентгенографических и некото- [c.11]

Водород молекулы, которая имеет кислотные свойства с точки зрения протонной теории кислот, связан с остальной частью молекулы ионной или поляризованной ковалентной связью. Из-за меньшего сродства к водороду образующая эту связь электронная пара размещена несимметрично она удалена от водорода и приближена к атому, который имеет более электроотрицательные свойства, чем водород. Такая поляризация связи в молекуле с кислотными свойствами облегчает передачу протона, если вблизи окажется молекула, являющаяся более сильным акцептором протонов. Образующийся при этом отрицательный ион или дипольная молекула представляют собой сопряженное основание. Чем сильнее поляризована связь с водородом в молекуле кислоты и, следовательно, чем более оттянута от водорода электронная пара, образующая эту связь, тем сильнее кислота и тем слабее образующееся сопряженное основание. Основание, которое соответствует более слабой сопряженной кислоте, слабее притягивает электронную пару, имеет более четкую тенденцию к присоединению протона и является, таким образом, более сильным. [c.208]

Химическая природа карбоксильной группы. Химическая природа карбоксильной группы определяется взаимным влиянием образующих ее карбонильной и гидроксильной групп. В гидроксильной группе плотность электронного облака связи смещена к атому кислорода, обладающему ббльшим, чем водород, сродством к электрону (стр. 170). Под влиянием карбонильной группы это смещение настолько усиливается, что вызывает появление качественно нового свойства — способности к диссоциации с отделением протона, т. е. появление кислотных свойств. Такое влияние карборильной группы можно изобразить схемой [c.337]

Рассуждения относительно введения второго заместителя справедливы и для первого замещения пиридина, иона пиридиния и N-окиси пиридина. Находящийся в пиридиновом ядре атом азота хотя и имеет неподеленную электронную пару, однако она не может быть с помощью + -эффекта передана кольцу, как это происходит в случае находящегося вне бензольного ядра N-атома анилина. Склонность атома азота в цикле к принятию протонов (т. е. основность) также невелика. Таким образом, проявляется лишь сродство атома азота к электронам, например, посредством отрицательного -эффекта [c.496]

В связи с темой нашей статьи рассмотрим теоретическую концепцию сродства к протону Лонге-Хиггинса [109]. При расчете по методу возмущений было выведено выражение, которое отражает изменение энергии при перегюсс протона из бесконечности к какому-либо атому. Это выражение имеет универсальную применимость и показывает, что любой атом, не заряженный положительно, имеет определенное сродство к протону. Чтобы сделать различие между основностью нескольких ароматических соединений, необходимо рассмотреть изменение электронной плотности под влиянием поля протона, введенного в систему. Это изменение, согласно Коулсону и Лонге-Хиггинсу [39], определяется самополяризуемостью атомов, от которой зависит положение с наибольншм сродством к протону, т. е. наиболее реакционноспособное положение я-электронной системы. [c.332]

Термин поверхностный центр в хемосорбции определяется как один или микроскопическая группа атомов на поверхности, которая в каком-либо смысле химически активна. Наряду с рассмотренными выше атомами, связанными, например, с дефектами, кристаллографическими ступеньками и т. д., это может быть, иапример, атом с оборванной связью , катион, нескомпенсированный необходимым числом аииоиов, кислотный или основной центр . Кислотные центры Льюиса обладают свободными орбиталями с высокой энергией сродства к электронам, кислотные центры Врен-стеда обладают тенденцией отдавать протон. Один вид этих центров может переходить в другой. Так, при взаимодействии с водой -f НоО = (L ОН) 4-Hs на поверхности, кислотный центр Льюиса L+ делит электронную пару с ОН , а остающийся адсорбированный протон Н+ может вступать в химические реакции, представляя собой теперь кислотный центр Вренстеда, Если группа ОН связана с катионом менее прочно, чем Н+ с решеточным ионом О , она становится основным центром Вренстеда и вещество будет проявлять основные свойства. Они связаны с электроотрицательностью металла и кислотность окислов уменьшается в следующем ряду [c.130]

Ядро атома В. содержит только один протон. Ядра дейтерия и трития вк.пючают, кроме того, один и два нейтрона соответственно. Атом В. имеет один электрон энергия ионизации Н° — Н+, 13,595 эв. Сродство к электрону Н° — Н 0,78 эв. Основное электронное состояние (см. Атом) отвечает нахождению. электрона на низшем энергетич. уровне, соответствующем значению квантовых чисел га = 1, 1 = 0, т = Q. Магнитный момент атома В. в основном состоянии равен одному боровскому магнетону, т. о. 9,23-10 "1 GSM. Квантовая механика позволяет рассчитать все возможные энергетич. уровни ато.ма В., а следовательно дать полную интерпретацию атомного спектра. Рассчитано также распредс.ленне вероятностен нахожден яя электрона по различным направлениям от ядра и на различных расстояниях от него. Атом В. используется в качестве модельного [c.310]

Атом водорода имеет самую простую электронную структуру из псех элементов. По этой причине теоретическое изучение связи спектров с внутриатомньг.ми электронными переходами и изучение сил, существующих между атомами, естественно, начиналось с водорода. Атом водорода имеет один валентный электрон, потеря которого приводит к образованию однозарядного иона или протона. Благодаря чрезвычайно малым размерам, этот ион обладает очень большой поляризующей силой поведение гидроксильной группы (ОН) иллюстрирует влияние протона на атом кислорода. Водород является существенной составной частью кислот диссоциация последних состоит в образовании ионов Н+. Атом водорода имеет только одну стабильную орбиту-—15. Поэтому он может принимать стабильную конфигурацнк гелия, образуя одну ковалентную связь или приобретая один дополнительный электрон с образованием иона Н . Этот нон значительно менее устойчив, чем ион Н , как это видно из сравнения сродств.1 к электрону и энергии ионизации водорода [c.268]

Известно 219], что ароматические соединения с большей легкостью отщепляют протоны, чем алифатические, что находится в согласии с фактом более ионной связи С—И в бензоле по сравнению, например, с летаном (10 и 5% соответственно). Аналогично фенолы проявляют более кислые свойства, чем жирные спирты. Большая электроотрицательность углерода в ароматическом ядре приводит к тому, что атом кислорода ОН-группы вынужден насыщать сродство, к электрону в большей мере со сто роны атома Н, в результате чего последний сга-новится более полярным, кислым. [c.136]

Особые свойства проявляет карбонильная группа в том случае, когда она в сочетании с гидроксилом у того же атома углерода образует карбоксильную группу СООН. Вещества такого рода обнаруживают кислую реакцию в водных растворах — характерное свойство, благодаря которому этот класс соединений получил название карбоновых кислот. Карбоновые кислоты являются настоящими электролитами, отщепляющими протоны и способными вступать в реакцию нейтрализации с основаниями. Кислые свойства карбоновых кислот обусловливаются наличием двух атомов кислорода, обладающих сильным сродством к электронам и позитивирующих путем поляризации карбоксильный атом углерода. Этот последний в свою очередь оказывает влияние эффектом поля на связанный с кислородом атом водорода, способствуя его отрыву в виде протона. К этому присоединяют-ся еще и другие эффекты. Гидроксильная группа следующим образом участвует в мезомерии карбоксила [c.341]

Сила водородсодержащих кислот определяется их протонодонорной способностью, а сила оснований — их протоноакцепторпой способностью. Таким образом, для определения степени протонного переноса необходимо принимать во внимание природу взаимодействующих частиц (под частицей подразумевается в данном случае кинетически независимая молекула, атом или ион). По данным Фаянса [221], теплота сольватации свободного протона составляет 232 ккал1г-атом. Однако ионизация кислоты не может рассматриваться как эмиссия протона, потому что эта ионизация происходит только в присутствии протоноакцепторного основания. Сродство же последнего к протону уменьшается с увеличением числа свободных электронных пар стабильность заполненного октета приводит к резкому исчезновению сродства к протону [c.23]

Вторая группа в свою очередь делится на две подгруппы в зависимости от того, заполнены или не заполнены электронные оболочки реагентов. Например, в случае реагентов № 4—11 приобретаемые электроны могуг быть получены только путем расщепления реагента поскольку реагент требует лишь частичного присоединения электронов, то при его расщеплении часть реагента переносится и связывается в продуктах реакции, в то время как другая часть остается свободной. Переносимая часть может быть любым молекулярным осколком, способным к включению новой электронной пары в свою валентную оболочку. Примерами могут служить нейтральный кислородный атом, протон, хлориний-ион и нитроний-ион. Если переносимая часть является протоном, то реагент ведет себя как кислота по определению Бренстеда и Лоури. Таким образом, кислоты принадлежат к числу электрофилов. Способность к переносу протона, очевидно, представляет собой частный случай способности переноса атомного ядра с меньшим числом электронных пар, чем оно может иметь в своей валентной оболочке. Поэтому кислотность является особым проявлением электрофильного характера, или электрофилъности, т. е. сродства к внешним электронам вообще. Электрофильные реагенты этой подгруппы в зависимости от того, действуют ли они с переносом такого нейтрального атома, как кислород, или такого положительного иона, как протон, могут различаться по зарядности. То, что Бренстед и Лоури отметили для кислот, справедливо, по-видимому, для более-широкой группы реагентов, для которых химическая активность не выражается простым отношением к заряду. [c.206]

Ранее уже неоднократно подчеркивались общие свойства донорных атомов лиганда, влияющие на устойчивость комплексов. Например, устойчивость комплексного иона увеличивается с усилением основности по Льюису и способности лиганда к л-связы-ванию. Для монодентатного лиганда, представляющего собой отрицательный ион, важны размер, заряд и наличие неподеленной а-связывающей пары электронов. Для нейтральной молекулы лиганда имеют значение размер, дипольный момент, поляризуемость и нуклеофнльность пары а-электронов. Стерические факторы для монодентатных лигандов, вообще говоря, не играют существенной роли, но если они есть, то сродство лиганда к протону не будет отражать его донорную способность по отношению к иону металла. В случае полидентатных лигандов картина значительно усложняется. Здесь нужно рассматривать такие дополнительные факторы, как размер цикла, его напряженность, число циклов, наличие заместителей в кольце или в сопряженной с кольцом системе. Как правило, в ряду лигандов, если они имеют одинаковый донорный атом, образование хелатных циклов увеличивает устойчивость комплексов хелатный эффект). Это иллюстрируют данные табл. 11-3, в которой приведены константы устойчивости некоторых аммиакатов и аминных комплексов. Как видно из этой таблицы, для одного и того же центрального иона — комплексообразова-теля с ростом числа хелатных циклов в комплексе увеличивается его устойчивость. Это подтверждается опытными данными для огромного числа соединений. Изучение этих данных [3, 9] показывает, что четырехчленные циклы, включающие атом металла, чрезвычайно редки и, по-видимому, неустойчивы. [c.454]

Это ион пазывается бензолониевым ионом [1576]. Структура имеет симметрию о, а координата реакции сохраняет симметрию группы в процессе образования. Этот ион можно представить себе как тетраэдрический атом углерода, связанный с резонансно стабилизированной системой из пяти атомов углерода с четырьмя п-электронами. Можно было бы ожидать, Что бензолониевый ион должен образовываться с трудом из-за потери энергии резонанса бензола. В действительности сродство бензола к протону очень велико, 183 ккал/моль, что несколько выше, чем сродство этилена к протону [160]. [c.382]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология