Электронная пара как химическая связь

Валентная черточка соответствует одной электронной паре ковалентной связи. Химическая связь между двумя атомами в молекуле, осуществляемая одной парой электронов, называется одинарной (или простой). Двойная связь обозначается двумя черточками. [c.53]

Он предположил, что обобществление пары электронов (по Льюису и Ленгмюру) можно трактовать как взаимодействие волн или перекрывание электронных облаков. Химической связи, изображаемой в структурной теории Кекуле чертой, в новых представлениях соответствует область максимального перекрывания электронных облаков. При этом оказалось, что перекрывание электронных облаков иногда происходит не только в единственном направлении, изображаемом валентной связью в структурной формуле. Иначе говоря, истинную структуру молекулы нельзя представить даже приближенно никакой структурной формулой в отдельности. Ее можно, однако, рассматривать как промежуточную между несколькими гипотетическими структурами, как резонансный гиб- рид этих структур. Важно от.метить, что энергия такой реальной молекулы ниже, чем можно было бы ожидать на основании любой [c.161]

Вследствие сильного стремления неспаренных электронов к взаимодействию с другими электронами с образованием электронных пар (химических связей) свободные радикалы обычно очень активны. [c.360]

В ряду от хлора к иоду электроотрицательность элементов-галогенов уменьшается, поэтому в молекулах соединений состава Г—О—Н (Г — галоген) происходит смещение электронной пары химической связи к кислороду и формирование частично ионной связи I—О. Одновре- [c.148]

Однако двойной набор констант для электроноакцепторных (а, 0 ) и электронодонорных (о, о+) /гара-заместителей тоже не обеспечивает универсальности уравнения (2.9) Было показа-к , что значения а не группируются около двух величин — нормальной и экзальтированной , а распределяются в виде. непрерывной шкалы. Бесперспективность пути чисто эмпирического подбора все новых значений о с ограниченным применением заставила обратиться к анализу физического смысл а используемых констант с позиций разделения электронных эффектов заместителей на индуктивную (/) и резонансную ( ) составляющие. Индуктивный эффект (эффект поля) [198] представляет собой электростатическое взаимодействие, передаваемое через пространство с сохранением принадлежности электронных пар химическим связям и атомам. При резонансном эффекте происходит перекрывание л-орбиталей сопряженных связей и р-орбиталей гетероатомов с обобществлением элект- ронных пар на единой молекулярной орбитали. [c.62]

По числу общих электронных пар химические связи подразделяются на простые (одинарные) и кратные — двойные и тройные. Если между двумя атомами одинаковой или различной химиче- [c.54]

По числу общих электронных пар химические связи подразделяются на простые (ординарные) и кратные — двойные и тройные. Если между двумя атомами одинаковой или различной химической природы возникает только одна ковалентная связь, то ее называют простой, или ординарной, связью. Связь, образованная электронным облаком с наибольшей плотностью вдоль прямой, соединяющей центры атомов, называется сигма-связью (а-связь). Сигма-связь образуется в результате взаимодействия двух -электронов, двух /з-элект ронов, а также двух смешанных 5- и р-электронов. На рис. 14 изображены о-связи в некоторых элементарных и сложных веществах. [c.57]

Следовательно, можно считать, что возникает попеременно связь то с одним, то с другим атомом углерода. В целом это приводит к образованию тремя электронными парами единой связи, распространяющейся на все атомы углерода бензольного кольца. Образуются две области большой электронной плотности, расположенные по обе стороны плоскости а-связей (рис. 37). При такой связи все атомы углерода оказываются равноценными и, следовательно, подобная система более устойчива, чем система с тремя локализованными двойными связями между определенными атомами углерода. Таким образом, в молекуле бензола химические связи в плоскости бензоль- [c.73]

Итак, в органических соединениях связь между атомами, как правило, осуществляется парами электронов. Число химических связей (электронных пар), которыми данный атом соединен с другими атомами, называется его валентностью. [c.29]

Если взаимодействующие атомы характеризуются различной электроотрицательностью, то обобществленная пара электронов смещается к ядру более электроотрицательного атома. Например, электроотрицательность фтора (4,0) больше электроотрицательности водорода (2,1), поэтому обобществленная электронная пара в молекуле HF смещена в сторону фтора. Если пара электронов, образующих химическую связь, смещена к одному из ядер атомов, то связь называют полярной ковалентной связью. [c.40]

Как показали Гейтлер и Лондон, электронная плотность в области между ядрами в молекуле Н2 оказывается выше, чем простое наложение электронной плотности атомов. Происходящее изменение электронной плотности в системе двух атомов при их сближении и образовании молекулы очень схематично представляют как наложение облаков электронной плотности. Эта повышенная плотность электронного заряда между ядрами удерживает их вместе, поскольку пребывание двух электронов в поле двух ядер энергетически выгоднее нахождения каждого из них в поле одного ядра. Пара электронов, ставшая общей двум ядрам благодаря тождественности и неразличимости электронов , обусловливает химическую связь в молекуле. Так как функция (23.1) симметричная, то из принципа Паули следует, что образование молекулы ш двух [c.85]

Валентная черточка соответствует одной электронной паре ковалентной связи. Химическую связь между двумя атомами в молекуле, осуществляемую одной парой электронов, называют [c.77]

Согласно Полингу, сила притяжения электрона к атому в ковалентной связи характеризуется электроотрицательностью (ЭО). Если взаимодействующие атомы характеризуются различной электроотрицательностью, то обобществленная пара электронов смещается к ядру более электроотрицательного атома. Например, электроотрицательность фтора (4,0) больше электроотрицательности водорода (2,1), поэтому обобществленная электронная пара в молекуле НР смещена в сторону фтора. Если пара электронов, образующих химическую связь, смещена к одному из ядер атомов, то связь называют полярной ковалентной связью. [c.34]

Как видно, каждый атом хлора имеет три неподеленные пары и один неспаренный электрон. Образование химической связи происходит за счет неспаренных электронов каждого атома. Неспаренные электроны связываются в общую пару электронов, называемую также поделенной парой. [c.78]

Рассмотрим это положение на примере азота N2, гидразина аммиака N1-13, аммоний-иона НН и азотной кислоты ННОз. Схема распределения электронов по квантовым ячейкам атома азота представлена на рис. 6. Из него легко сделать вывод, что, поскольку азот имеет три неспаренных электрона, он может образовывать три химические связи. Обозначая каждую электронную пару ковалентной связи черточкой, получим структурные формулы для N2, N21 4 и N1 3 [c.108]

Рентгеноструктурный анализ некоторых солей (типа КС1 и др.) показал, что в твердом состоянии эти соли существуют только в виде ионов. Это справедливо для водных, неводных (органических) и расплавленных солей, а также для солей в газообразном состоянии. В газообразном состоянии два иона, несущие противоположные заряды, например К+ и С1-, образуют ионную пару (между ними нет двухэлектронной связи). Следовательно, при растворении подобных солей в воде и других полярных растворителях не происходит диссоциации, и этот термин для сильных электролитов лишен смысла. Такой взгляд на полную ионизацию сильных электролитов полностью согласуется с электронной теорией химических связей. Вместе с тем необходимо иметь в виду другой важный факт. Несмотря на то что сильные электролиты существуют в растворе только в виде ионов, все же при конечных концентрациях их подвижность уменьшается из-за межионного взаимодействия. [c.62]

Таким образом, перекрывание электронных облаков или спаривание электронов может происходить только в том случае, если их спины противоположны. Метод описания химической связи, образование которой связано с общей электронной парой, называется методом валентных связей (МВС). При написании структурных формул электронные пары, обусловливающие связь, часто изображаются черточками (валентными штрихами) [c.92]

Как видно из этой схемы, каждый атом хлора имеет 3 неподеленные пары и 1 непарный электрон. Образование химической связи происходит 8а счет непарных электронов каждого атома. Непарные электроны связываются в общую пару электронов, называемую также поделенной парой. Неподеленные пары электронов в образовании ковалентной связи не участвуют. [c.75]

Первый, когда электрон находится между протонами (а), и второй, когда он располагается за одним из них (б). В обоих случаях возникают силы притяжения. В первом случае составляющие этих сил (проекции) на ось, проходящую через центры протонов, направлены в противоположные стороны с силами отталкивания (см. рис. 9а) и могут их компенсировать. При этом возникает энергетически устойчивая система. Во втором случае составляющие сил притяжения направлены в разные стороны (см. рис. 96) и трудно говорить об уравновешивании сил отталкивания между протонами. Отсюда следует, что для возникновения химической связи с образованием молекулы или иона электроны должны находиться преимущественно в межъядерном пространстве. Эта область называется связывающей, т. к. при нахождении там электронов образуется химическая связь. Область, находящаяся за ядрами, называется разрыхляющей, т. к. при попадании в нее электронов химическая связь не образуется. Здесь был рассмотрен простейший случай образования химической связи в ионе Н,. Применив аналогичные рассуждения к молекуле водорода, можно прийти к выводу, что появление второго электрона в связывающей области еще более стабилизирует систему. Следовательно, для образования устойчивой химической связи необходима, по меньшей мере, одна электронная пара. Спины электронов в этом случае должны быть антипараллельны, т.е. направлены в разные стороны. Образование химической связи должно сопровождаться понижением полной энергии системы. [c.42]

До развития электронных представлений о строении в-ва В. трактовалась формально. В рамках электронной теории химической связи В. атома определяется числом его неспаренных электронов в основном или возбужденном состоянии, участвующих в образовании общих электронных пар с электронами др. атомов. Поскольку электроны внутр. оболочек атома не участвуют в образовании хим. связей, макс. В. элемента считают равной числу электронов во внеш. электронной оболочке атома. Макс. В. элементов одной и той же группы периодич. системы обычно соответствует ее порядковому номеру. Напр., макс. В. атома С должна быть равной 4, С1-7. Электростатич. теория хим. связи привела к формулировке близкого к В. и дополняющего ее понятия степени окисления (окислит, числа), соответствующей заряду, к-рый приобрел бы атом, если бы [c.344]

В димерах реализуется делокализованная трехцентровая ст-связь, которая не может быть объяснена с позиций теории локализованных электронных пар (валентных связей), но понятна с позиций теории МО. Аналогично димеризуются галогениды алюминия, несмотря на то, что химические связи А1-С1, А1-Вг не столь активны, как А1-С [c.582]

До сих пор мы рассматривали связи, образованные с помощью электронных пар, не задумываясь над тем, откуда взялись электроны, образовавшие химическую связь. Чаще всего каждый из реагирующих атомов дает по одному электрону на образование связи. Но бывает так, что химическая связь образуется парой электронов, принадлежащей до образования связи одному из атомов. Такая связь называется донорно-акцепторной или координационной. Атом, поставляющий электронную пару, называют донором, а атом, предоставивший свою вакантную орбиталь для образования связи, — акцептором. [c.242]

Поляризация связей, в том числе сопровождающаяся химическими реакциями, происходит не только в молекулах, окружающих ион, но также, и в первую очередь, в самих органических ионах. Так, сравнительно устойчивый ион, /ире/и-бутил-катион (26), в присутствии даже слабых оснований легко теряет протон с образованием изобутилена (27) (элиминирование, схема 2.14). При этом электронная пара, образующая связь С—Н, целиком перетягивается к положительному заряду, происходит выброс протона, уносящего положительный заряд, и образуется связь С=С. [c.92]

Изучение кислородного обмена позволяет установить характер промежуточных форм при адсорбции. Образование и разрыв химических связей в процессе изотопного обмена могут осуществляться без разделения электронов, входящих в состав электронных пар ковалентной связи (гетеролитический обмен), и с разделением этих пар (гомолитический обмен). Если смесь 0. + О2 облучить ультрафиолетовым светом, способным вызвать диссоциацию кислорода на атомы, происходит гомолитический обмен и появляются молекулы Изучение гомолитического обмена кислорода на [c.43]

В книге дан анализ содержания, обоснованности и границ применимости основных понятий и постулатов классической теории химического строения с точки зрения квантовой механики, а также анализ ч одержания и обоснованности ряда понятий и постулатов, внесенных в теорию строения молекул в XX в. (пара электронов на химическую связь, спаривание спинов, локализация и делокализация , так называемые а- и я-электроны, постулаты теории спин-валентности и др.). [c.2]

СОВРЕМЕННЫЕ ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНЫЕ ДАННЫЕ И ГИПОТЕЗЫ О ПАРЕ ЭЛЕКТРОНОВ НА ХИМИЧЕСКУЮ СВЯЗЬ И О ПОПАРНОМ СПАРИВАНИИ СПИНОВ ВАЛЕНТНЫХ ЭЛЕКТРОНОВ В ХИМИЧЕСКИХ ЧАСТИЦАХ [c.33]

Таким образом, опровергается, во-первых, постулат о необходимости двух валентных электронов для образования химической связи и, во-вторых, постулат о необходимости спаривания спинов пары электронов, осуществляющих химическую связь. Далее оказывается, что энергетическая стабильность (энергия диссоциации) частиц верхнего и нижнего рядов [c.34]

Примером полярных молекул могут служить молекулы Н2О, ННз и Н2О2, дипольные моменты которых равны соответственно 1,86 1,46 и 2,26 О. Значения дипольных моментов этих молекул свидетельствуют о смещении электронных пар химических связей к атомам кислорода и азота. Чем больше дипольный момент двухатомной молекулы, тем более ионный характер приобретает связь. [c.80]

С появлением электронной теории химической связи представлению о валентности был придан физический смысл. Было постулировано, что каждая связь центрального атома с периферическими осуществляется парой электронов, которая принадлежит обоим связанным атомам и распределяется между ними. Валентность атома в соединении равна числу его электронов, участвующих в связи максимальная валентность равна числу алентных электронов атома. Так, водород одновалентен, так как имеет один валентный электрон, кислород по числу неспаренных электронов двухвалентен, углерод четырехвалентен [c.78]

Положительный заряд принадлежит целому иону, и все четьь ре связи азота с водородом абсолютно равноценны. Однако, как это видно из электронной формулы иона аммония, три электронные пары (три связи) в этом ионе образованы за счет валентных электронов азота и водорода, четвертая электронная пара (четвертая связь) путем взаимодействия неподелен-ной электронной пары азота с вакантной орбпталью иона во/ю-рода. Такой способ образования химической связи называется донорно-акцепторным, а образовавшаяся связь — донорно-акцепгорной. В качестве донора выступает атом, имеющий не-поделенную пару электронов (донор электронной пары), акцептором является ион водорода, имеющий вакантную орбиталь (акцептор электронной пары). [c.79]

Заметим, что во всех наших рассуждениях не учитывались спиновые взаимодействия. Привычный для химиков факт наличия у пары электронов,, осуществляющих химическую связь, противоположных спииов имеет место только потому, что электроны с разными спинами могут находиться [c.54]

Пример 2. При контакте металла и его соединения, обладающего электрической проводимостью, также возможно возникновение гальванической пары. Как правило, Е металда меньше электродного потенциала его соединения, в котором электроны, осуществляющие химические связи, имеют более низкие уровни энергии. Поэтому роль катода играет соединение металла, на поверхности которого восстанавливается окислитель. [c.196]

Так и изображали нитрогруппу в старых учебниках органиче-ской химии. Однако такой способ написания противоречит современным представлениям об электронной природе химических связей заменив каждую связь пятиковалентного азота в нитрогруппе парой электронов, мы получим десятиэлектронную группировку, что нарушает правило октета Можно представить себе, однако, н нмое строение нитрогруппы, не противоречаш,ее правилу октета,— с семиполярной связью. [c.218]

Гемолитический и гетеролитический разрыв химических связей. Чтобы разорвать химическую связь нужно затратить столько энергии, сколько выделилось при ее образовании. Принципиально мыслимы два типа разрыва связей гомолитическнй и гетеролитический. При гомолитическом разрыве ковалентной связи электронная пара, осуществляющая связь, разрывается и [c.103]

Ионная связь. Если разность элекроотрица-тельностей атомов велика, то электронная пара, осуществляющая связь, переходит к одному из атомов, и оба атома превращаются в ионы. Химическая связь, осуществляемая за счет электростатического притяжения, называется ионной связью. [c.108]