Атом — молекула — валентность

Атом — молекула — валентность [c.60]

Карл Шорлеммер (родился в 1834 г. в Дармштадте) в 1874 г. стал профессором органической химии в Манчестере. Там он сблизился с Фридрихом Энгельсом и Карлом Марксом и примкнул к рабочему движению. Его разнообразные экспериментальные работы были в значительной мере посвящены изучению свойств и строения углеводородов метанового ряда. В 1864 г. Шорлеммер экспериментально подтвердил высказанную ранее (см. разд. Атом — молекула — валентность ) идею о равноценности четырех валентностей углерода. Это оказалось очень важным для установления строения бензола. В 1874 г. вышла книга Шорлеммера Краткий учебник химии углеродистых соединений , составившая впоследствии первый том написанного им совместно с Г. Э. Роско учебника химии. (Учебник был опубликован в 1877 г. на немецком языке, а год спустя переведен на английский.) [c.64]

Поворотным пунктом в развитии теории химии и органической химии, в частности, явился Первый международный конгресс химиков, который проходил Е 1860 году в г. Карлсруэ. С этих пор в химию прочно вошли достаточно строгие определения понятий атом, молекула, эквивалент, атомный и молекулярный вес, валентность. Начала свою жизнь теория валентности, возникновение которой в [c.15]

Первый максимум на кривых распределения электронной плотности при Н = 1,5 А соответствует длине связи С—С второй при 7 = 2,35 А — расстоянию С...С, взятому через один атом углерода. Третий и четвертый максимумы соответствуют расстоянию между атомами углерода через два и три атома в рассматриваемых молекулах. Валентный угол С—С—С в молекуле равен 103°. [c.221]

Каждый атом углерода валентными связями соединен с четырьмя другими атомами. Каждый из этих четырех атомов связан с тремя другими (плюс исходный атом), и так по всему кристаллу. Кристалл в целом представляет собой гигантскую молекулу, в которой атомы удерживаются вместе ковалентными связями. Чтобы разрушить кристалл, нужно разорвать множество таких связей это требует затраты большого количества энергии, чем и определяется высокая твердость данного вещества. Длина связи в алмазе равна длине одинарной связи 154 пм. [c.174]

Нужно отметить еще одну особенность системы понятий в первой теме. Большинство из них формируется попарно, в сопоставлении друг с другом тело — вещество, атом — молекула, чистое вещество — смесь, физическое явление — химическое явление, простое вещество — сложное вещество, число атомов в соединении — валентность, коэффициент—индекс, реакция разложения — реакция соединения. Такое сталкивание близких по роду понятий позволяет более отчетливо выделить существенные признаки каждого из них. Это обстоятельство оказывает прямое влияние на содержание и 1 методику самостоятельных работ. В задания для учащихся в связи с этим могут включаться вопросы, требующие сравнения, группировки, выбора определенного объекта из совокупности сходных и противоположных по признакам объектов и т. п. Овладение такими умениями будет способствовать усвоению всех этих понятий. [c.59]

Кир [137] предложил неэмпирический параметр полярности растворителей, учитывающий только химическую структуру их молекул этот параметр был назван индексом валентной молекулярной связности первого порядка и обозначен символом х //. В этом параметре выражение х рассчитывают по индексам молекулярной связности, приписываемым каждому атому молекулы растворителя и зависящим от числа а-, я- и -электронов и связанных атомов водорода / — это число изолированных функциональных групп в молекуле растворителя. Для воды и циклогексана параметр x"/f равен 0,0 и 3,0 соответственно. Часто эти чисто теоретические неэмпирические параметры полярности растворителей хорошо коррелируют с их некоторыми физическими свойствами [137]. [c.101]

К та шм атомам, как хлор, и электроотрицательным по отношению к таким атомам, как водород. Эти смешанные функции атом углерода выполняет одновременно по отношению к разным атомам, с которыми он связан По теории Беркенгейма химическая связь осуществляется одним электроном В неорганических соединениях этот электрон может полностью перейти от одного атома к другому, после чего атомы будут удерживаться только электростатическими силами В органических молекулах валентный электрон полностью не переходит от одного атома к другому, а только смещается по направлению к одному из них (по современной терминологии—к более электроотрицательному атому). [c.97]

Реакция между молекулой (валентно-насыщенной частицей) и металлом переменной валентности с переходом одного электрона должна неизбежно приводить к образованию свободного радикала или атома. Например, в реакции двухвалентного кобальта с молекулой А В образуется трехвалентный кобальт и свободный радикал или атом [c.209]

Мы делаем вывод, что электрофилы сами по себе не присоединяются, вероятно, к центральному атому молекул XYg, если в валентной оболочке отсутствуют d-электроны. Вместо этого значительно более вероятной становится атака на лиганды. Этот вывод подкрепляется еще больше нри изучении рис. 23, который показывает, что центральный атом хорошо экранирован шестью лигандами ото всех реагентов. Присоединение нуклеофила в равной степени должно быть трудным по стерическим причинам. [c.362]

Рис. 5.21. Валентные электронные схемы некоторых простых молекул. В указанных здесь молекулах (а также более чем в 95% всех известных молекул) имеется четное число электронов, причем все они спарены, и каждый атом обладает валентной конфигурацией, состоящей из восьми электронов. Позже мы перейдем к изучению молекул, не обладающих всей совокупностью этих признаков.

Представления о соединительной силе , или валентности, атомов, объяснение понятий атом , молекула , атомный вес и эквивалентный вес , а также идея о возможности образования связей между атомами углерода — вот те основные предпосылки, которые имелись к началу 1860-х годов для объяснения структуры одного из важнейших углеводородов — бензола. [c.63]

Новая структурная классификация химических наук возникла в тесной связи с процессом формирования отдельных специфических направлений исследований и последующей дифференциации химии на отдельные химические науки, для каждой из которых более строго определялись объекты и специальные методы исследований. Новая классификация химических наук отразила логическое развитие химических знаний в XIX столетии и вполне соответствовала задачам дальнейшей, более специализированной, разработки отдельных направлений исследований. Заметим попутно, что употребляемое и в настоящее время название общая химия сохранено, в основном, для обозначения учебной дисциплины — основного курса химии в планах химического образования. Новая структурная классификация химии, как известно, представляет основу структуры и классификации химических наук, принятую в наше время. В конце 80-х годов прошлого столетия многим казалось, что химия в какой-то степени завершила свое развитие. Действительно, к этому времени сложились, казалось, строго научные определения основных понятий химии — элемент, атом, молекула, эквивалент, простое тело, валентность и др. Научную базу химии составляли фундаментальные законы и основополагающие теории, открытые и установленные в течение XIX столетия и увенчанные теорией химического строения и периодическим законом. Химия располагала к этому времени комплексом закономерностей, открытых в результате изучения различных сторон химического процесса и различных химических явлений. Органическая химия, занявшая к тому времени первенствующее положение в исследованиях, прочно вступила в новый этап своего развития — эпоху направленного органического синтеза. Многие химики полагали поэтому, что основные проблемы химии уже получили свое решение и что постройка научного здания химии в основном уже завершена, за исключением некоторых деталей. [c.12]

Благодаря У. с. и на основе закона Авогадро удалось разграничить понятия атом, молекула, эквивалент, выработать правильное представление о валентности и исправить атомные веса ряда элементов. У. с. утвердилась в химии после международного химич. конгресса в Карлсруэ в 1860 и составила основу атомно-молекулярного учения. [c.171]

Вернеровскую главную валентность теперь мы понимаем как электровалентность, служащую причиной присоединения или отдачи электронов с внешней электронной оболочки атома или иона. Побочная валентность есть координационная валентность электроны отдаются центральному атому молекулой или ионом, входящим в комплекс. Электроны отдаются парами, и двумя, четырьмя, шестью и даже восемью парами переходят к центральному атому. Координационное число, таким образом, является числом пар электронов, использованных при образовании комплекса. [c.26]

Поляризуемость молекулы зависит от строения электронной оболочки молекулы и связана с ее подвижностью. При колебаниях и вращениях молекулы в той или иной степени меняется энергия электронов, а поэтому может меняться и поляризуемость. Иными словами, поляризуемость молекулы изменяется при изменении расстояния между атомами в молекуле. Но изменение поляризуемости в значительной степени связано с общим строением молекулы. Например, в чисто ионной молекуле валентные электроны оттянуты к более электроотрицательному атому и при колебании электронное облако практически не изменяется, не изменяется и поляризуемость молекулы. Двухатомная ионная молекула в КР спектре неактивна. [c.349]

О реакционной способности молекул в жидких средах. Давно замечено, что многие химические реакции способны протекать только в жидких средах, а не в газах или твердых телах. Этот факт общеизвестен, но до последнего времени был непонятен. Теория констант скоростей реакций дает ему следующее объяснение. В жидкостях высокая степень заполнения пространства молекулами сочетается с относительно большой их подвижностью, сравнительной легкостью образования различного рода отклонений от среднего распределения молекул. Тем самым создаются благоприятные условия для появления в жидкой фазе различных неустойчивых сложных структур, в том числе активных комплексов Ат. Молекулы таких комплексов состоят из ядра и сольватной оболочки, т. е. из молекул реагентов и растворителя они могут состоять из многих мономерных звеньев. Текущая энергия возбуждения Е+ активных комплексов может быть весьма малой по сравнению с энергией внутримолекулярных колебаний всей молекулы А и в то же время очень большой относительно энергий некоторых из валентных или деформационных колебаний. Поэтому вероятность возникновения флуктуации энергии упомянутых валентных или деформационных колебаний, равной Е+, в случае сложных молекул А, возникающих в жидких фазах, значительно выше, чем для малых комплексов, которые в разреженных газах состоят, как правило, лишь из двух молекул реагентов. Часто молекулы жидкой среды играют роль катализатора реакции. [c.164]

Однако во многих случаях при рентгено-, или электроно-, или спектроскопических измерениях получаются еще более короткие межатомные расстояния. Причиной этого считают нелокализованную валентность, которая заключается в том, что отдельные валентные электроны не фиксируются на отдельных атомах или атомных группах, но могут менять свое место в молекуле. Речь идет о тех же свойствах, которые обусловливают квантово-механическую обменную силу при ковалентности. Но вследствие переноса электрона на другой атом молекулы образуются мезомерные формы, которые можно выразить в предельном состоянии при помощи положительных и отрицательных зарядов. Отдача электрона происходит или от свободной пары электронов или от р-электронов я-связи [c.41]

Метод отталкивания валентных электронных пар (ОВЭП) позволяет предсказать геометрическое строение (форму) молекул и комплексных ионов. Основное правило метода ОВЭП заключается в том, что атомы и неподеленные пары, окружающие центральный атом молекулы, располагаются вокруг него так, чтобы свести к минимуму отталкивание всех электронных пар. Стерическим числом (СЧ) называется суммарное число атомов и неподеленных пар, окружающих центральный атом. Расположение всех электронных пар вокруг центрального атома в зависимости от их числа таково при СЧ = 2 оно линейное, при СЧ = 3-плоское тригональное, при СЧ = 4 - тетраэдрическое, при СЧ = 5-тригонально-бипи-рамидальное и при СЧ = 6-октаэдрическое (см. рис. 11-2). [c.503]

Можно предположить, что углы между связями р -угле-родного атома всегда должны быть углами правильного тетраэдра, т. е. равняться 109°28 однако это справедливо только в тех случаях, когда углерод связан с четырьмя одинаковыми группами, как в метане, неопентане или тетрахлориде углерода. В большинстве же случаев величина валентного угла несколько отличается от значения для правильного тетраэдра например, в 2-бромопропане угол С—С—Вг составляет 114,2° [63]. Точно так же у 5р - и кр-атомов углерода обычно наблюдается небольшое отклонение от идеальных величин валентных углов 120 и 180° соответственно. Такие отклонения объясняются некоторыми различиями в гибридизации у кр -углерода, связанного с четырьмя различными атомами, эти четыре гибридные орбитали, как правило, неэквивалентны, т. е. каждая из них не содержит в точности 25 %, 5- и 75% р-электронов. Поскольку в большинстве случаев четыре атома или группы имеют разную электроотрицательность, каждый из них предъявляет свои требования к электронам углерода [64]. Чем больше электроотрицательность заместителя, тем больший р-характер проявляет атом углерода например, в хлорометане связь С—С1 имеет р-характер более чем на 75 % и за счет этого р-характер остальных трех связей понижен, так как имеются всего три р-орбитали (и одна ), которые должны быть поделены между четырьмя гибридными орбиталями [65]. В напряженных молекулах валентные углы могут очень сильно отклоняться от идеальных значений (разд. 4.23). [c.37]

Рис, К). Строение мо. 1еку,1ы СИ4 5рз—гибридизация м ожет осуществляться и тогда, когда центральный атом молекулы образует мепее четырех связей, ио имеет неподеленные электронные пары. Так, если считать, что ковалентные связи в молекуле НзМ образованы за счет участия трех Р-электронов атома азота, то валентный угол НЫН должен быть равным 90°. Однако угол НЫН составляет 107°, что ближе к тетраэдрическому углу 09°28, чем к 90°. Эго означает, что связи ИзЫ образованы не за счет чистых [c.33]

Сокращение длины связей 81—О и 81—С1 можно объяснить исходя из валентных возможностей атомов кремния, хлора и кислорода. Известно, что атом кремния, валентное состояние которого описывается Ззр -гибридизацией, обладает акцепторными свойствами. У него все Зй-орбитали вакантны. Атомы кислорода и хлора обладают донорными свойствами. Они имеют неподеленные пары электронов.В процессе образования ЗЮЦ, 81(ОСгН5)4 и других подобных молекул неподеленная пара электронов донора переходит на Зй-орбиталь акцептора, которая становится общей как для донора, так и для акцептора. В результате этого возникает дополнительная связь между ними. Логично считать, что в подобных молекулах ковалентные связи атома 81 с атомами О или С1 усилены донорно-акцепторным взаимодействием. При такой двоесвязности сумма атомных радиусов близка к экспериментальному значению. Таким образом, наблюдаемое укорочение связей 81—0, 51—С1 и 81—С теоретически обосновано. Эти примеры показывают, что предсказать заранее значение той или иной длины связи не всегда возможно. Следовательно, экспериментальное определение геометрических параметров молекул является задачей весьма актуальной. С другой стороны, при интерпретации опытных значений длин связей необходим учет всех валентных возможностей взаимодействующих атомов. [c.212]

Прямое фторирование серы приводит к образованию 8Рв с примесями ЗгРю и 8Г4. Гексафторид 8Гб — газ, очень устойчивый к химическим воздействиям. Он не реагирует с водой, щелочами, кислотами, водородом, металлами. Его молекула неполярна, структура октаэдрическая ( рЗ<Р гибридизация атома серы). Таким образом, в молекуле 8Гб атом серы валентно и координационно насыщен и пространственно экранирован шестью атомами фтора. К тому же связь 8—Г характеризуется высокой прочностью (321,3 кДж/моль). В то же время расчеты показывают, что гидролитическая реакция 8Гб с образованием 80г и НР характеризовалась бы АО°дд = -460 кДж. Поэтому в целом низкая химическая активность 8Рв [c.442]

Валентностью элемента называется способность его атомов присоединять к себе (или замещать в молекулах различных соединений) определенное число атомов других элементов. Мерой валентности служит число атомов водорода, которое атом данного элемента может при-соединить или заместить. Атом одновалентного эле-мента всегда присоединяет к себе или замещает только один атом другого одновалентного элемента атом двух валентного элемента может присоединить или заместить два атома одновалентного элемента или один атом другого двухвалентного элемента и т. д. Поэтому о валент ности элемента можно судить по составу его соединен ния не только с водородом, но и с любым другим элементом, валентность которого известна. Например, в соединении ЫагЗ сера двухвалентна, так как атом ее связан с двумя атомами одновалентного элемента натрия. [c.50]

VIII класс — важный этап в обучении химии. Здесь учащиеся знакомятся с периодическим законом химических элементов Д. И. Менделеева, получат первоначальные представления о строении вещества и закономерностях химических реакций. Происходит дальнейшее углубление ранее сформированных понятий химический элемент , атом , молекула , простое и сложное вещество , валентность и др. Обогащаются и совершенствуются умения. [c.98]

Хлор также является в высшей степени активным химическим элементом. Однако по своей активности он стоит позади фтора. Так же как и фтор, хлор непосредственно реагирует с большинством элементов, но всегда менее энергично, чем фтор. Он не соединяется непосредственно с азотом и кислородом, а также с углеродом. Однако взаимодействие с этими элементами возможно обходным путем — через другие соединения. С кислородом он образует несколько окислов, правда все они в высшей степени нестойки. В углеводородах хлор замещает водород (частично или полностью). При этом один атом молекулы хлора GI2 соединяется с атомом водорода, а другой — с освободившейся валентностью атома углерода, например СН4 + GI2 = HG1 + GH3 I. Хлор непосредственно присоединяется к ненасыщенным органическим соединениям, например [c.836]

Открытие электронов и появление теории Бора (1913) строения атома способствовали дальнейшему развитию теории химического строения, так как в органическую химию были введены электронные представления. Одну из первых электронных гипотез в органической химии выдвинул в России в 1914—1916 г. А. М. Беркенгейм. В основе его взглядов лежали электростатические представления. Согласно гипотезе А. М. Беркеигейма, углерод выполняет смешанные функции, являясь электроположительным по отношению к таким атомам, как хлор, и электроотрицательным по отношению к таким атомам, как водород. Эти смешанные функции атом углерода выполняет одновременно по отношению к разным атомам, с которыми он связан. Согласно теории А. М. Беркеигейма, химическая связь осуществляется одним электроном. В неорганических соединениях этот электрон может пол--ностью перейти от одного атома к другому, после чего атомы будут удерживаться только электростатическими силами. В органических молекулах валентный электрон полностью не переходит от одного атома к другому, а только смещается по направлению к одному из них, например, от углерода к хлору, от водорода к углероду и т. п.. [c.29]

Поглощение, вызванное валентными колебаниями связей С=С ацетиленов, наблюдается при 4,4—4,8 м.к ( 2275—2085 слг ). Их интенсивности малы, особенно если тройная связь не расположена на конце цепи. Действительно, ь этом случае валентные колебания приводят лищь к линейному расширению или сл атию молекулы без существенного изменения дипольного мо мента. Поглощение, отвечающее валентному колебанию связей С—Н ацетиленов, проявляется в виде резкой интенсивной полосы около 3,0 мк (—3333 аи" ). Так, в спектре фенилацетилена (рис, [c.62]

Экспериментальные данные показывают, что молекула бензола является плоской молекулой, причем атомы углерода находятся в вершинах правильного шестиугольника и все углы С — С — С и С — С — Нравны 120°. Принимая за плоскость молекулы плоскость ху из соответствующей линейной комбинации углеродных s-, р - и p -opQm мы можем построить три валентные связи углерода с углами между связями, равными 120°. Тогда останется еще шесть р -орбит, по одной на каждый атом углерода. Валентная структура бензола, таким образом, аналогична структуре этилена. В бензоле, однако, нет единственного способа со четаиия спинов /7 -электронов для образования я-связей. Мы не будем пытаться по мостью решить проблему молекулы бензола, а примем, что s-, и / , -электроны углерода и электроны водорода локализоваяы в а-связях, и ограничимся расчетом энергии связи, появляющейся благодаря взаимодействию р -электронов. Это будет шестиэлектронной проблемой. Обозначим / орбиты различных атомов углерода через а, Ь, с, d, е, /. Тогда пять независимых [c.331]

Остановлюсь еще иа вопросе о локализации и делокализации электронов в молекуле. Строго говоря, электроны в молекуле принадлежат всей молекуле в целом, а не отдельным атомам. На примере молекулы водорода это уже отмечал здесь проф. Семенченко. Однако в ряде случаев полезно разделять электроны на некоторые группы по их отношению к ядрам атомов, входящих в состав молекулы. Так, с большим приближением можно считать, что невалентные электроны нринадлен ат отдельным ядрам в молекуле. Валентные электроны, образующие с7-связь в молекуле, в известном приближении можно рассматривать как принадлежащие одном связи. Это обусловлено тем, что волновые функции двух электронов, образующих (7-связь, слабо перекрываются с волновыми функциями других электронов. Необорот, тг-электроны бензола и ряда других молекул с сопряженными связями следует рассматривать как принадлен ащие всей молекуле в целом. Эти электроны в некотором отношении подобны так называемым свободным электронам в металле. тх-Электроны бензола и [c.397]

Столкновение двух атомов фтора может привести и к другому результату. Два атома фтора могут оставаться близко друг к другу, образуя молекулу. Каждый атом имеет валентный электрон на наполовину заполненной орбите. Мы можем представить, что эти два атома ориентируются так, что наполовину заполненные орбиты перекроются в пространстве. Затем наполовину заполненная валентная орбита первого атома фтора захватит один валентный электрон второго атома фтора. Таким образом удовлетворяется часть электронного сродства первого атома фтора, хотя отрывать электрон от второго атома фтора и не обязательно. Тем временем второй атом фтора забирает такую же часть энергии от валентного электрона первого атома фтора. Каждый атом фтора присоединяет другой электрон хотя бы на короткое время. Мы достигли некоторой стабильности реакции (19) без реакции (18). Максимальное количество энергии, которое может выделиться при таком обобщении электронов, должно быть равно удвоенному сродству к электрону атома фтора 2-83 = 166 ктл. Но при этом не учитывается работа, затрачиваемая на сближение двух положительных ядер. Кроме того, мы не можем ожидать, что в условиях обобщения электронов выделится такое же количество энергии, как и при образовании иона Р . Действительно, энергия освобождающаяся при возникновении связи между двумя атомами фтора, равна 36,6 ккал1моль, т. е. составляет заметную долю максимально возможной величины. [c.420]

Обладая тремя валентностями, каждый атом Молекулы азота может быть непосредственно связав с железной подкладкой одной или даже двумя валентными связями без того, чтобы происходила диссоциация молекулы. Б присутствии водорода, при адсорбции радикалов NH или NHg, притяжение между атомами в моле1огле азота может быть сильно ослаблено или совершенно нарушено, так что вероятность полного освобождения каждого атома азота от свйи с его партнёром и предоставления ему возможности вступать в реакцию обмена или образовывать аммиак резко возрастает по сравнению со случаем отсутствия какого-либо другого элемента, способного насытить одну из валентностей. Скорость разложения Или синтеза аммиака намного превышает скорость обмена атомов asoTa. На вольфраме этот обмен идбт ещё медленнее, но водород ускоряет его, как и на железе. [c.530]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология