Электронная пара смещение

Химическая связь образуется в большинстве случаев в результате той или иной перегруппировки электронов, содержащихся во взаимодействующих атомах. Важнейшими формами таких перегруппировок являются 1) передача одного или большего числа электронов от одного из атомов другому и 2) смещение электронов в направлении к одному из атомов, причем большей частью при этом образуются электронные пары, общие для взаимодей- [c.56]

В приведенных структурных формулах стрелками на черточках связей условно показано смещение пар электронов, образующих ковалентную связь, вследствие различной электроотрицательности атомов. В метане такое смещение в связи Н- С невелико, поскольку электроотрицательность углерода (2,6) лишь незначительно превышает электроотрицательность водорода (2,2). При этом молекула метана симметрична. В молекуле же спирта связь 0<—Н значительно поляризована, поскольку кислород (электроотрицательность 3,5) гораздо больше оттягивает на себя электронную пару поэтому атом водорода, соединенный с атомом кислорода, приобретает большую подвижность, т. е. легче отрывается в виде протона. [c.558]

Под окислением понимается не только процесс окончательного перехода валентных электронов с оболочки одного элемента на наружный энергетический уровень другого элемента в случае ионной связи, но и возникновение общих электронных пар, смещенных в сторону другого элемента, в случае ковалентной свя- [c.67]

При проведении стехиометрических расчетов окислительно-восстановительных реакций органических соединений удобно пользоваться формальным представлением о степени окисления атомов. Под степенью окисления атома подразумевают заряд, которым обладал бы атом, если бы все его ковалентные связи с атомами других элементов превратились бы в ионные. Направление смещения электронной пары ковалентной связи определяется на основании сопоставления электроотрицательности атомов, участвующих в ее образовании. Ниже приведен ряд относительной электроотрицательности по Полингу [c.200]

Знаками 6+ и б— обозначены заряды, возникающие на соединяющихся атомах из-за смещения электронных пар. [c.40]

Таким образом, степень окисления атома элемента-восстановителя определяется числом электронов, отданных им для образования связующей электронной пары, сдвинутой в направлении к атому более электроотрицательного элемента. В свою оче редь степень окисления атома элемента окислителя зависит от числа электронов, отданных им для образования электронных пар, смещенных в направлении к нему. Пара электронов, симметрично стоящая по отнощению к связанным ею атомам (обычно одного и того же элемента), не создает окисленности этих атомов и, очевидно, не изменяет степени их окисления. [c.99]

Обнаружение подвижных атомов Н, способных к образованию водородных связей, облегчается благодаря смещению их резонансных полос в более высокочастотное ноле с разбавлением (снижением степени ассоциации). Многие гетероатомные функции, содержащие неподеленные электронные пары и способные к комп-лексообразованию с металлами, могут быть выявлены по смещению- полос поглощения в более слабое или более сильное поле присутствии парамагнитных сдвигающих реактивов комплексных солей европия или празеодима соответственно. Такой метод использован, например, при анализе ароматических карбоновых кислот [240]. [c.31]

Комплексообразованием. Смещение электронной плотности молекулы Н О (донора электронной пары) к комплексообразователю (акцептору) приводит к уменьшению электронной плотности в связи О—Н и уменьшению ее жесткости [c.193]

Ион Fe + притягивает электронную пару атома хлора второй атом хлора в молекуле lj поляризуется положительно и притягивает электронную пару одной из связей С—Н в бензоле, в результате чего рвется связь С—Н и образуется связь С—С. Смещение электронных пар в шестичленном цикле (по часовой стрелке) приводит к ослаблению и разрыву этих связей и образованию новых связей. Таким образом, хлорирование бензола в растворе протекает по гетеролитическому механизму. [c.415]

Как уже известно, электроотрицательный кислород карбонильной группы смещает я-электронную плотность таким образом, что на углеродном атоме карбонила появляется частичный положительный заряд. Это вызывает смещение неподеленных электронных пар атома О гидроксильной группы в сторону атома С, что, в свою очередь, приводит к перемещению электронной плотности от связи кислород — водород к кислородному атому. В результате этого облегчается отрыв атома водорода в виде протона — происходит процесс кислотной диссоциации [c.144]

Окислительно-восстановительные реакции характеризуются перемещением электронов или смещением (сдвигом) электронных пар от одних веществ (атомов, молекул или ионов) к другим. При этом они сопровождаются изменением степени окисления атомов или ионов. [c.63]

При добавлении к раствору иода в ССЦ веществ (В), молекулы которых являются донорами электронных пар, образуются межмолекулярные комплексы типа Ь-В. При этом наблюдается смещение полосы поглощения раствора в сторону меньших длин волн спектра и происходит изменение окраски раствора (рис. 25). [c.44]

Химические реакции в свете теории строения атома можно подразделить на два типа 1),реакции, не сопровождающиеся переходом электронов или смещением электронных пар от одних атомов к другим 2) реакции, сопровождающиеся переходом электронов или смещением электронных пар от одних атомов к другим. Примеры первого типа реакций [c.22]

Здесь под отдачей понимают либо переход электронов с орбит окисляющихся атомов на орбиту атома окислителя, либо смещение электронных пар от среднего положения в сторону окислителя. [c.24]

Очень часто такие реакции распада эндотермичны, их энергия активации высока (100—200 кДж/моль), предэкспонента меняется от 10 до И)1 с 1. Распад происходит или через бирадикальное состояние (как цыс-транс -изомеризация), или по механизму согласованного смещения электронных пар. [c.141]

Исследование сопряженных и ароматических систем заставило предположить существование особого механизма электронных смещений, который характерен для кратных связей, т. е. относится к распределению л-электронов. Этот эффект, возникающий при воздействии на молекулу, называется электромерным и обозначается Е если он присущ молекуле в стационарном состоянии, то его называют мезомерным и обозначают через М. В отличие от индукционного электромерный эффект сопровождается переходом одной или нескольких электронных пар из октета одного атома в октет другого без распада молекулы. В противовес индукционному -эффект приводит к образованию свобод- [c.67]

Из-за смещения неподеленной электронной пары кислорода к л-элект-ронам бензольного кольца атомы углерода получают отрицательный заряд. Вследствие этого происходит смещение электронов связей С—Н в бензольном кольце в сторону водорода, т. е. поляризация и соответственно ослабление связей С—Н. Поэтому водород в бензольном кольце фенола легко (без катализаторов и нагревания) замещается атомами или группами атомов (галогенами, ЫОа", СНз и т. п.). Реакции образования простых и сложных эфиров для фенолов не характерны. [c.261]

Под процессом отдачи электронов понимают переход электронов с орбитали окисляющегося атома (восстановителя) на орбиталь атома окислителя, или смещение (сдвиг) электронных пар в сторону окислителя. [c.85]

Большое влияние на поляризуемость молекулы оказывает динамическое электронное смещение Ed, часто именуемое электромерньш или таутомерным эффектом. Суть его сводится к тому, что под воздействием внешнего фактора усиливается электронное смещение двойных и тройных я-связей вплоть до полного перескока я-электронной пары. Смещение Ed считается отрицательным, когда атом или группа атомов принимают смещенные я-электроны и приобретают отрицательный заряд, и положительным, если атомы или группы атомов отдают я-электронную пару и приобретают положительный заряд. [c.200]

При этом электронная пара, обобшествляемая в одной из я-связей С—О, смещается к концевому атому кислорода, в то время как на атоме углерода появляется вакантная орбиталь, придающая ему свойства акцептора электронной пары. Смещения электронов отмечены на рисунке стрелками. Вначале молекулы образуют друг с другом аддукт , после чего протон переходит от одного атома кислорода к другому, и в результате образуется молекула угольной кислоты [c.100]

Уитмор показал [85], что правило Марковникова зависит от так называемой пространственной поляризации двойной связи. В неактивной форме олефипа две электронные пары, образующие двойную связь, равномерно распределены в поле притяжения двух атомов углерода, а в реакционноспособной форме одна из этих пар, очевидно, смещается по направлению к одному из атомов углерода. Выражая правило Марковникова в электронных представлениях, это смещение л -электропов происходит по направлению к наименее экранированному атому углерода. Таким образом, в символах полярности реакционноспособная форма пропилена должпа иметь такой вид [c.367]

Какой характер имеют связн в молекулах N I3, S2, I I5, NF3, OF2. 1F, СО2 Указать для каждой из ннх направление смещения общей электронной пары. [c.60]

Возникающая в результате образования молекулярных орбиталей комплекса диаграмма энергетических уровней изображена на рис. 20-14. В ее нижней части находятся уровни шести связывающих орбиталей, заполненные электронными парами. Их можно пр)едставить как шесть электронных пар, поставляемых лигандами-донорами, и больше не обращать на них внимания. Точно так же можно исключить из рассмотрения четыре верхние разрыхляющие орбитали, являющиеся пустыми, за исключением предельных случаев сильного электронного возбуждения, которыми можно пренебречь. Несвязывающий уровень и нижний разрыхляющий уровень соответствуют двум уровням, и вд, к которым приводит расщепление кристаллическим полем (см. рис. 20-13). Мы будем продолжать называть их по-прежнему уровнями 12д и е даже в рамках молекулярно-орбитального подхода. Но важно отметить разницу в объяснении расщепления между этими уровнями. В теории кристаллического поля оно является следствием электростатического отталкивания, а в теории поля лигандов-следствием образования молекулярных орбиталей. Как мы убедились в гл. 12 на примере молекул НР и КР, теория молекулярных орбиталей позволяет охватить все случаи от чисто ионной до чисто ковалентной связи. Поэтому выбор между теорией кристаллического поля и теорией поля лигандов основан лишь на рассмотрении одной из двух предельных моделей связи. В комплексе СоР довольно заметно проявляется ионный характер связи, потому что, как можно видеть из рис. 20-14, орбитали лигандов располагаются по энергии ниже орбиталей металла и ближе к связывающим молекулярным орбиталям. Поэтому связывающие молекулярные орбитали по характеру должны приближаться к орбиталям лигандов, а это должно обусловливать смещение отрицательного заряда в направлении к лигандам. Таким образом, связи в данном случае должны быть частично ионными. [c.235]

Ионная связь в чистом виде может образоваться только между атомами элементов, сильно различающихся по своей электроотрицательности, а неполярная ковалентная связь образуется, когда взаимодействующие атомы принадлежат элементам одинаковым или почти одинаковым в этом отношении. В остальных случаях электронная пара, связывающая атомы, будет принадлежать им не в одинаковой степени. Она будет в той или иной степени как бы смещенной к одному из них или, точнее говоря, электроны этой пары в среднем во вр,смени будут больше принадлт жать одному, из атомов, чем другому, т. е. больше времени находиться вблизи одного из них. Такая связь является полярной. [c.57]

В комплексных нонах аммония, оксония и сульфопня все координационные группы свя.чаны с центральным атомом одинаково (посредством электронной пары). Однако в то время как в молекулах a (миaкa и эфира один из двух электронов связывающей пары принадлежит центральному атому, а другой — связанному с ни,м заместителю, при образовании аммониевого или оксопневого комплекса центральный атом дает оба электрона, необходимых для связи с вступающим в соединение протоном. Координационный центр, следовательно, является донором электронов, и это находит отражение в формуле в виде стрелки, изображающей новую связь и указывающей направление смещения электронов при ее образовании необходимо, однако, помнить, что в уже получившейся соли все четыре связи ато.ма N равноценны. [c.160]

Учитывая относительную электроотрицательность атомов F, С1, Na и N," указать смещение электронных пар и соответственно степень окисления каждого элемента в молекулах NF3, N I3, NagN. Как будут идти реакции взаимодействия указанных нитридов с водой Написать соответствующие уравнения. [c.146]

При составлении окислительно-восстановительных уравнений находят стехиометрические коэффициенты по окисленности элемента до и после реакции. Окисленность элемента в соединениях определяется числом электронов, затрачиваемых атомом на образование полярных и ионных связей, а знак окисленности — на направление смещения связующих электронных пар. Например, окисленность попа натрия в соединении Na l равна +1, а хлора —I. [c.107]

Такой механизм взаимодействия неподеленной электронной пары одного атома и вакантной орбитали другого получил название донорно-акцепторного. Подобное взаимодействие встречается при образовании катиона аммония, молекулы оксида углерода (П) и др. Условно донорно-акцепторный механизм взаимодействия изображается стрелкой, пок 13ывающей направление смещения электронной плотности и порядок связи А —у В. Хотя порядок связи, образующейся при (2 -I- 0)-взаимодействии такой же, как и при (1 -(- 1)-взаимодействии, энергии связей здесь обычно ниже и находятся в интервале от 40 до 200 кДж/моль. [c.120]

В общем случае величина и направ.чение дипольного момента молекулы обусловлены наложением четырех основных факторов смещением электронной плотности связывающих электронов к более электроотрицательному атому связи различием в размерах атомных орбига чсй. участвующих в образовании связывающей МО асимметрией этих АО, возникающей вапедствие гибридизации, и асимметрией расположения электронной пJютнo ти несвязывающей (неподеленной) электронной пары относительно ядра. [c.141]

Водородная связь. В тех случаях, когда водород соединен с сильно электроотрицательным элементом, он может образовать водородную связь, которая является промежуточной между химической и меж-молекулярной. Эта связь обусловлена тем, что смещение электрона от атома водорода превращает его в частицу, не имеющую электронов, не отталкивающуюся электронами других частиц, т. е. испытывающую только притяжение. Водородная связь проявляется тем сильнее, чем больше электроотрицательность атома-партнера и чем меньше его размеры, поэтому она характерна для соединений фтора и кислорода, в меньшей степени — для азота и еще в меньшей степени — для хлора и серы. Соответственно меняется и энергия водородной связи. Благодаря водородным связям молекулы объединяются в димеры, полимеры и ассоциаты. Ассоциация приводит к повышению температуры плавления и температуры кипения, изменению растворяющей способности и т. д. Водородная связь образуется очень часто, и объясняется это тем, что молекулы воды встречаются повсеместно. Каждая из них, имея в своем составе два атома водорода и две необобществленные электронные пары, может образовать четыре водородные связи. [c.237]

СН2-группы, обладающие большим объемом, затрудняют доступ молекул растворителей к координированной МНг-группе, что способствует повышению кислотного характера комплекса. Кроме того, при рассмотрении кислотно-основных свойств важно учитывать так называемый индуктивный эффект. Он состоит в следующем. В результате координации молекулы амина центральным ионом электронная пара азота оттягивается к центральному атому. При этом происходит смещение электронной плотности от атомов водорода к азоту, что приводит к усилению тенденции к отщеплению ионов водорода. В случае этилендиамина смещение электронного облака от азота к центральному атому может быть компенсировано не только за счет электронов связи азот — водород, но и за счет связей углерод — азот. Поэтому тенденция к отщеплению протона не должна проявляться столь сильно. Таким образом индуктивное влияние направлено на ослабление кислотных свойств. Действием индуктивного эффекта объясняют уменьшение скорости обмена дейтерием с тяжелой водой при переходе от (Со (МНз)6 + к [СоЕпзР+. Одновременное и противоположное действие этих факторов приводит к усилению кислотных свойств этилендиаминовых комплексов по сравнению с аммиачными. [c.289]

Взаимное влияние атомов и групп атомов в молекуле, вызывающее перераспределение электронной плотности, называют индукционным эффектом (обозначается /-эффект). За1лестители, обладающие + /-эффектом, отталкивают связывающую их электронную пару к водороду, что понижает способность иона Н+ к отщеплению. Так, для карбоновых кислот смещение электронной плотности под создействием заместителя X, обладающего Н- /-эффектом, можно представить записью [c.231]

Электронная пара, осуществляющая донорно-акцептор-ную связь, может быть в различной степени смещена к одному из атомов. В предельном случае, когда смещение является практически полным, образуется ионное соединение (например, НН4С1). Подобное перетягивание электронной пары происходит и при образовании соединений гало- < [c.240]

Следует обратить внимание на то, что если исключить молекулы, состоящие из одинаковых атомов (а их сравнительно немного), то все остальные ковалентные молекулы характеризуются некоторым (большим или меньшим) смещением электронных пар к одному из атолюв, так как они образованы атомами, отличающимися по электроотрицательности. Такая связь является полярной ковалентной. К молекулам о полярной связью относятся, например, молекулы F4, H3 I, Полярную ковалентную связь обозначают или сдвигом соответствующих пар точек, или стрелкой С1 F. Полярностью связи [c.136]

Здесь уместно обратить внимание на то, что за счет свободной электронной пары дипольный момент aм шaкa больше вычисленного, если исходить только из смещения электронных пар полярных связей N—Н (в еще большей степени это относится к молекуле НаО, в которой у кислорода две неподеленные электронные пары). Игнорирование неподеленных пар может даже привести к неправильному нахождению направления вектора [c.179]

Долгое время необычные свойства воды были загадкой для ученых. Они в основном обусловлены тремя причинами полярным характером молекул, наличием неподеленных падэлектронов у атомов кислорода и образованием водородных связей. Молекула воды (рис. 104, а) может быть представлена в виде равнобедренного треугольника, в вершине которого расположен атом кислорода, а в основании — 2 протона (рис. 104, б). Две пары электронов обобществлены между протонами и атомом кислорода, а две пары неподеленных электронов ориентированы по другую сторону кислорода. Длина связи О — Н составляет 96 нм, а угол между связями 105 ". Связь О—Н имеет полярный характер, молекула воды также полярна. Благодаря полярности вода хорошо растворяет полярные жидкости и соединения с ионными связями. Наличие неподеленных пар электронов у кислорода и смещение обобществленных электронных пар от атомов водорода к атому кислорода обусловливает образование водородных связей между кислородом и водородом (см. 18). [c.342]

Два равных вектора, суммируясь, полностью компенсируют друг друга. В то же время каждая из двух связей С = О в молекуле СО2 полярна из-за некоторой смещенности электронной пары в сторону одного из атомов. Частичная заряженность таких атомов условно обозначается символами +б и —6 (так называемые остаточные заряды). Ориентировочные величины остаточных зарядов подсчитаны для наиболее распространенных связей в органических соединениях. Для связи С=0 б = 0,4, т. е. составляет лищь меньшую часть от заряда электрона. [c.39]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология