Связь электронный заряд

Начиная с 50-х годов, получило развитие новое направление в разработке методов оценки реакционной способности молекул на основе представлений квантовой теории химической связи. Особенностью этого направления являются определение реакционных центров в молекулах исходя из молекулярной структуры и разработка методов оценки относительной реакционной способности молекул. Так, в методе Хюккеля реакционная способность молекул качественно характеризуется индексами реакционной способности плотностью электронного заряда, индексом свободной валентности, энергией делокализации и др. (см. 37). В методе МО ЛКАО была показана особая роль граничных молекулярных орбиталей. В 60-х годах Вудвордом и Хоффманом было сформулировано правило сохранения орбитальной симметрии в синхронно протекающих элементарных химических актах. Все эти положения получили логическое завершение в методе возмущенных молекулярных орбиталей (метод ВМО). [c.583]

Рис. 48. Зависимость энергии связи (. электрона с ядром от эффективного заряда атома азота

В области высокоэнергетических взаимодействий на первый план выступают индивидуальные свойства атомов, молекул, ядер [32, 33]. Свойства атомов характеризуют величиной заряда ядра Ze (е - элементарный заряд, Z - атомный номер). Размеры атома определяются его электронной оболочкой. Порядок величин линейных размеров атома 10 см, поперечного сечения 10 1 см и объема Ю см . Масса атома равна произведению его массового числа на атомную единицу массы = М1,66 10 кг. Энергия связи электронов в атоме [c.41]

Согласно Н. Д. Соколову, при образовании водородной связи помимо чисто электростатического эффекта взаимодействия полярных связей А— Н и В—Кз происходит делокализация электронного заряда, т. е. частичный перенос заряда от молекулы донора В—К2 к молекуле акцептора —Н. Для упрощения рассмотрим только мостик А—Н...В. В связи А—Н положительный заряд на самом атоме Н мал. Но в процессе образования Н-связи электронный заряд с атома Н перетекает на атом А, тем самым высвобождая 5-орбиталь водорода для приема от атома В электронного заряда неподеленной [c.137]

Посредством магнитного, метода установлено наличие и дана количественная оценка валентных связей между соседними положительными ионами. Так, в РвгОз на носителе АЬОз степень окисления железа равна трем, но одновременно соседние атомы железа образуют между собою ковалентную связь. Электронные заряды такой связи больше всего в двуокиси молибдена и меньше всего в окиси хрома. В гелях полуторных окислов также имеется такая связь, что указывает на наличие между катионами расстояний, равных или приблизительно равных расстояниям между этими м е катионами в кристаллической решетке. [c.182]

В результате захвата электрона заряд ядра атома уменьшается на единицу и в соответствии с законом смещения получается изотоп, который смещен в периодической системе относительно исходного на одно место с меньшим номером. Одновременно происходи" выделение кванта лучистой энергии в виде характеристического рентгеновского излучения, которое связано с переходом электрона с более удаленных уровней на уровень К. Так, ядерное уравнение перехода в путем К-захвата имеет следующий вид [c.68]

Следует заметить, что в межъядерной области молекулы Иг разностная электронная плотность Др (определяемая как разность электронных плотностей молекулы и составляющих ее свободных атомов) всюду положительна, тогда как в молекуле Ар отрицательна у ядер и достигает положительного максимума в центре связи. Таким образом, электронный заряд молекулы Нг сильно сжат между ядрами а у хотя и есть перекрывание 2з-АО, подобное сжатие заряда отсутствует в силу наличия атомных 152-оболочек и в межъядерной области появляются узловые плоскости. [c.200]

Как видно из этого уравнения, градиент поля в молекуле является чувствительной мерой плотности электронного заряда в непосредственной близости от ядра, поскольку уравнение (14.12) включает величину ожидания <1/г >. В первом члене суммирование проводится по всем ядрам, окружающим квадрупольное ядро, а во втором члене — по всем электронам. При известной молекулярной структуре первый член рассчитать легко. 7в обозначает заряд ядра любого атома в молекуле, отличающегося от ядра А, градиент поля на котором исследуется 0дв — угол между осью связи или осью вращения высшего порядка для А и радиус-вектором йдв, связывающим А с В. Второй член представляет собой градиент поля в молекуле, создаваемый электронной плотностью, и называется градиентом электрического поля Наконец, —волновая функция основного состояния и 0А —угол между связью или главной осью и радиус-вектором г для н-го электрона. Этот интеграл взять трудно. В приближении ЛКАО можно написать [c.270]

Неизменно верят в то, что сдвиг в энергиях связи электронов оболочки обусловлен как зарядом на исследуемом атоме, так и зарядами на других атомах в молекуле. В этой модели потенциала сдвиг [c.347]

Эти реакции протекают с соблюдением так называемого Р-пра-вила, т. е. преимущественно разрывается связь, стоящая в -поло-жении к заряду, поскольку наличие в цени положительного заряда вызывает сопряжение с ним электронных зарядов всех связей, стоящих в Р-положении. Такое сопряжение, естественно, сильнее, чем сопряжение с неспаренным электроном. В отношении скоростей и превалирования того или иного типа превращения были сформулированы следующие правила [c.120]

Если данный элемент образует ионы различного заряда, то поляризуемость иона будет тем меньше, чем больше его заряд, так как рост последнего приводит к уменьшению радиуса иона и упрочнению связи электронов с ядром. [c.112]

Метод валентных связей указывает на возможность существования борина ЕШз, однако это соединение не может быть выделено и существует только. как промежуточный продукт в некоторых химических реакциях. Молекула ВНз неустойчива (ДО = 109 кДж/моль), так как в ней 6 связующих электронов образуют протяженные электронные облака со сравнительно малой плотностью, которые не обеспечивают необходимое связывание — не экранируют полностью положительные заряды ядер (по этой же причине не очень стабильны гидриды бериллия и магния). Частицы ВНз взаимодействуют друг с другом образуя димер [c.329]

При полярной связи электронное облако связывающей электронной пары не располагается симметрично по отношению к обоим связываемым атомам, как при неполярной и не концентрируется полностью при одном из них, как в случае ионной связи. Связывая оба атома, оно обнаруживает более высокую плотность у одного из них, т. е. смещается в той или другой степени в сторону одного атома. Так, в молекуле НС1 электронная пара в большей степени смещена к атому хлора, поэтому он приобретает некоторый отрицательный заряд, а атом водорода — положительный заряд. Несимметричное распределение электронной пары в молекуле НС1 приводит к большему выделению энергии при образовании молекулы, чем это было бы при симметричном распределении электронной пары или при переходе ее целиком к хлору. Этим и обусловливается образование такой молекулы и большая ее устойчивость. [c.64]

При очень высокой полярности связи [ 1 л 3 10" Кл м (9Д)] электронный заряд на связывающей орбитали уже не распределен между двумя ядрами, а практически сосредоточен в области одного ядра, как, например, у ядра Р в молекуле ЫаР. Здесь связывающая орбиталь мало отличается от атомной орбитали фтора Хр,.т. е. [c.90]

В этане = Ь = I — 1 =0. Чаще всего рассматривается заряд, создаваемый л-электронами. л-Электронный. заряд в этилене Ь = = = 1 — = 1 — 1 =0. Аналогично в ацетилене, где атом С участвует двумя р-электронами в л-связи, равен [c.112]

При этом электронный заряд перетекает частично с центрального атома на лиганды (так называемое обратное связывание). Так как заряд перетекает на разрыхляющую орбиталь, связь в лиганде между С и О ослабевает, из тройной становится двойной. Поскольку на а-связывающих орбиталях электрон переносится от лигандов к центральному атому, а на <1—л-орбиталях в обратном направлении, достигается равномерное распределение электронной плотности в координационном соединении. Итак, в карбониле Сг(СО)в, как и в других карбонилах, связь возникает в основном за счет обобществления в комплексе электронов неподеленных пар молекул СО и внешних электронов атома металла. [c.128]

Рассмотрим теперь способность к перераспределению электронных зарядов на атоме X и связи X—а при возмущении реагентом г какого-то другого атома [х или какой-то другой связи х—V субстрата 5 (рис. 4.1). Для описания способности к перераспределению электронных зарядов на атомах и связях под влиянием возмущения используют величины, называемые взаимными поляризуемостями атомов и связей. Эти величины вводят в рассмотрение следующим образом. Найдем изменение заряда на атоме К субстрата при изменении кулоновского интеграла а , происходящем, когда реагент атакует атом (х субстрата. Величину, характеризующую изменение заряда при изменении кулоновского интеграла а , определяют согласно Коулсону и Лонге-Хиггинсу в виде [c.56]

Образующаяся молекулярная орбита является симметричной лишь в случае связывания одинаковых атомов, находящихся в одинаковом окружении. Так, симметричной будет молекулярная орбита для связи О—О в молекуле кислорода или для связи С — С в молекуле этана. В тех случаях, когда молекула не симметрична относительно данной связи, электронное облако образующих связь электронов оказывается в большей или меньшей мере смещенным в сторону одного из атомов ( центр тяжести отрицательных зарядов оказывается смещенным относительно центра тяжести положительных зарядов). Это приводит к появлению у связи дипольного момента. Такая связь называется полярной. [c.12]

Дело в том, что с удалением электронных слоев от ядра атома ослабевает связь электронов с его положительным зарядом. Разница в энергии связи электронов соседних подслоев (например, 5 Г 1 и 6 с1 1) очень мала, и потому они свободно переходят из одного подслоя в другой и обратно. Это и является причиной нивелирования свойств химических элементов вблизи верхней границы системы и развития хаоса. [c.176]

Молекула представляет собой достаточно устойчивую совокупность атомов, связанных валентными связями. Ее особенности становятся понятными, если представить молекулу как динамическую квантовую электронно-ядерную систему. Это система атомных ядер и такого количества электронов, заряд которого равен сумме положительных зарядов атомных ядер, причем валентные электроны, находясь в волновом движении между всеми атомными ядрами, стягивают их и сближаются с ними насколько это возможно, что резко снижает потенциальную энергию системы, придает ей устойчивость. Если в подобной системе имеется некоторое число неспаренных электронов, то это свободный радикал — частица гораздо менее устойчивая, чем молекула, так как радикал не выдерживает столкновения с другими радикалами или молекулами если в данной электронно-ядерной системе имеется избыточный заряд, [c.82]

Очевидно, чем прочнее связь электрона с ядром, тем электронное облако меньше по размерам и плотнее по распределению заряда. Электронное облако часто изображают в виде граничной поверхности (охватывающей примерно 90% электронного облака). При этом обозначение плотности с помощью точек опускают фис. 2). Пространство вокруг ядра, в котором наиболее вероятно пребывание электрона, называют орбиталью . [c.10]

Н. Д. Соколов, разработавший квантовомеханйческую теорию водородной связи на основе ВС-метода. Согласно Соколову [32], [к-31], при образовании водородной связи помимо чисто электростатического, ориентационного, эффекта происходит делокализация электронного заряда, т. е. частичный перенос заряда от молекулы донора В—Кг к молекуле акцептору К]—Н. Такой перенос электронного заряда дополнительно понижает энергию системы и приводит к образованию комплекса. Для упрощения рассмотрим только мостик А—Н ..В. В связи А—Н положительный заряд на самом атоме Н мал. Но в процессе образования Н-связи электронный заряд с Н-атома перетекает на атом А, тем самым высвобождая х-орбиталь водорода для приема от атома В электронного заряда неподеленной пары, который и свяжет атомы Н и В водородной связью. При этом высвобождение. -орбитали атома Н оголяет протон. Поле протона велико, и притяжение им электронного заряда атома В весьма эффективно, в то же время других своих электронов около протона нет, и поэтому отталкивание молекулы ВК от К1АН в области атома Н сильно понижается. Оба эти результата [c.268]

Г. В. Быков [313] в 1960 г. обобш ил свои исследования электронных зарядов связей. Электронные заряды связей,— пишет Быков,— представляют собой реальную и существенную структурную характеристику молекул, от которой зависят их многие важные физические и химические свойства [313, стр. 3]. Под электронным зарядом автор понимает часть электронного облака а- или я-электронов, сосредоточенную на соответствующей связи и не равную в общем целому числу электронов. Опираясь на положение, что природа связей проявляется в свойствах молекул [313, стр. 27[, автор вычислил электронные заряды связей из результатов физических и физико-хими-ческих измерений. На основе полученных результатов он построил схемы расчета таких величин, как теплоты образования органических соединений, тепловые эффекты и энергии активации их реакций, энергий диссоциации связей молекул и т. д. В дальнейшем Г. В. Быков развил целый ряд выдвинутых им положений. [c.128]

Попытаемся представить себе, что произойдет со связью Н—Р, если энергия Ь-орбитали атома водорода постепенно понизится. Различие в энергиях между молекулярной орбиталью ст и двумя атомными орбиталями, из которых она образовалась, постепенно уменьщится и вклады атомных орбиталей в молекулярную орбиталь ст уравняются. Неравномерность в распределении электронного заряда должна снизиться, и в молекуле постепенно возникает полностью симметричная ковалентная связь такого типа, как в р2 или в Н2. К такой ситуации гораздо ближе связь в молекуле НС1, поскольку первые энергии ионизации атомов Н и С1 довольно мало отличаются друг от друга 1310 и 1255 кДж-моль соответственно. В молекулах НС1, НВг и Н1 связи значительно ближе к чисто ковалентной, а разделение зарядов между атомами намного меньще, чем в НР. [c.535]

При качественной интерпретации соотношения между химическими сдвигами энергий связи электронов оболочки и распределением заряда в молекулах возникло много фальсификаций. В гл. 3 упоминалось, что с помошью метода молекулярных орбиталей можно рассчитать формальный заряд (8) на атоме в молекуле. Напомним, что формальный заряд определяется как электронная плотность на атоме в молекуле минус электронная плотность на свободном атоме. Из рис. 16.15 следует, что можно коррелировать формальный заряд на атоме азота в молекуле (полученный с помощью итерационных расчетов по расширенному методу Хюккеля) с наблюдаемыми энергиями связи 1. -электронов азота для ряда азотсодержащих соединений. Отметим, что для корреляции со сдвигом в энергиях фотоионизационных переходов электронов оболочки используют заряд основного состояния атома, который определяют произвольным образом. Наблюдаемый успех либо случаен, либо обусловлен тем, что члены, такие, как энергии электронной релаксации, сохраняют постоянное значение. [c.347]

Уравнение (1.38) легко может быть получено теоретически. Как мы знаем, рентгеновский спектр обусловлен переходами электронов на внутренних оболочках атома. Для атомов и ионов с одним электроном терм выражается соотношением (1.6). Видоизменим это соотношение применительно к электрону на одной из внутренних оболочек атома. Электроны, находящиеся на большем расстоянии от ядра, чем рассматриваемый, оказывают малое влияние на энергию последнего, так как они значительно менее прочно связаны с ядром их воздействием на рассматриваемый электрон можно пренебречь. Те электроны, которые находятся между рассматриваемым электроном и ядром, уменьшают притяжение электрона к ядру. Этот эффект можно формально рассматривать как уменьшение действующего на электрон заряда ядра иа некоторую величину Ь, называемую постоянной экранирования. Тогда выражение для терма приобретает вид Т =/ [ (2 — Ь). Отсюда можно найти волновое число [c.36]

Эффективные заряды. При образовании химической связи электронная плотность около атомов меняется. Это изменение можно учесть, ириписав атому некоторый эффективный заряд б (в единицах заряда электрона). Эффективные заряды, характеризующие асимметр1гю электронного облака, условны, так как электронное облако делокализовано и его нельзя разделить между ядрами. [c.72]

При общем сходстве свойств рассматриваемых элементов имеется определенная закономерность в их изменении от Ре.к N1. В ряду Ре, Со, N1 вследствие -сжатия уменьшаются радиусы ионов у Ре + г,- = 74, у 00 + г,- = 72, у N 2+ =69 пм. В связи с этим при переходе от Ре + к N1=+ ослабевают основные свойства гидроксидоь Э(0Н)2 и- возрастает устойчивость комплексов, что связано также с заполнением электронами -орбиталей с низкой энергией (гри октаэдрическом окружении лигандами). Рост заряда ядра ведет к более прочной связи электронов с ядром, поэтому для кобальта, и особенно для никеля, степень окисления +3 менее характерна, чем для желеча. Для железа известна степень окисления + 6 (КгРе04), которая не наблюдается у Со и N1. [c.560]

Как показали Гейтлер и Лондон, электронная плотность в области между ядрами в молекуле Нг оказывается выше, чем простое наложение электронной плотности атомов. 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, обусловливает химическую связь в молекуле. Так как функция (18.1) симметричная, то из принципа Паули следует, что образование молекулы На с такой функцией возможно только, если спины электронов антипараллельны. Полная волновая функция Фмол будет при этом антисимметричной по отношению к перестановке координат электронов. [c.55]

В заключение рассмотрим полученные Р. Бейдером (1967) на основе наиболее точных раснетов ССП МО ЛКАО карты электронной плотности для двухатомных молекул от до Р (рис. 28). Хорошо заметна осевая симметрия электронного облака. Видно, как возрастает электронный заряд в межъядерной области и сокращается межъядерное расстояние в направлении от к N2 — молекуле е тройной связью как уменьшается этот заряд и растет расстояние между ядрами от N2 к р2 по мере накопления электронов на разрыхляющих орбиталях. [c.82]

Ассоциация молекул и структура жидкостей и твердых тел. Молекулы таких жидкостей, как НР, вода и спирты, могут при образовании водородных связей выступать как акцепторы и доноры электронного заряда одновременно. В результате этого образуются димеры (НР)з, (Н.,0)2, (СНзОН)2, трнмеры, тетрамеры и т. д., пока тепловое движение не разрушит образовавшегося кольца или цепочки молекул. Когда тепловое движение понижено, через водородные связи создается кристаллическая структура. Известная аномалия плотности воды и льда обусловлена водородными связями в кристаллах льда каждая молекула воды связана с четырьмя соседями водородными связями через две неподеленные пары атома кислорода молекула образует две докорные Н-связи и через два атома Н —две акцепторные. Эти четыре связи направлены к вершинам тетраэдра. Образующаяся гексагональная решетка льда благодаря этому не плотная, а рыхлая, в ней большой объем пустот. При плавлении порядок, существующий в кристалле (дальний порядок), нарушается, часть молекул заполняет пустоты, и плотность жидкости оказывается выше плотности кристалла. Но в жидкости частично сохраняется льдообразная структура вокруг каждой молекулы (ближний порядок). Эта структура делает воду уникальным по свойствам растворителем. Ассоциация через водородные связи приводит к аномально высоким значениям диэлектрической проницаемости таких жидкостей, как НС , НзО, метанол и др. Водородные связи типа —СО...Н—N1 — [c.139]

Сущность каталитического действия Н+ в рассмотренных реакциях заключается в том, что электрофильный реагент Н+ имеет свободную (незанятую) орбиталь и избыточный положительный заряд. Свободный энергетический уровень Н+ может взаимодействовать с энергетическими уровнями несвязывающих орбиталей, а также с верхними заполненными молекулярными орбиталями кислорода. На свободную орбиталь Н+ смещается электронный заряд с несвязывающей или верхней заполненной орбитали кислорода. В результате возникает связь донорно-акцепторного типа между протоном и атомами кислорода. Распределение электронной плотности в молекуле изменяется. За счет понижения электронной плотности на связях — прочность их понижается, молекула поляризуется. [c.625]

Электрическая полярность молекул. Выше ( 7) уже было указано, что при образовании чисто ковалентной связи электронное облако молекулы, возникающее в результате перекрывания электронны.х облаков одинаковых ато мов, занимает симметричное положение между остовами соединяющих атомов, В этих случаях и сами молекулы электросимметричны, т. е. центры ироявлення положительных зарядов ядер и отрицательных зарядов электронов совпадают в одной точке поэтому эти молекулы называют [c.61]

Нетрудно предположить, что переход электронов от металла к ди-элеюфику и формирование заряда между ними будут определя ься не только прочностью связи электрона с кристаллом, которая близка у различных металлов, но и концентрацией их на поверхности металла. Как видно из табл.2.6, плотности энергий когезии (следовательно, и электронов) у различных металлов различаются весьма существенно. Наблюдающаяся закономерность позволяет предположить, что чем выше плотность энергий металла, тем больще разность давлений электронного газа между контактирующими поверхностями и тем значительнее заряд, обеспечивающий прочность адгезионной связи. Более легкая смачиваемость и более высокая работа адгезии высокоэнергетических поверхностей отмечалась ранее /56/. Давно бьию отмечено более интенсивное отложение парафина на стальных и алюминиевых поверхностях, чем на пластмассовых /41/. Более поздние исследования в промысловых условиях также подтвердили это положение. [c.112]

ЧТО атом азота может образовать лишь четыре связи, а в электронейг тральном состоянии должен иметь пять электронов в -оболочке. Соответственно, один из атомов кислорода может образовать только одну связь. Формальный заряд определяется следующим образом [c.57]

Синтетический катализатор крекинга, состоящий из 5]02 и АЬОз, ие содержит дополнительного аниона. В нем функцию отрицательного заряда выполняет часть самой поверхностн. Связи в решетке окиси кремния имеют преимущественно ковалентный характер, и замена кремния в поверхностном слое на алюминий происходит при условии, что атомы последнего ири-обретут формальный отрицательный заряд и образуют, подобно атомам кремния, четыре ковалентные связи. Электроны, необходимые для образования связей, будут поставляться входящими в состав молекул воды атомами кислорода, коюрые сами получат положительный заряд. [c.66]