Связи перекрывание

Тройная углерод-углеродная связь (С=С) образована одной а-связью (перекрывание двух гибридных р-атомных орбиталей) и двумя л-связями (перекрывание двух негибридизованных орбита-лей от каждого соседнего углеродного атома). а-Связь в тройной связи расположена на одной прямой линии, представляющей собой ось трех а-связей. Две л-связи расположены в двух взаимно перпендикулярных плоскостях (см. рис. 5). Тройная углерод-углеродная связь характерна для ацетиленовых углеводородов, в которых атом углерода, связанный тройной связью, находится в третьем валентном состоянии ( р-гибридизация). [c.19]

Молекулярные орбитали. Длина связи. Перекрывание орбиталей и связывающие орбитали. Узловые плоскости и разрыхляющие орбитали. Сигма (а)-орбитали. Процесс заполнения орбиталей. Эффективное число связывающих электронов. [c.509]

Тройная связь образована одной ст-связью (перекрывание двух гибридизованных р-атомных орбиталей) и двумя л-связя-ми (перекрывание двух негибридизованных р-орбиталей от каждого соседнего углеродного атома). Все три ст-связи в ацетилене расположены на одной прямой, а две л-связи расположены в двух взаимно перпендикулярных плоскостях. [c.88]

СВЯЗЬ — перекрыванием . -орбиталей [c.378]

Таким образом, две связи между атомами углерода в этилене неравноценны одна из них о-связь, а другая я-связь. Перекрывание электронных облаков при образовании л-связи меньше. Кроме того, области перекрывания лежат дальше от ядер, чем при образовании а-связи. Вследствие этих причин л-связь обладает мень- [c.111]

Связь, образующуюся за счет бокового перекрывания р-орбиталей выше и ниже плоскости, в которой лежат 5р -гибридные связи, называют л (пи)-связью. Она не так прочна, как а-связь, поскольку в л-связи перекрывание слабее (рис. 5.19). Именно поэтому связь С = С прочнее связи С —С не в два раза, а меньше. Так как р-орбитали соседних атомов углерода могут перекрываться только в том случае, если эти орбитали паралич [c.118]

Таким образом, две связи между атомами углерода в этилене неравноценны одна из них — т-связь, а другая г-связь. Перекрывание электронных облаков при образовании тг-связи меньше. Кроме того, области перекрывания лежат дальше от ядер, чем при образовании (т-связи. Вследствие этих причин 5г-связь обладает меньшей прочностью по сравнению с г-связью. Поэтому энергия двойной связи меньше удвоенной энергии одинарной связи, которая всегда является т-связью. Кроме того, (т-связь имеет осевую цилиндрическую симметрию и представляет [c.84]

Рис. 5.3. Молекула этилена двойная углерод-углеродная связь. Перекрывание р-орби-талей приводит к образованию п-связи п-электронное облако расположено над и под плоскостью, в которой лежат атомы.

Однако при таком расположении связей в этилене у каждого атома углерода остается по одному неспаренному электрону. Они уже не могут образовать между атомами углерода вторую о-связь, так как это сопровождалось бы нарушением принципа Паули. Поэтому такие неспаренные электроны атомов углерода образуют качественно иную связь. Перекрывание двух электронных облаков происходит так, что восьмерки этих облаков пер- [c.117]

Перекрывание трех гибридизованных орбиталей с орбиталями других атомов дает уже рассмотренные а-связи. Перекрывание двух негибридизованных р-орбиталей между собой дает так называемую я-связь. [c.34]

Атомы иода и хлора имеют конфигурации внешних электронных оболочек Ъз Ър и Зз Зр соответственно. Градиенты поля свободных атомов равны по величине, но противоположны по знаку градиентам от Бр- и Зр-электронов. В молекуле I I электронные орбитали перекрываются, приводя к уменьшению энергии по сравнению с суммарной энергией двух свободных атомов. Основное перекрывание происходит между внешними р -электронами вдоль межъядерной оси, приводя к образованию а-связи. Перекрыванием Рх и Ру-электронов, которое дает л-связь, можно сначала пренебречь. [c.74]

Вполне понятно, что изучение электронного строения системы в общем, безотносительно к строению связей между атомами и их возможному изменению, позволяет дополнительно упростить задачу и ее решения. Так, при изучении некоторых физических свойств твердого тела можно отвлечься от конкретного характера связей (перекрывание орбиталей, обмен) между его атомами (учитывая их посредством параметров) и, используя только коллективные свойства кристалла (симметрию трансляции), получить ряд искомых результатов. Такой подход, естественно, неприемлем в квантовой химии твердого тела. С другой стороны, при изучении химических связей в твердых телах иногда можно ограничиться рассмотрением локальных свойств в кристалле, аппроксимируя его коллективные свойства некоторыми параметрами. Очевидно, что эти два подхода тесно связаны между собой. [c.8]

Любой вид связи является результатом максимального (наибольшего) перекрывания электронных облаков. Чем больше это перекрывание, тем прочнее связь. При образовании а-связи перекрывание -облаков больше, чем р-облаков, поэтому <т-связи более устойчивы, чем я-связи ог-связи в отличие от я-связей лежат в той же плоскости, что и ядра атомов. [c.23]

Так как фл —волновая функция, описывающая состояние электрона в атоме А, а фв — аналогичная по значению функция для атома В, то значение интеграла перекрывания определяется в основном тем, что он позволяет приближенно оценить энергию химической связи (Полинг, Шерман, 1937) при условии, что главную часть энергии связи представляет ковалентное взаимодействие. В случае типичных ионных связей перекрывание ничтол<но мало -. [c.106]

Дативные связи по своей природе являются я-связями (перекрывание АО происходит в двух областях), а донорно-ак-цепторные связи обычно бывают о-связя-ми (см. с. 59). [c.57]

Образование простых связей. Как уже было указано, простая ковалентная связь между атомами осуществляется парой обобщенных электронов. Образование этой пары в свете представлений квантовой механики заключается во взаимном перекрывании облаков электронов, осуществляющих связь перекрывание происходит при сближении атомов на определенное расстояние. Между этими атомами на прямой, соединяющей их центры, возникает наибольшая электронная плотность (область максимального перекрывания облаков). К этой области повышенной плотности отрицательного заряда притягиваются положительно заряженные ядра атомов, следствием чего и является возникновение химической связи. [c.26]

Аналогичный график получается для молекулы N2 (рис. 45). В молекулах Вг, Са, N2 облака внешних электронов при образовании а-связи взаимно перекрываются так, что максимумы кривых плотности почти совпадают друг с другом. Для Ог, и в особенности Рг, при достаточном для образования а-связи перекрывании наблюдается большое несовпадение точек максимальной плотности соединяемых атомов (рис. 46 и 47). В молекуле кислорода щель между сферами условных радиусов близка к 0,4 А, что еще не так [c.77]

В двухзтомнои молекуле, соответствует группе Сооо. Вырождение атомных энергетических уровней в молекуле частично снимается, как при эффекте Штарка. Уровни с нулевыми значениями квантового числа т являются невырожденными, а уровни с большими значениями т — дважды вырожденными. Направление молекулярной оси определяет ось квантования г следовательно, орбитали с нулевым значением квантового числа т должны быть ориентированы вдоль этой оси. Чем больше значения т для других орбиталей, тем большие углы образуют максимумы их распределения с молекулярной осью. При межъядерных расстояниях порядка длины связи перекрывание, а значит, и взаимодействие орбиталей, больше всего направленных [c.226]

Наибольшее перекрывание гибридизированных облаков 5- и р-элект-ронов имеет место при их тетраэдрическом взаимном расположении, т. е. под углом в 109°28. Именно поэтому такие связи должны быть наиболее прочными и они характерны для наиболее устойчивых в химическом отношении молекул предельных углеводородов (рис. 8). В предельных углеводородах (см. стр. 63) валентные электроны атомов углерода находятся в состоянии 5р -гибридизации, и каждый его атом образует четыре простых (одинарных) ковалентных связи перекрыванием четырех гибридизированных орбиталей с орбиталями других атомов без нарушения их взаимного расположения в пространстве. [c.30]

Этот тип гибридизации соответствует случаю, когда два атома углерода связаны двойной ковалентной связью, как в этилене С2Н4. Каждый атом углерода образует три ст-связи перекрыванием электронных облаков — одну с соседним атомом углерода и две с атомами [c.68]

Связь, образованная за счет перекрывания двух р или р )-орбиталей не по линии, соединяющей ядра атомов, а на периферии от нее, получила название л-свяэи (пи-связи) (перекрывание двух .-орбиталей вдоль оси х дает гг-связь). На возбуждение валентного состояния двух атомов берил- [c.243]

Связь, образующаяся за счет перекрывания вдоль линии связи, называют а (сигма)-связью (любая простая связь). Перекрывание s э -гибpидныx орбиталей соседних атомов углерода приводит к появлению а-связи (рис. 5.18, а). Перпендикулярно к плоскости, образованной двумя зр -гибридными орбиталями атома С, расположена негибридизованная р-орбиталь. Такие р-орбитали соседних атомов углерода находятся достаточно близко друг к другу, чтобы между ними возникло перекрывание. Орбитали перекрываются так, как показано на рис. 5.18,6 ( боковое перекрывание ). [c.118]

Основное внимание при проверке выполнения задания учитель в процессе беседы обращает на четвертый пункт. Здесь учащиеся долл<сны отметить не только вопрос образования ковалентной связи перекрыванием электронных облаков, но и такие особенности этой связи, как ее длина, пространственная направленность, полярный или неполярный характер связи. Таким образом, на этом уроке обобщаются знания учащнчся об электронном строении атома и химической связи. [c.159]

Именно концепция перекрывания дает нам воображаемый мост между атомными орбиталями и орбиталями связи. Перекрывание атомных орбита-лей означает, что орбиталь связи занимает то же самое пространство, какое занимали обе атомные орбитали. Следовательно, электрон от одного атома может в какой-то степени остаться на своей собственной орбитали, благоприятной по отношению к своемр ядру, и в то же время занять аналогичное благоприятное положение по отношению ко второму ядру то же самое, конечно, справедливо и для другого электрона. [c.16]

Биологически важные водородные связи не приводят к большому перекрыванию волновых функций. Полемичен вопрос относительно существенности вклада в водородную связь перекрывания волновых функций [56]. В предельном случае иона [Р Н—Р] такое перекрывание несомненно имеется. В этом случае расстояние р—Р составляет всего 65% суммы вандерваальсовых радиусов атомов Н и р и длины связи Н—Р, а связывающая энергия ( 50 ккал/моль) приближается к энергии ковалентных связей [57]. Однако в белках расстояния и связывающая энергия уменьшаются не так. Здесь вклад перекрывания волновых функций, по-видимому, значительно несуществен. [c.45]

Реакционная способность дегидробензола и других аринов фез-вычайно велика, вследствие чего промежуточные соединения такого тала никогда не удавалось выделить в нормальных условиях. Спектроскопические данные указывают на их существование в газовой фазе лишь в течение нескольких микросекунд. Неустойчивость аринов обусловлена тем, чго в боковой л-связи перекрывание плохое, и вследствие этого возмущение -гибридных орбиталей, образующих эту связь, невелико. Следовательно, ВЗМО боковой л-связи расположена значительно выше, а НСМО — значительно ниже соответствующих граничных орбиталей нормальной л-связи в ацетилене. По этой причине арины энергично присоединяют по боковой л-связи даже очень слабые нуклеофилы, и селективность при присоединении различных нуклеофилов мала. Так, например, относительная активность галогенид-ионов по от- [c.578]

Орбиты ф+, радикалов и с1х2, металла обладают тг-симме-трией относительно главной оси симметрии, и связывание в основном осуществляется за счет образуемых этими орбитами тг-связей. Перекрывание фо- с 45- и 3 =-орбитами металла и ф 2 с с1ху и приводит К слабым а- и 5-связям соответственно. [c.45]

Стр В алкенах три из четырех валентных электронов атома углерода (2я, 2рх, 2ру) участвуют в образовании о-связей с атомами водорода или углерода. р-Орбиталь четвертого электрона имеет гантелеобразную форму и ориентирована перпендикулярно по отношению к плоскости, в которой находятся о-связи. Перекрывание двух р-орбиталей соседних атомов приводит к образованию зт-связи, расположенной перпендикулярно плоскости о-связей. Атомы углерода находятся в состоянии р -гибрядизации (триго-нальны), валентные углы равны 120°. [c.205]

Хорд [115] показал, что при гептакоординации гем-кислородного комплекса, чтобы обеспечить необходимое для образования связи перекрывание электронных орбиталей, требуется смещение низкоспинового катиона металла в сторону молекулы кислорода. [c.72]

Чем сильнее выражено перекрывание электронных облаков, тем прочнее ковалептнг я связь. Кроме того, имеет значение направленность химической связи в молекуле. По этому признаку различают а-связи и л-связи. Для о-связи характерно перекрывание электронных облаков вдоль осевой линии, соединяющей центры атомов. В случае л-связи перекрывание электронных облаков происходит в направлении, перпендикулярном осевой линии между атомами. На рисунке 23 показаны важнейшие разновидности а- и я-связей сг-связп более прочны, чем я-Связи. При химических реакциях сначала разрываются зт-связи и образуются а-связи. [c.59]

Тройная связь образована одной а-связью (перекрывание двух гибридизированных хр-атомных орбиталей) и двумя я-связями (перекрывание двух негибридизированных р-орбиталей от каждого соседнего углеродного атома). я-Связь в тройной связи расположена на одной линии, представляющей собой ось трех о-связей. Две я-связи расположены в двух взаимно перпендикулярных плоскостях. [c.79]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология