Пара обобщенная

Ковалентные связи между атомами углерода, образованные одной парой обобщенных электронов, называют простыми (или ординарными) связями. [c.457]

Чаще, чем валентность, используется почти равноценное понятие степень окисления. Это положительное или отрицательное число, выражающее заряд, который будет иметь атом, если электроны в молекуле соединения распределить между атомами определенным образом. Так как это распределение часто несколько произвольно, степень окисления не всегда численно равна валентности. Тем не менее это понятие чрезвычайно полезно. Ниже приведены правила для установления степени окисления каждого атома в соединении, но следует помнить, что они не являются безупречными степень окисления атома в элементе в свободном виде равна нулю , степень окисления одноатомного иона есть его заряд степень окисления каждого атома в ковалентном соединении известного строения есть заряд, который останется на атоме, после того как все общие электронные пары полностью сместились бы в сторону наиболее электроотрицательного атома (электронная пара, обобщенная одинаковыми атомами, делится пополам) степень окисления атома элемента в молекуле соединения с неизвестным строением обычно оценивают по степеням окисления атомов других элементов в молекуле соединения. [c.126]

Таким образом, между двумя атомами, уже связанными одной связью, образовалась вторая связь. Эти две связи неравноценны. Перекрывание орбиталей в случае л-связи меньше, чем в случае а-связи. Поэтому п-связь менее прочна, чем а-связь, и является более реакционноспособной. Связь называется двойной, так как обобщаются две пары электронов Она изображается двумя линейками или двумя парами обобщенных электронов [c.25]

Образование простых связей. Как уже было указано (стр. 28), простая ковалентная связь между атомами осуществляется парой обобщенных электронов. Образование этой пары в свете представлений квантовой механики заключается во взаимном перекрывании облаков электронов, осуществляющих [c.30]

Образование тройных связей. Тройная связь С=С осуществляется тремя парами обобщенных электронов С "С (стр. 28). Состояние этих пар не одинаково, так же как в случае двойной связи одна из них представляет собой о-связь, две других —я-связи. [c.32]

Как уже было указано (стр. 28), согласно современным представлениям, двойная связь осуществляется двумя парами обобщенных электронов, принадлежащих обоим соединенным двойной связью атомам. Состояние этих электронных пар неодинаково. Одна [c.68]

Как известно, в органических молекулах соединение углеродных атомов друг с другом и с атомами других элементов осуществляется (за редким исключением) при помощи ковалентных связей (стр. 26). Разрыв этих связей может протекать двумя путями — либо с образованием свободных радикалов, либо с образованием ионов. Рассмотрим ковалентную связь между атомом углерода и каким-нибудь атомом или группой X. Она осуществляется парой обобщенных электронов [c.445]

В первом разделе справочного руководства, посвященном коррозии в воде и водяном паре, обобщен опыт борьбы с коррозией [c.3]

Результаты опытов по теплообмену к пароводяным смесям обрабатывались в зависимости критерия Ми от Ке. При этом критерии определялись по физическим константам сухого насыщенного пара. Обобщенное уравнение имеет вид [c.72]

Кратность связей, измеряемая числом пар обобщенных электронов, во всех слз чаях совпадает с формальным порядком связей, который мы ранее (разд. 3.4) определили по методу МО. Некоторая трудность возникает с молекулой Ог - метод ВС в нашем упрощенном варианте, в отличие от метода МО, не объясняет наличия в ней неспаренных электронов. [c.56]

Двойная связь (например, в этилене) представляет собой две пары, а тройная связь типа ацетиленовой — три пары обобщенных электронов. Каждый углеродный атом ацетилена окружен восемью электронами четырьмя, ранее ему принадлежавшими, одним, обобщенным с водородом, и тремя, обобщенными со вторым атомом углерода [c.30]

Две пары обобщенных электронов соединяют углерод с кислородом, изображенным сверху, и одна пара — с кислородом, изображенным справа, несущим отрицательный заряд иона. Если одна из электронных пар, обобщенных с верхним кислородом, полностью перейдет в его сферу (стрелка), а пара от кислорода справа перейдет в совместное пользование (стрелка), то получится структура б. Теперь носителем ионного заряда станет верхний кислород, так как один из двух приобретенных им электронов принадлежал ранее углероду переход этого электрона от углерода к кислороду и приводит к появлению на кислороде отрицательного заряда. [c.72]

В нитросоединениях один из электронов атома азота участвует в образовании связи нитрогруппы с атомом углерода углеводородного радикала при этом образуется электронная пара, обобщенная этими атомами. Еще [c.146]

Подтверждение принятого английской химической школой метода для нахождения относительных величин индуктомерных поляризуемостей связей следует искать в рефрактометрических данных. Однако здесь перед нами возникает затруднение, заключающееся в том, что в настоящее время мы еще не умеем учитывать того, какую долю в общую рефракцию группы привносят пары обобщенных электронов, так как мы не знаем, какую долю привносят пары необобщенных электронов (например,у С С1 ). Однако, действуя с известной осторожностью, можно найти убедительное подтверждение правильности этого метода. При сравнении С—Н с 51—И и С—С с 81—С (см. табл. 5) с вопросом о необобщенных электронах не приходится иметь дела. Поляризуемость при замене углерода кремнием возрастает в обоих случаях. Это находится в согласии с теорией. Так как все галоиды имеют одинаковое число необобщенных электронов, то их поляризуемости также могут быть сравниваемы с достаточной надежностью. И здесь факты находятся в согласии с теорией. [c.97]

Существенный ее дефект, между прочим, заключался в том, что она, рассматривая ковалентную связь как пару обобщенных электронов, вступала в противоречие с физикой атома того времени. Согласно теории Бора электроны атома не фиксированы в определенных точках пространства, а с огромными скоростями вращаются по орбитам, определяемым квантовыми числами. Было непонятно, каким образом при этих условиях пара электронов способна осуществить прочную и определенным образом направленную в пространстве ковалентную связь. [c.8]

По своему смыслу активированные состояния являются приближенной границей — узким слоем (8" ) фазового пространства внутримолекулярных степеней свободы, который отделяет активные состояния молекулы от состояний продуктов реакции и прохождение через который означает необратимую реакцию. К реакции приводит только движение в направлении, ортогональном 5" , характеризуемое парой обобщенных координат — пространственной координатой г и импульсом Р. Эти две обобщенные координаты называют координатой (или координатами) реакции. [c.105]

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]

Тройная связь, так же как и двойная, по характеру отличается от простой связи. Она осуществляется тремя парами обобщенных электронов (см.). Из них, как и в случае двойной связи, одна пара осуществляет простую связь (о-св язь), а две другие электронные пары находятся в особом состоянии (л-связи - см.) осуществляемые ими связи проявляют повыщенную склонность к поляризации (см.). Этим обусловливаются реакции присоединения по месту тройной связи. Последние идут ступенчато вначале тройная связь разрывается, превращаясь в двойную, и образуются производные этиленовых углеводородов затем разрывается и двойная связь, превращаясь в простую с образованием производных предельных углеводородов. При энергичном химическом воздействии возможен распад молекул с разрывом углеродной цепи по месту тройной связи. [c.88]

Как уже было указано, простая связь (см.) между атомами углерода осуществляется одной парой, а двойная (см.) — двумя парами обобщенных электронов. Одна из электронных пар двойной связи находится в таком же состоянии, как пара электронов, осуществляющая простую связь (а-связь). Вторая же электронная пара осуществляет связь особого характера (л-связь, см,). В соответствии с формулой Кекуле в бензоле должно быть три л-связи. Если выделить пары л-электро-нов этих связей, обозначив их точками, то строение бензола следует представить схемой I [c.352]

Двойная связь образуется при помощи двух пар обобщенных электронов (четырехэлектронная связь). Углеродные атомы, связанные двойной связью, находятся в состоянии sp -гибридизации, каждый из них образует три о-связи, лежащие в одной плоскости под углом 120°. Негибридизованные орбитали р-электронов расположены перпендикулярно к плоскости а-связей и параллельно друг другу и вследствие бокового перекрывания образуют вторую связь, называемую я-связью (электроны называют л-электронами). Электронное облако л-связи частично расположено над плоскостью, а частично под плоскостью, в которой лежат атомы. Таким с ра зом, две пары электронов образуют различные по своей природе, геометрии и прочности связи — а и л. Двойная связь представляет собой сочетание а- и я-связей (а + я-связь). Боковое перекрывание негибридизованных р-орбиталей, образующих я-овязь, сближает атомы углерода и расстояние между ними становится короче— длина двойной С=С-связи 0,133 нм (длина простой С—С-связи 0,154 нм). Схема расположения атомов и связей в молекуле этилена приведена на рис. 22. О том, как влияет природа [c.71]

В образовании тройной связи участвуют три пары обобщенных электронов шестиэлектронная связь). Углеродные атомы, образующие тройную связь, находятся в состоянии 5р-гибридизации. Каждый из них образует две а-связи, направленные под углом 180°. Две негибридизованные р-орбитали каждого углеродного атома расположены под прямым углом (90°) друг к другу и соответствующим орбиталям другого атома. Они попарно перекрываются, образуя две п-связи, расположенные в двух взаимно перпендикулярных направлениях. Тройная связь представляет собой сочетание одной а- и двух я-связей. На рис. 23 изображено расположение связей в молекуле ацетилена. При образовании тройной связи атомы углерода сближаются еще больше, чем при образовании двойной связи, — длина тройной углерод-углеродной связи [c.89]

Резонансная стабилизация. — Расстояние между центрами соседних атомов углерода в бензольном кольце, как было определено рентгеноструктурным методом и подтверждено электронографически, равно 1,40А, т. е. имеет промежуточное значение между длиной связи С—С в парафинах (1,54A) и длиной связи С = С (1,ЗЗА). В то же время длина связи Салиф,—Саром. между углеродом алкильного заместителя н атомом угле рода в щикле соответствует длине связи в парафинах (1,54А). Кроме того, все шесть связей в кольце идентичны. Эквивалентность всех шести связей может быть объяснена лишь формулами Армстронга — Байера или Тиле или теорией осцилляции, выдвинутой Кекуле. Однако электронная теория валентности дает возможность сделать четкий выбор из этих альтернатив. Общепринятая концепция о том, что ковалентная связь представляет собой обобщенную электронную пару, позволяет описать в установленных терминах ординарные и двойные связи в формуле Кекуле, но не дает возможности описать современными понятиями взаимно насыщенные центрические связи или парциальные валентности. Таким образом, ни формула Армстронга — Байера, ии формула Тиле не имеют физического смысла, в то время как формула Кекуле может быть непосредственно интерпретирована с позиций электронных представлений атомы углерода попеременно связаны одной или двумя парами обобщенных электронов. [c.128]

До развития электронных представлений о строении в-ва В. трактовалась формально. В рамках электронной теории хим. связи (см. Ковалентная связь) В. атома определяется числом его неспаренпых электроиов в основном или возбужденном состояниях, участвующих в обра )ванин общих электронных пар с электронами др. атомои. Поскольку электроны внутр. оболочек атома не участвуют н образовании хим. связей, макси.мальную В. элемента считают равной числу электроноп по внеш. злектронной оболочке атома. Максимальная В. элементов одной и той же групиы периодич. системы обычно соответствует ее порядковому номеру. Напр., максимальная В. атома С должна быть равной 4, С1 — 7. Электростатич. теория хим. связи (см. Ионная связь) привела к формулировке близкого к В. и дополняющего ее понятия степени окисления (окислит, числа). Степень окисл. соответствует заряду, к-рый приобрел бы атом, если бы все электронные пары его хим. связей сместились в сторону более электроотрицат. атомов. ll[in том электронные пары, обобщенные одинаковыми атомами, делятся пополам. По знаку степень окисл., как правило, совпадает с экспериментально определяемым эффективным зарядом атома, но численно намного превышает его. Нанр., степень окисл. серы в SO3 равна -f-6, а ее эффективный заряд — ок. 4-2. [c.91]

Важнейшей задачей термодинамики в XIX в. было создание теории тепловых машин. В связи с этим значительная часть термодинамических исследований была посвящена круговым процессам и изучению свойств газов и паров. Обобщением этих исследований явились первое и второе начала термодинамики. В конце XIX в. на базе обоих начал возникла химическая термодинамика, объектом которой стала химическая реакция. В текущем столетии химическая термодинамика получила практическое приложение. Важнейшей характеристикой.химической реакции служит химическое равновесие, определяемое по закону действующих масс соотношением концентраций взаимодействующих веществ. Однако смещение равновесия может происходить и при изменении температуры. Я. Вант-Гофф показал в 1884 г., что влияние температуры на равновесие зависит от теплового эффекта реакции. Исходя из уравнения Клаузиуса—Клапейрона, Я. Вант-Гофф вывел уравнение изохоры реакции [c.241]

Эффекты увлечения являются, по-видимому, следствием внутренних связей между обобщенными координатами. Качественная оценка таких связей по каждой паре обобщенных координат видов т и 8, может быть проведена с помощью коэффициентов увлечения Ь г., и Судя по ним, эти связи для различных пар обобщенных координат далеко неодинаковы. В одних случаях они являются прочными (жесткими), порождая эффекты взаимного увлечения (Ь ,8 Ф О и в других случаях.— сравнительно слабыми, обеспечи- [c.27]

Пара обобщенных электронов получила название ковалентной связи. Углерод с его четыпьмя валентными электронами (изображенными точками) способен к образованию устойчивого соединения с четырьмя атомами водорода, электроны которых (изображены крестиками) уча- [c.29]

Таким образом атом углерода оказывается в окружении четырех соб ственных электронов и четырех электронорз, ранее принадлежавших ато мам водорода возникаюший при этом устойчивый октет аналогичен о> тету в атоме неона. Но каждый из атомов водорода образовавшейся молекулы обладает двумя электронами и в этом отношении подобен гелию. Так как электронное окружение у всех атомов такое же, как и у благородных газов, то сочетание этих атомов представляет собой устойчивую молекулу. Вместе с тем, поскольку электроны остаются в пределах исходных атомных сфер и их заряды скомпенсированы зарядами соответствующих атомных ядер, то молекула в целом электрически нейтральна. Пара обобщенных электронов, связывающих каждый из атомов водорода с углеродом, и образует ковалентную связь. [c.30]

Двойная связь между углеродом и кислородом образована двумя парами обобщенных электронов, но так как кислород значительно бо-лее электроотрицателен, чем углерод (см. Приложение ПГ), то карбонильные соединения по своим свойствам сильно отличаются от соединений, содержащих связи С = С. Разделение карбонильных соединений на главные типы обусловлено количественными различиями, связанными с природой двух групп, соединенных с карбонильным атомом углерода. Если одной из групп является алкил, а другой водород, то соединение называе тся альдегидом единственное исключение составляет формальдегид, содержащий два атома водорода и не содержащий алкильной группы. В кетонах с карбонильным углеродом связаны две алкильные группы, а в сложных эфирах — одна алкильная и одна алкоксильная группа (НО—) [c.69]

Декарбоксилирование обычных алифатических кислот имеет лишь незначительное препаративное значение из-за того, что реакция протекает при высокой температуре, а выходы получаются низкие, особенно для кислот с длинной цепью, которые могут быть более легко получены из жиров. Некоторые другие кислоты, однако, обладают структурными особенностями, которые заметно облегчают декарбоксилирование. Например, декарбоксилирование солей трихлоруксусной кислоты протекает в водном растворе уже при 50 °С. Так как свободная кислота значительно более устойчива в растворе, реакция должна протекать чере.5 образование аниона. Механизм реакции согласно Верхоеку (1934--1947) основан на твердо установленном факте, что атом хлора, связанный с углеродом, электрофилен. Три атома хлора у аниона оказывают такое индукционное влияние на электронную пару, обобщенную двумя атомами углерода, что эта пара захватывается хлорированным атомом углерода, в то время как неподеленная электронная пара о ионного кислорода сдвигается и становится обобщенной с атомом углерода, связанным с кислородом. В результате этого происходит выделение двуокиси углерода и образование неустойчивого карбаниона, кото-вый взаимодействует с протоном и образует хлорофюрм [c.138]

Степень окисления каждого атома в ковалентной молекуле известного строения есть заряд, который останется на атоме, если каждая обш,ая пара электронов полностью сместится к более электроотрип,ательному из двух атомов (электронная пара, обобщенная одинаковыми атомами, делится пополам). Во всех подобных случаях значения степени окисления и валентности не одинаковы. [c.144]

ОНО может быть неравномерно распределено в соответствии с силами сродства, проявляемыми другими атомами. Этот вопрос, как известно, являлся в то время объектом горячих споров. Льюисом было установлено, что валентная связь состоит из пары обобщенных электронов и что валентные электроны атомов распределены поровну,, т. е. по паре на каждую связь. Однако поскольку электроны могут быть не в одинаковой степени обобщены различными атомами, то разные связи могут быть полярными в разной степени и поэтому могут по-разному участвовать во взаимодействии с эффективным зарядол ядра атома и, следовательно, по-разному влиять на реакционную способность данного атома. Таким путем были приведены к согласию взгляды Кекуле и Вернера. [c.37]

Л. В. Писаржевский развил электронную теорию для неорганических соединений и для ионных реакций. А. М. Беркенгейму принадлежит первая попыт са построить электронную теорию в органической химии (1914—1916). Согласно теории Беркенгекма вовсе не обязательно, чтобы электроны при образовании химической связи целиком переходили от одного атома к другому. Электрон может только оттягиваться к соседнему атому, не переставая в то же время быть связанным с собственным атомом. Именно эта идея об одновременном участии электронов в электронных оболочках двух соседних атомов и явилась, как известно, основой теории ковалентной связи, разработанной в дальнейшем Г. Льюисом н известной под названием октетной теории. Октет или восьмерка электронов является устойчивой электронной оболочкой. К достижению такой оболочки путем приобретения, потери электронов или путем одновременного обладания электронами атомы элементов стремятся при образовании ионных или ковалентных связей. Простая ковалентная связь представляет собой пару обобщенных соответственными атомами электронов. [c.7]

Образование тройных связей. Тройная связь С= С осуществляется тремя парами обобщенных электронов С С (с. 23). Состояние этих пар не одинаково, так же как и в случае двойной связи одна из них представляет собой сг-связь, две другие — л-связи. Поясним это на примере ацетилена СНэСН. При образовании тройной связи в каждом углеродном атоме гибридизуются одно 5- и одно р-состояния электронов (хр-гибридизация). У каждого углеродного атома образуются два гибридных состояния, а два р-состояния не участвуют в гибридизации и сохраняют свою конфигурацию. [c.27]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология