Остаточные заряды атомов

Ранее считалось, что водородная связь обусловлена электростатическим притяжением диполей или остаточных зарядов взаимодействующих групп [84]. Это положение лежит в основе электростатической теории. Согласно последней, атом водорода, обладая только одной устойчивой орбитой, не способен образовать более одной ковалентной связи. В связи с этим предполагалось, что возникновение водородной связи обусловлено ионными силами. [c.17]

Однако вычисления потенциалов ионизации с помощью этого модифицированного метода не имеют большого значения, поскольку исходный метод Хюккеля обладает тем недостатком, что он непригоден для расчетов систем, в которых имеются электрические заряды. Очевидно, что положительно заряженный ион должен иметь более высокий потенциал ионизации, чем атом, из которого этот ион получается. Поэтому кулоновские интегралы атомов углерода должны зависеть от формального заряда на этих атомах. Этот эффект не особенно существен в нейтральных молекулах или радикалах, где на отдельных атомах имеются лишь небольшие остаточные заряды, обусловленные неравномерным распределением электронов. Но в ионах такие эффекты могут оказаться очень существенными. Вычисление разности энергий нейтральной молекулы и иона, образующегося из нее с потерей электрона, не имеет смысла без учета изменений значений а для атомов углерода, несущих значительные доли формального положительного заряда иона. [c.111]

Теория неудовлетворительна в следующем отношении. Многие жесткие кислоты являются элементами очень высокой положительной степени окисления, например F+. Как следовало бы ожидать, такие центральные атомы будут образовывать с лигандами сильные ковалентные, а не ионные связи. В конечном состоянии связи могут быть весьма полярны, на хлоре остается положительный заряд для этого с.тучая электростатические эффекты играют важную роль. Большой остаточный заряд иа хлоро должен приводить к тому, что оп будет эффективнее взаимодействовать, нанример, с кислородом, а не с серой. Йоргенсен [133] высказал предположение, что ес,т1И центральный атом имеет высокую формальную степень окисления, то иногда он может стать кислотой класса (б). Например, Мо(П1) связан с N S группой через атом азота, в то время как Mo(V), вероятно, связан через атом серы . [c.106]

Число лигандов, связанных с центральным атомом (ионом), называют координационным числом иона (КЧ). Оно зависит как от электронной структуры, так и от соотношения между радиусами центрального атома (иона) и лигандов. Поэтому для одного и того же центрального иона возможны соединения с разными КЧ. Координационное число центрального атома (Иона) обычно превышает его валентность, понимаемую как формальный положительный заряд на атоме. Вернер ввел поэтому представление об остаточной, или вторичной, валентности, позволяющей атому (иону) присоединять число лигандов большее, чем его валентность, именно равное координационному числу. Так, например, нормальная валентность Со(П1) равна трем, но в Со(КНз) его КЧ = 6 и шести же равна его вторичная валентность. При этом связи всех лигандов с центральным ионом эквивалентны. Льюис с развитием электронной теории объясняет эту эквивалентность тем, что каждая из присоединенных групп (здесь 1 Шз) связана с центральным ионом парой электронов, передаваемой в общее пользование аммиаком. Такая связь получила название координационной или дативной (то же, что и донорно-акцепторная связь). [c.236]

Самая легкая из этих частиц была получена, когда остаточным газом был водород. Ее масса приблизительно та же, что и масса атома водорода. Поэтому решили, что этой частицей является атом водорода, потерявший свой электрон ее назвали протоном. Положительный заряд протона равен отрицательному заряду электрона, т. е. элементарному заряду е. Масса протона Л/= 1,67 10" г. Протон в 1836 раз тяжелее электрона. [c.15]

Энергию кристаллич. структуры М. к., приближенно равную энтальпии сублимации, экстраполированной к абс. нулю т-р, вычисляют с помощью эмпирич. атом-атомных потенциалов (часто с учетом электростатич. взаимод. остаточных атомных зарядов). Оптим. упаковка молекул отвечает минимуму этой энергии и в простых случаях м. 6. найдена расчетным путем. [c.117]

По теории Соколова, при образовании водородной связи в системе А — Н...В происходит перераспределение электронной плотности электроотрицательного атома В. Для того чтобы пара электронов от В переместилась к акцептору электронов — атому Н, необходимо, чтобы последний обладал остаточным положительным зарядом [100, 102]. Необходимо было допущение того, что в процессе образования водородной связи происходит также смещение электронного облака от Н к атому А. Таким образом, атом Н как бы освобождает свою 5-орбиту для приема пары электронов атома В. [c.18]

Как уже обмечалось, в субстратах типа Е—Y на первом атоме электроположительной уходящей группы Е— расположен центр электрофильности (остаточной). Если этот атом представляет собой sp -углерод, то единственной причиной такой электрофильности служит частично свободная орбиталь с дробным положительным зарядом, обусловленным эффективной электроотрицательностью (индукционным влиянием) электроотрицательной уходящей группы [c.304]

Работа Гельмгольца послужила отправной точкой для Армстронга [25], выдвинувшего в 80-х годах XIX в. предположение о существовании остаточного сродства у некоторых атомов в соединениях, что должно было объяснить природу молекулярных соединений и перебросить мост между ними и атомными , т. е. обычными соединениями. Единицу заряда, отвечающую единице валентности, Армстронг изображал условно линией, пронизывающей атом. [c.12]

Но если атом нелегко пронизывается своим зарядом, во время соединения последний не сдвигается до конца, а остается часть линии, представляющая собой остаточное сродство . К таким атомам принадлежат атомы хлора, поэтому молекулу H I Армстронг изображает следующим образом [c.12]

В некоторых случаях атом водорода с остаточным положитель- ным зарядом, например в ионе аммония, притягивается к результирующему электрическому полю двух или более отрицательных ионов. Хотя такие слабые взаимодействия по характеру своему сходны с образованием водородной связи, они обычно не включаются в эту категорию. [c.281]

Когда говорят о донорно-акцепторной связи, то имеют в виду более или менее сильное смещение пары электронов от донора к акцептору, приводящее к снижению энергии. Обычно принимается, что для образования донорно-акцепторной связи необходимо, чтобы акцептор электронов был в достаточной степени заряжен положительно. Если, например, атом Н не имеет остаточного положительного заряда, то связь Н - - В не образуется и атомы И и В отталкиваются [237, 236]. В этом вопросе в последние годы возникло некоторое затруднение в объяснении природы водородной связи с позиций донорно-акцепторной теории. Разными авторами было показано (см. работу [379] ), что, например, у молекулы воды дипольный момент (равный 1,84 О) в основном обусловлен неподеленной парой электронов и что на долю связи О—Н приходится очень небольшой дипольный момент (около 0,15 Д). Это означает, что в подобных молекулах остаточный положительный заряд атома водорода ничтожно мал. Казалось бы, что такая группа ОН не может образовать до-норно-акцепторную связь. [c.8]

Понижение энергии активации и энергии разрыва связи С—Н (или С -X) по мере накопления числа метильных групп при атоме С едва ли может быть обусловлетю влиянием остаточных зарядов, как это наблюдалось в случае хлоридов, поскольку в предельных углеводородах нельзя ожидать заметной электрической асимметрии связей. Эту закономерность С1юрее следует сопоставить с различием продольных поляризуемостей связей С—С и С—Н [1155] (т. е. поляризуемостей в направлении линии связи). Так же как и в случае реакгщй атомов штрик с хлоридами, можно предположить, что отрыв атома Н, сопровождающийся перераспределением электронов связи С—Н, будет происходить тем легче, чем больше продольная поляризуемость остальных связей, со единяющих атом С с соседними атомами. Согласно Денбигу [534], продольная поляризуемость связи С—С, равная 1,68 10 2 сл , более чем в два [c.238]

Уже в начале девятнадцатого века возникла идея, что химические силы являются по природе электрическими. К 1800 г. Ни-кольсон и Карлайсл разложили воду на водород и кислород, пропуская через нее электрический ток, а в лоследующие несколько лет появились сообщения о многих других электролитических разложениях. В 1807 г. сэру Хэмфри Дэви удалось выделить натрий из едкого натра и калий лз едкого кали. Дэви, несомненно, предполагал, что силы, управляющие химическими превращениями, являются по природе электрическими, причем заряды на соединяющихся частицах появляются при контакте. Электрохимические идеи разрабатывались также Берцелиусом в его Дуалистической Теории (1812). Он предполагал, что каждый атом состоит из электрических зарядов разного знака, причем электроположительные атомы имеют в избытке положительный заряд, а электроотрицательные — отрицательный. Соединение элемента с кислородом могло привести к образованию основного оксида (например, СиО) с остаточным положительным зарядом на Си или кислотного оксида (например, SO3) с остаточным отрицательным зарядом на О. Эти окислы могли соединяться благодаря притяжению остаточных зарядов разного знака [c.9]

Химические реакции Я. Берцелиус объяснял электрическим взаимодействием противоположных зарядов различных атомов. Сродство обусловлено различной полярной интенсивностью атомов, зависящей от абсолютной величины заряда полюсов. Когда электроположительный атом сближается с электроотрицательным, то происходит нх соединение, причем необходимо, чтобы атомы были обращены друг к другу разнородными полюсами. Этим объясняется, почему химическая реакция, как правило, протекает в растворе. За счет электрических сил, обусловливаемых зарядами, образуются сложные молекулы из атомов, причем более прочные соединения дают атомы, резко противоположные в электрохимическом отношении. При этом происходит нейтрализация противоположных зарядов, но она почти всегда оказывается пеполпой. Получающиеся молекулы дво11ных соединений остаются заряженными, а потому е1це сохраняют способность к взаимодействию за счет остаточных электрохимических сил. [c.139]

Поэтому нами был предложен несколько модифицированный механизм реакции, согласно которому реакционными центрами являются ближайшие соседи центров хемосорбции кислорода. На этих местах сталкиваюп иеся с поверхностью или физически адсорбированные молекулы СО или Hg благоприятствуют захвату дырок потому, что вероятность нахождения дырок здесь много выше, чем на центрах, расположенных через один атом от мест хемосорбции кислорода. Кроме того, число таких реакционных центров, как это можно видеть на рис, 3, значительно больше, чем число остаточных центров. Поэтому и не требуется допущения о подвижности хемосорбированных молекул. После захвата дырки происходит немедленное образование поверхностных комплексов 0 СО " или 0 На, которые в целом электрически нейтральны и поэтому не заряжают поверхности NiO, Поскольку такой комплекс, вероятно, моментально превращается в СО а или НаО, вследствие малого расстояния между зарядами, упомянутый выше процесс захвата дырок будет являться лимитирующей стадией реакции. Скорость такой реакции будет определяться уравнением [c.148]

Силы, обусловливающие " притяжение и отталкивание атомов ц молекуле, имеющие электростатическую природу, не будут изменяться, если атом водорода в молекуле заменить на атом дейтерия, так как заряды ядер двух изотопов равны. Однако ббльшая масса атома дейтерия приведет к меньшей величине нулевой энергии для дейтерированного соединения по сравнению с протиевым (водородным) соединением. Таким образом, энергия диссоциации связи в дей-терированном соединении будет примерно на 5, кДж моль 1 выше, чем в случае водородного соединения. В химических реакциях, в которых связь или С—Н по крайней мере частично разрывается, следует ожидать более высокой энергии активации для дейтерированного соединения (рис. 3), хо-тй любая остаточная нулевая энергия в переходном состоянии будет уменьшать разность между Яо и Ен. Если в реакции скорость определяющая стадия включает ослабление связи то замена этого во- [c.77]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология