Связь двухэлектронная двухцентровая

Как показывают расчеты, перевод р-электронов атомов Кг и Хе в другие энергетические состояния требует большой затраты энергии. Так, возбуждение атома Хе от его нормального состояния 55 5р в состояние 5s 5p 6s и требует 795 и 963 кДж/моль, а возбуждение в состояние 5s 5p 5d и 5s 5p 5d Ьs — 1758 и 1926 кДж/моль. Столь большая затрата энергии не может окупиться при формировании двухэлектронных двухцентровых связей. [c.498]

Химическая связь, осуществляемая общими электронными парами, называется атомной или ковалентной. Соответственно, соединения с этой связью называются атомными. Ковалентная связь двухэлектронная и двухцентровая (удерживает два ядра). Различают две ее разновидности неполярную и полярную. [c.113]

Четырехэлектронные трехцентровые связи менее прочны, чем двухэлектронные двухцентровые, — сказывается взаимное отталкивание электронных пар. [c.270]

Таким образом, в молекуле водорода оба электрона находятся в силовом электрическом поле, образованном двумя положительно заряженными центрами, которыми являются ядра водородных атомов. Поэтому химическая связь в молекуле водорода является двухэлектронной двухцентровой связью. [c.44]

Как и для других р-элементов 2-го периода, максимальная валентность (число двухэлектронных двухцентровых связей) кислорода равна четырем. При этом атомы кислорода могут находиться в состоянии sp , [c.337]

Мы привели здесь это курьезное замечание потому, что подобное мнение среди химиков стало почему-то распространенным. Валентное состояние атома — не просто некий нуль отсчета . Оно было введено в теорию ВС с целью распространить ее на случай, когда число неспаренных электронов в основном состоянии атома меньше числа образуемых им двухэлектронных двухцентровых связей. Вместе с тем, это понятие используется и в методе молекулярных орбиталей, в рамках которого оно обычно понимается как эффективная электронная конфигурация с дробными заселенностями АО и эффективными зарядами, что позволяет учесть как промотирование электронов с одних АО на другие, так и их перенос от атома к атому при образовании химических связей (см. приведенный выше пример для ряда С—СО— —СО2). И используется это понятие в обоих методах не только для построения качественной теории, но и при квантовомеханических расчетах . [c.174]

Ковалентная химическая связь образуется двумя электронами с противоположно направленными спинами, причем эта электронная пара принадлежит двум атомам. Комбинации таких двухэлектронных двухцентровых связей, отражающие электронную структуру молекулы, получили название валентных схем. [c.103]

Гибридные орбитали позволяют пользоваться представлениями о локализованных двухэлектронных двухцентровых связях, которые играли и играют очень важную роль в теоретической химии. Гибридные орбитали помогают понять пространственное строение молекул, например, почему молекула воды имеет угловую, аммиака- пирамидальную, а метана -тетраэдрическую конфигурацию. [c.38]

В процессе замещения, начиная от исходного и до конечного состояний (6.19), число химических связей остается равным четырем. В переходном состоянии также четыре связи, а не пять, так как три связи С-Н являются двухэлектронными двухцентровыми 5р -связями, тогда как две другие связи по оси 2 можно считать одноэлектронными, а точнее, связь Вг -С -Вг является двухцентровой. Существенным элементом механизма нуклеофильного замещения является передача заряда через центральный атом углерода. Считают, что заряд на этом С-атоме в исходной молекуле К Н ,С - Вг мало [c.206]

Двухэлектронная двухцентровая связь, образованная по ковалентному механизму (1 + 1) [c.52]

Двухэлектронная двухцентровая связь, образованная по донорно-акцепторному механизму (2 + 0) [c.53]

Особенностью реакции типа 8 2 является то, что продукт реакции остается оптически активным, если этим свойством обладал и исходный субстрат (хиральный центр — асимметрический атом углерода — отмечен звездочкой ) Реагент ( 0Н) атакует асимметрический атом углерода субстрата с тыла по отношению к галогену (так легче подойти, отсутствует межатомное отталкивание от атома галогена) По мере приближения реагента все три заместителя, отталкиваясь от него, уходят по другую сторону плоскости, проходящей через асимметрический атом углерода и перпендикулярной линии связи С-На1 В переходном состоянии три заместителя оказываются в этой плоскости, а атом углерода, атакуемый реагентом, переходит в sp -гибридное состояние, его р-орбиталь перекрывается одновременно с атомными орбиталями кислорода и хлора Максимальное перекрывание в этом случае возможно при расположении атомов О, С, С1 на прямой, перпендикулярной плоскости, в которой располагаются три заместителя Формирование обычной двухэлектронной двухцентровой связи О-С продукта реакции приводит к перемещению трех заместителей по другую сторону плоскости, и таким образом продукт реакции образуется в виде энантиомера, относящегося к противоположному по отношению к исходному соединению конфигурационному ряду Энергетический профиль Sn2 реакции показан на рис 16 1 [c.440]

Разработаны два основных приближения для разрешения этой проблемы. Одно из них основано на том соображении, что з-р-й-гибридные орбитали образуются в достаточном числе, для того чтобы все связи были двухцентровыми и двухэлектронными (2ц-2э). Другое предполагает, что центральный атом использует свои р-орбитали для образования трехцентровых, четырехэлектронных связей (Зц-4э), а остающиеся -орбитали не рассматриваются. Первое из этих приближений, которое является более старым, лучше известным и, возможно, более широко признанным, назовем теорией полной гибридизации, а второе, которое еще мало применяют, назовем теорией трехцентровой связи. Каждое из них является крайним случаем, т. е. сильным упрощением, и поэтому нельзя ожидать, чтобы оба они были вполне удовлетворительными. Вместе с тем каждое имеет свои достоинства в обеспечении простой корреляции и объяснении многих структурных данных. [c.245]

Однако если бы внутри такой делокализованной картины не существовало никакой скрытой структуры, то, вероятно, не получили бы развития различные эмпирические схемы и систематики. Цель данной работы и заключается в укреплении связи между традиционными представлениями о молекулах как о совокупностях двухэлектронных двухцентровых связей и неподеленных пар и квантовохимическими описаниями. Предыдущие статьи касались анализа волновых функций, т. е. положения электронов в физическом пространстве и локализации отдельных частей молекулярной волновой функции. Однако локализация электронов в пространстве не является непосредственно наблюдаемой величиной в отличие от энергетических характеристик молекул, из которых наиболее важная — разность энергии основного состояния молекулы и составляющих молекулу атомов, не взаимодействующих между собой. В данной статье обсуждены многочисленные эмпирические и теоретические схемы расчета молекулярной энергии как совокупности ряда компонент. [c.180]

Такая двухэлектронная двухцентровая связь называется ковалентной связью. [c.121]

Комбинации таких двухэлектронных двухцентровых связей, отражающие электронную структуру молекулы, получили название валентных схем. [c.121]

Как указывалось в 39, одно из положений метода ВС заключается в том, что все химические связи являются двухцентровыми. Однако на самом деле, как показывают рассмотренные выше примеры, а ряде случаев правильнее считать двухэлектронные связи многоцентровыми. [c.135]

Электронодефицитные, молекулы гидридов бора (бороводороды, бораны) легко вступают в реакции с многими соединениями, например кислородом, образуя продукты с двухэлектронными двухцентровыми связями [c.137]

Такая двухэлектронная двухцентровая связь щзывается ковалентной с в я 3 ь юЛ [c.121]

Метод валентных связей. Представления об образовании молекулы водорода, развитые Гейтлером и Лондоном, были распространены и на более сложные молекулы. На этой основе возникла теория образования химических связей, которая получила название метода валентных связей. Этот метод основан на представлении о том, что атомы в молекуле удерживаются посредством одной или нескольких электронных пар, причем эти связи тем прочнее, чем в большей степени перекрываются электронные облака взаимодействуюших атомов. Обычно большая степень перекрывания электронных облаков наблюдается на прямой, соединяющей центры атомов. Комбинации двухэлектронных двухцентровых связей, которые отражают электронную структуру молекулы, называют валентными схема.ии. [c.47]

Так, борин ВНз, в котором, казалось бы, насыщены все три валентности бора, легко димеризуется в диборан ВаНв с выделением 28 ккал. о объясняется тем, что свободная орбиталь атома бора в одной молекуле ВНз является акцептором электронной пары связи В—Н из другой молекулы ВН3. Поскольку взаимодействие симметрично, в образующемся димере две группы ВНа лежат в одной плоскости, а между ними в перпендикулярной плоскости расположены два атома, водорода, играющие роль мостиков Здесь каждый мостиковый атом водорода образует с двумя атомами бора двухэлектронную трехцентровую орбиталь, которая энергетически выгоднее двухэлектронной двухцентровой связи В—Н на 14 ккал. Эта делокализация определяется волновыми свойствами электронов и согласуется с принципом Паули. [c.55]

В соед. В2Нв концевые группы ВН лежат в одной плоскости, атомы В и Н в них образуют двухэлектронные двухцентровые связи. Два центральных атома Н объединены е атомами В трехцентровыми двухэлектроииыми связями В—Н—В, образующимися в результате перекрывания 5р -гибридных орбиталей двух атомов В и х-орбитали атома Н. Эффективный заряд на мостиковых атомах Н — 0,22, на атомах В +0,22. В молекуле В4Н,д шесть двухцентровых связей В—Н, четыре трехцентровые В—Н—В и одна двухцентровая В—В. Молекулы В5Н5 и В, Н,4, помимо связей описанных типов, содержат трехцентровые связи В—В—В. [c.306]

Развитие представлений о донорно-акцепторных связях (см. Координационная связь), водородной связи, обнаружение новых классов хим. соед. (мостиковых электронодефицитных, металлоорг., сэндвичевых, металлич. кластеров, п-комплексов), а также исследования кристаллич. структур показали ограниченность правил определения формальной В. Было найдено, что координац. числа атомов могут превышать их формальную В. Так, атом С в карбонильном кластере [СРбз(СО),5] связан с 5 атомами Ре, в анионе [ССо8(СО),8] -с 8 атомами Со. Хим. связь в подобных соед. не м. б. описана с помощью представлений о двухэлектронных двухцентровых связях и обусловлена образованием многоцентровой связи. [c.345]

По характеру связи металл - углерод М.с. разделяют на неск. типов. 1) Соед. с ст-связями М—С, в к-рых орг. группа связана с металлом двухэлектронной двухцентровой ковалентной связью (в нек-рых случаях с заметно полярным характером). Такие соед. образует большинство непереходных металлов. Соед. переходных металлов этого типа стабильны только при наличии в молекуле гс-лигандов (СО, циклопентадиенил и др.). 2) М.с. с ионной связью М—С Такие соед., по существу,-металлич. соли карбанионов Характерны для щелочньк и щел.-зем. металлов (за исклю чением Li и Mg), напр. Na ( 5Hj) , K+( = R) и др 3) Электронодефицитные соед. с мостиковыми двухэлектронными многоцентровыми связями М—С—М. К ним относят соед. Li, Mg, Be, Al. 4) л-Комплексы-соед. метал- [c.44]

Кроме обычных ковалентных связей, в которых два электрона связывают два ядра (двухэлектронные двухцентровые связи), существуют связи, в которых два электрона связывают три ядра (двух- лектронные трехцентровые связи) [4]. Такого типа связи имеются, например, в молекуле диборана ВаНв, в димере триметилалюминия А12(СНз)б, в димере диметилбериллия Вег(СНз)4 и в некоторых других металлорганических соединениях. [c.64]

Распространено мнение, что концепция делокализации, во-щедщая в квантовую теорию вместе с я-электронными системами, сыграла выдающуюся роль в развитии квантовохимических методов и их применении для изучения строения молекул. Подобное представление о первоначальном периоде развития квантовой химии не совсем точно. Достаточно обратиться к двум наиболее значимым работам этого времени — Квантовой теории валентности Пенни [3] и Введению в квантовую химию ,Гельмана [4], чтобы понять насколько более предпочтительным было использование для большинства многоатомных молекул локализованного описания электронного строения. Полная волновая функция строилась из двухэлектронных двухцентровых или одноцентровых функций, соответствующих двухэлектронным связям и неподеленным парам электронов. Полная энергия молекулы в этом случае рассчитывается по формуле полного спаривания [c.75]

Модель трехцентровых связей. Интересно отметить, что модель, основанную на направленных валентных орбиталях, можно использовать при полном исключении из нее -орбиталей. Для молекул, в которых вокруг центрального атома находятся две, три или четыре пары электронов, подход в точности совпадает с только что рассмотренным, и обе модели идентичны. Они отличаются во всех случаях, где в предыдущей модели направленных валентностей используется одна или большее число /-орбиталей. Для молекул ДВ4Е-типа, таких, как SF4, где вокруг атома А сосредоточивается пять пар электронов, аргументация состоит в следующем. Атом серы использует свои рх- и ру-орбитали для образования одинарных двухцентровых двухэлектронных связей с двумя экваториальными атомами фтора, а два аксиальных атома фтора связаны только за счет р -орбитали серы. При этом близкий к линейному фрагмент F—S—F описывается как система с трехцентровой четырехэлектронной связью (см. разд. 3.9), Оставшаяся пара электро но(в, как предполагают, занимает 35-орбиталь серы и не имеет существенного значения в образовании связей. Для молекул типа АВ5Е (например, BrFs) предполагают, что аксиальная связь А—В образуется при участии рг-орбитали атома А, и является обычной двухэлектронной двухцентровой связью. Оставшиеся четыре А—В-овязи рассматриваются как две пары трехцентровых четырехэлектронных связей, образующихся за счет рх- и ру-орби-талей атома А. И вновь неподеленная пара электроиов занимает [c.108]

В пределе, при очень длинных расстояниях С—С, тип связи можно представить как своеобразное металлоциклопропановое кольцо с двухэлектронными двухцентровыми связями М—С и простой связью С—С. На рис. 29.3, б валентные углы у двух алкено-вых атомов углерода соответствуют этой точке зрения. Описание типа связи в рамках метода МО дополняет это представление, и существует непрерывный переход от одного способа описания к другому. [c.598]

Как и для других р-элементов 2-го периода, максимальная валентность (число двухэлектронных двухцентровых связей) кислорода равна четырем. При этом атомы кислорода могут находиться в состоянии sp -, sp - и sp-гибри-дизации, что соответствует тетраэдрическому, треугольному и линейному расположению 0-связей. В качестве примера соединений, в которых проявляются эти гибридные состояния орбиталей кислорода, можно указать соответственно кристаллические ВеО (см. рис. 69, в), TiOg (см. рис. 70, б) и S1O2 (см. рис. 70, s). [c.311]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология