Электронное облако в атоме водорода

Внутренняя структура молекул воды. Молекулы воды состоят из водорода и кислорода. С современных позиций строения атома электронные облака молекул воды расположены в форме неправильного тетраэдра. Атом кислорода оказывается при этом в центре, а два атома водорода — в противоположных углах одной из граней куба. Угол между ними составляет 104°ЗГ. Два из восьми электронов атома кислорода расположены около ядра, два других связаны с атомами водорода, а две неподеленные пары [c.8]

Электроотрицательность. Электроотрицательностью называют величину, количественно характеризующую способность атома в молекуле присоединять или отдавать электроны при образовании химической связи. Так, например, в молекуле НР атом фтора является более электроотрицательным, чем атом водорода, так как атом фтора смешает к себе связующую электронную пару, т, е. центр тяжести облака двух связующих электронов. Согласно Малликену, мерой электроотрицательности может быть полусумма потенциала ионизации и электронного сродства. В настоящее время предложены и другие методы определения электроотрицательности. [c.92]

Рассмотрим образование химической связи на примере взаимодействия атомов водорода. Атом водорода состоит из ядра и электрона. Электронное облако атома водорода имеет сферическую симмет-% к % + ( н 1 Г н й н сближении двух атомов [c.38]

Связь между атомами разных элементов всегда более или менее полярна, что обусловлено различием размеров и электроотрица-т(льностей атомов. Например, в молекуле хлорида водорода НС1 стязующее электронное облако смещено в сторону более электро-огрицательного атома хлора. Вследствие этого заряд ядра водорода уже не компенсируется, а на атоме хлора электронная плотность становится избыточной по сравнению с зарядом ядра. Иными словами, атом водорода в НС1 поляризован положительно, а атом хлора отрицательно на атоме водорода возникает положительный заряд, на атоме хлора — отрицательный. Этот заряд б, называемый эффективным, можно установить экспериментально. Согласно имеющимся данным эффективный заряд на атоме водорода молекулы H I составляет бн = +0,18, а на атоме хлора 6 i = —0>18 абсолютного за-р 1да электрона. Можно сказать, что связь в молекуле НС1 имеет на 18% ионный характер, т. е. полярна. Ниже приведены значения эффективных зарядов на атомах кислорода в оксидах элементов 3-го периода [c.80]

Ядро атома водорода состоит из одного. .. (заряд которого. ..). Электронное облако атома водорода состоит из одного. .. (заряд которого. ..). В целом атом водорода электрически. ... [c.85]

В водородистых соединениях типа H.2R атомы водорода присоединяются к атому К за счет двух холостых р-электронов, облака которых располагаются перпендикулярно друг к другу поэтому молекулы имеют угловую структуру. Угол связи с ростом 2 уменьшается [c.587]

В некоторых водородсодержащих системах, например NeH+, FH+, электронное облако в основном сгруппировано вокруг ядер А и межъядерная стационарная точка отсутствует. Эти системы лучше описываются как один фрагмент, т. е. приближаются к модели объединенного атома. Подобное поведение найдено только в тех случаях, когда один из возможных фрагментов не имеет остовных электронов, например атом водорода. [c.51]

В образовании а-связи могут принимать участие и р-электронные облака, ориентированные вдоль оси связи. Так, в молекуле НР (рис. 32)) ковалентная ст-связь возникает вследствие перекрывания 15-электронного облака атома водорода и 2р-электронного облака ато.ма фтора. Химическая связь в молекуле 2 (рис. 33) — тоже ст-связь она образована 2р-электронными облаками двух атомов фтора. [c.127]

Состояние валентных электронов в атоме углеро-д а. Как показано в схеме на рис. 4, атом углерода имеет во внешнем слое четыре валентных электрона. Состояние их не одинаково. Один из них, двигаясь вокруг ядра, образует шаровое облако (рис. 6, схема /), подобное облаку электрона в атоме водорода ( -состояние электрона). Облака трех других электронов (рис. 6, схема //) имеют форму объемных восьмерок (гантелей) с перетяжкой в области ядра и ориентированных в трех взаимно перпендикулярных направлениях (р-состояние электрона). [c.30]

Иными словами, атом хлора в большей степени перетягивает к себе валентные электроны, чем атом водорода атом хлора имеет большую склонность заряжаться отрицательно, большую электроотрицательность , чем аюм водорода. Причина большей электроотрица-тельности атома хлора — в большем эффективном заряде ядра. Говоря так, подразумевают, что, несмотря на экранирование положительного ядра отрицательными электронными облаками внутренних оболочек, все же остается большая сила, притягивающая валентные электроны. [c.29]

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]

Гейтлер и Лондон провели также квантово-механический расчет энергии взаимодействия молекулы водорода с третьим атомом водорода. Расчет показал, что третий атом не будет притягиваться, т. е. образование молекулы Нз невозможно. Так было дано теоретическое обоснование важнейшего свойства ковалентной связи - насыщаемости. Не приводя данный расчет, поясним его результат. Присоединение третьего атома к Н не происходит, поскольку условием для перекрывания электронных облаков, которое дает химическая связь, является наличие у электронов антипараллельных спинов. Спин электрона третьего атома водорода неизбежно будет совпадать по направлению со спином одного из электронов в молекуле, поэтому между третьим атомом водорода и молекулой водорода действуют силы отталкивания, подобные тем, которые появляются при сближении двух атомов водорода с параллельными спинами. [c.86]

Молекула НгО образуется из атома кислорода и двух атомов водорода. Атом кислорода имеет два неспаренных р-электрона (см. стр. 159), которые занимают две орбитали, расположенные под углом 90° друг к другу. Атомы водорода имеют ls-электроны. На рис. 70 показаны волновые функции неспаренных электронов в атомах кислорода и водорода (плюс и минус — знаки волновых функций). При сближении атома водорода с электроном, спин которого направлен противоположно спину одного из неспаренных р-электронов атома кислорода, эти электроны образуют общее электронное облако, связывающее атомы кислорода и водорода. При этом угол между связями должен быть близок к углу между облаками р-электронов, т.е. к 90°. Однако угол между связями в молекуле НгО равен 104,5°, т.е. отличается от величины [c.161]

Уже название этого типа связи подчеркивает, что в ее образовании принимает участие атом водорода. Водородные связи могут образоваться в тех случаях, когда атом водорода связан с электроотрицательным атомом, который смещает на себя электронное облако, создавая тем самым положительный заряд 6 на водороде. [c.93]

Реакция замещения активных радикалов менее активными, при которой радикалы атакуют более слабо связанный атом Н метильной группы молекулы пропилена или изобутилена (энергия атакуемой С Н-связи метильной группы молекулы пропилена равна 77 ккал вместо 90 ккал для той же связи в молекуле пропана [64]) и отрывают атом водорода с образованием аллильных радикалов, имеет более высокую энергию активации (порядка 10—15 ккал) и низкий стерический фактор (порядка 10- —10- ). Казалось бы, что реакции присоединения радикалов к олефинам должны преобладать над реакциями замещения, которые характеризуются более высокими величинами энергий активации и таким же низким значением стерических факторов. Поэтому механизм торможения, сопряженный с присоединением радикалов, с кинетической точки зрения должен бы иметь преимуще1ства. Однако в условиях крекинга алканов реакции замещения активных радикалов менее активными, протекают более глубоко, чем реакции присоединения радикалов, которым благоприятствуют низкие температуры. С другой стороны, алкильные радикалы типа этил-, изопроцил- и третичных изобутил-радикалов, несмотря на свою большую устойчивость по отношению к распаду, более активно по сравнению с аллильными радикалами вступают в реакции развития цепей, как пока-зы вает сравнение их реакционной опособности [65]. Малоактивные радикалы, способные замедлить скорость цепного процесса, тем не менее обладают остаточной активностью, отличной от нуля, по величине которой они могут между собой различаться [66]. Именно эта остаточная активность малоактивных радикалов, соответстоующая как бы более низкому качеству свободной валентности радикала (некоторой степени выравнивания электронного облака по всей частице радикала), является причиной того, что и малоактивные радикалы способны в соответствующих условиях развивать цепи, вследствие чего наступает предел тормозящего действия продукта реакции или добавки ингибитора. При этом скорость уменьшается с увеличением концентрации тормозящей добавки только до некоторого предела, а [c.33]

Молекула воды имеет угловое строение в вершине угла, равного в парах 104"27 (во льду 109°), помещается атом кислорода, на расстоянии 0,096 нм помещаются атомы водорода. Электронные облака водородных и кислородных атомов перекрываются так, что их оси направлены к углам тетраэдра. К двум другим углам тетраэдра направлены оси облаков jo-электронов кислорода, так что в целом электронная структура молекулы воды тетраэдрическая. Пары электронов атома кислорода, не использованных для связи с протонами, создают существенный избыток электронной плотности в одной части молекулы, другая часть (та, где находятся протоны) имеет избыточный положительный заряд это обстоятельство наряду с угловой формой молекулы объясняет наличие у воды момента диполя и, как следствие, сил взаимодействия между молекулами Н—О—И. Между внешними парами электронов кислорода и протонами соседних молекул воды возникают водородные связи, играющие существенную роль в формировании структуры всей массы жидкости. Каждая молекула воды может участвовать в образовании четырех таких связей две из них образуются [c.243]

Однако по сравнению с аммиаком амины являются более сильными основаниями. Это объясняется отличием в строении их молекул. Если в молекуле аммиака к атому азота сдвигаются электронные облака от трех атомов водорода, то, например, в молекуле метиламина СНз—NH2 к атому азота сдвинуты Электронные облака от пяти атомов водорода (от двух атомов водорода — непосредственно, а от трех — через атом углерода) [c.6]

Водородные связи — преимущественно электростатические взаимодействия. Как было показано, межатомные расстояния, отвечающие всем невалентным контактам атомов, приблизительно описываются соответствующими вандерваальсовыми радиусами. Это правило часто нарушается в случае контактов, образованных атомами водорода. Например, расстояние между амидным атомом Н и карбонильным атомом О составляет всего 1,9 А, вместо 2,7 А, получающихся из расчета по вандерваальсовым радиусам из табл. 3.6. Опыт показывает, что этот эффект наблюдается всегда, когда атом Н несет большой положительный парциальный заряд, а его партнер по контакту — большой отрицательный парциальный заряд (табл. 3.3). Эти заряды притягивают друг друга. Поскольку все электронное облако атома водорода (у водорода только один электрон ) сильно смещено к атому, с которым водород ковалентно связан, отталкивание оболочек контактирующих партнеров мало и притяжение зарядов может их еще более сблизить. Такое короткое расстояние обусловливает большую величину кулоновской энергии притяжения (табл. 3.4), а также высокую дисперсионную энергию [56]. Энергия взаимодействия имеет в этом случае значение, промежуточное по абсолютной величине между энергией вандерваальсовых контактов и энергией ковалентных связей. Такие контакты были выделены в особую группу водородных связей , а атомы, участвующие в связи, получили название донор — акцептор водородной связи . [c.45]

Наши знания о строении молекулы воды являются в настоящее время довольно обстоятельными. Мы знаем не только длину связей (расстояние О — Н составляет 0,98 X X 10" см), но и то, что обе связи расположены под углом 104 40 одна к другой. Этому поразительному факту наша -людель дает следующее очень четкое объяснение. Два атома водорода должны приближаться к атому кислорода в двух взаимно перпендикулярных направлениях, так как при этом достигается наиболее сильное проникновение облаков 5-электронов в оба облака р-валентных электронов атома кислорода. Увеличение угла примерно на 15° обусловлено тем, что связь между О и Н обладает некоторой полярностью . Облака валентных электронов атома кислорода несколько плотнее, чем атомов водорода, поскольку атом кислорода имеет большее сродство к электрону , чем атом водорода. Поэтому атомы водорода приобретают частичный положительный заряд , который приводит к тому, что они несколько отталкиваются один от другого. [c.29]

Возникновение водородной связи можно в первом приближении объяснить действием э.".ектростатнческих сил. Так, при образовании полярной ковалентной связи между атомом водорода и атомом фтора, который характеризуется высокой электроотр1щатель-исстью, электронное облако, первоначально принадлежав- /С шее атому водорода, сильно смещается к атому фтора. В результате атом фтора приобретает значительный эффективный отрицательный заряд, а ядро атома водорода (протон) с внешней ио отношению к атому ([)тора стороны почти лишается электронного облака. [c.155]

Молекулы, состоящие из пяти атомов.. Молекулы, в которых один атом одного элемента связан с четырьмя атомами другого элемента, образуются за счет взаимодействия 5- или р-электронов одного атома с 5- илн р-электронами четырех других атомов. В этих случаях молекулы имеют форму тетраэдра. Примерами являются молекулы метана СН4 и тетрафторида углерода F . В н,еитре тетраэдра располагается атом углерода, гибридные электронные облака которого перекрываются с 5-эле.ктрош1ыми облаками атомов водорода или р-электронньгми облаками атомов фтора, располагаюн ихся в вершинах тетраэдра. [c.61]

Условием для возникновения водородной связи является большая величина электроотрицагельности у атома, непосредственно связаного в молекуле с атомом водорода. Положительно поляризованный атом во.дорода, по существу почти лишенный электронного облака, способен, благодаря своему малому размеру, проникать в электронную оболочку отрицательно поляризованного атома (фтора, кислорода, азота). В результате этого атом водорода одной молекулы связывается неподеленной электронной парой ат(1ма электроотрицательного элемента другой молекулы. Эта связь атома водорода, входящего в одну молекулу, с атомом электроотрицательного элемента, входящего в другую молекулу, и является водородной связью. Ниже схематически показана ас-соцмация двух молекул воды посредством водородной связи [c.64]

Атом водорода состоит из одного протона (ядро) и одного электрона. Это простейший атом, не имеющий аналогов в периодической системе х1гмических элементов Д. И. Менделеева. Он способен терять алектроы с образованием положительно заряженного катиона и в этом отношении сходен со щелочными металлаг.ш, которые также проявляют степень окисления + 1. Однако катион Н+ представляет собой голый прогон, в то время как ядра катионов щелочных элементов окружены электронными оболочками. Ион водорода имеет очень небольшой радиус — 0,53 10 см, поэтому в ходе химических реакций он легко проникает в электронные облака других атомов, причем связь может быть ковалентной. [c.98]

Например, реакция (П1.36) между молекулой СН4 и атомом С1 является реакцией окисления — восстановления. В молекуле СН,, пара электронов, образующая связь С -Н, в равной мере принадлежит обоим атомам, т. е. на каждый из атомов приходится в среднем по одному электрону, как и в случае свободных атомов Н и С. Поэтому атому водорода в СН4 приписывают степень окисления 0. В образующейся молекуле НС1 связь Н—С1 noJtHpHa, электронное облако о-связи сильно смещено в сторону атома С1 и принято считать, что атом Н частично отдал свой электрон атому С1 и имеет степень окисления 1, а атом С1 восстановлен до степени окисления —1. Таким образом, происходит перенос электрона от атома Н к атому С1. [c.102]

Для заверщения внешнего уровня каждому атому не хватает одного электрона. При сближении происходит перекрывание орбита-лей Is атома Н и Зр атома С1. Неспаренные электроны, принадлежащие этим облакам, образуют электронную пару. Однако область пространства, в которой наиболее вероятно будет находиться эта пара, расположена на разных расстояниях от ценгров атомов Н и I. Поскольку атом С1 имеет гораздо большую электроотрицательность, электронная пара будет в значительной степени смещена в его сторону. В этом случае говорят, что связь является полярной. И хотя формально новая электронная пара принадлежит обоим атомам, вблизи атома хлора в молекуле H I оказывается локализованным несколько больший отрицательный заряд, чем в атоме С1, а вблизи атома Н - меньший. Поэтому атом хлора приобретает частичный отрицательный заряд (5-), а атом водорода - частичный положительный заряд ( f) Н С1 ". [c.63]

Возникновение водородной связи можно в первом приближении объяснить действием электростатических сил. При образовании полярной ковалентной связи между атомом водорода и атомом фтора электронное облако, первоначально принадлежавшее атому водорода, сильно смещается к атому фтора. В результате атом фтора приобретает значительный эффективный отрицательный заряд, а ядро атома водорода (протон) с внешней ио отношению к атому фтора стороны почти лишается электронного облака. Обладая ничтожно малыми размерами и, в отличие от других катионов, не имея внз тренних электронных слоев, которые отталкиваются отрицательно заряженными атомами, ион водорода проникает в электронные оболочки других атомов. Поэтому между протоно.м атома водорода и отрицательно заряженным атомом фтора соседней молекулы НГ возникает электростатическое притяжение (см. элст в разделе 4.9.2), образуется водородная связь. [c.156]

ЭЛЕКТРООТРИЦАТЕЛЬНОСТЬ — условная величина, характеризующая способность атома в молекуле притягивать к себе электроны. Например, в молекуле H I атом хлора смещает к себе центр тяжести электронного облака двух связывающих электронов и заряжается отрицательно, а атом водорода — положительно. Наиболее электроотрицательными элементами являются фтор, кислород, хлор. Зная Э. атомов элементов, можно предугадать распределение электронной nj[0TH0 TH в молекулах. [c.290]

СН2-группы, обладающие большим объемом, затрудняют доступ молекул растворителей к координированной МНг-группе, что способствует повышению кислотного характера комплекса. Кроме того, при рассмотрении кислотно-основных свойств важно учитывать так называемый индуктивный эффект. Он состоит в следующем. В результате координации молекулы амина центральным ионом электронная пара азота оттягивается к центральному атому. При этом происходит смещение электронной плотности от атомов водорода к азоту, что приводит к усилению тенденции к отщеплению ионов водорода. В случае этилендиамина смещение электронного облака от азота к центральному атому может быть компенсировано не только за счет электронов связи азот — водород, но и за счет связей углерод — азот. Поэтому тенденция к отщеплению протона не должна проявляться столь сильно. Таким образом индуктивное влияние направлено на ослабление кислотных свойств. Действием индуктивного эффекта объясняют уменьшение скорости обмена дейтерием с тяжелой водой при переходе от (Со (МНз)6 + к [СоЕпзР+. Одновременное и противоположное действие этих факторов приводит к усилению кислотных свойств этилендиаминовых комплексов по сравнению с аммиачными. [c.289]

Рассмотрим, к чему должно приводить такое взаимодействие в системах атом водорода—ион водорода и атом водорода—атом водорода. Для этого выясним характер электростатического поля, действующего внутри электронного облака атома. Очевидно, что иа бесконечно большом расстоянии от ядра напряженность этого поля равна нулю, так как атом в целом нейтрален и электроны полностью экранируют ядро. Однако на некотором конечном расстоянии от ядра г заряд ядра экранирован лишь долей электронов, которые находятся на расстоянии, меньиюм г, так как притяжение, создаваемое остальной частью электронов внутри сферы, равно нулю. [c.468]

Механизм образования химической связи удобнее всего рассмотреть на примере образования молекулы водорода из атомов. Формула электронной конфигурации ато1 водорода — 15, т. е. у него имеется только один неспарен ный электрон. В соответствии с законами квантовой механики атом водорода, содержащий неспаренный электрон, находится в неустойчивом состоянии, поскольку обладает избытком потенциальной энергии. Такой атом будет притягивать к себе другой атом водорода при условии, если спин его электрона имеет противоположное направление. Взаимное притяжение атомов приводит к тому, что их атомные орбитали перекроются, при этом оба электрона станут в равной мере принадлежать обоим атомам, т. е. образуется пара электронов с противоположно направленными спинами, которая осуществляет химическую связь. Электронное облако, образуемое этой парой электронов, охватывает, связывает воедино ядра обоих взаимодействующих атомов. Такая связывающая два одинаковых атома двухэлектронная связь называется ковалентной. [c.69]

Гибридизация одной s- и трех р-орбиталей (sp -гибридизация), как уже указывалось, объясняет валентности углеродного атома. Образование sp -гибридных связей характерно также и для аналогов углерода — кремния и германия валентности этих элементов также имеют тетраэдрическую направленность. Может возникнуть вопрос — если гибридные орбитали обеспечивают большую концентрацию электронного облака между ядрами и, следовательно, более прочную связь, то почему они не возникают в НаО л NH3 На да шый вопрос следует ответить, что направленность связей в этих соединениях также можно объяснить sp -гибридизацией. Такой подход является даже более точным, чем изложенный на стр. 161 и 162. Не следует, однако, забывать, что оба подхода являются приближенными. При образовании молекулы HjO атом кислорода люжет приобретать конфигурацию наружного слоя где Ф2, Фз и — sp -гибридные волновые функции верхние индексы указывают количество электронов, занимающих данную орбиталь. Таким образом, две из четырех гибридных орбиталей атома кислорода заняты неспаренньши электронами и могут образовать химические связи угол между этими связями должен составлять 109,5°. Это значение ближе к экспериментальному (104,5°), чем величина 90°, даваемая схемой, рассмотренной на стр. 161. Однако если на стр. 161—162 пришлось объяснять отклонение теоретической величины от экспериментальной для молекулы HjO, то здесь нужно объяснить, почему углы между связями у аналогов воды HjS, HaSe и НаТе заметно отличаются от 109,5°. Это объясняется действием ряда факторов. В частности, в соединениях, содержащих большие атомы, связь слабая и выигрыш энергии в результате образования связи гибридными орбиталями не компенсирует некоторое возрастание энергии s-электронов, обусловленное их переходом на sp -гнбридные орбитали. Это препятствует гибридизации. Кроме того, как показали точные расчеты, при образовании связи Э—Н 25-орбитали кислорода (и азота) сильнее перекрываются с ls-орбиталями водорода, чем 2р-орбита-ли. Для аналогов кислорода, наоборот, сильнее перекрываются р-орбитали. Это обусловливает больший вклад s-состояний (гибридизацию) в образование химической связи в молекуле Н О, чем в ее аналогах. Поэтому валентные углы в H2S, HjSe и НаТе близки к 90°. [c.168]

Чтобы понять природу водородной связи, следует вспомнить, что протон, имеющий свободную Ь-орбиталь, может взаимодействовать по донорно-акцепторному механизму с неподеленной парой электронов с образованием ковалентной связи. Атом водорода, связанный с электроотрицательным атомом, в силу оттягивания электронного облака а-связи его партнером можно рассматривать как частично лишенным своего электрона, т. е. частично ионизованным. В результате этого и возникает некоторое, не столь сильное, как в случае свободного протона, но все же вполне ощутимое взаимодействие связанного с электроотрицательным элементом протона с неподеленной парой электронов второго атома. Энергия водородной связи для разных соединений лежит в пределах 0,1—0,35 эВ и, как правило, заметно превышает энергию вандерваальсовых взаимодействий. Важнейшим представителем молекул, способных к образованию водородных связей, являются молекулы воды. Фактически в воде не существует свободных молекул Н 2О, а имеются ассоциаты, образованные несколькими молекулами, например [c.107]

Нйпомиим, что атом водорода — едипстзениый кз атомов имеет только один -электрон со сферической симметрией электронного облака и наименьший радиус, поэтому он наиболее сильно действует на электронные оболочки других атомов, [c.93]

Современное квантовохимическое объяснение структуры бензола заключается в том, что гибридные зр -орбитали соседних атомов углерода перекрываются с образованием шести ст-связей в кольце, а оставшиеся гибридные орбитали (по одной на каждый атом) взаимодействуют с 15-орбиталями атомов водорода. Кроме того, все шесть негибридизованных 2р-орбиталей, на каждой из которых находится один электрон, перекрываются друг с другом при этом возникает система делокализованных я-электронов, образующих электронное облако над и под плоскостью кольца. Всего имеются шесть молекулярных я-орбиталей, на которых нужно разместить шесть я-электронов. Обычно два электрона заполняют самую низкую энергетически орбиталь, расположенную симметрично вдоль всего кольца. Оставшиеся четыре электрона размещаются на двух равноцен [c.65]

Двойные и тройные связи также обусловливают дипольность молекул, так как их л-связи (одна в случае двойных и две в случае тройных связей) всегда поляризованы. Электронные облака я-связей смещены в сторону одного из атомов, например в карбонильной группе они смещены в сторону кислорода (рис. 1), полярность ковалентных связей бывает вызвана их асимметрией. Так, если бы в молекуле воды связи атомов кислорода и водорода располагались симметрично (рис. 2, а) она была бы неполярной, поскольку несмотря на смещение орбит электро нов к атому кислорода, центры заря дов совпадали бы. Примером неполяр ной молекулы с симметричным распо ложением связей может служить СО2 В действительности же в молекуле воды эти связи расположены под [c.11]