Электронная связывающая

Из приведенных схем видно, что каждая пара электронов, связывающих два атома, соответствует одной черточке, изобра каю-щей валентную связь в структурных формулах [c.123]

Шести электронам, связывающим три атома кислорода, соответствует порядок связи 1,5. [c.321]

Каков характер молекулярных орбиталей, образуемых двумя атомными орбиталями пары атомов, сильно отличающимися по энергии Если образуется комбинация двух атомных орбиталей с большим различием в энергии и на нижнюю из полученных молекулярных орбиталей помещают пару электронов, то какими свойствами обладают эти электроны Являются ли эти электроны связывающими [c.546]

Разрыв химической связи с образованием двух нейтральных частиц (свободных радикалов) за счет того, что электроны связывающей электронной пары остаются по одному на ра.зличных фрагментах А и В. [c.228]

Процесс вытеснения заместителя X, связанного с атомом углерода, другим заместителем У можно понять только в том случае, если учитывать валентные электроны, связывающие заместитель с атомом углерода. Можно представить себе два типа реакций обмена [c.480]

Энергия диссоциации 1)о(и2)=1,026 эВ намного меньше энергии диссоциации молекулы Нг, а межъядерное расстояние весьма велико 2,672-10 м. Это объясняется наличием в Ыд остова ЛГ-электронов, экранирующего небольшой суммарный заряд ядер от электронов на а25-МО, взаимным, отталкиванием электронов остова и их отталкиванием от электронов связывающей а25-МО. Последнее отталкивательное действие весьма существенно. [c.119]

Термин тройная связь означает, что в образовании связи принимало участие шесть электронов (каждая связь отвечает в норме паре электронов). В молекуле кислорода в сущности три связи одна сг-связь, обусловленная парой 2р с-электронов, и две, л-связи, образованные двумя парами 2р- электронов связывающий эффект, однако, ос- [c.186]

Расположение электронов, связывающих атомы [c.53]

Теоретически можно предвидеть, что электроноакцепторный заместитель, уменьшая электронную плотность ядра, будет оттягивать к ядру также и электроны, связывающие карбоксил с ароматическим ядром [c.211]

В методах приблизительного предсказания конфигурации комплексов обычно рассматривают только один из факторов или схему гибридизации АО центрального иона, или схему расталкивания электронов связывающих МО. При использовании метода валентных связей рассматривают гибридизацию АО иона металла, причем учитывают неэквивалентность -орбиталей (табл. 3). [c.35]

Почти все реакции в органической химии сопровождаются разрывом или образованием ковалентных связей. Умение хорошо разобраться в том, каким образом могут осуществляться эти процессы, является основой для понимания механизмов реакций. Если два атома связаны ковалентной связью, например А—В, и во время реакции эта связь рвется, то имеются три возможных пути осуществления этого процесса, отличающихся друг от друга судьбой электронов, связывающих атомы А и В. [c.27]

Однако эти представления, а также основная идея ММО о делокализованных орбиталях непривычны обычному химическому мышлению о локализации химической связи, т. е. об одной, двух или трех парах электронов, связывающих только два атома и не участвующих в связывании других атомов той же молекулы. Кроме того, ММО трактует молекулу в целом, тогда как для химии более важны характеристики ее отдельных атомных сочетаний валентных связей и фрагментов молекулы. В то же время ММО автоматически учитывает возбужденные состояния молекул, чего нельзя сказать относительно МВС. [c.126]

Скорость разряда электрода, изготовленного из двуокиси марганца, ограничивается скоростью диффузии протонов в зерне МпОа. (Как это описано на стр. 513 для окисно-никелевого электрода.) При разряде большими плотностями тока протоны и электроны, связывающие кислород на поверхности зерен МпОг, не успевают продиффундировать в глубь зерна [18]. Активность кислорода в поверхностном слое уменьшается, потенциал электрода становится менее положительным. Электрод сильно поляризуется. Кроме того, низшие окислы марганца имеют значительно меньшую электропроводность, чем двуокись, поэтому по мере обеднения поверхности зерна кислородом контакт с токоподводом нарушается и электрод поляризуется еще сильнее. Допустимая нагрузка составляет около 0,1 а дм поверхности положительного электрода, но и при этом условии напряжение элемента падает до 1,2—1,3 в. У электродов, предназначенных для работы с повышенными плотностями тока, обычно увеличивают содержание графита для улучшения электропроводности и контакта частиц двуокиси марганца с графитом. Наиболее подходящими условиями эксплуатации являются перерывы, в течение которых протоны с наружных слоев зерна МпОг успевают мигрировать вглубь. Потенциал электрода, изготовленного из МпОг, после перерыва становится снова более положительным, однако уже не достигает первоначальной величины потому, что при разряде общее содержание кислорода в зерне снижается и активность его в двуокиси марганца падает. Подобно окисно-никелевому электроду электрод, изготовленный из [c.554]

Естественно, чем выше номер уровня, тем ниже значение энергии электрона, связывающей его с ядром, с одной стороны, и тем меньше различие этой энергии в подуровнях, на которые делится данный уровень, с другой стороны. [c.39]

В ряду Н — Нг — Не по мере заполнения электронами связывающей орбитали энергия диссоциации молекул возрастает, с появлением же электрона на разрыхляющей орбитали, наоборот, уменьшается. Межъядерное расстояние вначале уменьшается, а, затем увеличивается. Молекула гелия в невозбужденном состоянии не существует, так как у нее одинаково число связывающих и разрыхляющих электронов. [c.55]

Причина ВЛИЯНИЯ галоида заключается в том, что а-углерод, связанный с галоидом, особенно с фтором, становится более положительно заряженным, чем в случае связи с водородом. Другими словами, электронные дары связи оттягиваются в сторону атомов галоида и обнажают положительный заряд на углероде. Тогда более положительный а-углеродный атом в свою очередь оттягивает к себе пару электронов, связывающую его с углеродом карбоксила. Этот углерод становится более положительным, чем обычный углерод карбоксила, и в большей степени концентрирует вокруг себя электронные пары, связывающие его с кислородом. Вследствие этого водород карбоксила (протон) оказывается менее прочно связанным с кислородом. [c.192]

Как уже было отмечено выше, простейший гидрид бора, боран ВН3, неустойчив и в свободном виде не существует. Более устойчивым является диборан В2Н . Образование диборана как димера борана не может быть объяснено образованием обычной ковалентной связи между атомами бора путем спаривания двух электронов, так как число электронов недостаточно для образования таких связей. Образование диборана является результатом возникновения двух двухэлектронных трехцентровых связей, каждая из которых представляет собой пару электронов, связывающую два атома бора и мостиковый атом водорода [c.690]

Теория Льюиса — Лэнгмюра. Заполненное двумя электронами связывающее молекулярное состояние в качественной теории Льюйса называется двухэлектронной связью. Электронное облако обозначается черточкой, соединяющей атомы. При этом несвязывающие, или так называемые одиночные (неподеленные, необобщенные) электронные пары того же электронного слоя отмечаются черточками вокруг символа атома, например [c.51]

В комплексных нонах аммония, оксония и сульфопня все координационные группы свя.чаны с центральным атомом одинаково (посредством электронной пары). Однако в то время как в молекулах a (миaкa и эфира один из двух электронов связывающей пары принадлежит центральному атому, а другой — связанному с ни,м заместителю, при образовании аммониевого или оксопневого комплекса центральный атом дает оба электрона, необходимых для связи с вступающим в соединение протоном. Координационный центр, следовательно, является донором электронов, и это находит отражение в формуле в виде стрелки, изображающей новую связь и указывающей направление смещения электронов при ее образовании необходимо, однако, помнить, что в уже получившейся соли все четыре связи ато.ма N равноценны. [c.160]

Карбонилы — комплексные соединения, в которых лигандами являются молекулы оксида углерода(П) Ре(С0)5, N (00)4. Химические связи в молекулах карбонилов металлов образованы аналогично химич ским связям между другими лигандами и ионами металлов. Электростатические представления для объяснения ее возникновения здесь не подходят. С позиций методов ВС (за счет донорно-акцепторного взаимодействия неподеленных электронных пар лигандов и вакантных орбиталей атома металла) и МО (образование заполненных электронами связывающих и несвязывающих орбит 1лей — правило 18) такие комплексы возможны. Например, атом никеля с электронной конфигурацией №. ..3 45 имеет 10 валентных электронов. Для выполнения правила 18-ти электронов необходимы еще 8 электронов, которые могут поставить 4 лиганда [c.366]

Донорно-акцепторная о-связь между Р1 + и С2Н4 образуется при перекрывании занятой электронами связывающей я-орбитали С2Н4 и вакантной 5р -гибридиой орбитали (рис. 3.5, а). За счет перекрывания занятой электронами 2-орбитали Р1 + и вакантной я -разрыхляющей орбитали этилена (рис. 3.5, б) образуется дативная связь, дополнительно стабилизирующая комплекс. Обе связи трехцентровые. Из-за необходимости участия в дативной связи донорной -электронной пары катиона алкены образуют [c.108]

Для пирамидальной нидо-стружтуры, включающей я вершин, из 2я-(-4 скелетных электровоз 2 (.4— 1) элеггрона образуют внутрициклические <г-связи базального цикла, а 2 электрона заняты на экзоциклической связи (в электронной паре) апикальной [руппы. Подсчитайте число электронов, связывающих указанные фрагменты. [c.536]

Донорно-акцепторная ст-связь между ионом Р12+ и молекулой С2Н4 образуется электронами связывающей л-орбитали С2Н4 и пустой 5р2-гибридной орбиталью платины дативная п-связь между Р1 и С2Н4 осуществляется за счет пустой разрыхляющей я-орбитали этилена и двух -электронов платины. На рис. 32 показано перекрывание электронных облаков при образовании а- и л-связей в олефиновом комплексе платины. Олефиновые я-комплексы обра- [c.86]

Полинг предполагает, что образование связей в переходных металлах обусловлено электронами в с1-, з- и ]0-состояниях, а не только электронами в -состоянии. Одни лишь -орбитали недостаточны для образования связи, и только гибридизация между й-, 5- и р-ор-биталями может привести к очень стабильным гибридным орбиталям. С этой точки зрения в IV периоде для образования связи пригодны одна 45-, три 4р- и пять 3 /-орбиталей и при полном их использовании связь может осуществляться девятью орбиталями. Если бы для связи использовались все девять возможных орбита-лей, то при переходе от К к Си следовало бы ожидать непрерывного увеличения прочности связи. Однако максимум прочности решетки достигается у хрома, а далее прочность уменьшается по направлению к никелю. Это привело Полинга к предположению, что только некоторые -орбитали пригодны для образования металлической связи, С учеюм магнитных свойств принимается, что для образования металлической связи из пяти -орбиталей пригодны только 2,56. Остальные 2,44 -орбитали являются атомными орбиталями. Электроны на атомных -орбиталях связаны с ядром атома и не участвуют в образовании металлической связи. Электроны связывающих -орбиталей полностью отделены от атома и коллективизированы в системе электронов кристалла. В свою очередь, атомные -орбитали, содержащие электроны с неспаренными спинами, обусловливают магнитные свойства металлов. Таким образом, Полинг различает связывающие -электроны, которые участвуют в ковалентных связях между соседними атомами кристалла и обеспечивают силы сцепления в металле и атомные -электроны, ответственные за парамагнетизм. Связывающие электроны описываются гибридными 5р-функциями, атомные же — просто -функциями. [c.148]

Молекулярная орбиталь, энергия которой меньше энергии атомной орбитали изолированного атома, называется связывающей, а находящиеся на ней электроны — связывающими. Молекулярная орбиталь, энергия которой больше энергии атомной орбитали, называется антисвязывающей или разрыхляющей, а находящиеся на ней электроны — разрыхляющими. [c.92]

Из приведенных формул видно, что в этих молекулах атомы углерода, кислорода и хлора окружены восемью электронами, или, как говорят, октетами электронов, причем каждая связь осуществляется парой электронов. Так как для образования ковалентной связи необходи.ма пара электронов, то атом углерода может присоединять к себе не более четырех других атомов. В противном случае число электронов, связывающих этот атом с другими атомами, превзойдет восемь. Правило октетов хорошо применимо к углероду, азоту и кислороду. Для соединений других элементов встречаются исключения, ко многим элементам оно совсем неприменимо. [c.62]

Положительный заряд в катионе солей диазония расположен на обоих атомах азота на связанном с ароматическим ядром в силу его 5р-состояния и на крайнем атоме азота из-за сильного индукционного эффекта соседнего атома. Дл-азониевая группа — настолько сильный акцептор, что ароматическое ядро со всеми имеющимися в нем заместителями является донором электронов. Это положение сохраняется даже при наличии в ядре такого сильного акцептора, как нитрогруппа. Конечно, характер заместителей в ароматическом ядре так или иначе изменяет величину положительного заряда на крайнем атоме азота, так как заместители в пара-и орто положениях сопря женьт с ним из-за того, что одна из трех пар электронов, связывающих атомы азота, расположена в плоскости л-электронного облака кольцл. Другие же связи способны передавать лишь индукционный эффект от одного атома азота к другому. Все сказанное иллюстрируется следующей схемой [c.58]

Однато у галоидопрончводцых пара электронов, связывающая галоид с углеродом, смещена в сторону атома галонда вследствие большего электронного сродства к последнему по сравнению с атомом углерода. В результате этого плотность общей электронной пары около атома галоида больше, чем около атома углерода. Для углеводородов характерно обратное явление, так как [c.15]

Из-за отсутстЕня стерических препятствий водородная связь образуется легко. Ее сила определяется тем, что она в значительной стеиени имеет ковалентный характер, т.е. две нары электронов (связывающие ст-электроны связи 0-Н молекулы, являющейся донором водородной связи, и неподелеиная пара молекулы акцептора водородной связи) делокализованы между тремя ядрами. Водородная связь обычно изображается пунктирной лгшией между донором и акцептором, нанример для случая спиртов [c.116]

При электронном возбуждении электроны связывающих о- или я-орбиталей, а такжо несвязывающих орбиталей (сокращенно п-электроны) могут перейти на различные разрыхляющие орбитали. Таковы переходы и где первая буква обозначает основное состояние, а вторая — [c.516]

КООРДИНАЦИОННАЯ СВЯЗЬ, хим. связь в комплексных соединениях, в к-рых один или неск. атомов образуют большее число связей, чем допускает высшая формальная валентность этих атомов. Различают двухцентровые (донор-но-акцепторные) и многоцентровые К. с. К первым относят связи, образование к-рых (формирование заполнешюй двумя электронами связывающей двухцентровой мол. орбитали) можно описать как передачу электронной пары, локализованной на одном из атомиых центров лиганда (донора), на своб. орбиталь атома-комплексообразователя (акцептора). Такие К. с. способны образовывать атомы как непереходных, так и переходных элементов, но более характерны они для последних, т. к. их вакантные и /-орбитали имеют низко расположенные энергетич. уровни, что облегчает акцептирование электронных пар с вален гных орбиталей лиганда. [c.463]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология