Справочник химика 21

Химия и химическая технология

Статьи Рисунки Таблицы О сайте English

Электронная оболочка молекул валентность

    Теория строения электронной оболочки молекулы и явлений, им определяемых, — квантовая механика, квантовая химия. Вся химия — явление химической связи, превращение связей в реакциях— подчиняется квантовомеханическим закономерностям. В биофизике квантовая механика играет ту же роль, что в химии и физике молекул — она является основой понимания структуры молекул, природы их взаимодействий, их электронных (например, спектральных) свойств. Однако во многих случаях проблемы, связанные с электронными свойствами молекул, могут решаться и с помощью полуэмпирической классической теории, в частности применяющей так называемую валентно-оптическую схему (см. [45, 46]). [c.48]


    На примере Н2 и р2 можно понять, что происходит во многих молекулах, где электронные пары образуют связи, в результате чего каждый атом, приобретает замкнутую электронную оболочку. Для построения замкнутой электронной оболочки атому водорода требуются два электрона, которые заполнят его валентную Ь-орбиталь. Каждому атому элемента второго периода требуется для создания замкнутой электронной оболочки восемь- электронов (восьмерка октет), потому что на 2х- и 2р-орбиталях размещается до восьми электронов (2 "2р ). Это требование получило название правила октета. В примере с молекулой 2 каждый атом Р после образования связи оказывается окруженным восемью электронами. [c.467]

    Если один из атомов в молекуле имеет внешние электроны, не участвующие в образовании химической связи, то они искажают электронную оболочку молекулы и изменяют валентные углы. Так, например, в молекуле воды атомы расположены не на одной прямой, а под углом друг к другу (валентный угол О равным л 104°), [c.284]

    Можно ли применить подобные рассуждения к молекулам Да, можно, причем двояко. Во-первых, из спектроскопии известно, что характеристические частоты электронов в молекулярных системах лежат в видимой и ультрафиолетовой областях спектра, тогда как частоты колебаний ядер — в инфракрасной области, так что (oj / u ) 100 и критерий адиабатичности для молекул выполняется (правда, как мы увидим далее, — не всегда). Во-вторых, слоистое строение электронных оболочек атомов и молекул позволяет разделить электроны на группы в зависимости от скорости их движения, так как периоды движения оптических (валентных) электронов и электронов остова существенно различаются. В настоящее время адиабатическое разделение быстрых и медленных электронов применяется главным образом в теории атомов, и мы о нем в дальнейшем говорить не будем, сосредоточив внимание на адиабатическом разделении электронных и ядерных движений. [c.109]

    В методе ВС постулируется, что при образовании молекулы электронная структура, индивидуальность каждого атома сохраняются. В образовании связи участвуют только неспаренные электроны внешней электронной оболочки атома — валентные электроны. Сама связь — область повышенной электронной плотности — локализована между каждой парой атомов в месте перекрывания АО. [c.111]

    Второй широко применяемый способ описания некоторых сторон электронной структуры молекул связан с другим методом расчета электронных оболочек молекул — с так называемым методом валентных схем (метод ВС) . Сравнительно с молекулярно-орбитальным описанием этот способ имеет значительно более качественный характер. Зато основные идеи метода валентных схем широко применимы вследствие его тесной связи с аппаратом химических структурных формул. [c.251]


    С понятием о гибридизации тесно связано понятие о валентном состоянии атома. Выясним его смысл на типичном примере. Представим себе мысленно (на самом деле совершенно невыполнимый) следующий эксперимент с молекулой метана. Пусть расстояния между атомными ядрами в молекуле метала каким-то способом увеличиваются неограниченно, но электронная оболочка молекулы претерпевает, в сущности, лишь преобразование подобия, т. е. за исключением абсолютных размеров весь характер ее гео- [c.258]

    Внешняя электронная оболочка молекулы, ответственная за межмолекулярное взаимодействие, формируется валентными связями. Поэтому в качестве силовых центров сложных молекул, по-видимому, следовало бы принять именно валентные связи. Однако потенциальная энергия межмолекулярного взаимодействия валентных связей сильно зависит не только от расстояния между ними, но и от направления радиуса вектора по отношению к соответствующим валентным связям [27, 29]. Были предложены приближенные методы учета последней зависимости для диполь-дипольного дисперсионного взаимодействия валентных связей [27, 29]. Однако учет этой зависимости при полуэмпирических расчетах энергии межмолекулярного взаимодействия встречает значительные трудности. Определенные трудности вызывает также выбор положения силового центра валентной связи. Валентные связи в качестве силовых центров выбирались лишь в немногих работах при расчетах энергий молекулярных кристаллов [198, 200]. При этом пренебрегалось зависимостью межмолекулярного взаимодействия валентных связей от их взаимной ориентации, а силовые центры помещались в середине валентных связей. При определениях потенциальной функции Ф взаимодействия молекулы с твердым телом валентные связи в качестве силовых центров, по-видимому, не рассматривались. За силовые центры сложной молекулы при адсорбции выбирались атомы или группы атомов (см. гл. X и XI). За силовые центры твердого тела при определениях потенциала Ф, как правило, принимаются атомы или ионы. [c.254]

    Строго говоря, атом-атомные потенциальные функции межмолекулярного взаимодействия должны зависеть также от природы и расположения более удаленных, непосредственно валентно несвязанных атомов молекулы, так как электронные оболочки непосредственно валентно несвязанных атомов в молекуле не являются независимыми. Однако в молекулах с несопряженными связями взаимодействие электронных оболочек валентно несвязанных атомов быстро убывает с ростом расстояния от рассматриваемого атома [39]. Поэтому в случае таких молекул можно принять, что атом-атомные потенциальные функции межмолекулярного взаимодействия практически не зависят от природы и расположения валентно несвязанных атомов такой молекулы. [c.308]

    Аддитивность рефракции. Рефракция—мера поляризуемости электронной оболочки молекулы. Последняя слагается из оболочек атомов. Поэтому, если приписать определенные значения рефракции отдельным атомам или ионам, рефракция молекулы будет равна сумме рефракций атомов или ионов. Рассчитывая рефракцию молекулы через рефракции составляющих ее частиц, следует учитывать также валентные состояния атомов и особенности их расположения, для чего вводят слагаемые—инкременты двойной связи —С=С—, тройной связи —С=С— и др., а также поправки на особое положение отдельных атомов и групп в молекуле  [c.37]

    Ввиду сходства строения валентных электронных оболочек молекул Оа и 82 можно предполагать, что и электронные состояния этих молекул (по крайней мере низшие) должны быть сходными. В случае О2 между электронными состояниями и 7 располагается [c.313]

    Благодаря сходству структуры валентных электронных оболочек молекул СО, S и SiO можно ожидать наличия определенной аналогии в типах и энергиях возбуждения нижних электронных состояний этих молекул. В частности, по аналогии с СО и S можно ожидать, что у молекулы SiO имеются триплетные электронные состояния, нужнее из которых (а П-состояние) должно иметь энергию возбуждения около 36 ООО + 3000 [оценка по соотношению (1.31)]. [c.665]

    МЕЖМОЛЕКУЛЯРНОЕ ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ — взаимодействие двух элек-тронейтральных молекул, вызываемое силами притяжения или отталкивания. Межмолекулярные силы притяжения, называемые иногда силами Ван дер Ваальса, много слабее валентных сил, но именно М. в. обусловливает откло нения от законов идеальных газов, переходы от газообразного состояния к жидкому, существование молекулярных кристаллов, явления переноса (диффузия, вязкость, теплопроводность), тушение люминесценции, уширение спектральных линий, адсорбции и др. М. в. всегда представляет собой первую стадию элементарного акта химической бимолекулярной реакции. При больших расстояниях между молекулами, когда их электронные оболочки не перекрываются, преобладают силы притяжения при малых расстояниях преобладают силы отталкивания. Короткодействующие силы имеют ту же природу, что и силы химической (валентной) связи и возникают при условии, когда электронные оболочки молекул сильно перекрываются. Частным случаем М. в. является водородная связь. М. в. определяет агрегатное состояние вещества и некоторые физические свойства соединений. [c.157]


    В. Н. Кондратьев. Электронная оболочка молекул и валентность. Харьков — Киев (1934). [c.208]

    Рассмотрение строения молекулы окиси углерода с точки зрения теории молекулярных орбит [96, 98, 119] приводит к следующему представлению о распределении десяти электронов оболочки Ь (валентной) в атомах углерода и кислорода два [c.8]

    Кондратьев В. Н. Электронная оболочка молекул и валентность. Харьков- [c.89]

    Большое различие в физических свойствах можно объяснить сравнительно жесткой валентной электронной оболочкой атома фтора но сравнению с другими галоидами, результатом чего является незначительная поляризуемость молекулы и очень слабые межмолекулярные силы. В этом отношении интересно отметить, что атомная поляризуемость фтора имеет больше сходства с таковой водорода, чем с остальными галоидами, и что можно ожидать даже большого различия между полностью фторированными углеводородами и сполна хлорированными и бромирован-ными углеводородами. Однако имеюш иеся данные недостаточны для точного сравнения. [c.77]

    Поляризуемость молекулы зависит от строения электронной оболочки молекулы и связана с ее подвижностью. При колебаниях и вращениях молекулы в той или иной степени меняется энергия электронов, а поэтому может меняться и поляризуемость. Иными словами, поляризуемость молекулы изменяется при изменении расстояния между атомами в молекуле. Но изменение поляризуемости в значительной степени связано с общим строением молекулы. Например, в чисто ионной молекуле валентные электроны оттянуты к более электроотрицательному атому и при колебании электронное облако практически не изменяется, не изменяется и поляризуемость молекулы. Двухатомная ионная молекула в КР спектре неактивна. [c.349]

    Основная задача спектроскопии ЯМР высокого разрешения состоит в изучении влияния, которое оказывают на ядерный резонанс электронные оболочки молекулы, главным образом валентные электроны. Это влияние приводит к появлению наиболее важных параметров ЯМР — химического сдвига и спин-спиновой связи между ядрами. Основная цель съемки спектра — определение этих параметров, чтобы путем сопоставления их с имеющимися данными и использования различных теоретических соображений коррелировать их как со структурой, так и с распределением электронной плотности в молекулах. Подробный анализ химического сдвига и спин-спиновой связи проводится в двух последующих главах ниже рассматриваются лишь некоторые принципиальные основы, а также практические приемы, связанные с определением этих параметров. [c.15]

    В ультрафиолетовой и видимой областях (т. е. между 100 и 800 нм) поглощение фотонов обусловлено их взаимодействием с внешней электронной оболочкой молекул (с валентными электронами). Возбужденные в результате поглощения фотонов электроны могут переходить из одного стационарного состояния в другое эти переходы могут быть связаны и не связаны с излучением. В первом случае молекуляр-иая система испускает или поглощает электромагнитное излучение. Так, например, некоторые вещества в результате поглощения фотонов люминесцируют (см. стр. 379). [c.48]

    Оглавление показывает, что в названиях отдельных глав и их последовательности, т. е. в выборе содержания и построения книги, авторы довольно близко следовали книге Коулсона. В начальных главах даны элементы квантовой механики, теории валентности и теории атомных спектров. Далее излагаются основные методы теории электронных оболочек молекул — метод молекулярных орбиталей и метод валентных связей — в применении к двухатомным и затем к многоатомным молекулам. В последующих главах рассматриваются теория поля лигандов, д-электронное приближение в органической химии и некоторые специфические типы химических связей. [c.5]

    Для СЫ невозможно записать льюисову структуру с замкнутой электронной оболочкой, потому что эта молекула имеет нечетное число валентных электронов. Молекула СМ содержит девять валентных электронов, четыре из которых первоначально были связаны с атомами углерода и пять-с атомами азота. Таким образом, атом С либо атом N в молекуле СМ окажется окруженным только семью электронами вместо требуемых восьми. Поскольку углерод менее электроотрицателен, чем азот, этого следует ожидать для атома углерода. Поэтому наилучшая льюисова [c.469]

    Дисперсионные силы аддитивны. Это объясняется тем, что на больших расстояниях между молекулами валентные силы, вычисленные из первого приближения теории возмущений, очень малы. При втором приближении определяется деформация электронных оболочек атома, так как энергия валентных связей убывает с [c.40]

    При гомолитическом разрыве связи пара электронов разъединяется с возникновением свободных радикалов. Свободные радикалы — это молекулы или атомы, имеющие неспаренный (неподелен-ный) электрон на внешней (валентной) оболочке, т. е. являются незаряженными частицами  [c.28]

    Возможно даже, что более много обещающей и интригующей тонкой структурой в спектрах РФС является структура, связанная с процессом встряхивания . Было бы очень удивительно, если бы все, что происходило при столкновении у-кванта очень высокой энергии с молекулой, ограничивалось бы фотоионизацией одного валентного электрона или электрона оболочки. Одновременно с фотоионизапией электрона может происходить возбуждение одного из оставшихся электронов до первоначально свободной орбитали. Это явление называется встряхиванием . Таким образом, структура пиков РФС с более высокой энергией и низкой интенсивностью, обусловленных электронами оболочки, может быть использована для изучения различных электронных переходов, происходящих одновременно с фотоионизацией. Эти пики-сателлиты обнаружены в диапазоне энергий, превьинающих на величину до 50 эВ энергии связей, характеризующие основные пики. Очевидно, электронное поглощение при 50 эВ ( = 404 ООО см = 25 нм) представляет собой поглощение с очень высокой энергией в области вакуумного ультрафиолета. [c.353]

    Решение. Атом брома имеет семь валентных электронов. При образовании простых связей между атомом брома и тремя атомами фтора последние поставляют в валентную оболочку молекулы еще три электрона. Согласно теории [c.295]

    Так, мы видели, что смыкаются и должны совместно рассматриваться такие противоположности среди химических понятий, как 1) кайносимметрия и вторичная периодичность в единой теории многоэлектронных систем 2) общие, специфические и индивидуальные свойства атомов в единой системе элементов 3) единство динамической и структурной точек зрения на атомы и молекулы 4) различные по своей природе статистика валентной электронной оболочки молекулы и производная от нее статистика [c.126]

    Структура молекул. С точки зрения современной науки при химическом соединении отдельные атомы образуют молекулу сложного вещества. Молекула состоит из тяжелых частиц — ядер, определенным образом расположенных в пространстве относительно друг друга. Вокруг ядер распределяются легкие частицы — электроны, образуя электронные оболочки атомов, составляющих молекулу, и общую электронную оболочку молекулы как целого. Электроны осуществляют связь атомных ядер в молекуле. Они взаимодействуют с ядрами и друг с другом согласно законам ивантавой механики. В настоящее время уже известны сотни тысяч различных типов молекул. Физические свойства вещества — вкус, цвет, запах, температура кипения и т. п. определяются составом молекул и расположением атомов в них. Молекулы содержат некоторые структурные элементы, свойства которых сохраняются при переходе от одной сложной системы к другой. В качестве важнейших структурных элементов молекул современная химия выделяет отдельные валентные химические связи и отдельные группы атомов в молекуле. Существенной особенностью структуры молекул является наличие у них определенных свойств симметрии. [c.70]

    Необходимо более глубокое изучение свойств атомов, входящих в состав молекулы получение новых данных о деталях строения электронных оболочек атомов и об изменении их строения иод влиянием различных структурных особенностей молекулы, данных о стенеии иопизоваппости атомов, о деформации их электронных оболочек, о валентных состояниях и других характеристиках связанных атомов. [c.64]

    Эти закономерности верны абсолютно для всех карбенов и нитренов. Специфика конкретных молекул проявляется в величинах параметров нулевого поля Д и , поэтому их определение иэ тонкой структуры спектра позволяет получить важную информацию о парамагнитной молекуле в частности,вычислить спиновую плотность на атоме с секстетной электронной оболочкой и валентный угол. [c.151]

    Внешняя электронная оболочка молекулы, ответственная за межмолекулярное взаимодействие, формируется валентными связями. Поэтому в качестве силовых центров сложных молекул правильнее принять валентные связи [244]. Однако использование валентных связей в качестве силовых центров встречает ряд трудностей. Во-первых, энергия межмолекулярного взаимодействия валентных связей сильно зависит от их взаимной ориентации. Имеются приближенные методы учета этой зависимости для энергии диполь-дипольного взаимодействия [209. 244, 245]. Однако учет этой зависимости довольно сложен. Кроме того, нет методов учета этой зависимости для энергии обменных сил отталкивания. Во-вторых, определенные трудности вызывает выбор положения силового центра валентной связи. Обычно без какой-либо аргументации центром дисперсионных сил валентной связи выбирают середину этой связи. Однако проведенные приближенные теоретические исследова- [c.87]

    При воздействии света УФ и видимого диапазонов длин волн происходит возбуждение электронных оболочек молекул вещества, что обусловлено переходом валентных а- и я-элек-тронов, а также неспаренных (не участвующих непосредственно в образовании связей) электронов из основного состояния в возбужденное с более высокой энергией. Это сопровождается появлением полос поглощения в спектре при длинах волн, соответствующих разности энергий возбужденного и невозбужденного уровней. Каждому электронному уровню молекулы соответствует набор колебательно-вращательных уровней. Так как энергия возбуждения электронных оболочек молекулы значительно больше энергии возбуждения ее колебаний, то переход электронов обычно сопровождается изменением колебательновращательного состояния молекулы. Поэто.му молекулярноэлектронные спектры жидкостей и твердых тел состоят из широких полос. [c.240]

    Льюисовы структуры для молекул, подобных СН или N0, в которых содержится нечетное число валентных электронов, не позволяют приписать каждому атому замкнутую электронную оболочку. По крайней мере один атом, например углерод в СН, остается с незамкнутой оболочкой. В результате наличия в молекуле СН незамкнутой электронной оболочки две молекулы СН способны объединяться с образованием димера (СН)2, называемого дицшно.м. Причиной протекания такой реакции является образование новой углерод-углеродной связи без сколько-нибудь значительного ослабления тройной связи между углеродом и азотом  [c.470]

    Число электронов, которые атом данного элемента может дять для образования связей с другими атомами, а следовятельио, и валентность элемента определяются тем, что наружная электронная оболочка является наиболее устойчивой, когда обладает структурой из восьми электронов (электронный октет), кроме первой оболочки (у водорода), для которой устойчивой является структура из двух электронов. Прн этом электронные, пары, связывающие данные два атома, следует считать принадлежащими обоим (как одному, так и другому) атомам, что схематически показано для молекулы фтора  [c.63]

    Предсказание валентности. Если исходить из положения, что валентность атома равна числу неспаренных электронов его внешней оболочки, то атомы благородных газов не должны давать никаких соединений с другими атомами, поскольку в основном состоянии спины всех электронов спарены. Между тем открыты и исследованы соединения благородных газов с галогенами и кислородом, как ХеРв, ХеОр4, ХеРг и др. Еще сложнее объяснить существование так называемых сэндвичевых соединений, например ферроцена, где атом железа связан с двумя циклическими молекулами С5Н5 (рис. 17). Он должен был бы образовать связи с десятью атомами углерода, не обладая десятью электронами во внешней электронной оболочке. [c.57]

    Координационными или комплексными называют соединения, содержащие центральный атом или ион и группу молекул или ионов, его окружающих и связанных с ним (лигандов). Число лигандов, связанных с центральным атомом (ионом), называют координационным числом иона. Оно зависит как от электронной структуры, так и от соотношения между радиусами центрального атома (иона) и лигандов. Координационное число центрального атома (иона) обычно превышает его валентность, понимаемую как формальный положительный заряд на атоме. Высокая устойчивость многих комплексных соединений указываает, что химическая связь в них не отличается по своей природе от химической связи в обычных ионных или ковалентных соединениях. В большинстве координационных соединений центром является ион переходного металла (Т , Со , Сг " и др.), а лигандами — ионы или полярные молекулы (обладающие к тому же неподеленной парой электронов.) Именно поэтому электростатические представления легли в основу теории комплексных соединений, так называемой теории кристаллического поля, учитывающей также квантовомеханические особенности строения электронной оболочки центрального иона (Бете, Ван Флек). [c.120]

    В отличие от дальнодействующих сил о силах, возникающих на малых расстояниях, имеется сравнительно мало данных. Несмотря на то что природа этих сил более или менее ясна, теоретические расчеты оказываются либо неточными, либо слищком сложными для их практического использования. В случае когда два атома или две молекулы находятся настолько близко друг к другу, что их электронные оболочки перекрываются, в соответствии с принципом Паули происходит их искажение. Аналогичный эффект вызывается и кулоновскими силами, однако он принадлежит к числу вторичных эффектов. Если атомы первоначально имели заполненные электронные оболочки, то после сближения электроны препятствуют сближению атомов друг с другом, что приводит к увеличению плотности заряда в области, расположенг ной между атомами. В результате заряды ядер экранируются, вследствие чего будет происходить взаимное отталкивание атомов. Если атомы не имели заполненной электронной оболочки, то увеличение плотности заряда между ними может происходить за счет спаривания электронов, приводящего к образованию химической связи. Таким образом, короткодействующее силы отталкивания атомов и молекул имеют ту же природу, что и химическая связь. Короткодействующие силы часто называют перекрывающимися или валентными силами. Они называются также обменными силами из-за применяемого обычно математического метода, в соответствии с которым строится приближенная волновая [c.205]

Смотреть страницы где упоминается термин Электронная оболочка молекул валентность: [c.171]    [c.266]    [c.365]    [c.266]    [c.332]    [c.346]    [c.51]    [c.66]    [c.424]   
Химическая литература Библиографический справочник (1953) -- [ c.89 ]



ПОИСК





Смотрите так же термины и статьи:

Валентные электроны

Оболочка

Электронная оболочка

Электроны валентные электроны



© 2025 chem21.info Реклама на сайте