Атом-донор

Сиджвик допустил, что можно провести параллель между образованием устойчивого октета электронов у огромного количества простых соединений, устойчивой конфигурацией электронов, возникающей в результате комплексообразования у центрального иона комплекса, и числом электронов в электронной оболочке инертного газа. Эта гипотеза Сиджвика основывалась на предположении, что существуют не только обычные ковалентные связи, оба связевых электрона которых первоначально находятся у двух различных атомов, но и донорно-акцептор-н ы е, где оба связевых электрона до взаимодействия принадлежат одному и тому же атому —донору электронной пары. Связи такого типа возникают в ионе На внешней оболочке атома [c.246]

Очевидно, что в однотипных молекулах гипервалент-ная связь будет прочнее, если центральный атом (донор) имеет меньший потенциал ионизации Отсюда ясно, почему, например, для серы известен тетрафторид 8р4 и даже гексафторид 5Рв, тогдя как для кислорода подобные соединения не известны. Энергия ионизации атома кислорода столь велика (13,6 эВ), что даже фтор оказывается неэффективным как ли- [c.270]

Донорно-акцепторные и дативные связи. Простые ковалентные связи образуются между двумя атомами, каждый из которых выделяет по одному электрону. Эта пара электронов со спаренными спинами движется в поле двух ядер, образуя связывающую молекулярную орбиталь. Оказывается, связывающая орбиталь заполняется и другим путем один атом донор электронов) предоставляет готовую пару электронов (обычно это неподеленная пара), а другой атом акцептор электронов) незанятую, вакантную, орбиталь. Схематически образование такой донорно-акцепторной связи показано [c.193]

Ковалентная связь по донорно-акцепторному механизму образуется при взаимодействии атомов, в одном из которых имеется неподеленная пара электронов на атомной орбитали, а в другом — свободная орбиталь. Атом-донор, имеющий неподеленную пару электронов, предоставляет ее в общее пользование атому-акцептору. Например, образование иона аммония происходит следующим образом [c.131]

Образование ковалентной св 1зи может иметь и донорно-акцепторный механизм. В этом случае атом-донор предоставляет двухэлектронное облако, а атом-акцептор — свободную орбиталь. Донорно-акцепторные связи, называемые также координационными, возникают, например, при образовании ионов [ЫН4]+, [Ag(NHз)2] ", [2п(ЫНз)4Р , [Со(ЫНз)в]= -" и др., в которых азот молекулы аммиака, обладая неподе-ленной электронной парой, выполняет функцию донора, а ионы Н" , Ag , 2п и Со " —функцию акцептора. [c.58]

В том случае, когда гидроксильная группа и атом-донор находятся в одной и той же молекуле и расстояние между ними соответствует длине водородной связи, возникает внутримолекулярная водородная связь. Образующийся при этом цикл может либо не содержать кратных связей (например, в случае 1,2-диолов), либо имеет сопряженные связи (так называемая водородная связь хелатного типа). Первому типу водородных связей соответствует узкая полоса поглощения в области 3590—3420 см . Водородная связь хелатного типа проявляется в виде очень широкой размытой полосы поглощения в области 3200—2500 вследствие чего ее иногда трудно обнаружить. [c.34]

Образовавшаяся донорно-акцепторная связь отличается только способом образования по свойствам она одинакова с остальными ковалентными связями. Атом-донор при этом приобретает положительный заряд. [c.38]

Донорно-акцепторный механизм. Один атом донор) предоставляет электронную пару, а другой атом акцептор) предоставляет для этой пары свободную орбиталь [c.108]

Закон Рауля правильно предсказывает вид изотерм фазовых равновесий только для достаточно ограниченного класса систем. Растворы, образованные такими системами, называются идеальными. Обычно это системы, не способные к образованию водородных связей, т. е. связей, возникающих между полярными молекулами за счет электростатического протяжения протона одной молекулы к аниону или электроотрицательному атому-донору (в основном Р, О, N и реже С1) другой молекулы. В других случаях имеют место отклонения от линейного закона, которые учитываются введением в линейное уравнение так называемого коэффициента активности у = (д , 7). Если коэффициент активности больше 1,0 (положительные отклонения), то вероятность десорбции из данного раствора для компонента выше, чем для идеального раствора. Если коэффициент активности меньше 1,0 (отрицательные отклонения), наоборот — вероятность десорбции ниже. [c.39]

При образовании координационной связи два электрона атома-донора в равной мере принадлежат уже двум атомам, что равносильно потере этим атомом одного электрона, следовательно, атом-донор приобретает при этом положительный заряд [c.34]

Разновидностью координационной связи является связь семиполярная. При возникновении ее атом-донор заряжается положительно, а атом-акцептор — отрицательно [c.23]

Эти различия вытекают, в некоторой степени, из введенного недавно различия между жесткими и мягкими основаниями. Жесткое основание — это основание, в котором атом — донор является очень электроотрицательным, мало поляризуемым и трудно окисляемым к ним относятся, например, -ОН, 0R, NR3. Мягкое основание содержит атом — донор с низкой электроотрицательностью, высокой поляризуемостью и легкой окис-ляемостью к ним относятся, например, RS-, 1-, S N-. В определенном интервале основности мягкость способствует нуклеофильности. Данные по основности гораздо более доступны и могут быть использованы как для предсказания ожидаемой нуклеофильности, так и для сравнения. Так, если атакующий атом один и тот же, то можно полагать, что основность и нуклеофильность изменяются параллельно чем сильнее основание, тем более мощным нуклеофилом оно является [c.111]

Причину, по которой некоторые атомы легко увеличивают свои координационные числа с трех до четырех, реже—с двух до четырех, можно понять, если рассмотреть полярный характер дативной связи. Как молекулы-доноры, так и молекулы-акцепторы электрически нейтральны. При образовании дативной связи атом-донор фактически теряет электронный заряд и становится положительно заряженным, так как он владеет теперь только половиной электрон- [c.54]

Здесь ковалентная связь возникла за счет пары электронов, первоначально принадлежавшей одному атому (донору электронной пары), и свободной орбитали другого атома (акцепт [c.130]

Ковалентные связи образованы электронной парой, связанной с двумя атомами. В простейшем случае она образуется между атомами, имеющими по одному электрону на внешней орбитали орбитали перекрываются, электроны обобществляются, образуя электронную пару Н- + H=H H (Н2). По другому способу один атом (донор) имеет два электрона, а второй (акцептор) имеет свободную орбиталь НзМ Н+= [HaN H] + (H4N+). Ковалентную связь, образованную этим способом, называют донорно-акцепторной, или координационной. [c.30]

Полярные полимеры представляют собой вещества, в молекулах которых электроны смещены от одних атомов к другим так, что атом-донор становится более электроположительным, а атом-акцептор более электроотрицательным. Такие молекулы, обладающие парой зарядов противоположного знака, находящиеся на некотором расстоянии друг от друга, называются диполями. [c.593]

Донор (от лат. donare — дарить) в химии — атом илн группа атомов, образующих химическую связь за счет своей неподеленной пары электронов и заполнения свободной орбитали (уровня энергии) акцептора. См. Донорно-акцепторная связь. Доиорно-акцепторная связь (координационная связь) — химическая связь между двумя атомами или группой атомов, осуществляемая за счет неподеленной пары электронов одного атома (донора) и свободной орбитали другого атома (акцептора). Д.-а. с. возникает часто при комплексообразовании за счет свободной пары электронов, принадлежавшей (до образования связи) только одному атому (донору) и обобществляемой при образоваини связи. Д.-а. с. отличается от обычной ковалентной только происхождением связующих электронов. Напр., реакция аммиака с кислотой состоит в присоедине1Ши протона, отдаваемого кислотой, к неподеленной электронной паре донора (азота) [c.49]

Жесткие основания - основания, в которых атом донора п электронов имеет высшие занятые орбитали (ВЗМО) с ниэк энергией, низкую поляризуемость, высокую электроотрица ность и трудно окисляется (например, F , СГ, Н0 , R0", Н< ROH, RjO, NHg, R,N). [c.414]

Мягкие основания - основания, в которых атом донора пар электронов имеет высшие занятые орбитали (ВЗМО) с высок энершей, обладает большой поляризуемостью, низкой электрод рицалельностью и легко окисляется (вапример, Н , Г, R , ВЩ RSH, RjS, алкены, eHj). < [c.414]

В особенности следует подчеркнуть при этом работы Тафта с сотрудниками [472, 586, 588], исследовавшими эту проблему путем сопоставления величин бн и бн (см. 5 гл. VII и 3 гл. IX). Краткая сводка полученных при этом результатов приведена в табл. 50. Каждая группа заместителей, для которой соблюдается приблизительная линейная зависимость между величинами бн и 5н . характеризуется некоторым общим признаком, способным качественно меняться при переходе от одной группы к другой. Такими признаками являются общий первый атом, тройная связь у первого атома и принадлежность к так называемым напоминающим общий атом донорам первой последовательности (НОАДПП-заместитель), куда относятся заместители на базе элементов N и О второго периода, а также Р. Характерно, что аналогичные заместители на базе элементов третьего периода (Р, 5 и С1), не характеризуются линейной зависимостью между бн и 6н . [c.233]

Б форме (3-17) азот отдает еяипственную свободп до пару электронов Б распоряжение молекулярной орбитали, объединяющей атом-донор и соседнюю карбонильную группу. Те же соображения применимы и к кислородным эфирам. Считают, что в форме (3-18) групповая молекулярная орбиталь образуется за счет перекрывания рп—dn-орбиталей, благодаря чему осуществляется перенос определенной части электронного облака от карбонильной группы к орбнталя. серы, что способствует у.меньше- [c.300]

Водоро-дная связь — особый тип взаимодействия, осуществляемого ковалентно связанным атомом водорода с каким либо атомом в той же или другой молекуле, обладающим иеподеленной парой электронов, т. е. такими спаренными электронами, которые не использованы для образования химической связи и принадлежат только данному атому. Донорами электронов являются атомы фтора, кислорода, азота и некоторых других элементов. Из-за своих малых размеров водород настолько близко приближается к атому-донору, что образуется подобие химической связи, локализованной в пространстве. Энергия взаимодействия за счет водородной связи составляет 5—10 ккал моль, тогда как средняя энергия Кулоновского межмолекуляриого взаимодействия равна [c.66]

Приведенные уравнения получены в результате обработки опытных данных для большого числа систем. Наилучшие результаты получаются для азеотропов, образованных углеводородами и галогензамещенными углеводородами с жидкостями, имеющими атом-донор (кетонами и сложными эфирами), и с ассоциированными и ндкостями первого класса по классификации Юэла, Гаррисона и Берга, а также двумя углеводородами. [c.111]

Здесь из пяти валентных электронов атом азота N использовал три на образование связей с тремя атомами водорода Н, каждый из которых имел один свой электрон. Два электрона остались неиспользованными, и атом азота может в данном случае стать донором электронов. Если такой атом-донор соединен с системой сопряженных связей, то электроны оставшейся пары имеют тенденцию к вовлечению в общую семью делокалнзо-ванных пи-электронов. Эту тенденцию принято отмечать изогнутой стрелкой. Вот как будет выглядеть, например, формула анилина [c.39]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология