Связь тронная

Углеводороды с двойной связью называют этиленовыми углеводородами, или олефинами. Их частные названия образуются из названий предельных углеводородов с тем же числом углеродных атомов (стр. 306) заменой окончания ан окончанием -илен этан — этилен, пропан — пропилен, изобутан — изобутилен-, как исключение — от пентана производится амилен. Углеводороды с двумя двойными связями иногда называют диолефинами-, углеводороды с тронными связями — ацетиленовыми. [c.379]

Наибольшая часть азота (- 99,8% или 4-10 т) находится в атмосфере, потому что молекула N2 очень прочна, энергия связи в пей равна 941 кДж/моль (молекула N2 единственная среди молекул Эа элементов второго периода, где связь тронная, это одна из наиболее прочных молекул и самая прочная из молекул вида Э2). Поэтому поиоодные процессы, в основном, имеют тенденцию псрер- пмть - яння в различных соединениях в молекуляр- [c.392]

Рис. 23 Схема образо- Рис. 24. Схема перекрывания злек-вания 0-связи тронных облаков в мо.текуле азота

Поскольку перекрывание 15-орбиталей незначительно, участием 1з-эле1 тронов в образовании связей можно пренебречь и рассматривать внутренние электроны как несвязывающие, т. е. принадлежащие отдельным атомам. Тогда электронная конфигурация молекулы фтора р2 может быть представлена формулой [c.53]

Превращение молекул ЫоРг и N2F4 в катионы ЫгР и ЫгРз соответственно сопровождается возраст анием порядка связи N—N. уменьшением ее длины и увеличением ее прочности. Так, в отличие от молекулы ЫгРа (dNN = = 0,121 нм) связь N—N п ионе ЫгР тронная (dNN — 0,101 нм) [N = N—Р] . Таким образом, наблюдаются такие же и шенения, как и при превращении Оз в О2 за счет удаления электрона с верхней разрыхляющей орбитали (см. табл. 34). [c.365]

Как видно из приведенных данных, от Се к Ьи в изменении плотности, температуры плавления и кипения проявляется внутренняя периодичность. Минимальные значения этих констант приходятся на Ей и УЬ. Об этом же свидетельствует рис. 248, на котором показана зависимость энтальпии атомизации (возгонки) лантаноидов от порядкового номера элемента. Низкие значения энтальпии атомизации европия и иттербия, по-видимому, объясняются тем, что вследствие устойчивости несвязывающей конфигурации 4 и в образовании связей у этих элементов принимают участие лишь два бз-элек-трона. [c.642]

Полярная природа озона была установлена Льюисом п Смитом [8, 12]. Они предположили, что средний атом кислорода поляризован положительно, поэтому для озона чаще всего принимается такая структура, в которой три атомй кислорода образуют тупой угол с положительно заряженным кислородным атомом в вершине его. Под влиянием полярной молекулы озона двойная связь поляризуется таким образом, что я-элек-троны присоединяются к положительно заряженному атому кислорода в молекуле озона. Механизм такой реакции может быть. представлен следующим образом [c.348]

Атом кислорода, введенный в боковую цепь фторолефина, имеет две неподеленные свободные электронные пары, является донором электронов, соответственно увеличивает плотность л-элек-тронов двойной связи и повышает ее реакционную способность в реакциях сополимеризации с фторолефинами при этом в составе сополимеров возрастает содержание перфторалкоксиолефинов. [c.507]

Потому что 1) в молекуле NH3 внешний электронный слой атома азота полностью заполнен элек-i тронами 2) между молекулами NH3 и ВРз возможно образование связи по донорио-акцепторному механизму. [c.246]

Разрабатывая теорию химического строения, Бутлеров не ста зил перед собой задачу выяснения природы химической связи, справедливо считая, что химия в то время еще не была готова к решению этой задачи. Действительно, необходимой предпосыл кой создания теории химической связи было выяснение строения атома. Лишь после того, как стали известны основные черты элеК тронной структуры атомов, появилась возможность для разработки такой теории. В 1916 г. американский физико-химик Дж. Льюис высказал предположение, что химическая связь возникает путем образования электронной пары, одновременно принадлежащей двум атомам эта идея послужила исходным пунктом для разработки современной теории ковалентной связи. В том же 1916 г. немецкий ученый В. Коссель предположил, что при взаимодействии двух атомов один нз них отдает, а другой принимает электроны при этом первый атом превращается в положительно заряженный, а второй — в отрицательно заряженный ион взаиМ ное электростатическое притяжеиие образовавшихся ионов и приводит к образованию устойчивого соединения. Дальнейшее развитие идей Косселя привело к созданию современных представлений [c.119]

Здесь ковалентная связь возникла за счет пары электронов, первоначально принадлежавшей одному атому (донору элек тронной пары), и свободной орбитали другого атома (а к цеп [c.130]

Общая характеристика переходных элементов. Особенности переходных элементов определяются, прежде всего, электронным строеинем их атомов, во внешнем электронном слое которых содержатся, как правило, два 5-электрона (иногда—один 5-элек-трон ). Невысокие значения энергии ионизации этих атомов указывают на сравнительно слабую связь внешних электронов с ядром так, для ванадия, хрома, марганца, железа, кобальта энергии ионизации составляет соответственно 6,74 6,76 7,43 7,90 и 7,86 эВ. Именно поэтому переходные элементы в образуемых ими соединениях имеют положительную окисленность и выступают в качестве характерных металлов, проявляя тем самым сходство с металлами главных подгрупп. [c.646]

В рабочий язык химии прочно вощли льюисовы представления и элек-тронно-точечные структурные формулы. Если известна льюисова структура молекулы, можно кое-что сказать об устойчивости, порядке, энергиях и длинах связей этой молекулы. А если воспользоваться методом ОВЭП, часто удается предсказать и геометрическое строение молекулы. В данной главе будет показано, что можно продвинуться еще дальще в определении электронного строения молекул, исходя из рассмотрения пространственной направленности и энергии валентных атомных орбиталей, принимающих участие в образовании химической связи. Этот более глубокий метод анализа известен под названием теории молекулярных орбиталей. [c.509]

О перестановочных группах см. гл. VII нашей книги Молекулы без химических связей . В более полном виде теория та ких групп изложена в книге И. Г. Каплан, Симметрия многоэ.чек тронных систем, М. Наука, 1969. [c.118]

Иными словами, понятие обмена отражает такие важные для понимания- природы химической связи явления, как коллективизация (обобществление) элек-,тронов- и перестройку электронных оболочек взаимодействующих атомов. [c.151]

Изменение энергии в ходе процесса (16.30) равно либо для 1.5-элек-трона в N2, либо этой плюс (предположительно) член с постоянной энергией. Энергия связи 15-электронов азота была измерена для N2 и многих азотсодержащих молекул. Для других молекул (все они считаются газообразными) процессы замещения эквивалентных оболочек можно записать в виде следующих уравнений [c.350]

Наличие зонной энергетической структуры электронов решетки окисла может существенно изменить механизм взаимодействия последнего с органической молекулой. Наличие низкорасположенных основных или примесных уровней и ловушек электронов в виде дефектов и дырок приводит, как известно, к большей вероятности затягивания электронов в решетку, что особенно легко протекает для я-элек-тронов [22]. В этом случае первым актом катализа будет разрыв С = С связи, и каталитический процесс, как показано Ройтером [23 ] для окисления нафталина на УаОа, полностью протекает в сорбционном слое, не затрагивая решетку. [c.156]

Еще более стабилизируется радикал, если в Р-положении к не-снаренному электрону находится двойная связь в этом случае с неспаренным электроном сопрягаются более подвижные я-элек-троны [c.115]

В молекуле водорода два электрона занимают связывающую орбиталь, образовавщуюся из ls-атомных орбиталей. Как было отмечено выше, можно условно считать, что два связывающих эл ек-трона соответствуют одной химической связи. [c.103]

При образовании соединений используются s-электроны и часть или всо -электроны, причем последние участвуют лишь после того, как приняли участи в образовании связи внешние s-электроны. Исключениями являются подгруппа цинка, в атомах элемеитов которой нет валентных -электронов, а также Pd (4 i" 5s°), в атоме которого в невозбужденном состоянии нет внешних S-элекч тронов. Отсюда особенность -элементов большой набор их валентных состоя ннй и, как правило, широкие пределы изменения окислительно-восстановительных и кислотно-оснозных свойств. По многообразию валентных состояний -элементы отличаются от всех других, в том числе и, от /-элементов. [c.491]

В атомах актиноидов 5/-эле1строны являются более внешними , чем 4/ -элек-1 троны в атомах лантаноидов, их энергии сопоставимы с энергиями 6 -элe,ктpo- нов. Поэтому 5/-электроны атомов актиноидов во многих случаях участвуют в образовании связей (наряду с ( - и Ух-электронами). Отсюда значительное от- личие актиноидов друг от друга и проявление ими высоких степеней окисления (до 4-7). [c.496]

Такие атомы закономерно и не очень сильно различаются ме жду собой по энергии связи наружных электронов с ядрами. Так атомы всех инертных газов, кроме гелия, содержат по восемь элек тронов в наружной оболочке и обладают всегда высокими значе ниями первого ионизационного потенциала (рис. 5). Атомы всех [c.42]

Ионы актиноидов обладают несколько большим размером, чем соответствующие им ионы лантаноидов. С этим связана меньшая энергия связи 5/-элек-тронов актиноидов по сравнению с 4/-электронами лантаноидов и, следовательно, более легкий переход актиноидов в состояние с большей степенью окисления. [c.51]

Особый интерес представляют подобные возбуждения атома углерода. В свободном атоме углерода, находящемся в нормальном состоянии, содержатся электроны 152, 2 , 2р . При образовании соединений, в которых углерод четырехвалентен, один из 2з-элек-тронов атома переходит на подуровень 2р, так что распределение электронов отвечает состоянию 1 , 2 , 2р , причем имеется четыре неспаренных электрона. Энергия, затрачиваемая на такие переходы в возбужденное состояние, может компенсироваться ири образовании валентных связей. [c.65]

Донорно-акцепторные связи играют важнейшую роль при обра зованип комплексных соединений. Так, комплексные ионы пере ходных металлов [Ре(СЫ5)в ", (КЧ(ЫНз)б , [Си(Н20)4Р " обра зуются большей частью путем использования неподеленных элек тронных пар атомов, содержаш,ихся в лигандах ( N5), ЫНз, Н2О м свободных орбит ( -подуровня центрального иона (Ре , N1 + Сы "). [c.70]

Реакция присоединения к двойной связи молекулы этилена может осуществляться двумя путями. Первый из них заклЕзчаотся в переходе п-злек-тронов этилена из синглетного состояния, которому отвечает кривая отталкивания (кривая /), в триплетное состояние, характеризующееся кривой, имеющей минимум (см. рис. 32, кривая //). Если этот переход (происходящий в точке псевдопересечения кривых / и //) имел место, действительное изменение энергии при уменьшении расстояния между С2Н4 и Н будет следовать кривой, изображенной на рис. 32 жирной линией. Так как, однако, энергия спин-орбитального взаимодействия, обусловливающего расщепление энергетических уровней в точке псевдопересечения, обычно мала, то вероятность того, что энергия будет изменяться в соответствии с нижней кривой, будет значительно меньше единицы (см. 9). Это означает уменьшение коэффициента прохождения х. Поэтому нужно ожидать, что при данном механизме присоединения атома или радикала к двойной связи предэкспо-ненциальный множитель в формуле Аррениуса будет иметь значение, существенно меньшее, чем для реакций замещения, в которых он часта является величиной порядка 10 и даже 10 -моль -сек . [c.130]

Электроны 25 воздействуют на распределение энергии между я -, Яу- и я -элек-тронами. Только таким расположением электронов на энергетических уровнях можно объяснить магнитные свойства молекулы В . Относительное расположение энергетических уровней показано на рис. 1. Относительное расположение электронных уровней молекулы Ва и заполнение их электронами показано на рис. 4. Порядок связи определим по уравнению (1.6) [c.15]

Атомы элементов главной подгруппы VUI группы периодической системы и нормальном состоянии не содержат непарных элек-тронов. Этим и объяснялась инертность этих элементов, т. е. неспособность их атомов к образованию химических соединений. Очевидно, что возбуждение атомов гелия и неона не может привести к появлению непарных электронов, соответственно, в первом и втором уровне их электронных оболочек. Однако у других элементов этой группы — аргона, криптона, ксенона и радона — благодаря наличию на нарул<ных уровнях их электронных оболочек свободных -орбиталей возбуждение может привести к появлению непарных электронов, причем число их может достигнуть восьми. С эт[1м, естественно, связана возможность образования этими элементами химических соединений, в которых валентность элементов может достигать восьми. В последние годы [c.46]

Принципы Женевской и рациональной номенклатур использованы с тем отклоиением, что, как уже указано, в сложных названиях все замещающие группы перечисляются в алфавитном порядке (а не в порядке возрастающей сложности, старшинства и т. п.). Цифры, указывающие на расположение двойной или тронной связи, спиртовой, альдегидной или карбоксильной группы и т. д., во всех случаях поставлены до названия, в соответствии с принципами Льеж- [c.394]

Смотреть страницы где упоминается термин Связь тронная: [c.77] [c.230] [c.51] [c.80] [c.141] [c.455] [c.538] [c.150] [c.207] [c.403] [c.530] [c.539] [c.568] [c.280] [c.151] [c.165] [c.83] [c.118] [c.66] [c.66] [c.69] [c.116]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология