Связь электронной парой

Гомолитический (радикальный) разрыв ковалентной связи заключается в том, что связующая электронная пара делится пополам между партнерами связи, например [c.88]

Классификация химических реакций по характеру разрыва химической связи. При протекании химических реакций ковалентные связи в органических соединениях разрываются либо по гомолитическому, либо гетеролитическому механизму. При гомолитическом разрыве связи электронная пара распадается на два электрона и соответственно возникают два атома (или две группы атомов) с неспаренными электронами — радикалы. К гомолитическим относятся реакции радикальной полимеризации, горения органических соединений и др. [c.301]

При растворении ионных соединений происходит образование сольватированных ионов, или процесс электролитической диссоциации. В процессе электролитической диссоциации важная роль принадлежит растворителю. Она заключается в разрушении электролита, сольватации образующихся ионов и создании условий для разобщения ионов противоположного знака. При этом чем полярнее молекулы растворителя, тем легче протекает электролитическая диссоциация. При растворении ковалентных полярных соединений образование сольватированных ионов связано с гете-ролитическим разрывом связей. Электронная пара, осуществляющая ковалентную связь, в этом случае целиком остается у одного из атомов или группы атомов, т. е. происходит процесс А I В- -А+- -В или А В- -А - -В+ [c.224]

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]

Кл.м. В рамках приведенной схемы это можно объяснить некоторым сдвигом образующих связь электронных пар к атому кислорода. Ниже дано более точное, описание строения молекулы СО по методу молекулярных орбиталей также приводящее к выводу, что связь в этой молекуле тройная. [c.96]

Выведите все изомерные ацетиленовые углеводороды состава а ) СбНд б) С4Нв. Назовите их по заместительной и рациональной номенклатурам. Сопоставьте число изомеров а и б с числом изомеров этиленовых углеводородов, содержащих такое же количество атомов углерода (см. 2.1). В каком случае число изомеров меньше Почему Напишите развернутую структурную формулу одного из ацетиленовых углеводородов, изображая связи электронными парами. Объясните электронное строение тройной связи. [c.22]

Наконец, возможен такой случай, когда оба соединяющихся атома отличаются друг от друга по химическому характеру, но не столь резко противоположны, как фтор и натрий. Примером может служить соединение фтора с водородом, металлические свойства которого выражены несравненно слабее, чем у натрия. Ввиду этого осуществляющая валентную связь электронная пара далеко не так сильно оттянется к фтору (т. е. более металлоидному элементу), как при взаимодействии последнего с натрием. Данный случай будет, следовательно, промежуточным между двумя рассмотренными выше, как это видно из рис. П1-35. [c.89]

Используя упрощенные структурные формулы, выведите все изомерные этиленовые углеводороды состава а ) С5Н10 (пять изомеров) б) С4НН (три изомера). Укажите, какие изомеры различаются строением углеродного скелета и какие положением двойной связи. Назовите каждый изомер по заместительной и рациональной номенклатурам. Напишите структурную формулу одного из изомеров С4Н8, используя для обозначения связей электронные пары. Объясните электронное строение двойной связи и смысл понятий о а- и л-связях. [c.17]

Нужно отметить, что приведенная схема образования химической связи в молекуле СО является лишь первым приближением. Переход одной электронной пары атома кислорода с удерживанием ее также атомом углерода должен был бы сделать молекулу сильно полярной. Однако дипольный момент СО очень мал, он равен 0,36 10 Кл -м. В рамках приведенной схемы это можно объяснить некоторым сдвигом образующих связь электронных пар к атому кислорода. В следующем разделе дано более точное объяснение строения молекулы СО по методу молекулярных орбиталей, также приводящее к выводу, что связь в этой молекуле тройная. [c.103]

Структурные формулы служат для более наглядного изображения химического соединения. При таком изображении символы элементов соединены черточками, изображающими связующие электронные пары. Количество черточек у каждого элемента равно его валентности в данном соединении [c.28]

Атомы элементов главной подгруппы четвертой группы в основном состоянии имеют электронную конфигурацию s p . При образовании ковалентной связи электронная пара распадается и один 5-электрон занимает свободную р-орбиталь. [c.553]

К наиболее распространенным методам квантовой химии относятся метод валентных связей (электронных пар) и метод молекулярных орбиталей (МО). Конечная цель обоих методов — нахождение энергии и получение из одноэлектронных атомных волновых функций приближенных волновых функций молекул. Значения Е vl Ч должны быть такими, чтобы после подстановки уравнение Шредингера превращалось в тождество. Эти методы в ходе математических расчетов широко опираются на данные физико-химических исследований свойств молекул. [c.21]

Итак, в органических соединениях связь между атомами, как правило, осуществляется парами электронов. Число химических связей (электронных пар), которыми данный атом соединен с другими атомами, называется его валентностью. [c.29]

Гомолитический (радикальный) разрыв ковалентной связи, заключающийся в том, что связующая электронная пара разъединяется и каждый из образующихся осколков (свободных радикалов, атомов) получает один неспаренный электрон. Напрнмер [c.227]

Одна связующая электронная пара [c.73]

Очевидно, что при соединении друг с другом двух одинаковых атомов одностороннее перетягивание осуществляющей валентную связь электронной пары происходить не будет. Она окажется, следовательно, в равной мере принадлежащей обоим атомам. Орбиты входящих в [c.89]

Связь между атомами, осуществляемая общей электронной парой, может возникнуть и другим путем. Если в атомн ой орбитали одного атома О находятся два электрона, а у другого атома А имеется вакантная атомная орбиталь, то связь между ними образуется за счет пары электронов первого атома В - А. Атол( О, предоставляющий для образования связи электронную пару, называется донором, а атом А, обладающий свободной орбиталью, — акцептором. [c.50]

Полярная молекула, например HF, характеризуется неравномерностью распределения электрических зарядов. В результате оттягивания связующей электронной пары фтором содержащая его часть молекулы оказывается имеющей некоторый избыток отрицательного заряда, а часть, где находится водород, — положительного. [c.95]

Валентность. Окислительное число. Валентность — это мера способности атома элемента к образованию химических связей с атомами других или того же самого элемента. Так, хлор в НС1 одновалентен, кислород в HjO двухвалентен и т. д. В пособиях по химии не всегда однозначно указываются валентные числа атомов элементов из-за трудности всей проблемы химической связи в целом. В настоящем посрбии авторы пользуются как понятием валентность , так и окислительное число . Под валентностью элемента подразумевается число одиночных электронов, которые атом выделил для образования химических связей. Азот в NH, трехвалентен, но в HNO3 не пятивалентен, так как атом азота не имеет пяти одиночных электронов (см. стр. 213). В молекуле Nj азот трехвалентен (а не нульвалентен), так как каждый из атомов азота выделил по три электрона для создания трех связующих электронных пар. Углерод во всех < лучаях четырехвалентен, кислород двухвалентен. Для интерметаллических соединений обычное понятие валентности неприменимо и этот вопрос в практикуме не рассматривается. Валентность указывается без знака плюс или минус. [c.68]

Из ЭТИХ схем видно, что оба процесса различаются происхождением связующей электронной пары, но сами образующиеся в конечном счете связи однотипны (и имеют более или менее четко выраженный ковалентный характер). Поэтому по смыслу рассматриваемых представлений такая координативная валентность не отличается от классической (1П 5). Однако простое суммирование их значений под названием валентность легко может повести к недоразумениям (например, при оценке степеней окисления). Правильнее такую сумму называть дентатностью центрального атома. [c.410]

Соединения галогенов с водородом НХ, где X - любой галоген, называются галогеноводородами. Вследствие высокой электроотрицательности галогенов связующая электронная пара смещена в их сторону, поэтому молекулы этих соединений полярны. [c.170]

Основы метода валентных связей (электронных пар) [c.48]

Вернемся к рассмотрению электронной картины образования простой ковалентной связи. Когда такая связь образуется между двумя одинаковыми атомами (например, в молекуле водорода Нг, в молекуле хлора С12), то связующая электронная пара в равной мере принадлежит обоим партнерам. Пользуясь наглядной моделью, можно было бы сказать, что эта электронная пара находится точно посредине между обоими атомами. [c.82]

Присоединение кислорода произошло здесь, так сказать, за чужой счет связующая электронная пара целиком предоставлена атомом азота В результате у всех входящих в состав нитро- [c.218]

Однако имеются вещества, которые образованы в результате соединения друг с другом нейтральных молекул без возникновения новых связующих электронных пар. Наиример [c.193]

При составлении окислительно-восстановительных уравнений находят стехиометрические коэффициенты по окисленности элемента до и после реакции. Окисленность элемента в соединениях определяется числом электронов, затрачиваемых атомом на образование полярных и ионных связей, а знак окисленности — на направление смещения связующих электронных пар. Например, окисленность попа натрия в соединении Na l равна +1, а хлора —I. [c.107]

Как было установлено, при образовании ковалентной связи электронные пары располагаются симметрично относительнв ядер связывающих атомов и атомы в молекулах никаких зарядов не несут. При образовании ионных связей валентные электроны полностью переходят от менее электроотрицательных к более электроотрицательным атомам, в результате чего образуются ионы, заряд которых определяется количеством отданных или присоединенных электронов. В молекулах с полярными связями валентные электроны лишь частично смещаются к более электроотрицательному атому, при этом на взаимодействующих атомах также возникают электрические заряды, но их величины не являются целочисленными. Например, в молекуле НС на водороде существует положительный, а на хлоре отрицательный заряды, но кх величины меньше единицы. [c.87]

При образовании ковалентной связи электронная пара располагается симметрично между ядрами связуемых атомов. У полярной связи она смещена в сторону атома с большей электроотрицательностью, в результате чего на взаимодействующих атомах появляются электрические заряды. В случае двухатомных молекул, например НС , это приведет к тому, что одна часть молекулы, где находится более электроотрицательный элемент С , будет заряжена отрицательно, а противоположная часть — положительно. Молекулы с таким несимметричным распределением зарядов называются полярными или дипольными. Схематически полярную молекулу можно представить [c.94]

При гетеролитическом разрыве связи электронная пара переходит к одному из атомов (или к одной из групп атомов), в результате этого возникают катионы и анионы, которые принимают участие в последующих взаимодействиях. Реакции, возникающие при гетеролитическом разрыве связи, называются гетеролити-ческими или ионными. [c.301]

На построение осуществляющей валентную связь электронной пары идет по одному электрону от каждого из соединяющихся атомов. Поэтому валентность элемента в том или ином соединении опрё-деляется числом электронов его атома, участвующих в образовании таких электронных пар. Вместе с тем максимально возможная валентность элемента равняется общему числу имеющихся в его атоме непарных (или непрочно спаренных) электронов. Число это, как правило, совпадает с номером той группы периодической системы, в которой находится данный элемент. V [c.87]

Первый случай имеет место тог а, когда один из атомов притягивает осуществляющую валентную связь электронную пару гораздо сильнее другого. Очевидно, что в результате полного перетягивачия электронной пары первый атом приобретает один электрон, а второй егр теряет. Оба атома становятся поэтому электрически заряженными. Такие электрически заряженные частицы, образовавшиеся из атомов (или атомных групп) вследствие пот рв [c.87]

Гетеролмтический разрыв связи (называется также ионным). При этом связующая электронная пара целиком отходит к одному из партнеров, и он приобретает отрицательный заряд, а другой партнер становится положительно заряженным, например [c.88]

Г е т е р о л и т и ч е с к и й (и о и н ы й) разрыв кова-лентг10й связи, приводящий к переходу связующей электронной пары к одному из осколков, в результате чего образуются катион и анион, например [c.228]

Молекулы азота состоят из двух атомов. Наличие трех связующих электронных пар N1 обусловливает известную инертность молекулярного азота при обычной температуре он не вступает в реакции. За счет внешней энергии молекулы азота разла- [c.250]