Связь атомов, взаимная строение электронное

У элементов второго периода появляются еще четыре атомных орбитали 2в, 2р , 2ру, 2р , которые будут принимать участие в образовании молекулярных орбиталей. Различие в энергиях 7. - и 2р-орбиталей велико, и они не будут взаимодействовать между собой с образованием молекулярных орбиталей. Эта разница в энергиях при переходе от первого элемента к последнему будет увеличиваться. В связи с этим обстоятельством электронное строение двухатомных гомоядерных молекул элементов второго периода будет описываться двумя энергетическими диаграммами, отличающимися порядком расположения на них 5 " 2рх и 2ру 2. При относительной энергетической близости 2 - и 2р-орбиталей, наблюдаемой в начале периода, включая атом азота, электроны, находящиеся на 2 - и 2рх-орбиталях, взаимно отталкиваются. Поэтому 2ру- и 2р2-орбитали оказываются энергетически более выгодными, чем 2рх-орбиталь. На рис.20 представлены обе диаграммы. Так как участие Ь-электронов в образовании химической связи незначительно, их можно не учитывать при электронном описании строения молекул, образованных элементами второго периода. [c.57]

И МНд. Во всех ЭТИХ случаях атомы водорода используют единственную имеющуюся у них орбиту 1з. Фтор имеет один неспаренный электрон, например 2р -электрон. Для образования прочной связи атом водорода должен подойти к фтору вдоль оси X, так как при этом обеспечивается максимальное перекрывание двух орбит. Возникающую связь называют хр - или а-связью. У кислорода имеется два неспаренных электрона, например 2р и 2р . Для максимального перекрывания два атома водорода должны располагаться на осях д и г/ и, следовательно, две связи О—Н в молекуле воды должны быть взаимно перпендикулярными. Действительно, опыт подтверждает угловое, а не линейное строение молекулы Н О, но угол Н—О—Н равен 104,5°, вероятно, вследствие отталкивания двух атомов водорода. Вместе с тем угол Н—5—Н в НаЗ равен 92 . Аналогично при образовании связей атома азота с тремя атомами водорода три электрона находятся на 2p , 2ру- и 2рг-орбитах и три связи N—Н должны быть взаимно перпендикулярными, образуя пирамидальную молекулу МНд. И это предсказание подтверждается экспериментом, хотя углы Н—Ы—Н значительно больше прямых, составляя 107,5. С другой стороны, углы Н—Р Н в РНз равны 94°. [c.105]

Разрабатывая теорию химического строения, Бутлеров не ста-вил перед собой задачу выяснения природы химической связи, справедливо считая, что химия в то время еще не была готова к решению этой задачи. Действительно, необходимой предпосылкой создания теории химической связи было выяснение строения атома. Лишь после того, как стали известны основные черты электронной 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 взан.мо-действии двух атомов один из них отдает, а другой принимает электроны при этом первый атом превращается в положительно заряженный, а второй — в отрицательно заряженный ион взаимное электростатическое притяжение образовавшихся ионов и приводит к образованию устойчивого соединения. Дальнейшее развитие идей Косселя привело к созданию современных представлений [c.119]

В тех случаях, когда захват возможен, атомы водорода по ряду причин являются хорошим объектом для исследования влияния окружающей среды. Во-первых, в случае атомов Н отсутствуют эффекты, обусловливаемые поляризацией электронов остова. Эфс к-ты поляризации, как уже отмечалось, связаны с взаимной компенсацией нескольких больших членов и потому могут быть особенно чувствительными к малым возмущениям. Во-вторых, строение атома водорода очень простое, и его основное состояние несомненно орбитально не вырождено. Следовательно, любое возмущение должно быть приписано действию матрицы. В-третьих, для атомов водорода в газовой фазе очень точно известны значения параметров [5—7]. В-четвертых, по сравнению с F-центром, который использовался для обнаружения эффектов окружения [8, 9] (гл. IV), взаимодействие атома водорода с другими атомами более простое благодаря наличию центрально-симметричного поля и поэтому легче поддается количественному анализу. Наконец, вследствие небольшого размера атом водорода очень слабо искажает кристаллическую решетку матрицы. Поэтому можно надеяться исследовать центры захвата, расположенные как в узлах, так и в междоузлиях. [c.101]

Мы уже обсуждали в других местах учебника электронное и геометрическое строение молекул галогенидов фосфора (см. разд. 7.5 и 7.6, ч. 1). Дипольные моменты (см. разд. 8.2, ч. 1) этих соединений, указанные в табл. 21.10, находятся в соответствии с их геометрическим строением. Соединения РХ3 обладают пирамидальной формой (см. рис. 21.4), и полный дипольный момент этих молекул зависит от полярности связей Р—X. Можно заключить, что полярность связей Р—X уменьщается в ряду Р—Р > > Р—С1 > Р—Вг > Р—I. Этот ряд согласуется с разностью электроотрицательностей между фосфором и галогенами. Молекулы рр5 обладают тригонально-бипира-мидальной структурой (см. рис. 21.4), причем центральный атом фосфора обобществляет пять электронных пар с пятью атомами X. Дипольные моменты пяти связей Р—X взаимно компенсируются, и полный молекулярный дипольный момент во всех случаях оказывается равным нулю. [c.322]

Фосфор при температурах ниже 800 °С состоит из четырехатомных молекул Р4,. Строение его молекул (рис. 22.9) показывает, что каждый атом фосфора реализует все свои три валентности для образования связей за счет трех неспаренных р-электронов с остальными тремя атомами. Однако, хотя р-орбитали каждого атома фосфора должны были бы образовывать взаимно ортогональную систему, вместо углов по 90° в молекуле фосфора все углы имеют только по 60°. Таким образом, структура молекулы фосфора оказывается довольно напряженной, и хотя она все же обладает значительной устойчивостью в результате того, что каждый атом связан с тремя другими атомами, молекулярная форма фосфора является в химическом отношении наиболее активной среди всех его других форм. Эта форма фосфора, называемая белым фосфором, само-произво п>но воспламеняется на воздухе. При нагревании до 260 °С она превращается в красный фосфор, структура которого довольно сложна. Красный фосфор устойчив на воздухе, но, как и со всеми другими формами фосфора, с ним следует обращаться чрезвычайно осторожно, так как он обладает способностью проникать в костные ткани и, накапливаясь в них, вызывает опасные заболевания. [c.398]

В молекулах с несколькими двойными связями строение и свойства электронной оболочки в значительной степени зависят от взаимного расположения двойных связей. Молекулы с чередующимися простыми и двойными связями обладают рядом специфических особенностей, резко отличающих их от прочих молекул (см. стр. 82). Такие соединения принято называть системами с сопряженными связями. Аналогичной особенностью отличаются соединения, в которых какой-либо атом, имеющий неподеленную пару электронов, находится рядом с углеродным атомом, стоящим у двойной связи (см. стр. 383). [c.39]

Изучение строения молекул и твердых тел в первую очередь направлено на определение положения атомов и характерных химических групп (радикалов) в пространстве. Одновременно необходимо знать распределение и движение электронов, определяюш,ие характер химических сил, связываюш,их один атом с другим, уметь определять энергию соответствующих связей и природу валентности, взаимное влияние атомов и групп, передачу этого влияния вдоль органической и неорганической молекулы в связи с реакционной способностью вещества. Во многих случаях надо знать значения энергии разрыва тех или иных связей с образованием радикалов, энергии отрыва электрона или иона от молекулы и т. п. Для всех этих исследований приходится применять тончайшие методы, разрабатывать новые, создавать соответствующие приборы. [c.14]

Различия в магнитных свойствах веществ связаны с электронным строением их составных частей — ато MOB, ионов или молекул. Если в частице все электроны спарены, то их магнитные моменты взаимно компенсируются и суммарный магнитный момент частицы равен нулю такая частица диамагнитна. Парамагнетизм проявляется частицей при наличии в ней одного или нескольких неспаренных электронов. Суммарный магнитный момент такой частицы не равен нулю с увеличением числа неспаренных электронов он возрастает. [c.207]

Этилен не имеет дипольного момента, хотя связь С—Н, несомненно, в какой-то степени полярна. Геометрия молекулы этилена такова, что четыре диполя связей С—Н взаимно погашают друг друга. Такие же геометрические представления о взаимном погашении диполей связей С—Н можно применить и к насыщенным углеводородам даже весьма сложного строения. Однако пропилен имеет дипольный момент, равный 0,341), что свидетельствует о небольшом сдвиге электронов от метильной группы к ненасыщенному атому углерода [c.16]

В молекулах с несколькими двойными связями строение и свойства электронной оболочки существенно зависят от взаимного расположения двойных связей. Известно, что молекулы с чередующимися простыми и двойными связями (с так называемыми сопряженными связями), в частности молекулы ароматических соединений, обладают рядом специфических особенностей. Аналогичными особенностями обладают соединения, в которых атом с неподеленными парами электронов связан с атомом, соединенным кратной связью с третьим атомом поэтому такие соединения также относятся к соединениям с сопряженной системой. [c.48]

Энергетическое взаимодействие атомов в кристалле обусловливается строением электронных оболочек, что позволяет разделить химическую связь по роду атомов на типы ионные, ковалентные, металлические и молекулярные. В первых трех взаимодействие ато мов в основном определяется взаимным притяжением частиц, имеющих противоположные электрические заряды. Это так называемые кулоновские силы . Гравитационные силы настолько ничтожны, что ими можно пренебречь. Так, сила кулоновокого взаимодействия протона и электрона на расстоянии 1 А равна 2,3-Ю дин, тогда как сила гравитации составляет всего 5,5-10 дин. [c.12]

Используем эти принципы для обсуждения строения многоатомных молекул. Например, атом кислорода имеет конфигурацию 1з) 2з) 2рх) (2ру) (2рг). Два неспаренных электрона находятся на орбиталях, направленных под прямым углом друг к другу. Представим себе сближение двух атомов водорода "с атомом кислорода цри образовании молекулы воды. При движении одного атома водорода (скажем, вдоль оси г) 2рг-орбиталь искажается и, наконец, перекрывается с -орбиталью атома водорода. Точно так же -орбиталь второго атома водорода перекрывается с 2руорбп-талью кислорода при этом, чтобы возникло заметное перекрывание, второй атом должен приближаться под углом 90° к первой ОН-<овязи. Другими словами, атом кислорода должен образовывать две связи, расположенные под прямым углом друг к другу, так как при этом получается максимальное перекрывание, а следовательно, образуются самые прочные связи. Однако в действительности угол НОН равен не ожидаемым 90, а 104,5° это различие связано с взаимным отталкиванием атомов водорода. [c.96]

Рассмотренный механизм переноса электронного заряда требует, чтобы связь А—Н отличалась заметной поляризуемостью, атом А— высокой электроотрицательностью, а атом В — донорными свойствами.. Последним способствует наличие у атома В неподеленной электронной пары. Точные квантовомеханические расчеты показывают, что при сближении молекул раньше начинается их взаимная поляризация, а затем уже перенос заряда. Следовательно, ориентационное и индукционное взаимодействие способствует переносу заряда. При образований водородной связи помимо переноса заряда свой вклад в общее понижение энергии вносят электростатическое, индукционное и дисперсионное взаимодействия обеих молекул. Таким образом, специфическое взаимодействие молекул через водородную связь осуществляется наряду с универсальным ван-дер-ваальсовым взаимодействием. Если иногда энергия водородной связи сравнима или меньше энергии последнего, то и при этом водородная связь благодаря свойству направленности играет важную роль в строении образующихся комплексов. Как видно, взаимодействие молекул посредством водородной связи является промежуточным между ван-дер-ваальсовым взаимодействием и химической связью, точнее, включая черты того и другого типа взаимодействий. [c.269]

По внешнему электронному уровню, радиусам атомов и ионов группа делится на две подгруппы IVA — С, Si, Ge, Sn, Pb и IVB — Ti, Zr, Hf, Ku. По структуре предвнешнего электронного уровня главную подгруппу IVA можно разделить на два семейства С, Si к семейство германия. Величины / ат и Rkoh изменяются закономерно от С к РЬ, и, значит, строение предвяешнего электронного уровня мало сказывается на свойствах элементов. Главная роль принадлежит изменению размеров атома, т. е. электронам внешнего уровня. В IV группе ясно проявляется тенденция усиления металлических свойств с увеличением порядкового номера при сохранении подобия внешнего энергетического уровня электронов. Углерод типичный неметалл, кремний фактически тоже неметалл титан, сохраняя в свободном состоянии качества металла, в степени окисления -Ь4 образует связи ковалентного характера и в некоторых отношениях соединения его с этой степенью окисления похожи на элементы подгруппы IVA (Si, Ge и особенно Sn). Германий — полупроводник, а остальные элементы — металлы. Изменение степени окисления в соединениях элементов двух подгрупп IVA и IVB взаимно противоположно в главной подгруппе с увеличением порядкового номера устойчивость высшей степени окисления падает (для свинца более стабильно состояние +2), а в подгруппе т та-на растет. [c.326]

Алмаз — прозрачный, твердый, тугоплавкий кристалл, давно известен как драгоценный камень. Его кристаллическое строение далр название структурному типу. Число атомов в элементарной ячейке алмаза равно восьми. Половина атомов находится в углах гранецентрированной кубической решетки, другая половина занимает центры четырех октантов из восьми. Октанты образованы тремя взаимно перпендикулярными плоскостями, проходящими через центр ячейки параллельно ее граням. В структуре алмаза каждый атом, окруженный четырьмя другими, образует четыре ковалентные связи, отдавая в общее пользование для каждой связи один из своих валентных электронов и получая второй от соседнего атома. Этот процесс образования химической связи в алмазе, а также и в его аналогах, в квантовой химии описывается следующим образом. [c.62]

Наши знания о строении молекулы воды являются в настоящее время довольно обстоятельными. Мы знаем не только длину связей (расстояние О — Н составляет 0,98 X X 10" см), но и то, что обе связи расположены под углом 104 40 одна к другой. Этому поразительному факту наша -людель дает следующее очень четкое объяснение. Два атома водорода должны приближаться к атому кислорода в двух взаимно перпендикулярных направлениях, так как при этом достигается наиболее сильное проникновение облаков 5-электронов в оба облака р-валентных электронов атома кислорода. Увеличение угла примерно на 15° обусловлено тем, что связь между О и Н обладает некоторой полярностью . Облака валентных электронов атома кислорода несколько плотнее, чем атомов водорода, поскольку атом кислорода имеет большее сродство к электрону , чем атом водорода. Поэтому атомы водорода приобретают частичный положительный заряд , который приводит к тому, что они несколько отталкиваются один от другого. [c.29]

При этих процессах изомеризации, которые имеют обратимый характер, атом серы (или соответственно мышьяка или азота) восстанавливается или окисляется лишь за счет изменения строения молекулы, т. е. изменения порядка взаимной связи имевшихся в молекуле атомов. При этом приобретение или потеря электронов этим атомом изомеризующейся части молекулы (серы в сульфогруппе или в эфирно группе, мышьяка в арсоногруппе или в эфирной группе и азота в нитрогруппе или в эфирной группе) [c.73]