Заряд на атоме

Рис. 21-13. Возможные изображения структуры пептидной связи между аминокислотами в белках, а-структура с двойной связью между атомами СиО, роль пептидной связи играет простая связь С—N б-структура с простой связью С—О и двойной пептидной связью =N. Эта структура требует помещения формальных зарядов на атомах О и N и поэтому менее удовлетворительна

Дипольный момент молекулы непосредственно связан со степенью ее ионности, т. е. с величиной, характеризующей избыток электронного заряда на атоме В в молекуле А—В [218] [c.202]

Эффективный заряд на атоме [c.247]

Молекулярные диаграммы. Рассчитанные в приближении метода МОХ электронные плотности, заряды на атомах, порядки связей и индексы свободной валентности принято наносить на соответствую- [c.113]

В соответствии с природой элемента в положительной степени окисления характер оксидов в периодах и группах периодической системы закономерно изменяется. В периодах уменьшается отрицательный эффективный заряд на атомах кислорода и осуществляется постепенный переход от основных через амфотерные оксиды к кислотным, например [c.313]

В действительности же момент диполя газообразного хлорида водорода равен 0,347-10 Кл-м, что составляет примерно 18% от рассчитанного .i в предположении ионного характера связи. Таким образом, эффективные заряды на атомах Н и С1 в молекуле НС равны 0,18 абсолютного заряда электрона. [c.85]

Первый изомер устойчивее, так как эффективные заряды на атомах имеют меньшее значение, чем во втором. [c.408]

Связь между атомами разных элементов всегда более или менее полярна, что обусловлено различием размеров и электроотрица-т(льностей атомов. Например, в молекуле хлорида водорода НС1 стязующее электронное облако смещено в сторону более электро-огрицательного атома хлора. Вследствие этого заряд ядра водорода уже не компенсируется, а на атоме хлора электронная плотность становится избыточной по сравнению с зарядом ядра. Иными словами, атом водорода в НС1 поляризован положительно, а атом хлора отрицательно на атоме водорода возникает положительный заряд, на атоме хлора — отрицательный. Этот заряд б, называемый эффективным, можно установить экспериментально. Согласно имеющимся данным эффективный заряд на атоме водорода молекулы H I составляет бн = +0,18, а на атоме хлора 6 i = —0>18 абсолютного за-р 1да электрона. Можно сказать, что связь в молекуле НС1 имеет на 18% ионный характер, т. е. полярна. Ниже приведены значения эффективных зарядов на атомах кислорода в оксидах элементов 3-го периода [c.80]

Электронная плотность и заряды на атомах, порядок связи и индекс свободной валентности в методе МОХ. Молекулярные диаграммы [c.112]

Формальные заряды на атомах [c.468]

Эту электронную конфигурацию можно интерпретировать следующим образом. Три занятые а-орбитали соответствуют двум парам электронов (одна из них преимущественно локализована у атома углерода, вторая — около атома азота) и одной о-связи между атомами углерода и, <ислорода. Дважды вырожденный л, -уровень соответствует образованию двух я-связей. Молекула СО характеризуется очень большой энергией диссоциации (1069 кДж/моль), высоким значением силовой постоянной связи (ксо= 1860 Н/м) и малым межъ-ядерным расстоянием (0,1128 нм). Электрический момент диполя молек лы СО незначителен ( х = 0,04 Кл м) при этом эффективный заряд на атоме углерода отрицательный, а на атоме кислорода — положительный. [c.405]

Для вычисления формальных зарядов на атомах в молекуле каждому атому приписывают по одному электрону от каждой ковалентной связи, образуемой парой электронов с участием данного атома, плюс все его неподеленные электронные пары. Тогда формальный заряд на атоме совпадает с зарядом, который он имел бы, если бы стал изолированным ионом с таким же числом валентных электронов [c.469]

В указанном соединении углерода формальные заряды всех атомов равны нулю. Но если произвести формальное определение зарядов на атомах в соединении бора с азотом, нетрудно убедиться, что В несет на себе формальный заряд 1, а N-заряд + 1. Поскольку формальные заряды на атомах определяются способом распределения электронов внутри молекулы или иона, суммарный формальный заряд всех атомов должен быть равен полному заряду иона или нулю в случае нейтральной молекулы. [c.474]

Однако наличие большого положительного формального заряда на атоме серы указывает, что данная структура не вполне удовлетворительна. Намного лучшее описание связи в ионе 50 , устраняющее формальный заряд -ь 2 на атоме серы, достигается в предположении образования двух двойных связей между серой и кислородом. [c.479]

Формальный заряд на атомах определяется путем отнесения одного из двух электронов обобществляемой пары к каждому из связанных между собой атомов. В отличие от этого степень окисления определяют, относя оба обобществляемых электрона к более электроотрицательному из двух связанных атомов. (Именно такой смысл имеет правило 5 в разд. 10-1.) Следовательно, степень окисления-это заряд, который мог бы иметь атом, если бы он стал изолированным ионом с отнесенным к нему числом электронов [c.482]

Каковы формальные заряды на атоме С1 в указанных выше льюисовых структурах для оксианионов СЮ", СЮ , СЮ и СЮ4 Можно ли предложить для этих оксианионов более удачные льюисовы структуры Какие Изменится ли в этих льюисовых структурах степень окисления С1 в каждом случае [c.483]

Формальные заряды на атоме С1 в указанных выше льюисовых структурах оксианионов хлора таковы [c.483]

Во всех случаях, кроме СЮ , на атоме С1 имеется формальный положительный заряд. Для каждого из этих оксианионов можно предложить более удачные льюисовы структуры, в которых формальный заряд на атоме С1 доведен до нуля. Эти структуры включают связи С1=0 , причем вокруг атома С1 располагается более восьми электронов. Столь большое число электронов, однако, вполне допустимо [c.483]

Для оксианиона С10 возможны три эквивалентные резонансные структуры, и в каждой из них формальный заряд на атоме С1 равен нулю, а в резонансном гибриде все три связи хлор—кислород эквивалентны [c.484]

Льюисова структура со значительна различающимися формальными зарядами (неудачная) формальный заряд на атоме С1 равен + 3 степень окисления С1 получается путем отнесения всех четырех связывающих пар электронов к атомам О, как если бы связи были чисто ионными вычисленная таким образом степень окисления С1 равна + 7. [c.484]

В целом кислотность обнаруживает тенденцию к возрастанию с увеличением формального заряда на центральном атоме. Чем больше формальный положительный заряд на центральном атоме, тем больше такой центральный атом оттягивает к себе электроны от связанных с ним атомов кислорода. Это приводит к ослаблению связи кислород—водород и способствует более легкому отрыву протона Н , а следовательно, означает повышение силы кислоты. Влияние формального заряда центрального атома на кислотность родственных соединений иллюстрируется данными табл. 11-1 даже небольшое возрастание отрицательного заряда на атоме, к которому присоединен протон, очень сильно понижает кислотность соединения. [c.487]

Очень важно, чтобы студенты с самого начала осознали, что степени окисления не соответствуют истинным зарядам на атомах, а служат лишь для подсчета электронов в молекулах. Основой для правил, сформулированных в разд. 10-1, является представление о степени окисления как о заряде, которым мог бы обладать атом, если бы все его связи в соединении были ионными таким образом, электроны, принадлежащие связям между подобными атомами, делятся поровну между этими атомами, а электроны, [c.574]

Эффективные заряды на атомах кислорода и вклад этих атомов в образование п-связей будут различаться в зависимости от того, соединены они с водородом или не соединены. Это различие показано точечным и штриховым пунктиром. В ионах (Р04) И [c.98]

В ljOy эффективный заряд на атоме кислорода ничтожно мал и связь С1—О близка к неполярной, тогда как в Na O эффективный заряд на атоме кислорода составляет —0,81, т. е. в этом соединении химическая связь сильно полярна. Понижение полярности связи в этом ряду соответствует уменьшению различия в электроотрицательностях элементов, образующих соединения. [c.81]

В методе МОХ при объяснении свойств молекулы и химической активности отдельных ее участков используют понятия электронной плотности заряда на атомах I, порядка связи р и индекса свободной валентности Р. [c.112]

Рис. 16.15. График зависимости энергий связи Ь-электронов азота от зарядов на атомах азота, рассчитанных с помощью расщиренного метода Хюккеля [51].

Заряды на атомах. Если атом участвует в образовании связи одним электроном, атому можно приписать определенный заряд Ь [c.112]

Книга всесторонне и доходчиво, а самое главное методологически правильно знакомит с теорией химической связи и результатами ее применения к описанию строения и свойств соединений различных классов. Сначала изложены доквантовые идеи Дж. Льюиса о валентных (льюис овых) структурах и показано, что уже на основе представлений об обобществлении электронных пар и простого правила октета при помощи логических рассуждений о кратности связей и формальных зарядах на атомах удается без сложных математических выкладок, как говорится на пальцах , объяснить строение и свойства многих молекул. По существу, с этого начинается ознакомление с пронизывающими всю современную химию воззрениями и терминами одного из двух основных подходов в квантовой теории химического строения-метода валентных связей (ВС). К сожалению, несмотря на простоту и интуитивную привлекательность этих представлений, метод ВС очень сложен в вычислительном отношении и не позволяет на качественном уровне решать вопрос об энергетике электронных состояний молекул, без чего нельзя судить о их строении. Поэтому далее квантовая теория химической связи излагается, в основном, в рамках другого подхода-метода молекулярных орбиталей (МО). На примере двухатомных молекул вводятся важнейшие представления теории МО об орбитальном перекрывании и энергетических уровнях МО, их связывающем характере и узловых свойствах, а также о симметрии МО. Все это завершается построением обобщенных диаграмм МО для гомоядерных и гете-роядерных двухатомных молекул и обсуждением с их помощью строения и свойств многих конкретных систем попутно выясняется, что некоторые свойства молекул (например, магнитные) удается объяснить только на основе квантовой теории МО. Далее теория МО применяется к многоатомным молекулам, причем в одних случаях это делается в терминах локализованных МО (сходных с представлениями о направленных связях метода ВС) и для их конструирования вводится гибридизация атомных орбиталей, а в других-приходится обращаться к делокализованным МО. Обсуждение всех этих вопросов завершается интересно написанным разделом о возможностях молекулярной спектроскопии при установленни строения соединений здесь поясняются принципы колебательной спектро- [c.6]

Алгебраическая сумма всех зарядов на атомах (или алгебраическая сумма произведений чисел атомов на их степень окисления), входящих в состав молекулы, равна нулю. Очевидно, чт неизвестная степень окисления одного из атомов в молекуле может быть определена с помощью подобного равенства. Так, исходя из формулы гидроксиламина NHjOH, в молекулу которого входят три атома водорода ( + 3) и один атом кислорода (—2), нетрудно сделат . вывод, что для сохранения электронейтральности молекулы атом азота должен иметь степень окисления —1. Рассуждая подобным же образом, мы найдем, что степень окисления фосфора в [c.141]

Типические элементы образуют оксиды, формулы которых можно предсказать на основании положения элементов в периодической таблице например, элементы третьего периода образуют следующие оксиды НагО, МяО, А12О3, ЗЮз, Р2О5 63 и С12О7. Оксиды элементов, находящихся в левой части таблицы, являются сильными основаниями. Для них характерно наличие больщого отрицательного заряда на атомах кислорода, и по типу связи они принадлежат к ионным соединениям. Температуры плавления этих ионных оксидов, как правило, достигают 2000°С, но многие из них разлагаются уже при более низких температурах. Они реагируют с водой с образованием основных растворов [c.321]

Атом магния имеет низкую электроотрицательность, а атом хлора-высокую, поэтому запись электронной структуры Mg I2 должна отражать образование в этом соединении ионных связей. В Mg l2 происходит перенос с атома магния по одному электрону на каждый из двух атомов хлора. Правильно записанная структура должна включать заряды на атомах [c.471]

Однако рассмотрение этой структуры показывает, что на атоме серы находится формальный заряд -Ь 2. Образование большого положительного заряда на атоме неметаллического элемента с высокой электроотрицательностью малоправдоподобно. От такого формального заряда можно нзоавитьея, если предположить, что сера образует с двумя атомами кислорода двойные связи, в результате чего атом серы обобществляет со своими соседями 12 электронов [c.476]

Формальный заряд на атоме С1 в этой структуре равен + 3. Для HNO3 в соответствующей структуре [c.489]

В диазометане (H2 NN) один атом азота присоединен непосредственно к атому углерода, а второй атом азота присоединен к первому. Запишите для этой молекулы льюисовы структуры при условии, что а) два атома N соединены между собой тройной связью, б) второй атом N образует две двойные связи с С и N. В правильно составленной льюисовой структуре каждый из атомов С и N должен иметь в своей валентной оболочке по восемь электронов. Каковы формальные заряды на атомах в каждой из двух структур [c.506]

Результаты укладываются в соотношение у(МГц) = 34,826 -f--I- 1,024о. Электроноакцепторные заместители характеризуются отрицательными значениями а и приводят к меньшим величинам e Qq, поскольку возросшая ионность связи С — С1 увеличивает отрицательный заряд на атоме хлора. [c.275]

При качественной интерпретации соотношения между химическими сдвигами энергий связи электронов оболочки и распределением заряда в молекулах возникло много фальсификаций. В гл. 3 упоминалось, что с помошью метода молекулярных орбиталей можно рассчитать формальный заряд (8) на атоме в молекуле. Напомним, что формальный заряд определяется как электронная плотность на атоме в молекуле минус электронная плотность на свободном атоме. Из рис. 16.15 следует, что можно коррелировать формальный заряд на атоме азота в молекуле (полученный с помощью итерационных расчетов по расширенному методу Хюккеля) с наблюдаемыми энергиями связи 1. -электронов азота для ряда азотсодержащих соединений. Отметим, что для корреляции со сдвигом в энергиях фотоионизационных переходов электронов оболочки используют заряд основного состояния атома, который определяют произвольным образом. Наблюдаемый успех либо случаен, либо обусловлен тем, что члены, такие, как энергии электронной релаксации, сохраняют постоянное значение. [c.347]

Расчеты N203 по методу МО (как итерационные по расширенному методу Хюккеля, так и с помощью метода ППДП) дали заряды на атомах азота в структуре I, которые согласуются с корреляциями заряд — атомный заряд. Структура монокристалла, установленная с помощью рентгеноструктурного анализа в 1973 г. [52], говорит в пользу того, что N2OI существует в виде I. [c.349]

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]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология