Электронов пара связывающая

Степень окисления. Это понятие введено для характеристики состояния атома в молекуле, его синонимы — окислительное число, электрохимическая валентность, состояние окисления, степень окисленности. Степень окисления отдельных атомов, образующих молекулу, получается, если заряды атомов распределяются так, что их валентные электроны оказываются принадлежащими более электроотрицательному из них. Иначе, степень окисления атома в молекуле есть электрический заряд, который мог бы возникнуть на атоме, если бы электронные пары, связывающие его с другими атомами, были смещены к более электроотрицательным атомам, а электронные пары, принадлежащие одинаковым атомам, были между ними поделены пополам. [c.80]

В связи с неоднозначностью определения валентности большое значение приобрело понятие степени окисления. Под степенью окисления понимают эффективный заряд, который возник бы на атоме, если бы электронные пары, которыми он связан с другими атомами в молекуле, были смещены к более электроотрицательным атомам, а электронные пары, связывающие атомы одного элемента, были бы поделены поровну между ними. [c.222]

Валентность элементов, проявляющаяся в ковалентных соединениях и простых веществах, часто называют ковалентностью. Ковалентность атома равна числу электронов, затраченных им на образование электронных пар с электронами других атомов. Сколько электронов затрачено атомами на образование электронных пар, столько пар и образовалось. Поэтому ковалентность атома измеряется количеством электронных пар, связывающих его с другими атомами. Так, в молекуле метана СН4 каждый атом водорода связан с атомом углерода лишь одной электронной парой валентность водорода в метане равна 1. А атом углерода связан с присоединенными к нему атомами водорода четырьмя электронными парами ковалентность углерода в метане равна 4.. [c.80]

В структурных формулах ковалентная связь обозначается черточкой (см. 3.10). Как и Б структурных формулах неорганических веществ, каждая черточка означает общую электронную пару, связывающую атомы в молекуле. Используются также эмпирические и электронные формулы. Такие формулы изображены в 3.8 для молекул воды, аммиака и метана. Напишем соответствующие формулы для этилена и ацетилена [c.272]

Для молекул с ковалентным типом связи условно считают, что электронные пары, связывающие данный атом с другим атомом, полностью смещены к более электроотрицательному атому. [c.135]

В общем случае следует отличать полярность молекулы в целом от полярности отдельных содержащихся в пей связей. Для двухатомных молекул эти два понятия совпадают. Анализируя имеющийся опытный материал, можно установить, что двухатомные молекулы, состоящие из одинаковых атомов в соответствии с вполне симметричным положением связывающей их электронной пары, не обладают полярностью, и для них [х = 0. Двухатомные молекулы, состоящие из неодинаковых атомов, в большинстве случаев являются в той илн иной степени полярными. В общем, чем больше различие в электроотрицательности элементов и чем, следовательно, более асимметричным является распределение электронной пары, связывающей данные атомы, тем больше будет и полярность связи. Наибольшей величины, при прочих равных условиях, она должна достигать при чисто ионной связи. Впрочем, строго говоря, между асимметрией в распределении электронной пары и дипольным моментом однозначной зависимости может и не быть, так как асимметрия эта определяет собой только величину заряда атомов в данной молекуле, а дипольный момент зависит еще и от расстояния между ними. [c.78]

Если при разрыве электронной пары, связывающей атомы, электроны разъединяются и отходят к разным частям молекулы, образуются свободные радикалы [c.34]

Химическое строение молекул органических веществ записывают нри помощи структурных формул, в которых указываются все их химические связи между атомами, связь изображается черточкой. В соответствии с электронной теорией одна черточка в структурных формулах означает электронную пару, связывающую атомы. [c.295]

Поэтому в общем случае валентность равна числу электронных пар, связывающих данный атом с атомами других элементов. [c.43]

Кратность связи определяется числом электронных пар, связывающих два атома. Например, в этане НзС—СНз связь между атомами углерода одинарная, в этилене Н2С=СНг —двойная, в ацетилене НС = СН — тройная. С увеличением кратности связи энергия связи возрастает. Так, энергия связи С—С, С=С и С=С составляет соответственно 263, 422 н 535 кДж/моль, [c.97]

В молекулах кислот связь между атомами водорода и кислотным остатком не ионная, а ковалентная. Однако электронные пары, связывающие атомы водорода с кислотным остатком, смещены в этих молекулах в сторону кислотного остатка. [c.5]

Многие органические реакции протекают с участием свободных радикалов. Последние образуются при распаде органических молекул под влиянием главным образом тепла и света. При этом делится электронная пара, связывающая атомы в молекуле. Например, при распаде молекулы углеводорода один электрон остается в радикале, другой — в отщепляющемся атоме водорода. (Атомарные водород и хлор относятся к неорганическим радикалам.) [c.341]

Химическая связь в органических соединениях имеет электронную природу каждая черточка в структурных формулах означает электронную пару, связывающую атомы. [c.153]

Расстояние между ядрами двух атомов, при котором силы притяжения уравновешиваются силами отталкивания и система имеет минимальную энергию, называется равновесным или длиной связи д.. Длина и энергия связи зависят от ее кратности, которая определяется числом электронных пар, связывающих два атома. С увеличением кратности уменьшается длина связи и увеличивается ее энергия, например, эти величины для связей С—С, С=С, С=С соответственно равны (в нм и кДж) 0,154 и 348, 0,135 и 598, [c.113]

В структурных формулах ковалентная связь обозначается черточкой (см. 28). В них, как и в структурных формулах неорганических веществ, каждая черточка означает общую электронную пару, связывающую атомы в молекуле. [c.332]

Степень окисления — число, которое показывало бы заряд на атоме, если бы электронные пары, связывающие данный атом с другими атомами были бы мысленно отнесены к более электроотрицательным атомам, а пары, связывающие одинаковые атомы, поделены пополам. [c.91]

Валентность атома в соединении равна числу электронных пар, связывающих данный атом с другими независимо от механизма tix образования. [c.83]

Следовательно, при образовании иона КН из молекулы аммиака степень окисления азота ие меняется, оставаясь равной —3. Однако число электронных пар, связывающих атом азота с другими атомами, иначе говоря, валентность азота в ионе аммония равиа четырем. [c.126]

Причина ВЛИЯНИЯ галоида заключается в том, что а-углерод, связанный с галоидом, особенно с фтором, становится более положительно заряженным, чем в случае связи с водородом. Другими словами, электронные дары связи оттягиваются в сторону атомов галоида и обнажают положительный заряд на углероде. Тогда более положительный а-углеродный атом в свою очередь оттягивает к себе пару электронов, связывающую его с углеродом карбоксила. Этот углерод становится более положительным, чем обычный углерод карбоксила, и в большей степени концентрирует вокруг себя электронные пары, связывающие его с кислородом. Вследствие этого водород карбоксила (протон) оказывается менее прочно связанным с кислородом. [c.192]

При обычных температурных условиях диссоциация С-С- и С-Н-связей происходит как реакция взаимодействия электронной пары, связывающей 4 0- орбитали с сильными электронными акцепторами — галогенами, азотной кислотой, оксидом серы(У1) и сульфохлоридами, а также синглетным молекулярным кислородом, атомным кислородом, высокозарядными катионами /-металлов. [c.325]

Далее определяется число электронных пар, связывающих и неподеленных, окружающих центральный атом. У атома бериллия в хлориде бериллия оба электрона образуют связывающие пары, спариваясь с электронами атомов хлора, - всего две связывающие пары и ни одной неподеленной [c.60]

Для изображения валентных схем электроны наружных уровней обозначают точками, которые располагаются вокруг символа элемента (он, очевидно, изображает остов атома, т. е. ядро с впутренннмн электронными уровнями). Электронные пары, связывающие атомы, обозначают двумя точками, располагаемыми между символами элементов. Используя эти обозначения, молекулы фтороводорода, воды, аммиака и метана можно изобразить так [c.47]

Два атома могут быть связаны между собой более чем одной электронной парой. Число электронных пар, связывающих два атома, называется кратностью связи. В случае двойных и тройных связей поделены соответственно две и три электронные пары, например [c.124]

Электроотрицательность — это свойство атома притягивать к себе общие электронные пары, связывающие его с другими атомами. [c.170]

Заместители, вызывающие положительный статический индуктивный эффект (+/) и отталкивающие по направлению к водороду электронную пару, связывающую их с этим элементом (I и II), стремятся противодействовать отрыву протона И . Таким образом они уменьшают кислотность. [c.94]

Полярная граничная формула 5 винилхлорида следует из неполярной формулы 4 атом хлора передает один электрон на соседний атом углерода и тем самым делает свою неподеленную электронную пару связывающей, прн [c.448]

Ионная связь в чистом виде может образоваться только между атомами элементов, сильно различающихся по своей электроотрицательности, а неполярная ковалентная связь образуется, когда взаимодействующие атомы принадлежат элементам одинаковым или почти одинаковым в этом отношении. В остальных случаях электронная пара, связывающая атомы, будет принадлежать им не в одинаковой степени. Она будет в той или иной степени как бы смещенной к одному из них или, точнее говоря, электроны этой пары в среднем во времени будут больше принадлежать одному из атомов, чем другому, т. е. больше времени находиться вблизи одного из них. Такая связь является полярной. [c.57]

Число электронов, которые атом данного элемента может дать для образования связей с другими атомами, а следовательно, и валентность элемента определяются тем, что наружная электронная оболочка является наиболее устойчивой, когда обладает структурой из восьми электронов электронный октет), кроме первой оболочки (у водорода), для которой устойчивой является структура из двух электронов. При этом электронные пары, связывающие данные два атома, следует считать принадлежащими обоим (как одному, так и другому) атомам, что схематически показано для молекулы фтора [c.63]

Характер связи между двумя данными атомами также может изменяться под влиянием других связанных с ними атомов. Например, связь С—С, неполярная в предельных углеводородах, обладает небольшой полярностью в молекуле НзС—ССЬ- Это происходит вследствие того, что атомы хлора, оттягивая в некоторой степени электронные пары, связывающие их с углеродным атомом, делают последний более электронофильным (т. е. способным сильнее притягивать электроны) и под влиянием этого к нему несколько оттягивается электронная пара, связывающая его с другим атомом углерода. Конечно, это влияет и на связи С—Н в метильной группе, но уже значительно слабее. Такие влияния тоже всегда бывают взаимными. В рассматриваемом случае это проявляется в уменьшении полярности каждой связи С—С1 под влиянием двух других атомов хлора, связанных с тем же углеродным атомом, так как оттягивание второй и третьей пар электронов требует большей затраты энергии. [c.71]

Число таких общих электронных пар, связывающих атом данного элемента с другими атомами, или, иначе говоря, число образуемых атомом ковалентных связей, называется ковалентностью элемента в соответствующем соединении. Так, ковалентность азота в молекз лах N2 и К Нз равна трем, ковалентность кислорода в молекулах Н2О и СОо — двум, ковалентность угле-ро,аа в молекулах СН4 и СО2 — четырем. [c.123]

Кварцевое стекло представляет собой переохлажденный расплав двуокиси кремния. Его строение можно схематически представить как пространственную сетку, построенную из структурных. единиц п8Ю4/, (где п=1, 2, 3,. .., Пг) таким образом, что ни в одном направлении нельзя найти периодического расположения атомов или других структурных единиц. Структурные единицы 5104/, связаны между собой кислородными мостиками 81 — О—81, угол связи в которых может менять значение от 90 до 180°. Мы уже знаем, что непериодическая структура может быть одно-, двух- и трехмерной, т. е. иметь вид цепи, сетки или каркаса, которые в той или иной мере деформированы во всех трех направлениях. Уже отсюда видно, что каждая такая структура определенным образом упорядочена. Подчеркнем, что вообще о хаотическом, т. е. совершенно беспорядочном, соединении каких бы то ни было атомов не может быть и речи. На увеличение порядка в расположении атомов при переходе вещества в твердое, хотя и аморфное состояние указывает понижение энтропии на 15—25 кал-моль 1-град 1. Некристаллические тела можно рассматривать как многоатомные молекулы, находящиеся в твердом состоянии. Многие из них — не что иное, как многоядерные комплексы, в которых электронные пары, связывающие соседние группы структурных единиц (ядра), занимают двухцентровые орбитали. [c.118]

Число таких общих электронных пар, связывающих атом данного элемента с другими атомами, или, иначе говоря, число образуемых атомом ковалентных связей, называется ковалентностью по методу ВС (или спинеалентностью — по числу неспаренных электронов, предоставляемых атомом для образования связи) элемента в соответствующем соединении. Так, спинвалентность азота в молекулах N2 и NH3 равна трем, спинвалентность кислорода в молекулах Н2О и СО2 — двум, спинвалентность углерода в молекулах СН4 и СО2 — четырем. [c.105]

Электростатическая модель, предложенная Сэрсеем , основана на том, что каждая связывающая или неподеленная электронная пара имеет характеристический электростатический заряд, сконцентрированный на прямой, соединяющей центральный атом со связанным атомом или с неподеленной парой. Если принять, что все эти характеристические заряды расположены на одинаковом расстоянии от центрального атома, можно сделать заключение о форме молекулы, определяя углы между связями таким образом, чтобы отталкивание в результате взаимодействия этих характеристических зарядов было минимальным. Итак, первым шагом является расчет характеристических зарядов различных атомов в молекулах, для которых экспериментально определены углы между связями. Затем связывающим парам приписывают определенные числа электростатического отталкивания (ЧЭО), которые являются мерой электростатического отталкивания электронных пар, связывающих различные атомы, при условии, что ЧЭО для неподеленной пары принято за единицу. Значение ЧЭО в действительности является функцией плотности характеристического заряда, локализованного в какой-то произвольной точке вдоль линии связи. Оказалось, что требуется знать только два параметра — период, в котором находится центральный атом, и вид присоединенных к нему атомов. Например, значение ЧЭО, равное 0,94 для кислорода, получено независимо от того, в каком периоде расположен центральный атом это значение, как оказалось, можно успешно применять для предсказания углов между связями и для [c.219]

В качестве примера рассмотрим структуры молекул HjO и NHa. Молекула воды образова 1а атомом кислорода и двумя атомами водорода. У атома кислорода два неспаренных р-электрона, которые занимают две орбитали, расположенные под углом 90 друг к другу. У атомов водорода по одному s-электрону. Если электрон атома водорода обладает спином, направленным противоположно спину одного из неспаренных р-электронов атома кислорода, то при сближе-нии этих атомов образуется общая электронная пара, связывающая атомы О и Н. Если бы пространственное расположение орбиталей после образования связи не изменилось, то угол между связями был бы 90° или близок к нему. Однако известно, что угол в молекуле HjO равен 104,5° (рис. 5). Это объясняется тем, что связи О—Н сильно полярны (вследствие большой разницы электроотрицательностей этих элементов), электроны сильно оттянуты к атому кислорода, в результате чего остовы атомов водорода приобретают некоторый положительный заряд и взаимно отталкиваются при этом угол между связями увеличивается. У аналогов кислорода — серы, селена, и теллура — электроотрицательность меньше, поэтому углы между связями в молекулах HaS, HjSe, НаТе равны соответственно 92, 91, 89°. [c.27]

Координационные связи могут быть многоцентровыми, т. е. электронная пара связывающей МО может быть делокализована в области, охватьшающей не два, а несколько атомных центров. Таковы трехцентровые связи В—Н—В и Со—С—Со в комплексах III, VII, многоцентровые связи центрального атома с углеродными атомами циклопентадиенильного и бензольного колец в тг-комплек-сах VIII-X. [c.409]

Сопоставлеиие теорий МО, ВС и КП. Теория молекулярных орбиталей дает самый общий подход к описанию свойств комплексных соединений, объединяя идеи теории валентных связей и теории кристаллического поля (рис. 219), Шести электронным парам связывающих (Т-орбиталей октаэдрического комплекса в рамках теории валентных связей отвечает шесть сг-связей. Они возникают за счет донорно-акцепторного взаимодействия гибридных орбиталей комплексообразователя и электронных пар шести лигандов. Что же касается молекулярных 5Г - и т -орбиталей, то в теории кристаллического поля [c.560]

И именно эти электроны принимают участие в образовании химической связи. Химическая связь осуществляется парой электронов, для образования которой каждый из участвующих атомов дает по одному электрону. Эта электронная пара называется связывающей. В валентной оболочке атома могут быть также другие электронные пары, не участвующие в образовании химической связи и целиком принадлежащие только этому атому такие пары электронов называются неподеленными. Вышеприведенный постулат обращает внимание на то, что для геометрии молекулы одинаково важны обе электронные пары - связывающие и неподеленные. В согласии со сказанным, эта модель называется отталкиванием электронньЕХ пар валентной оболочки или моделью ОЭПВО . Ее основное положение формулируется следующим образом координация связей атома А в молекулах АХ , а следовательно, и геометрия этой молекулы таковЫт-что валентные электронные пары располагаются на максимальном расстоянии друг от друга, т. е. так, если бы они взаимно отталкивались. Таким образом, получается, что электронные пары занимают в пространстве вокруг атома вполне определенные места в соответствии с концепцией локализованных молекулярных орбиталей. [c.144]

Четыре стереоактивные электронные пары приводят к тетраэдрической структуре при условии, что все электронные пары связывающие. Возможны два фрагмента тетраэдрической структуры—тригональная пирамида и изогнутая структура, они образуются при последовательной замене одного или двух атомов, связанных с центральным атомом молекулы, на соответствующее число неподеленных электронных пар в его валентной оболочке. [c.134]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология