Орбиты способность к образованию связей

На основании законов электростатики, учитывая потенциалы ионизации пли электроотрицательность ионов, можно было бы ожидать, что стабильность хелатных комплексов при переходе от марганца к цинку будет монотонно возрастать. В действительности же самые прочные комплексы с азотсодержащими лигандами образуют ионы u (табл. 4-2). Ионы кобальта, никеля и железа также образуют весьма прочные комплексы с такими лигандами, что объясняется, по-видимому, способностью переходных металлов предоставлять свои -орбитали для образования координационных связей за счет акцептирования электронов лигандов. Весьма важным представляется тот факт, что ионы железа, медн и кобальта часто располагаются в центрах специфических азотсодержащих структур, налример гема (рис. 10-1) и витамина В,2 (дополнение 8-Л). [c.267]

Эффект образования связи обусловлен взаимодействиями иона металла с растворителем и лигандом. Суммарная энергия связи определяется как стерическими, так и электронными факторами. Очевидно, что чем более объемистым является лиганд, тем более вероятно возникновение стерических препятствий к координации этого лиганда со стороны других лигандов, присутствующих в системе, и, следовательно, тем ниже будет энтальпия образования комплекса. Электронные эффекты можно в общем разделить на энергию о- и я-связей и, в случае переходных металлов, на энергию кристаллического поля. Чем больше а-донорная способность лиганда (т. е. чем более основен лиганд), тем выше прочность а-связи металл — лиганд. Аналогично чем выше электроноакцепторная способность металла, тем более устойчивые комплексы он образует. Акцепторная способность тем выше, чем больше электроположительность, выше степень окисления, и для данного иона металла с данной степенью окисления тем выше, чем больше положительный заряд на центральном атоме комплекса. я-Дативное взаимодействие, обусловленное переходом электронов с заполненных орбиталей иона металла соответствующей симметрии на вакантные орбитали лиганда той же симметрии, также повышает энтальпию комплексообразования. Однако я-дативное взаимодействие не зависит от основности, так как под основностью подразумевается способность донора к взаимодействию с протонами, а поскольку у протонов нет заполненных р-орбиталей, то они и не могут участвовать в образовании я-связей. В случае переходных металлов следует также учесть влияние природы лиганда на энергии ( -орбиталей металла. Энергетические уровни пяти -орбиталей, равноценные в свободном ионе металла, в поле лиганда расщепляются. Рассмотрим приближение группы из шести отрицательно заряженных лигандов к иону металла при этом заряд лигандов равномерно распределяется по сферической поверхности, окружающей ион металла. Энергии всех -орбиталей повышаются в результате электростатического отталкивания между отрицательно заряженной сферой и отрицательно заряженными -электронами (рис. 14.2,а). Если затем эти шесть лигандов расположить по вершинам октаэдра в виде [c.250]

Внешние комплексы переходных металлов обычно лабильны, как и предсказывает метод валентных связей. Металлы используют две внешние -орбитали для образования связей в соответствии с гибридизацией 8р (Р, а остальные три орбитали способны акцептировать электронные пары приближающихся лигандов. [c.297]

Элементы, находящиеся в первом основном ряду таблицы периодической системы элементов, как бор, углерод и азот, имеют по четыре электронных орбиты, которые могут быть использованы для образования связей. Они известны как 2s, 2рх, 2ру, 2pz — электронные орбиты. Каждая из орбит способна удерживать два электрона с противоположными спинами. Химическая связь (<г-связь) между двумя атомами образуется путем частичного перекрывания двух таких орбит, по одной от каждого атома, содержащих пару электронов противоположного спина. Так, нанример, атомы таких элементов, как бор, углерод и азот, имеющих суммарно по четыре орбиты, способны к образованию максимум четырех простых связей. [c.393]

Как было показано на примере 5Рб, элементы второго периода могут использовать для образования связей -орбитали. Вследствие высокой электроотрицательности фтора на центральном атоме кремния, который значительно менее электроотрицателен, создается положительное поле (разд. 35.6.3.2). Благодаря этому -орбитали сжимаются и становятся способными принимать участие в с зр -гибридизации. Число связывающих [c.559]

У элементов третьего периода, способных вовлекать в образование связей одну 5-, три р- и две -орбитали, ковалентность достигает шести. Особенностью электронного строения атомов фосфора и серы является [c.29]

Возбуждение атомов приводит к тому, что у них появляются орбитали, способные к образованию химических связей (валентные орбитали), так как они не заполнены до конца электронами. Как правило, эти орбитали получаются различных типов (5, р, с1, /) [c.55]

В этилене (см. рис. 5.18, б) перекрывание р-орбиталей соседних атомов углерода приводит к образованию л-связи. В бензоле р-орбитали способны перекрываться по всей окружности кольца (рис. 5.23, а). Электроны на этих р-орбиталях уже нельзя рассматривать как локализованные между какими-нибудь двумя атомами углерода они свободно перемещаются между всеми шестью атомами углерода кольца. Из называют делокализованными и изображают в виде двух кольцеобразных облаков электронной плотности ( бубликов ), расположенных над плоскостью молекулы и под этой плоскостью (рис. 5.23,6). [c.123]

Возбуждение атомов приводит к тому, что у них появляются орбитали, способные к образованию химических связей (валентные орбитали), так как они не заполнены до конца электронами. Как правило, эти орбитали получаются различных типов (5, р, й, /) и, следовательно, обладают различными значениями энергий (подуровни). Например, атом Ве в возбужденном состоянии имеет две орбитали 3 и р, обладающие разными энергиями. При образовании химических связей энергии усредняются и новые гибридные орбитали имеют другой вид (рис. 24) и располагаются на максимальном расстоянии друг от друга — в данном случае по прямой. [c.56]

Валентными у -элементов являются энергетически близкие па-, пр-внешнего и (п—1) -орбитали предвнешнего уровней. Как указывалось ранее, молекулярные орбитали образуются при энергетической близости и определенном пространственном соответствии орбиталей взаимо-действуюш их частиц. Предположим, что у лигандов в образовании связи принимают участие лишь орбитали, которые расположены на осях по направлению к центральному атому, а потому по условиям симметрии к 1г-связыванию они не способны. Иными словами, рассмотрим случай октаэдрических комплексов без --связей. [c.558]

Правило определяет способность атома металла наиб полно использовать при образовании связи с лигандом свои валентные орбитали пс1, (п + 1) и (л + )р, к-рые суммарно м б заполнены 18 электронами Для подсчета ЭАН к числу [c.46]

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 какой мере эти необычайные свойства динамических организаций зависят от их химического состава Такая зависимость, конечно, существует — ведь нельзя представить себе развитие жизни, если исходное вещество представляет собой, например, только водород или водород и кислород и т. д. Дж. Уорд рассмотрел вопрос о том, почему живое вещество базируется главным образом на элементах второго и третьего периодов системы Менделеева. Как известно, необходимых для жизни элементов всего 16 и все они имеют небольшую массу атома. Особую роль играют четыре элемента водород, кислород, азот и углерод (на них приходится 99% массы живых тканей организма), а так Же сера и фосфор. Атомы Н, О, N. С приобретают стабильные конфигурации, присоединяя 1, 2, 3 и 4 электрона — это обусловливает и разнообразие образуемых ими химических связей. Важно, что наряду с простыми указанные элементы способны образовать и кратные связи, а также длинные цепи. Сера и фосфор, имеющие З -орбитали, способны к образованию более четырех ковалентных связей, причем их прочность не слишком велика и допускает реакции обмена. Фосфорные соединения являются, акку улятора-ми энергии, и именно они играют важнейшую роль в передаче богатых макроэргических групп и сохранении запасов энер гии. [c.346]

Наиболее полное обобщение ранних исследований по токсичности металлов в отношении платины содержится в обзоре [351]. По мнению автора, наличие токсических свойств по отношению к платине, видимо, определяется структурой -слоя адсорбированного металла. Отравление платины ионами металлов включает, вероятно, образование адсорбированных комплексов, которые в некотором отношении можно рассматривать как интерметаллические соединения. Токсичность, а именно способность образования прочных адсорбционных связей, свойственна, видимо, тем металлам, у которых все пять орбит -оболочки, непосредственно предшествующих 5- и р-валентным орбитам, заняты электронными парами, по крайней мере одиночными -электронами. Согласно рассуждениям автора, сюда попадают Си, А , Аи, 5п, С(1, Hg, 1п, Т1, 2п, РЬ, В1, Мп, Ре, Со, N1. [c.162]

Другой полезный постулат заключается в следующем наиболее прочные связи образуются в том случае, когда перекрывание орбиталей максимально. На этом основании можно ожидать различий в способности к образованию связей для 5-, р-, й- и /-орбиталей, поскольку все они различны в отношении характера радиального распределения. Относительные величины протяженности 25- и 2р-орбиталей равны соответственно 1 и ]/ 3, как показано на рис. 5-9. Форма р-орбиталей позволяет предположить, что они способны перекрываться с другими орбиталями более эффективно, чем к-орбитали, и, следовательно, что р-связи должны быть в целом прочнее, чем а-связи. Если существует выбор между образованием 5- и р-связей, то р-связи должны привести к более устойчивым соединениям. [c.127]

Очевидно, что атом углерода при связывании с четырьмя другими атомами не использует одну освободившуюся 25-орбиталц и три 2р-атомные орбитали, поскольку это должно было бы приводить к образованию трех взаимно перпендикулярных связей (с тремя 2р-орбиталями) и одной отличной от них, не имеющей направления связи (со сферически симметричной 25-орбиталью), чего в действительности нет. В таком -соединении, как, например, метан, все четыре СН-связи, как известно, тождественны и расположены симметрично (тетраэдрически) одна по отношению к другой под углом 109°28 Это можно обг/ясиить тем, что одна 25- и три 2р-атомные орбитали объединяются с тем, чтобы образовать четыре новые идентичные орбитали, способные давать более прочные химические связи (см. стр. 21). Эти новые орбитали известны под названием 5/> -гибридных атомных орбиталей, а их возникновение называют, соответственно, гибридизацией. Следует, однако, иметь в виду, что вопреки приведенной выше схеме гибридизация не есть реально протекающий физический процесс термин гибридизация отражает лишь используемый нами способ рассмотрения реального распределения электронов в молекуле, который состоит в том, что реальные орбитали мы рассматриваем как результат объединения 5- и р-орбиталей. [c.20]

Для иллюстрации этого положим, что в распоряжении имеются 5-и р-орбитали, которые можно использовать для образования двух связей, как это изображено на рис. 5-12. Заметим, что ни 5-, ни р-орбитали не могут использовать все свои возможности перекрывания с я-орбиталью другого ядра при образовании связи по оси х. Очевидно, однако, что если бы удалось скомбинировать эти орбитали таким образом, чтобы в большей степени использовать их способность к перекрыванию, то мы получили бы более прочные связи и более устойчивые молекулы. Математическое рассмотрение вопроса [c.130]

Только что рассмотренная - модель валентных связей характеризуется принципиально различным подходом к описанию атомов и молекул. Для атомов рассчитьшают орбитали, каждая из которых соответствует определенной энергетической полочке и способна вместить до двух электронов, молекулы же составляют из атомов, сохраняя их орбитали неизменными и вводя дополнительно лишь принцип перекрытия. Таким образом, получается, что в молекулах два электрона (электронная пара) помещаются не на одну, а на две перекрытые атомные орбитали, участвующие в образовании связи. До образования свя- [c.40]

Пара электронов на л-орбитали более подвижна, менее прочно удерживается ядрами атомов углерода и, следовательно, легче поляризуется, чем электроны а-связи, что ведет к характерной для таких ненасыщенных соединений реакционной способности. Поскольку в углерод-углеродной двойной связи л-электроны пространственно наиболее доступны, естественно ожидать, что они должны экранировать молекулу от-атаки нуклеофильными реагентами. Показано, что я-электроны действительно играют такую роль (ср., однако, разд. 7.6). Неудивительно, что наиболее характерными реакциями двойной углерод-углеродной связи оказались реакции, инициируемые электронодефицитными частицами, такими как X" и X (радикалы можно рассматривать как электронодефицитные частицы, поскольку они стремятся присоединить еще один электрон для образования связи), причем катионы индуцируют гетероциклическое, а радикалы — гомолитическое расщепление л-связи. Показано, что первое преобладает в полярных растворителях, а второе — в неполярных растворителях, особенно при действии света. Реакции присоединения, индуцируемые радикалами, обсуждаются ниже (см. разд. 11.5.1.1). [c.197]

Более точно описывает это свойство структура Б [4а], вытекающая из sp -гибридизации, со значительным количеством связей j)d — я. В этой структуре предусматривается атом серы с подходящей орбитой для образования связи с относительно высокой способностью к поляризации. Эти два фактора помогают объяснить поведепие сульфит-иона преимущественное образование связи углерод—сера, а не углерод—кислород при реакциях с органическими галоид-производными. [c.118]

Возникновение гибридных, т. е. смешанных электронных орбита-лей, происходит в тех случаях, когда в образовании химических связей атомом А принимают участие электроны с различными, но не очень сильно отличающимися друг от друга энергетическими состояниями. Такому условию удовлетворяют 5- и р-электроны одного и того же уровня. Так, например, в процессе образования связей возбужденными атомами бериллия (1з 2з2р), бора (ls 2s2p ) и углерода (15 252р ) принимают соответственно участие один 5- и один р- электрон (Ве), один х- и два р-электрона (В) и один 5-и три р-электрона (С). Так как орбитали 5- и р-электронов различны по форме, то предварительной стадией образования химических связей атомами этих электронов является образование гибридных орбиталей, форма которых является результатом взаимного изменения форм орбиталей 5- и р-электронов, из которых они образовались. Такио гибридные орбитали характеризуются симметричной направленностью относительно центра атома и способностью к максимальному взаимному перекрыванию общих электронных орбиталей при последующем их взаимодействии с электронными орбиталями элемента-партнера. [c.53]

Наиболее эффективные катализаторы эпоксидирования — гете-ролитнческой реакции — не должны быть сильными катализаторами радикально-цепного окисления, центральный ион металла в комплексе должен иметь вакантные -орбитали, способные к образованию донорно-акцепторных связей при координации с лигандом, наконец, ион металла должен быть окружен сравнительно лабильными лигандами (чтобы легко происходил их обмен на молекулы гидроперекиси) [43]. [c.193]

Рассмотрим теперь соли четвертичного аммония — соединения, в которых четыре алкильные группы связаны с азотом. В этом случае четыре 5 -орбитали используются для образования связей и четвертичный атом азота должен быть тетраэдрическим. Если это так, то соль четвертичного аммония, у которой при азоте имеются четыре различные группы, должна существовать в виде конфигурационных энантиомеров, способных проявлять оптическую активность. Установлено, что это действительно так. Например, иодид метилаллилфенилбензиламмония существует в виде двух энантиомерных форм (V и VI), каждая из которых оптически активна. [c.690]

Характер связи в фазах внедрения определяется особенностями строения электронных оболочек атомов переходных металлов. Так как у них есть незавершенные -орбитали, они способны к приобретению электронов, источником которых в той или иной степени могут быть межузельные атомы неметаллов. Вследствие небольшой разницы между энергиями 5-, р-, -орбиталей возможна их гибридизация, которой способствует обмен электронами с атомами неметаллов, и образование связей металл — неметалл. Однако этот процесс не доходит до ионизации атомов неметалла, сохраняется металлический характер связи. Преобладающей ролью связей металл — металл объясняется сохранение фазами внедрения в большей или меньшей степени металлических свойств электропроводости, металлического блеска, непрозрачности и др. Химические связи в фазах внедрения сильно отличаются от химических связей в соединениях непереходных металлов с теми же неметаллами, в которых сильнее выражен ковалентный характер связи и доминирующее значение имеют связи металл — неметалл и неметалл — неметалл. Соединения непереходных металлов имеют определенный состав и не похожи на металлы. Склонность к образованию фаз внедрения переходными металлами, их структура и свойства зависят от положения элементов в таблице Д. И. Менделеева. В самом общем виде можно отметить следующие закономерности. [c.231]

Такое распределение следует из правила Гунда, согласно которому электрон избегает занимать орбиталь, на которой уже имеется один электрон, до тех пор, пока другие энергетически равноценные (т. е. вырожденные) атомные орбитали, (2рж, 2ру, 2р ) остаются свободными. Очевидно, что 2рг-орби-таль в атоме углерода остается свободной. Орбиталь 25 заполняется полностью, т. е. приобретает свои два электрона до того, как начинают заполняться 2/Е7-орбптали, поскольку энергетически 25-орбйталь несколько более выгодна, чем 2/7-орбитали. Подобное распределение характерно, однако, для основного состояния свободного атома углерода, когда в образовании связей с другими атомами могут участвовать только два неспаренных электрона, находящихся на 2рх- и 2ру-орбиталях. Поэтому с первого взгляда кажется, что углерод может быть только двухвалентным. Однако такой вывод находится в противоречии с экспериментальными данными, согласно которым соединения, содержащие атом углерода, связанный только с двумя другими атомами, например СС1з (см. стр. 249), обычно неустойчивы. В подавляющем большинстве соединений углерод четырехвалентен, например в СН4. Это можно объяснить тем, что электронная пара 25 распаривается и один из этих электронов занимает свободную (вакантную) 2рг-орбиталь. В результате атом углерода переходит в состояние с повышенной энергией (возбужденное состояние) 15 25 2р 2/ 2 с7 и, имея в результате этого четыре неспаренных электрона вместо двух, обретает способность связываться уже не с двумя, а с четырьмя другими атомами или группами. Большое количество энергии, выделяющееся при образовании двух избыточных связей, значительно превышает энергию, необходимую для распаривания двух 252-электронов и перехода 2з- 2р ( 97 ккал(моль). [c.19]

Активность металла обнаруживает некоторую зависимость от электронных свойств. Большинство каталитически активных металлов представляют элементы переменной валентности VIII группы периодической системы, характеризующиеся недостаточным числом электронов d-орбиты, что сообщает им способность к образованию связей ионного типа с передачей электронов и электропроводность. [c.141]

Атом кремния в нормальном состоянии имеет электронную конфигурацию 1522522р 3523р2, а в возбужденном состоянии — 1522522р 35 3р , т. е. в возбужденном состоянии имеет 4 неспаренных электрона — один на 35- и три на Зр-орбиталях. При образовании связей для атома кремния характерна хр -гибридизация зтих орбиталей с образованием четырех равноценных гибридных 5рЗ-орбиталей, ориентированных в пространстве к четырем вершинам правильного тетраэдра под углом 109°28 друг к другу. Кроме того, следует отметить, что у атома кремния в третьем электронном слое (/2 = 3, максимальное число электронов 2п = 8) остаются вакантными (незанятыми электронами) все Зс -орбитали (пять квантовых ячеек). У атома кислорода энергетические уровни 25- и 2р-орбиталей близки друг к другу, что способствует их гибридизации, причем возможными вариантами для атома кислорода являются зр -, зр - и 5р- гибридизации орбиталей, а в образовании связей могут принимать участие все шесть электронов внещнего (второго) электронного слоя. В этом слое у атома кислорода находятся два неспаренных электрона, которые могут образовывать связь по обменному механизму, и две пары спаренных электронов. Последние могут образовывать связь по донорно-акцептор-ному механизму, однако для этого у атомов-партнеров по связи должны иметься свободные орбитали, способные принимать спаренные электроны атома кислорода. Такими орбиталями у атома кремния могут служить вакантные 3 -орбитали. [c.8]

Используя метод УФЭС, Спайсер и др. [52] наблюдали изменение электронной структуры (валентной связи) поверхности для МоЗг, Си, Р1 и 51 при физической и химической сорбции Оа, СО, Нг и N2. Физическая адсорбция приводила только к незначительным изменениям электронной структуры, но при хемосорбции происходило значительное падение поверхностной эмиссии, что объяснялось гибридизацией орбиталей поверхности и адсорбированного газа. Было подтверждено, что в случае платины это падение эмиссии указывает на орбитали металла, участвующие в образовании связи. Сообщалось, что для меди эта гибридизация была способна образовывать новые орбитали, расположенные в пределах или выше -зоны. Было бы интересно применить для этих результатов последние теории для хемосорбции, особенно теорию Шрейфера [53, 54]. [c.160]

Чтобы выяснить основные различия между ковалентными и электровалент-ными связями, были изучены их характеристики. Оказалось, что 1) в ковалентных соединениях электроны, осуществляющие связь или связывающие электронные орбиты, составляют часть электронного строения обоих атомов, принимающих участие в образовании связи 2) в ковалентных соединениях положение атомов в пространстве относительно орбит, осуществляющих связь, фиксировано и не может быть изменено без разрыва связей 3) стереоизомерия является особенностью ковалентных (гомеополярных) связей, и этим объясняется ее существование в органической химии ковалентные связи обладают определенными направлениями в пространстве, поэтому одна и та же группа атомных ядер способна к различным группировкам вокруг отдельного атома 4) ковалентность предусматривает электронейтральнссть, и электрические силыв ковалентном соединении более или менее компенсированы внутри молекулы 5) работа, требуемая для разобщения молекул ионизированных соединений, больше, чем в случае ковалентных соединений. [c.551]

Во всех этих реакциях основной стадией является образование устойчивых гидридных комплексов с ионом металла-катализатора, обладающих высокой реакционной способностью и используемых для получения конечных продуктов. Во многих из перечисленных реакций самой медленной стадией является образование гидридного комплекса, так что для ускорения всей реакции требуется активировать именно эту стадию. Ускорения можно добиться путем введения в координационную сферу М определенных лигандов, стабилизирующих гидридный комплекс, т. е. активную форму катализатора, необходимую для участия водорода в указанных реакциях. Чаще всего для этих целей используются лиганды, в молекуле которых имеются свободные я -орбитали, способные участвовать в образовании я (М-V Ь)-связей с ионом металла N , СО, PPhg, Ra = Ra, циклопентадиенил и др. [c.137]

Теоретическое объяснение этого эффекта было дано Малли-кеном (1939 г.) на основе метода МО. Примером служит толуол, в котором метильная группа, связанная с бензольным кольцо.м, проявляет сильный эффект Натана — Бейкера. Углерод метильной группы находится в хр -состоянии. [Перекрывание его тетраэдрических орбит с орбитами трех атомов водорода приводит к образованию метильной группы с тремя 0-связями. Орбиты этих последних можно сгруппировать таким образом, чтобы получить орбиту, способную взаимодействовать с я-связями ядра. Это взаимодействие понизит общую энергию. Однако полученная стабилизация не превышает 1,5 ккал1моль.] [c.83]

Таким образом, сравнивать реакционную способность различных радикалов по относительной величине р возможно лишь, когда уровень орбитали неспаренного электрона е примерно одинаков в рассматриваемом ряду радикалов и в процессе реакции рвутся и образуются однотипные связи с примерно одинаковым геометрическими перестройками. Серия л-электронных радикалов, удовлетворяющих этим условиям, была рассмотрена в работе [137]. В работе [142] было проведено исследование ряда радикалов другого типа — серии лара-замещенных фенильных радикалов, которые являются наиболее типичными представителями группы а-электройных радикалов. Для этих радикалов трудно ожидать заметного изменения геометрии (гибридизации) реакционного центра при образовании связи с каким-либо атомом, поэтому условие постоянства структуры радикала в процессе реакции можно считать выполненным. Кроме того, естественно ожидать, что наличие разных заместителей не будет существенно сказываться на е-М 0 неспаренного электрона. Эти качественные соображения подтверждаются прямым расчетом е для рассматриваемого ряда радикалов (метод СМВ0/5Р), результаты которого представлены ниже. [c.252]

Алкинильный карбанион стабилизируется по сравнению с алкильным благодаря повышенному 5-характеру орбитали, содержащей неподеленную пару электронов. Циановодород обладает значительно более высокой кислотностью, чем алкины, а цианид-ион гораздо стабильнее алкпнильных ионов эта повышенная стабильность, по-впдимому, объясняется поляризацией л-связей, в которую вовлечены электроны углерода. Таким образом, снижается способность свободной пары к образованию связи. [c.48]

Электрофилы, или обобщенные кислоты Е +. Характеризуютс наличием вакантной или частично вакантной орбитали, способной к образованию ковалентной связи путем комбинирования С неподеленной электронной парой другого реагента. [c.224]

Очевидно, что при связывании атома углерода с четырьмя другими атомами не используются одна 25-орбиталь и три 2/7-орбитали, так как это привело бы к образованию трех взаимно перпендикулярных связей (с тремя 2р-орбиталями) и одной связи, отличающейся от них и не имеющей направления (со сферически симметричной 25-орбиталью). В действительности, четыре С—Н-связи, например в метане, как известно, равноценны и расположены симметрично (тетраэдрически) под углом 109°28 друг к другу. Это можно объяснить тем, что одна 2х- и 2р-орбитали объединяются так, чтобы образовать четыре новые (идентичные) орбитали, способные дать более прочные связи (ср. разд. 1.5). Эти новые орбитали известны под названием хр -гибридных атомных орбиталей, а процесс их образования [c.12]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология