характер связи отталкивание электронов

Понятие гибридизации АО было введено Л. Полингом и Дж. Слейтером. Это было обусловлено необходимостью объяснения в рамках метода ВС таких явлений, как локализованный характер связей и их направленность в пространстве, в частности, эквивалентность связей С—И и тетраэдрическая геометрия молекулы метана. Хотя в соответствии с современными представлениями геометрия молекулы СН обусловлена не гибридизацией, 0, а отталкиванием ядер атомов водорода, молено говорить о взаимосвязи мел<ду расположением ядер и распределением электронной плотности. [c.27]

Таким образом, существует два подхода к объяснению геометрии молекул. С одной стороны, углы между связями могут отражать характер орбиталей, участвующих в образовании связей. С другой стороны, углы между связями можно определить из отталкивания электронных пар, расположенных на валентных орбиталях. Качественно оба подхода дают один и тот же результат. [c.71]

Следовательно, предполагается, что две и-электронные пары 0-атома участвуют в химических связях Н-О-Н и R-0-H, поскольку включены в гибридизацию. С этой позиции нелогично называть их неподеленными . Авторы данного пособия твердо придерживаются иной точки зрения, состоящей в том, что в Н2О, R2O и ROH ст-связи С-О и С-Н не гибридизованы, валентные электроны имеют чистый р-характер (р - и ру-), а валентные углы между связями в Н2О, ROH и ROR больше 90° из-за отталкивания электронных пар связей 0-Н и 0-R, и соответствующих атомов, а не вследствие гибридизации [c.420]

Вычисляемую теоретически энергию водородной связи едва ли можно рассматривать как критерий при решении вопроса о ее природе. Дело в том, что энергия водородной связи, как правило, мало чувствительна к характеру модели. Так, в рамках простой электростатики различные варианты распределения заряда, характера сил отталкивания, поляризуемости и т. д. неизменно приводили к приблизительно правильным значениям энергии. С другой стороны, ни в одном из опубликованных корректных расчетов в рамках электростатики не было получено правильного знака и величины смещения частоты валентных колебаний X—Н под влиянием водородной связи. Вклады в энергию от электростатических сил и от эффекта делокализации электронов во многих случаях, по-видимому, имеют один и тот же порядок величины (см., например, табл. 33). Однако специфика водородной связи определяется не электростатическими силами. Имеются примеры, когда, несмотря на большие дипольные моменты молекул при отсутствии водородной связи, жидкость ассоциирована слабо. Прочность водородной связи не коррелирует с величиной дипольного момента. В ряде случаев водородная связь образуется между молекулами, из которых одна совсем не имеет дипольного момента. По этому вопросу сы. [490, 491, 495]. — Прим. ред. [c.371]

В идеальной структуре бинарного кристалла с составом АВ, где А — анион, а В — одновалентный катион, характер связи полностью определяется электростатическим равновесием между силами притяжения и отталкивания. На поверхности разлома , например по плоскости спайности (100) хлористого натрия, эти равновесия нарушены анионы и катионы уже не находятся в октаэдрической ( насыщенной ) координации, так как она становится неполной ( ненасыщенной ). Распределение электронов в ионах также становится асимметричным, и более ковалентным по типу распределения электронной плотности связи. То же наблюдается и в тонком поверхностном слое с ненасыщенными связями в том случае, если стекло образуется из расплава ( отполированное пламенем ). [c.228]

Однако увлечение авторов рассмотрением механизма влияния электронного строения органических молекул на скорости их реакций привело Хьюза и Инголда к несколько однобокой оценке характера связи между строением и реакционной способностью органических молекул. Так, английские химики увидели в стерических затруднениях лишь проявление отталкивания, обязанного взаимопроникновению электронных облаков атомов на очень близких расстояниях (129, стр. 246]. Хотя электронный аспект проблемы стерических затруднений мог найти объяснение в предложенных Хьюзом и Инголдом механизмах органических реакций [129], причины, побудившие авторов почти полностью игнорировать влияние пространственного строения молекул на скорости их превращений (увлеченность впервые четко сформулированной классификацией электронных механизмов органических реакций, трудность учета влияния химического строения молекул на скорости их превращений) в середине 30-х годов [c.92]

У углеводородов ацетиленового ряда атомы углерода, связанные кратной связью, находятся в состоянии / -гибридизации, причем три пары электронов, символически изображаемые С = С, располагаются на одной линии, соединяющей центры ядер атомов углерода, на более близком расстоянии друг от друга, чем в тетраэдрической структуре предельных углеводородов. Это несколько изменяет характер четвертой о-связи (т. е. связи С—Н). Испытывая в меньшей степени отталкивание электронных пар остальных трех связей, эта пара сильнее притягивается к ядру атома углерода, что увеличивает поляризацию связи С—И и, следовательно, кислотность атома водорода. [c.134]

Для объяснения полученных промежуточных величин углов между связями высказывались различные предположения. Если, с одной стороны, принять, что 8 — А7-СВЯЗИ являются / -связями, то величины, большие 90°, можно отнести за счет частично ионного характера связей так, например, заряд Н атома в HjO вызывает некоторое отталкивание. Кроме того, если к центральному атому присоединены большие атомы или группы, то увеличение угла между связями может объясняться размером этих атомов. С другой стороны, если принять, что 8 — Л/-СВЯЗИ, например в OH.j или OFj, являются рЗ-связями, то это будет означать гибридизацию орбит поделенных и неподеленных электронных пар. При образовании углеродом sp -zw.-зей все четыре орбиты заняты поделенными электронными парами, но у молекул NX и ОХ., связи построены иначе [c.95]

Результаты расчета энергии электронов в молекуле Нг представлены на рис. 1.31. Кривые 2 и J соответствуют выражениям (1.49) и (1.50), причем кривая, полученная с помощью симметричной волновой функции, имеет вид, характерный для устойчивой молекулы, - она показывает образование химической связи. Вычисленные по методу Гейтлера и Лондона равновесное расстояние между атомами водорода га составляет 86,9 пм, а энергия молекулы о = 3,14 эВ. Наиболее точный эксперимент (спектроскопия) дает го = 74,142 пм и 0 = 4,7505 эВ. Принимая во внимание весьма приближенный характер использованной волновой функции для молекулы, составленной из неизменных волновых функций атомов и не учитывающей в явном виде взаимного отталкивания электронов, такое совпадение можно считать вполне удовлетворительным. [c.84]

Атом азота в основном состоянии имеет электронную конфигурацию (1 ) (2 ) (2/>) . Все три р-электрона могут участвовать в образовании связей, и следует ожидать, что в молекуле КНз все три связи N — Н образуют между собой углы 90°. Кислород имеет в основном состоянии конфигурацию (15) 2яУ (2р) два р-электрона могут участвовать в образовании связей, так что угол между ними должен быть равен 90°. На самом же деле угол между связями в молекуле аммиака равен 107°, а в молекуле воды составляет 104°. Эти углы довольно близки к тетраэдрическому углу 109° появляется соблазн утверждать, что структура этих молекул обусловлена в большей степени отталкиванием электронов различных пар, чем характером орбиталей, на которых находятся неспаренные электроны в основном состоянии атома. [c.80]

Иногда это явление обусловлено взаимным полярным отталкиванием атомов или групп, связанных с центральным атомом, и с ионным характером связей. Например, в молекуле зоды угол между связями Н—О—Н составляет 104°27, а не 90 , как следовало бы ожидать, если бы в образовании связи принимали участие две р-орбитали кислорода. Необычно большое увеличение валентного угла (на 14°) нельзя объяснить только отталкиванием протонов. Другое объяснение этого явления состоит в том, НТО связи образуются не чистыми р-электронами, а электронами, обладающими в значительной степени р-характером (иначе говоря, в зависимости от степени участия 25-электронов валентный угол может меняться от 90 до 180°). И наконец, на величину валентного угла атома кислорода может влиять отталкивание электронов неподеленной пары на заполненной 2р-орбитали. [c.32]

Основной вывод, к которому мы приходим из рассмотрения рис. 4.12, 4,14 и 4.16, состоит в том, что представление об МО позволяет описать характер связей в двухатомных молекулах второго периода. По-видимому, в первом приближении можно пренебречь и электронным отталкиванием, и смещением распределения заряда. Этот метод достаточно успешно применяется и прост в обращении, поэтому мы можем использовать квантовомеханические представления для более сложных молекул, включая и многоатомные молекулы, которые лежат далеко за пределами вычислительных возможностей самых мощных электронно-вычислительных машин. Мы сделаем еще один шаг в этом направлении, рассмотрев две простые трехатомные молекулы, СНг и СОг. [c.123]

В случае металлической связи, когда энергия притяжения возникает вследствие взаимодействия положительно заряженных ионов с электронным газом, а вторая компонента обусловливается отталкиванием электронных оболочек ионов при сближении, общий характер потенциальной кривой (рис. 43) сохраняется, хотя значения энергии оказываются иными, чем при ионной или ковалентной связи. [c.124]

На рис. 55, б, в представлено изменение теплот и свободных энергий образования этих соединений с возрастанием атомного-номера металла. Для окислов щелочноземельных металлов, имеющих преобладающий ионный характер, с возрастанием параметра решетки наблюдается некоторое понижение теплоты образования. Для нитридов и карбидов переходных металлов IV—VI групп теплоты образования с возрастанием атомного номера металла изменяются аналогично параметру решетки. Теплоты образования соединений металлов 5-го и 6-го периодов близки между собой, а металлов 4-го периода существенно ниже. Это проявляется в виде изломов на кривых, отвечающих соединениям циркония, ниобия и молибдена. Понижение энергии связи для нитридов и карбидов титана, ванадия и хрома при одновременном уменьшении межатомного расстояния можно объяснить вкладом металлической компоненты энергии связи. Наличие электронного газа должно вызывать наряду с притяжением катионов отталкивание анионов, а так как последние имеют большие размеры, разрыхляющее действие свободных электронов будет превалировать. С этой точки зрения закономерна близость теплот образования карбидов титана, циркония и гафния, имеющих низкую концентрацию электронов. Отметим, что максимальными температурами плавления (3800—4000°) обладают именно эти карбиды. [c.140]

Как раз многие из элементов, образующих связи й —рп, оказались не способными к образованию истинных двойных связей. Таким примером является кремний. Для объяснения этого приводились соображения, учитывавшие размер атомов, отталкивание внутренними электронами и, наконец, тот факт, что двойственный характер связи уменьшает слагающую энергии, которая соответствует образованию истинной двойной связи [17]. [c.16]

В научной литературе встречаются три основных подхода к трактовке этого значения а) гибридизации в атоме кислорода нет, а отличие угла от 90° обусловлено взаимным отталкиванием атомов водорода (доп. 2) б) в атоме кислорода осуществляется полная гибридизация внешних электронных орбит (ср. рис. 1V-I5), а отличие угла от 109,5° обусловлено поляризацией атома кислорода протонами (или более сильным взаимным отталкиванием электронных облаков неподеленных пар по сравнению со связующими) в) промежуточный характер угла обусловлен ч а с т и ч-н ы м участием в гибридизации облака s-орбиты атома кислорода. [c.56]

Не вдаваясь в детальное квантовомеханическое описание структуры молекул, можно следуюш,им образом упрощенно объяснить направленный характер ковалентных связей. Пары электронов, осуществляющие ковалентную связь, а также свободные пары, не участвующие в этом (иными словами, все электроны валентной оболочки), будут стремиться занять такие положения относительно друг друга, чтобы свести к минимуму силы электростатического отталкивания между ними. (Это также следует из принципа Паули, [c.51]

Возникающая в результате образования молекулярных орбиталей комплекса диаграмма энергетических уровней изображена на рис. 20-14. В ее нижней части находятся уровни шести связывающих орбиталей, заполненные электронными парами. Их можно пр)едставить как шесть электронных пар, поставляемых лигандами-донорами, и больше не обращать на них внимания. Точно так же можно исключить из рассмотрения четыре верхние разрыхляющие орбитали, являющиеся пустыми, за исключением предельных случаев сильного электронного возбуждения, которыми можно пренебречь. Несвязывающий уровень и нижний разрыхляющий уровень соответствуют двум уровням, и вд, к которым приводит расщепление кристаллическим полем (см. рис. 20-13). Мы будем продолжать называть их по-прежнему уровнями 12д и е даже в рамках молекулярно-орбитального подхода. Но важно отметить разницу в объяснении расщепления между этими уровнями. В теории кристаллического поля оно является следствием электростатического отталкивания, а в теории поля лигандов-следствием образования молекулярных орбиталей. Как мы убедились в гл. 12 на примере молекул НР и КР, теория молекулярных орбиталей позволяет охватить все случаи от чисто ионной до чисто ковалентной связи. Поэтому выбор между теорией кристаллического поля и теорией поля лигандов основан лишь на рассмотрении одной из двух предельных моделей связи. В комплексе СоР довольно заметно проявляется ионный характер связи, потому что, как можно видеть из рис. 20-14, орбитали лигандов располагаются по энергии ниже орбиталей металла и ближе к связывающим молекулярным орбиталям. Поэтому связывающие молекулярные орбитали по характеру должны приближаться к орбиталям лигандов, а это должно обусловливать смещение отрицательного заряда в направлении к лигандам. Таким образом, связи в данном случае должны быть частично ионными. [c.235]

Межмолекулярные силы имеют в основном электрическую природу, обусловленную движением электронов и ядер, составляющих взаимодействующие молекулы [127,128]. В то же время межмолекулярные потенциалы рассматриваются как результат одновременного существования различных типов межмолекулярного взаимодействия (ММВ), каждый из которых вносит свой вклад в результирующий потенциал (табл.2.1). Это позволяет выделить типы ММВ, дающие в данной области межмолекулярных расстояний R наибольший вклад в общую энергию ММВ, обладающие конкретным физическим смыслом и связанные с определенными физическими характеристиками молекул. В этом аспекте различают три области R [128]. Б первой области с R < 0,212 нм, где потенциал имеет характер отталкивания, электронный обмен в связи с перекрыванием молекулярных орбиталей весьма существенен и молекулы теряют индивидуальность, образуя единую взаимодействующую систему (квазимолекулу), основной вклад в межмоле-кулярный потенциал Emi вносят кулоновское E oui и обменное Еех взаимодействия [c.62]

Если два атома сближаются на столь малое расстояние, что электронные облака их начинают в заметной степени перекрываться, то происходят изменения в распределении электронной плотности (аг рают роль эффекты чисто квантовомеханического характера, в част ности принцип Паули помимо отталкивания электронов играет роль также кулоновское отталкивание между ядрами разных атомов) В случае, когда электронные оболочки атомов замкнуты, имеет ме сто уменьшение плотности заряда в области между двумя ядрами вследствие чего уменьшается экранирование ядерных зарядов электро нами. Результирующий эффект состоит в отталкивании между атомами В то же время взаимодействие атомов с незаполненными электронньь ми оболочками приводит к увеличению электронной плотности между ядрами и образованию химической связи. Таким образом, короткодействующие атомные и молекулярные силы отталкивания имеют тоже происхождение, что и силы химической связи. Короткодействующие силы называют часто валентными силами. [c.273]

Электроны (а2рж)2 и (п2ру) образуют соответственно а- и я-связи, а электроны (п2р У л 2рг)—трехэлектронную связь. Именно в результате дополнительного упрочнения, обусловленного трехэлектронной связью, и взаимного отталкивания неподеленных пар электронов (см. раздел 7.7) не образуется устойчивого димера N0—N0. Частица (N0)2, которая все же существует, состоит из двух отдельных молекул N0, расположенных параллельно одна к другой ( голова к хвосту ), причем меж-молекулярное расстояние велико по сравнению с длиной нормальной связи. Таким образом, молекулы удерживаются рядом слабыми силами, обусловленными частично электростатическим притяжением их диполей и частично дисперсионным взаимодействием. С рассматриваемой точки зрения совсем не удивительно, что связь в ионе N0" , в котором разрыхляющий электрон л 2р удален, прочнее, чем в нейтральной молекуле N0 не удивительно также, что в возбужденном электронном состоянии [174], возникающем при переходе я 2р-электрона на более высокую (ридберговскую) МО почти несвязывающего характера, молекула N0 ведет себя так, как будто между N и О образуется тройная связь. Так, связь N—О укорачивается от 1,14 до 1,06 А, т. е. до длины, типичной для тройной связи. [c.174]

В этой конфигурации все четыре атома лежат в одной плоскости. Ориентации, весьма близкие к этой конфигурации, наблюдаются в кристаллогидратах, например в случае MgS04 - 4Н О, в котором углы Mg -О—Н равны 116 и 124° вместо 127°, как следует ожидать для 3 [66]. В случаях, когда удается проанализировать различные вклады в релаксацию протонов в водном растворе парамагнитных ионов С ", расстояние М — Н, которое требуется для объяснения наблюдаемого протон-электронного спинового взаимодействия, соответствует модели 3, например, для Мп2+ 2,8 А [92]. Структура 3 с внутренним вращением молекулы воды вокруг оси С — О согласуется с большим вкладом катионов в эффект понижения диэлектрической проницаемости воды в присутствии солей [410]. Именно такое предположение о структуре связанной воды приводит к значениям h, представленным в 7-м столбце табл. 2.8. Единственное противоречие со структурой 3 (и 1) состоит в том, что химический сдвиг 170 сильнее зависит от природы аниона, чем от структуры катиона. Эти сдвиги можно объяснить, исходя из 3 (или 1) с помощью механизмов, включающих перераспределение связей О - Н или короткодействующие силы отталкивания между ионом и молекулой воды [16]. Характер связей С + — О в структуре 3 обсуждается в разд. З.Г и 6. При изучении спектров комбинационного рассеяния водных растворов солей металлов низкочастотные линии отнесены по целому ряду причин к симметричным валентным колебаниям связи С -О [436], что требует некоторой степени ковалентности связи С+ —О [434]. Анализ частот этих колебаний методом нормальных координат позволяет расположить катионы в ряд по убыванию силовых постоянных и степени ковалентности [622] [c.254]

Высокая активность свободного элемента частично обусловлена слабостью Р—Р-связи в молекуле фтора и высокой экзотермич-ностью реакций атодшого фтора. Несмотря на то что в течение долгого времени трудно было точно измерить энергию диссоциации, величина 37,7+0,2 ккал/моль представляется в настоящее время хорошо установленной. Эта величина ниже, чем у других галогенов. Наиболее удовлетворительным объяснением низкой энергии диссоциации является отталкивание несвязывающих электронов в других галогенах большая длина связи и большее сжатие электронов внутренних слоев уменьшают это отталкивание. Было предложено, кроме того, еще следующее объяснение большая прочность связей в других галогенах обусловлена до некоторой степени кратным характером связи, вследствие их способности в отличие от фтора использовать -орбитали валентного уровня для образования такой связи. [c.220]

В 3-м периоде восемь элементов у них валентными являются только 35- и Зр-орбитали. Наличие свободной Зй-орбитали остается главной особенностью членов 3-го периода. Электроны, находящиеся па 35-Орбиталях, способны проникать к самому ядру, иоэ-тому, несмотря на экранирование, такие электроны сильнее притягиваются ядром. Форма р- и в еще большей степени -орбита-лей такова, что они обращаются у ядра в нуль и, значит, находящиеся на них электроны никогда не находятся вблизи ядра. В результате ослабления действия положительного заряда на эти орбитали отталкивание электронов друг от друга более эффективно. Энергия р-орбиталей выше 5-орбитали, а, в свою очередь, энергия -орбиталей еще более высокая. Разница становится настолько велика, что 3 -орбиталь приближается по энергии к 45- и 4р-поду-ровням (так же как дальше 4с -орбиталь располагается рядом с 55- и 5р-орбиталями). При образовании соединений некоторые из пустых З -вакансий могут быть заселены. При этом довольно часто образуются донорно-акцепторные и дативные связи. Атомы элементов 3-го периода акцептируют своими свободными Зс -орбита-лями электронные пары соответствующих атомов. Наиболее показательны в этом смысле свойства фосфора и серы. В соединениях РР5 и 8Рб атомы фосфора и серы передают по а-связям часть своего заряда атомам фтора и одновременно благодаря дативным связям принимают от фтора на свои свободные З -орбитали часть электронной плотности. Расщепление 5-, р- и й-орбиталей и принцип Паули позволяют понять изменение характера элементов по всему Знму периоду. Будем пользоваться концепцией однозлектронного приближения и рассматривать каждый появляющийся электрон в отдельности в поле возрастающего заряда ядра и усредненном поле других электронов. [c.241]

С помощью представления об экранировании ядра электронами атома учитывается взаимное отталкивание электронов. Сами понятия экранирование ядра как частичная компенсация его заряда всеми остальными электронами , просвечивание заряда ядра через экран остальных электронов — формальны. Вместе с тем величины экранирования и эффективного заряда ядра являются достаточно хорощими количественными характеристиками атома. Экранирующий эффект электронных слоев и электронов в одном слое, как проявление суммарного отталкивания между электронами атома, зависит от характера взаимодействия между электронными облаками, принадлежащими разным слоям. Разный эффект экранирования s-, p-, d-, f-электронных облаков одного слоя можно объяснить, используя упрощенные представления, различным распределением электронной плотности х-, П-, d-, f-облаков в околоядериом пространстве, ра.чличиой способностью электронов проникать в нижележащие слои, различной энергией связи электронов с ядром. [c.248]

Следует упомянуть об осложнениях, которые иногда встречаются при обнаружении координации методом ИК-спектроскопии. Координация, вместо того чтобы уменьшить, в действительности увеличивает частоту колебаний исследуемой связи вследствие появления другого эффекта. Он называется кинематическим эффектом и возникает в результате образования новой связи (т. е. координационной связи). Например, когда ацетонитрил координируется к акцептору, то частота валентного колебания С—N изменяется вследствие изменения длины связи акцептор — азот. Этот эффект притяжения — отталкивания действует так, что увеличивает частоту колебания С—N. Второй эффект, увеличивающий силовую постоянную связи С—N, возникает в результате гибридизации связей азота при комплексообразовании. Координация азота усиливает -характер связи С—N (N-гибpиднaя орбиталь) . Поскольку ослабление а-электропной плотности группы С—N во лшогих комплексах мало, в результате координации к азоту нитри ов часто происходит увеличение частоты колебаний С—N- вязи. Надо подчеркнуть, что рассмотренные выше эффекты и ослабление электронной плотности я- и о-связи действуют одновременно, и направление сдвига частоты определяется суммарным эффектом. [c.207]

При алкоголизе хлористого ацила введение в его молекулу отрицатель ной (т. е. притягивающей электроны) группы уменьшает отталкивание гидроксила приближающейся молекулы спирта, в то время кa влияние этой группы на степень ионизованности хлора заметно меньше. Уменьшение энергии активации показывает, что изменение отталкивания является наиболее существенным. Однако в других реакциях влияние заместителей имеет противоположное направление, и энергия активации уменьшается с увеличением ионного характера связи С — С1. Разница между этими случаями, повидимому, обусловлена большим положительным зарядом у карбонильного атома углерода, чем у атома углерода хлористого трифенилметила, что в свою очередь объясняется влиянием атома кислорода, с которым соединен первый из них. Притяжение сближающихся групп в первом случае больше, а во втором случае меньше. Таким образом, согласно вышеизложенному, в реакции с хлористым ацилом энергия активации будет определяться измене- [c.433]

Помня о присущей теории кристаллического поля простоте, полезно выяснить, как эту теорию следовало бы видоизменить, чтобы учесть делокализацию электронов. Ответ заключается в том, что три следующие величины должны быть модифицированы. Во-первых, это интегралы межэлектронного отталкивания, которые нужно уменьшить, так как при ковалентной связи электроны более размазаны и отталкивание между ними уменьшается. Практически может потребоваться уменьшение их па 30от значения, соответствующего свободному иону, как уже указывалось в расчете спектра иона Лиганды можно расположить в ряд (по степени расширения электронного облака) таким образом, что слева направо в этом ряду уменьшаются параметры электронного отталкивания и растет ковалентный характер связи [c.327]

Дейтерий несколько более электроположителен но сравнению с легким водородом. Этот факт был экспериментально обнаружен Халеви в 1956 г. при изучении влияния на силу кислот замещения па дейтерий он согласуется с другими подобными исследованиями (гл. XIV) и наблюдаемыми дипольными моментами (гл. III). Длина связи С — D немного меньше средней длины С — Н-связи такое сжатие связи может приводить к отталкиванию электронов связи по направлению к электронам оставшейся части молекулы, создавая, таким образом, эффект электроположительности. Индуктивный эффект всех алкильных групп равен нулю. Для метильной группы такой вывод вытекает из симметрии и неполярного характера этана и метана, а для других алкильных групп — из последовательности аналогичных сравнений. Однако указанный вывод связан с тем обстоятельством, что в целях стандартизации и сведения к минимуму эффектов поляризации взаимодействия были выбраны молекулы алканов. По существу алкильные группы в отличие от уже рассмотренных групп, собственная полярность которых делает их классификацию качественно нечувствительной к искажениям из-за поляризации взаимодействия, проявляют те полярные эффекты, которые вызываются другими полярными группами, имеющимися в молекуле другими словами, индуктивная поляризация алкильных групп является главным образом поляризацией взаимодействия. В этой связи важным свойством алкильных групп являтся их большая поляризуемость по сравнению с водородом таким образом, группа СНд становится слабо электроноотталкивающей при сравнении СНд СООН с Н — СООН или [c.72]

Характер распределения электронов по энергетическим зонам позволяет объяснить поведение веществ с разным типом химической связи при механической деформации. Как показано на рисунке 65, при механическом воздействии на твердое тело происходит смещение отдельных слоев в кристалле. При подобном смещении в кристалле с ковалентной связью происходи разрыв связей, и кристалл разрушается. То же происходит при взаимном отталкивании одноименно заряженных ионов смещенных слоев ионного кристалла. В металлическом кристалле вследствие возможности перемеп ения электронов по всему куску металла сцепление между смеа1енными слоями сохраняется. Поэтому металлы отличаются пластичностью. [c.103]

Высшие интергалогенные соединения имеют формулы ХХ3, ХХ5 или XX,, где Х -хлор, бром или иод, а Х -фтор (единственным исключением является 1С1з, в котором Х -хлор). Из проведенного в разд. 7.7, ч. 1, обсуждения химической связи и структуры следует, что соединения такого типа образуются с участием надвалентных орбиталей центрального атома. Пользуясь теорией отталкивания валентных электронных пар (ОВЭП), изложенной в разд. 8.1, ч. 1, можно предсказать геометрическое строение таких соединений. Характер химической связи между центральным и периферическими атомами в интергалогенных соединениях можно описать и в рамках представлений [c.295]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология