Электроны электронные пары и химическая

На электронных схемах пару точек, изображающих электроны, при помощи которых осуществляется химическая связь, принято располагать либо посередине между символами атомов, либо ближе к одному из них, в зависимости от того, идет ли речь о ковалентной неполярной или полярной связи или о ионной связи. [c.12]

Кратные связи. Сигма-связь. Химическая связь между атомами обусловливается перекрыванием электронных облаков. Если перекрывание происходит вдоль линии, соединяющей ядра атомов, то такая связь называется сигма-связью (а-связь). Она может быть образована, двумя s-электронами, s- и р-электронами и двумя р-электронами (рис. 18). Химическая связь, осуществляемая одной электронной парой, называется одинарной. Одинарная связь — всегда а-связь. Орбитали типа S ( эс -орбиталь) могут образовывать только о-связи. [c.104]

Таким образом, электронная теория Льюиса рассматривает нейтрализацию в водных растворах, взаимодействие аммиака с галогенидами бора, комплексообразование, реакции ангидридов с водой как сходные процессы. Действительно, согласно теории химической связи, во всех этих процессах взаимодействие между частицами имеет одинаковую природу — образуется донорно-акцепторная связь. Вещества, являющиеся донорами электрон] ых пар, часто называют основаниями Льюиса, а акцепторы электронных пар — кислотами Льюиса или L-кислотами. Большинство катионов является L-кислотами, а анионов — льюисовскими основаниями. Соли — типичные кислотно-основные комплексы. Мы видим, что теория Льюиса рассматривает вопрос о кислотах и основаниях более широко, чем другие теории. [c.241]

Валентные электроны атома азота займут четыре sp -гибридные орбитали. На трех из них расположится по одному электрону эти орбитали образуют связи с атомами водорода. Четвертая орбиталь будет занята двумя электронами, не образующими химической связи. Как показывают исследования, дипольный момент аммиака обусловлен в основном этой неподеленной парой электронов. [c.169]

Электроотрицательность. Электроотрицательностью называют величину, количественно характеризующую способность атома в молекуле присоединять или отдавать электроны при образовании химической связи. Так, например, в молекуле НР атом фтора является более электроотрицательным, чем атом водорода, так как атом фтора смешает к себе связующую электронную пару, т, е. центр тяжести облака двух связующих электронов. Согласно Малликену, мерой электроотрицательности может быть полусумма потенциала ионизации и электронного сродства. В настоящее время предложены и другие методы определения электроотрицательности. [c.92]

Распространяя проведенные рассуждения на другие системы, можно сказать, что химическая связь возникает в тех случаях, когда встречаются два атома, имеющие неспаренные электроны. Тогда становится возможным перекрывание электронных облаков (точнее волновых функций) неспаренных электронов, в результате которого между атомами создается зона повышенной электронной плотности, обусловливающая химическую связь. -Очевидно, если в атоме имеется п неспаренных электронов, то этот атом может образовать химические связи с п другими атомами, имеющими по одному неспаренному электрону. Поэтому, согласно теории Гейтлера и Лондона, валентность элемента равна числу неспаренных электронов, которые имеются в его атоме. Таким образом, квантовомеханические расчеты Гейтлера и Лондона дали теоретическое обоснование предположению Льюиса о том, что химическая связь обусловлена парой электронов. [c.157]

На электронных схемах пара электронов, находящаяся на общей молекулярной орбите, т. е. образующая химическую связь, изо- [c.11]

Свободные радикалы, так же как и свободные атомы, должны обладать высокой химической активностью, т. е. стремлением использовать свою потенциальную возможность к образованию ковалентной связи. При взаимных соударениях они попарно соединяются в молекулы в результате образования неспаренными электронами электронных пар (такой процесс называется рекомбинацией). Кроме того, радикалы легко реагируют с другими молекулами, отрывая у них атомы или группы атомов, например [c.16]

Выше отмечалось, что валентные углы в молекулах Н2О и N1 ] не точно соответствуют расположению р-орбиталей и это обусловлено некоторым вкладом 5-электронов в образование химической связи. Такой вклад есть не что иное, как гибридизация. Электронное строение молекул воды и аммиака выражается схемами, показанными иа с. 91. Четыре пары электронов в этих молекулах занимают четыре орбитали, которые близки к гибридным. Отличие валентных углов от тетраэдрических объясняется тем, что гибридизация в данном случае неполная. [c.94]

Существенно, что пары электронов, не образующие химических связей (неподеленные пары) в молекулах NHJ и Н О, занимают орбитали, близкие к 5р -гибридным. Это объясняет многие свойства НгО и ЫН5, в частности, большой дипольный момент этих молекул. [c.94]

Ценность этой классификации реакций состоит в том, что она позволяет качественно, но вполне надежно оценить реакционную способность субстрата в зависимости от характера действующего на него реагента. Например, при атаке электрофильного реагента, субстрат тем активнее, чем легче он передает свои электроны для образования химической связи с последним. В ряду ароматических субстратов — циклопентадиенид-анион, фуран, бензол, пиридин, тропилий-катион — реакционная способность в электрофильных реакциях падает от первого к последнему. Напротив того, в реакциях с нуклеофильными реагентами, передающими свою электронную пару субстрату, реакционная активность в приведенном ряду субстратов последовательно возрастает и становится максимальной для катиона тропилия. Бензол в приведенном ряду занимает среднее положение, но его активность можно сильно изменять, вводя заместители (см. 2.4). [c.34]

Представление о существовании разрыхляющих состояний— принципиально новое положение, введенное в химию теорией молекулярных орбиталей. Метод валентных связей, который можно рассматривать как перевод на квантовомеханический язык теории химического строения А. М. Бутлерова, указывает, что химическая связь образуется парой электронов с противоположно направленными спинами. Если спины электронов одинаково направлены, связь не возникает. Однако согласно методу МО переход одного электрона или пары электронов с противоположными спинами на разрыхляющую орбиталь не только не создает связь, но, наоборот, ведет к отталкиванию атомов. Развитие химии дает множество доказательств реальности представления о раз- [c.186]

Весьма важно обратить внимание на следующую особенность химических связей, образованных парой электронов. Вследствие различий между размерами соединяющихся атомов и их способностью притягивать электроны, электронная пара далеко не всегда находится на одинаковом расстоянии от двух атомов. Например, в рассмотренной выше молекуле НС1 электронная пара смещена в сторону более электроотрицательного атома хлора. Поэтому электрический заряд в молекуле НС1 распределен неравномерно. Эту молекулу можно приближенно представить как некоторую ось, на концах которой расположены два атома, один из которых имеет некоторый избыточный отрицательный заряд (хлор), а другой — положительный. Таким образом, молекула представляет собой так называемый диполь, т. е. образование, в котором центры тяжести отрицательного и положительного зарядов не совпадают. Другим примером дипольной молекулы является вода, где на атоме кислорода имеется избыток электронов. Поэтому атомы водорода в молекуле Н2О имеют эффективные положительные заряды. [c.156]

Роль отдачи и присоединения электронов в образовании химической связи впервые рассмотрена немецким ученым Косселем в 1916 г. В том же году американским ученым Льюисом предложена теория образования химической связи с помощью электронных пар, одновременно принадлежащих двум атомам. На базе работ Косселя и Льюиса развилось современное учение о химической связи. [c.74]

Акцептор — атом (ион или группа атомов), принимающая электроны и образующая химическую связь за счет свободной орбитали и неподеленной пары электронов донора [c.437]

Атомы элементов, располагающихся в периодической системе справа от углерода, проявляют важную особенность во многих соединениях они не используют все валентные электроны для образования химических связей. Пары валентных электронов, не участвующие в образовании связей, называются свободными или непо-деленными. Такие электронные пары есть, в частности, в соединениях трехвалентного азота, кислорода, галогенов. [c.83]

Метод валентных связей (валентных схем) исходит нз использованного еще Льюисом факта о четном числе электронов во многих химических соединениях, т. е. из предположения, что химическая связь между атомами осуществляется электронными парами. [c.111]

Трифторид азота — бесцветный токсичный газ, молекулы которого обладают пирамидальным строением. У основания пирамиды дислоцированы атомы фтора, а вершина занята атомом азота с неподеленной парой электронов. В целом структура NFз такая же, как у аммиака, если считать, что атом азота находится в центре тетраэдра, а четвертая вершина его занята неподеленной парой электронов. К различным химическим реагентам и к нагреванию ЫРз весьма устойчив. Разлагается лишь водяным паром при одновременном воздействии электрической искры [c.266]

Рассмотрим механизм образования химических связей в двухатомных молекулах этих элементов. Два атома лития соединяются в молекулу по схеме, представленной на рис. 21.2. Поскольку атомы лития имеют по одному неспаренному электрону, при их взаимодействии возникает общая пара электронов. Электронные орбитали атомов лития перекрываются так, что в промежутке между их ядрами возрастает плотность электронного облака и образуется единичная (ординарная) химическая ст-связь [c.242]

Схематически образование молекулы водорода может быть изображено следующим образом Н- -4- -Н- -Н Н. Точками на схемах при химическом знаке элемента обозначаются внешние электроны. Обобществленная пара электронов обычно заменяется черточкой —, например И—И. [c.57]

В этом разделе рассматриваются полиэдрические структуры, Которые реализуются в случае бороводородов, карборанов или кластеров металлов. Как правило, в таких системах наблюдается несоответствие между числом иар электронов и числом химических связей, которые можно описать в терминах обычных двухцентровых связей. Поэтому приходится использовать многоцентровые связи. Типичным представителем системы с избыточным числом электронов является молекула бензола. Как отмечалось выше, переходя к sp -гибридным орбиталям, можно описать связь СН в терминах линейной комбинации Is АО атома П и соответствующей sp -гибридной орбиталью атома С. Каждый атом углерода поставляет еще пару х э -орбиталей, ориентированных вдоль направлений С—С связей со смежными атомами. Из этих двенадцати одноцентровых орбиталей можно построить шесть пар двухцентровых. Шесть из них оказываются связывающими орбиталями и шесть разрыхляющими. Связывающие двухцентровые орбитали описывают 0-связи, локализованные в окрестности шестичленного цикла, и для их заполнения требуется двенадцать электронов. Остается еще система из шести л-электронов и шести л-орбиталей, из которых можно построить три связывающие орбитали, что обеспечивает замкнутость электронной оболочки и, следовательно, стабильность всей системы в целом. [c.34]

ХИМИЧЕСКАЯ ПОЛЯРИЗАЦИЯ ЯДЕР, появление не равновесной ядерной намагниченности диамагнитных молекул, образующихся в результате радикальных р-ций. В спектрах ЯМР этих молекул наблюдается усиление линий испускания или поглощения энергии перем. магн. поля, обусловленное неравновесной заселенностью зеемановских энергетич. уровней (см. Ядерный магнитный резонанс). X. п. я. объясняется тем, что суммарное спиновое состояние неспаренных электронов радикальной пары зависит [c.644]

Теперь рассмотрим молекулу водорода. Здесь химическая связь образована парой электронов. Если спаривание электронов при образовании химической связи энергетически выгодно, т. е. способствует ее образованию, то энергия связи в молекуле водорода должна быть значительно (или несколько) больше, чем удвоенная энергия связи в молекулярном ионе водорода HI Если же спаривание электронов энергетически невыгодно и является лишь неприятным , вынужденным следствием принципа Паули, то энергия связи в молекуле Нг должна быть меньше удвоенной величины энергии связи в Н2+. Так как энергия связи в молекуле водорода составляет величину 104 ккал/моль, то это и доказывает второе предположение. С точки зрения квантовой механики, самой точной науки о микромире, молекула — это совокупность ядер н IIIA" н атомов и электронов. Никаких Н- - 1,5ПА Н неизменных атомов, связанных химическими связями, в молекуле. н - л нет. Например, молекула воды [c.18]

Спиновая динамика в спин-коррелированных радикальных парах трансформирует начальную взаимную упорядоченность спинов и в результате создает такие формы поляризации (упорядоченности) электронных спинов, которые характерным образом проявляются в экспериментах по электронному парамагнитному резонансу. Проявление химической поляризации электронных спинов в спектрах ЭПР радикалов, вышедших из клетки в объем раствора, обсуждалось в предыдущей лекции. В этой лекции рассматривается форма спектра ЭПР спин-коррелированных РП. В настоящее время особенно много работ посвящено исследованию спиновой поляризации в спектрах ЭПР ион-радикальных (электрон-дырочных) пар, которые образуются в процессе разделения зарядов на первичных стадиях фотосинтеза. Поэтому в этой лекции ориентир взят на РП, образующиеся в реакционном центре (РЦ) фотосинтеза. Однако приведенные результаты могут быть применены и для интерпретации спектров ЭПР спин-коррелированных РП вообще. [c.106]

Вследствие сильного стремления неспаренных электронов к взаимодействию с другими электронами с образованием электронных пар (химических связей) свободные радикалы обычно очень активны. [c.360]

Итак, если молейула имеет N атомов, то размерность соответствующей и-матрицы N X N. На главной диагонали записываются неподеленные пары электронов всех последовательно расположенных N атомов молекулы, а недиагональные элементы определяют характер связи (одинарная, двойная, тройная и т. п.) между соответствующими атомами. Определим теперь для каждой элементарной реакции ансамбль молекулы (АМ) как совокупность молекул — исходных реактантов или совокупность молекул — конечных продуктов реакции. Нетрудно видеть, что математическое представление АМ есть блочно-диагональная i e-мaтpицa, составленная из 2 -матриц, которые находятся на главной диагонали. Совокупность всех возможных АМ образует семейство изомерных АМ (СИАМ), которое характеризует химические превращения реактантов. Конечно, множество всех АМ из СИАМ может быть однозначно представлено совокупностью Р = В ,. . ., В -Ве-матриц. Причем каждая Де-матрица содержит всю информацию о химической структуре молекул, составляющих заданный АМ, т. е. всю информацию о распределении связей и об определенных аспектах распределения валентных электронов. Поэтому каждая химическая реакция будет представлять собой не что иное, как взаимопревращение АМ вследствие перераспределения электронов между атомными остовами. [c.174]

Льюиса химическая связь осуществляется посредством образования общей электронной пары, в которую каждый атом дает по одному электрону. Поэтому такая химическая связь и получила иазваппе ковалентной Таким образом, ковалентная связь осуществляется электронной парой, которая, как известно, образуется нз электронов с нротиаополо. кными спинами. Следовательно, в образовании химической связи между атомами могут участвовать лишь одиночные, или непарные, электроны, спиновые квантовые числа которых по знаку противоположны. [c.43]

Полимерные пленки получают при испарении тонких слоев растворов полимеров, нанесенных на поверхность воды или стекла. Углеродные и кварцевые пленки получают распылением материалов в электрической дуге в специальных вакуумных установках. Пары углерода и кварца осаждают на чистые стеклянные пластинки, покрытые слоем полимера, на поверхность слюды илп монокристаллов хлорида натрия. Затем нленки отделяют от поверхности и переносят на поддержчгваю-щие сетки. Такие пленки в отличие от полимерных устойчивее к действию электронного луча и химически инертны. К недостаткам углеродных пленок следует отнести их гидрофобность. [c.124]

Основанием тому является относительно сильная связь 2х-электрона с остовом [для / -терма 25 = -1,24443, что существенно меньше и(Н)= = -0,5]. Заметим также, что если ограничиться лишь 1 (Н1)- и 1х(Н2)-функциями, то из них нельзя построить линейную комбинацию функций симметрии 5 и, следовательно, 2ру(0) электрон (см. выбор координатных осей в табл. 10) будет химически неактивен. Если учесть, что все неприводимые представления группы Сзу одномерны, то орбиталь 2ру(0) окажется заселенной парой химически неактивных электронов, за которой закрепилось название неподеленной электронной пары. [c.211]

С12, СШ и др.). В 1907 г. Н, А. Морозов (Россия) и позднее в 1916-1918 гг. Льюис и Ленгмюр (США) ввели представление об образовании химической связи за счет общих пар электронов. Общая электронная пара формируется из валентных электронов связываемых атомов. Было принято обозначать валентные электроны точками, тогяа химические связи в молекулах можно изобразить так [c.73]

Из приведенной энергетической диаграммы видно, что наиболее коротковолновых переходов следует ожидать в случае молекул, имеющих только а-связи и не содержащих неподеленные пары электронов. К таким соединениям, например, относятся насыщенные углеводороды. И действительно, насыщенные углеводороды поглощают электромагнитное излучение только в далекой ультрафиолетовой области, причем возбуждение означает переход одного из электронов на разрыхляющую а -орбиталь, т. е. разрушение химической связи. Существенно меньше расстояние между верхней заполненной и низшей вакантной орбиталью у соединений, содержащих кратные связи или атомы с неподеленной парой электронов. В первом случае электронное возбуждение возможно в результате перехода электрона с л-орбитали на разрыхляющую л -орбиталь. Во втором случае возможен переход одного из электронов неподеленной пары на о -орбиталь. В качестве примера соединения с переходом первого типа можно привести углеводород С2Н5СН = С = СНа, у которого максимум поглощения находится при 225 нм. К соединениям второго типа относятся метиламин СНдЫНз с максимумом поглощения УФ-излучения при 215 нм и иодистый метил СНд с максимумом поглощения 259 нм. Наконец, если молекула содержит кратную связь, в образовании которой принимает участие атом, имеющий неподеленную пару электронов, то становится возможным переход электрона неподеленной пары на л -орбиталь, что приводит к еще большему сдвигу максимума поглощения в длинноволновую область. Например, максимум поглощения уксусного альдегида СНдСН=0 находится при 294 нм, азометана СНдЫ = ЫСНз при 340 нм. [c.154]

Классификация реакций. В неорганической химии широко используется классификация химических реакций по характеру взаимодействия реагирующих веществ, а точнее по процессам переноса электрона, электронных пар, протона и других атомномолекулярных частиц. По этим признакам они подразделяются на обменные реакции, окисления — восстановления и комплексообразования (реакции переноса электронных пар с образованием до-норно-акцепторных связей). [c.27]

Обратите внимание на правило, по которому при изображении электронной конфигурации атома в положительной (но не высшей) степени окисления, например 8 , электроны с подуровней удаляются в порядке понижения энергии (т. е. с р-подуровня раньше, чем с -подуровня), а внутри / -подуровня-строго сирдва налево с полным освобождением квантовых ячеек вот почему в атоме 8 удалены четыре 3/7-электрона, а пара 35-электронов оставлена. В геометрических формах молекул и ЗРд пунктиром показано общее основание для двух квадратных пирамид (в октаэдре 8Рй) и для двух тригональных пирамид (в 8р4). Тригональ-ная бипирамида 8Рд является химически незавершенной, в одну из ее вершин направлена неподеленная пара электронов атома 8 . [c.48]

Высокая ароматичность в химическом понимании, т. е. склонность к реакциям электрофильного замещения в ядре гетероциклических аналогов циклопентадиенильного аниона (XX) фурана, тиофена, пиррола, селенофена, теллурофена — объясняется тем, что 2р2-электроны неподеленной пары гетероатома входят в л-систему, дополняя ее до устойчивого секстета. Также понятна высокая термическая устойчивость азонина (XVI) (Х=МН), в котором реализована 10-я-электронная оболочка. Его неполностью сопряженный карбоциклический аналог ц с-циклононатетраен, напротив, ведет себя как полиен и быстро полимеризуется уже при слабом нагревании. [c.223]

Но все подсчеты, сделанные для газовых сред и с помощью различных приближений распространенные на жидкости, приводят к общему важному заключению, что ван-дер-ваальсовы силы рассмотренных выше типов вносят лишь незначительный вклад в общую энергию связей между частицами жидкости. Особенно убедителен расчет для воды (см. М. И. Шахпаронов). Приняв диаметр молекулы воды равным приблизительно 0,28 нм, получаем для усредненной энергии дипольного взаимодействия 797 Дж/моль, лондоновского—140 и поляризационного 42 Дж/моль, т. е. всего 979 Дж/моль, тогда как при испарении одного моля воды поглощается 42 000 Дж/моль. Ван-дер-ваальсовы взаимодействия таким образом обусловливают всего около 2% энергии связей в воде. К этому можно добавить, что энергия теплового движения при 300 К составляет приблизительно 2500 Дж/моль — значительно больше, чем энергия ван-дер-ваальсовых взаимодействий. Вот почему химические взаимодействия между молекулами жидкостей, в результате которых жидкость образует единую химическую систему, представляют особенно большой интерес. Сильные химические взаимодействия, при которых происходит перестройка электронных оболочек, разрываются химические связи и возникают новые связи, сопровождаются большими изменениями запаса энергии системы (порядка 400 кДж/моль) и ведут к образованию соединений, значительно отличающихся по свойствам от исходных. Такой процесс называют химической реакцией. При этом, разумеется, жидкая система может превратиться в пар или твердое вещество. [c.241]

Таким образом, в возбужденной паре (MN) может возникнуть электростатическое взаимодействие между М+ и N направление перехода электрона зависит от химических особенностей взаимодействующих частиц. Эксиплексы имеют большие ди-польпые моменты из-за характера связывания при переносе заряда, и их спектр излучения зависит от диэлектрической проницаемости растворителя. При образовании эксимеров дипольный момент не возникает, поскольку две молекулы, составляющие эксимер, одинаковы. Однако резонанс между структурами M+M п М М+ в какой-то степени стабилизирует комплекс за счет переноса заряда. [c.134]

Акцептор (от лат. a eptor — получатель) — атом (ион) или группа атомов, принимающая электроны и образующая химическую связь за счет свободной орбитали и иеподеленной пары электронов донора. См. Донорно-акцепторная связь а-Алаиин (а-аминопропионовая кислота) СНз— H(NH2)—СООН — аминокислота, составная часть большинства белков. Синтезируется в организме человека и Животных. [c.10]

Поскольку образование -электронь он пары в химической связи происходит за счет обобщения электронов от обоих партнеров, смешение электронной пары от <кова-лентиого положенпя эквивалентно обеднению валентного облака у одного атома (появление положительного за рила) и равному обогащению электронами другого партнера связи (появление отриц.зтельного заряда). [c.100]

Таким образом, физический механизм магнитно-спиновых эффектов в химических реакциях состоит в том, что в элементарной стадии химической реакции при движении вдоль координаты реакции система проходит область вырождения диабатических термов и в тех случаях, когда время пребывания в этой области достаточно велико, так что 1, даже очень малые магнитные возмущения могут изменить канал реакции, маршрут движения вдоль координаты реакции. Например, сверхтонкое взаимодействие неспаренных электронов с протонами в органических свободных радикалах порядка 10 -10 рад/с. Это означает, что в области вырождения состояний реагенты должны провести 1-100 наносекунд для того, чтобы сверхтонкое взаимодействие успело эффективно смешать электронные термы, вызвать синглет-триплетные переходы. Именно такие условия реализуются, например, в спин-коррелированных РП, в бирадикалах, электрон-дырочных парах. Об этом будет вторая лекция. [c.12]

Образ нашего мышления в органической химии меняется в соответствии с усложнением используемых нами модельных представлений. Представление молекул в виде твердых шарообразных атомов, связанных друг с другом стержнями, было и остается важным в работе химика-органика. Однако, чтобы понять механизмы многих реакций, необходимо более усложненное представление молекул, которое дается теорией электронных пар Льюиса, очень успешно развитой английскими химиками сэром Робертом Робинсоном и сэром Кристофером Ингольдом. Для обозначения смещений электронов в ходе химической реакции были использованы изогнутые стрелки, что привело к значительно лучшему пониманию тех факторов, которые контролируют химические реакции. Американский ученый Лайнус Полинг и другие авторы развили теорию резонанса, показав важность рационального подхода, основанного на всеобще применимом пиктографическом языке. Интеллектуальной основой современной органической теории в значительной мере является использование канонических форм или резонансных гибридов наряду с широким применением изогнутых стрелок. Немного парадоксально, что Р. Б. Вудвард, первейший мастер расставления стрелок в реакциях, оказался главным движителем в развитии картинами мыслимой орбитальной теории. Ряд реакций (в частности, циклоприсоединение типа реакции Дильса-Альдера) не очень хорошо описывался с позиций концепций изогнутых стрелок или канонических форм. Иногда такие реакции называли [c.8]

Для изображения связи, обусловленной наличием общих электронов, в формулах химических соединений вокруг символа каждого атома ставят столько точек, сколько электронов находится в его наружном слое. Электроны, являющиеся общими у двух атомов, отме чаются точками, поставленными между химическими символами этих атомов. Двойная или тройная связь обо значается двумя или тремя парами точек, поставленных между символами атомов. Пользуясь такими обозначе ниями, можно наглядно изобразить образование и строе ние молекул соединений с атомной связью. [c.87]