химический каталог




Современная органическая химия. Том 1

Автор А.Л.Терней

еленных пар, или несвязывающие электроны) показаны точками*.

0 = С = 0

:N == N:

диоксид углерода

азот

6. Нарисуйте структуры Льюиса для а) Вг2, б) С2На, в) С2С12, г) CS2, д) Н2С02, е) С3Н6 (возможны два варианта).

ФОРМАЛЬНЫЙ ЗАРЯД. Понятия остова и валентных электронов, сформулированные Льюисом, можно применить для расчета формального заряда на любом атоме молекулы. Для этого нужно сложить число валентных электронов в структуре Льюиса, принадлежащих только рассматриваемому атому, с половиной числа электронов, образующих ковалентную связь данного атома с другими атомами. Если эта сумма (А) равна числу валентных электронов свободного атома, то формальный заряд атома равен нулю. Если сумма А больше числа валентных электронов на 1,2, 3 и т. д., то формальный заряд атома равен —1, —2, —3 и т. д. Если сумма А меньше числа валентных электронов свободного атома на 1,2,3 и т. д., то формальный заряд на атоме равен +7, -f-2, +3 и т. д.

Проиллюстрируем процедуру расчета на примере определения формального заряда углерода и водорода в метане (СН4):

Н

Н:С:Н ШШ Н

Н

Н—С—Н

Н

метан

Начнем с расчета формального заряда на углероде.

1. Вопрос: сколько валентных электронов принадлежит только углероду? Ответ: 0.

2. Вопрос: чему равна половина числа электронов ковалептных связей, образуемых углеродом?

Ответ: 4.

3. Вопрос: какова разность между суммой ответов па вопросы 1 и 2 и числом

валентных электронов свободного атома углерода?

Ответ: (4 + 0) — 4 = 0.

Поэтому формальный заряд на углероде равен 0. Подобный расчет для водорода показал бы, что и на водороде формальный заряд равен нулю (1+0) — 1 =0. Сумма всех формальных зарядов на атомах частицы равна общему заряду частицы. Поскольку заряды на атомах углерода и водорода в метане равны нулю, общий заряд молекулы метана также равен нулю. Отсюда следует, что молекула метана не ион. Сумма формальных зарядов атомов в ионе не равна нулю.

Из приведенных расчетов следуют два важных обобщения. Во-первых, формальный заряд на атоме углерода, показанном в структуре Льюиса символом С с четырьмя связями, равен нулю. Во-вторых, формальный заряд на атоме водорода, представляемом в структуре Льюиса символом II с одной связью, равен нулю.

Теперь выполним еще один расчет. Интересующая нас частица показана ниже:

Н—С— Н или Н:С:Н

У всех водородов этой частицы по одной связи, поэтому их формальный заряд равен нулю. Но как обстоит дело с углеродом?

1. Вопрос: сколько валентных электронов принадлежит только углероду? Ответ: 2.

2. Вопрос: чему равна половина числа электронов ковалентных связей, образуемых углеродом?

Ответ: 3.

3. Вопрос: какова разность между суммой ответов на вопросы 1 и 2 и числом

валентных электронов свободного атома углерода?

Ответ: (2 + 3) — 4 = 1.

Итак, величина формального заряда равна 1, но каков его знак? Согласно приведенному выше в этом разделе правилу, знак должен быть отрицательным, поскольку сумма ответов на вопросы 1 и 2 больше числа валентных электронов свободного атома. Поэтому формальный заряд на углероде равен —1. Общий заряд на частице :СН8 также —1, и, следовательно, эта частица — анион. Ее называют метильным карбанионом.

Ниже изображены частицы с другими формальными зарядами. Из представленных четырех структур структуры 1 и 3 не имеют общего заряда, а структуры 2 и 4 несут общий заряд +1 т. е. являются катионами.

Н

7. Определите, какие из следующих структур представляют собой ионы:

a) Н-О: ж) Н-б-Й-а

Н

б) Н-б-Н з) Н-Р-О-Н

н н

в) Н-С-б-Н и) H-S-H

II н н

'У* .. ..

е) Н-С... к) o=N-0:

о-н " "

МО-Н '-CI:

b) H-Cf „) :С1-А1-С1?

:С1:

ч6-н

е) :C1-C=N:

Прежде чем мы перейдем к обсуждению строения более сложных молекул, рассмотрим некоторые свойства связей.

2.6. НЕКОТОРЫЕ СВОЙСТВА КОВАЛЕНТНЫХ СВЯЗЕЙ

В этом разделе мы ограничимся рассмотрением длины связи, полярности связи и силы связи.

ДЛИНА СВЯЗИ. Связь можно уподобить пружине, которая позволяет атомам колебаться вблизи некоторого оптимального расстояния (равновесной длины связи), соответствующего минимуму энергии системы из двух ядер. Как и следовало ожидать, расстояние между двумя атомами возрастает, когда связь начинает разрываться.

Длины ковалентных связей обычно определяют рентгеноструктурным анализом. Половина длины ковалентной связи в симметричной молекуле, например С1-С1, называется ковалентным радиусом элемента. После того как ковалентный радиус атома измерен, можно определить длину связи между этим и другим атомом и по разнице определить ковалентный радиус второго атома.

До какой степени могут сблизиться два атома, если они не связаны кова-жнтно? Ответ на этот вопрос зависит от размера атомов. Поскольку объем атома — это, в сущности, объем его электронных оболочек, то заданный вопрос лучше сформулировать так: «До какой степени могут сблизиться электроны несвязанных атомов?» На этот вопрос можно ответить, рассмотрев, что происходит, когда сближаются два изолированных атома гелия. Мы остановимся на двух сторонах этого процесса. Во-первых, мы рассмотрим, что

Не Не

Рис. 2-14. Поляризация электронов в атомах гелия.

Слабое притяжение, возникающее при этой поляризации, называется дисперсионными силами (знак х соответствует одному электрону).

происходит с электронами при сближении двух атомов гелия (рис. 2-14). Во-вторых, мы начертим кривую, которая отобразит изменение энергии системы при сближении этих атомов (рис. 2-15). Кривая такого типа называется кривой потенциальной энергии (энергетическим профилем).

2Не

Когда атомы гелия значительно удалены, они не могут влиять друг на друга (1 на рис. 2-15). При сближении атомов электроны вокруг одного из

?у.

Межатомное расстояние

Радиус Ван-дер-

Рис. 2-15.

Ваальса.

Глубина минимума для четкости сильно преувеличена. Не, стабилен только при температурах ниже 4 К.

них отталкивают электроны другого атома, заставляя второй атом гелия развить некоторое небольшое, короткоживущее разделение заряда. Второй атом становится поляризованным. Первый атом «чувствует» эту поляризацию и поляризуется сам; образовавшиеся диполи притягиваются друг к другу. Это переходное притяжение, вызванное индуцированной поляризацией, известно как дисперсионные силы Лондона и ответственно за наклон 2 и минимум 3 на рис. 2-15. Наконец, после того, как атомы еще больше сблизятся (область 4),^электроны начинают конкурировать за одну и ту же область пространства и энергия системы резко возрастает. Расстояние, соответствующее 3, является минимально возможным расстоянием между атомами, при котором они могут существовать, не испытывая разъединяющего отталкивания. Половина расстояния, разделяющего атомы в этой точке, соответствует вандерваальсову радиусу гелия — нашего эталона несвязанного атома.

Вандерваальсов радиус атома больше, чем его ковалентный радиус. -Вандерваальсовы радиусы некоторых атомов представлены в табл. 2-1.

ПОЛЯРНОСТЬ СВЯЗИ. Если два одинаковых атома ковалентно связаны (например, 1

страница 13
< К СПИСКУ КНИГ > 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36 37 38 39 40 41 42 43 44 45 46 47 48 49 50 51 52 53 54 55 56 57 58 59 60 61 62 63 64 65 66 67 68 69 70 71 72 73 74 75 76 77 78 79 80 81 82 83 84 85 86 87 88 89 90 91 92 93 94 95 96 97 98 99 100 101 102 103 104 105 106 107 108 109 110 111 112 113 114 115 116 117 118 119 120 121 122 123 124 125 126 127 128 129 130 131 132 133 134 135 136 137 138 139 140 141 142 143 144 145 146 147 148 149 150 151 152 153 154 155 156 157 158 159 160 161 162 163 164 165 166 167 168 169 170 171

Скачать книгу "Современная органическая химия. Том 1" (20.8Mb)


[каталог]  [статьи]  [доска объявлений]  [прайс-листы]  [форум]  [обратная связь]

 

 

Реклама
барные стойки с полкой купить
купить магнитолу на авенсис
информационная доска изготовление самара
вернувшиеся шоу

Рекомендуемые книги

Введение в химию окружающей среды.

Книга известных английских ученых раскрывает основные принципы химии окружающей среды и их действие в локальных и глобальных масштабах. Важный аспект книги заключается в раскрытии механизма действия природных геохимических процессов в разных масштабах времени и влияния на них человеческой деятельности. Показываются химический состав, происхождение и эволюция земной коры, океанов и атмосферы. Детально рассматриваются процессы выветривания и их влияние на химический состав осадочных образований, почв и поверхностных вод на континентах. Для студентов и преподавателей факультетов биологии, географии и химии университетов и преподавателей средних школ, а также для широкого круга читателей.

Химия и технология редких и рассеянных элементов.

Книга представляет собой учебное пособие по специальным курсам для студентов химико-технологических вузов. В первой части изложены основы химии и технологии лития, рубидия, цезия, бериллия, галлия, индия, таллия. Во второй части книги изложены основы химии и технологии скандия, натрия, лантана, лантаноидов, германия, титана, циркония, гафния. В третьей части книги изложены основы химии и технологии ванадия, ниобия, тантала, селена, теллура, молибдена, вольфрама, рения. Наибольшее внимание уделено свойствам соединений элементов, имеющих значение в технологии. В технологии каждого элемента описаны важнейшие области применения, характеристика рудного сырья и его обогащение, получение соединений из концентратов и отходов производства, современные методы разделения и очистки элементов. Пособие составлено по материалам, опубликованным из советской и зарубежной печати по 1972 год включительно.

 

 



Рейтинг@Mail.ru Rambler's Top100

Copyright © 2001-2012
(09.12.2016)