ПОИСК Статьи Рисунки Таблицы Основные термины из "Методы получения и некоторые простые реакции присоединения альдегидов и кетонов Ч.1" Валентные электроны. Внешнне электроны атома. Электроны, участвующие в химических реакциях элементов. Остальные электроны рассматриваются как часть остова. Валентный угол. Обычно межатомный угол во фрагменте X—У—г. [c.70] Вандерваальсов радиус. Мера того, насколько два несвязанных между собой атома могут быть сближены друг с другом. [c.70] Водородная связь. Слабое взаимодействие (около 5 ккал/моль), приводящее к притяжению водородного атома, ковалентно связаиного с электроотрицательным элементом, и другого электроотрицательного атома. Наиболее часто встречающимися электроотрицательными элементами являются азот, кислород и фтор. Водородная связь между двумя фрагментами одной молекулы называется внутримолекулярной водородной связью. Водородная связь между двумя разными молекулами называется межмолекулярпой водородной связью. [c.70] Гибридная орбиталь. Атомная орбиталь, имеющая характеристики, отличные от характеристик а-, р-, d- или /-орбиталей. Все гибридные орбитали могут рассматриваться как смеси двух или более типов простых негибридизованных орбиталей в различных соотношениях. Наиболее распространенным типом гибридных орбиталей служат sp-, sp - и sp -орбитали. Гибридные орбитали свойственны только атомам в молекулах, а не отдельным атомам. [c.70] Делокализованная связь. Ковалентная связь, в которой молекулярная орбиталь охватывает более двух атомов. Почти всегда это я-связи. [c.70] Длина связи. Среднее расстояние между двумя ковалентно связанными ядрами. Точная величина расстояния между двумя ядрами варьирует в относительно узкой области. Также называется межатомным расстоянием. [c.70] Диноль-дииольное взаимодействие. Взаимодействие между противоположно заряженными концами двух полярных связей или двух полярных молекул. [c.70] Дисперсионные силы Лондона. Притягивающее взаимодействие, вызываемое искажением атомных электронных облаков с последующим электростатическим притяжением. [c.70] Несмотря па то что отдельные взаимодействия достаточно слабы, общий эффект этих сил может быть довольно сильным. Наличием этих сил можно объяснить, например, почему метан — газ, а гексан (С0Н14) —жидкость. [c.71] Ион-дипольное взаимодействие. Взаимодействие между ионом и противоположно заряженным концом полярной связи ли полярной молекулы. [c.71] Ионная связь. Связь между противоположно заряженными ионами. По своей природе рассматривается как электростатическая. [c.71] Каноническая (резонансная, мезомерная, валентная) структура. Одна из нескольких возможных молекулярных структур, различающихся только распределением электронов. Полная совокупность таких структур характеризует резонансный гибрид. Каждая 1ГЗ двух приведенных ниже структур является канонической структурой аллильного радикала. [c.71] Кислота Льюиса. Любое соединение, которое обладает вакантной орбиталью и может ирппять иа нее электронную пару. Типичными кислотами Льюиса являются Н , В1 з 11 А1С1з. [c.71] Ковалентная связь. Связь между двумя ядрами за счет обобщенной электронной пары между ними. Она может рассматриваться как результат электростатического при-тяжепия двух атомов к этой электронной паре. Обычно ковалентные связи бывают как а-, так и я-тппа. [c.71] Кратная связь. Притяжение атомов, являющееся результатом обобществления более чс-м одной пары электронов между двумя ядрами. При обобществлении двух пар (одной а и одной п) об1)азустся двойная связь. В том случае, если обобщены три пары электронов (одна о и две я), образуется тройная связь. [c.71] Круговая (цилиндрическая, осевая бесконечного порядка) симметрия. Объект имеет круговую симметрпю, если оп, будучи повернут вокруг своей оси на любой угол, будет неотличим от самого себя в начальном положении. Ось, вокруг которой можно таким образом новсрпу п. объект, называется осью симметрии. Каждый из объектов, изображенных ниже, обладает круговой симметрией оси симметрии указаны. [c.71] Молекулярный дипольный момент. Сумма векторов дипольных моментов всех связей и групп молекулы. [c.71] Момент связи. Мера полярности связи. Равен величине частичного заряда в связи, умноженной иа разделяющее расстояние. [c.71] Основание Льюиса. Любое соединение, способное передавать электронную пару на вакантную орбиталь кислоты Льюиса. Типичными основаниями Льюиса служат С1 , КНз, НаО и ОН . [c.72] Вернуться к основной статье