Электронные формулы ковалентных молекул

Молекула с ковалентной связью может быть неполярной, еслИ связанные этой связью атомы имеют одинаковые электроотрицательности (например, в случае молекулы водорода). Если же один из атомов обладает большим сродством к электрону и в результате этого электронная плотность смещена в его сторону, то такая молекула или связь будет полярной. Например, в формуле карбонильной группы знаки б- - и б— (дельта) означают, что на [c.20]

Рис. 90. Ковалентная и электронная формулы молекулы воды.

Типы химической связи. Ковалентная связь, ее образование. Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи. Электронные формулы молекул. [c.41]

Электронные формулы ковалентных молекул [c.118]

В целях удобства каждую пару электронов в ковалентной связи часто еще изображают черточкой и получают изображение молекулы, называемое структурной формулой. Это - еще один общепринятый способ изображения ковалентной связи. Метан при этом изображается так [c.187]

В приведенных структурных формулах стрелками на черточках связей условно показано смещение пар электронов, образующих ковалентную связь, вследствие различной электроотрицательности атомов. В метане такое смещение в связи Н- С невелико, поскольку электроотрицательность углерода (2,6) лишь незначительно превышает электроотрицательность водорода (2,2). При этом молекула метана симметрична. В молекуле же спирта связь 0<—Н значительно поляризована, поскольку кислород (электроотрицательность 3,5) гораздо больше оттягивает на себя электронную пару поэтому атом водорода, соединенный с атомом кислорода, приобретает большую подвижность, т. е. легче отрывается в виде протона. [c.558]

В структурных формулах молекул ковалентная связь, возникающая в результате обобществления пары электронов, схематически изображается прямой линией, соединяющей связанные атомы. Например, в молекуле воды один атом кислорода (О) связан с двумя атомами водорода (Н). Структурная формула этой молекулы может быть изображена двумя способами [c.21]

Для большинства ковалентных молекул существует единственная электронная формула, описывающая химическую связь в каждой молекуле. Однако в некоторых случаях можно записать две или даже большее число одинаково удовлетворительных электронных формул, в которых учтены валентности всех атомов данного вещества. В таких исключительных случаях приходится иметь дело с так называемым резонансом. Представление о резонансе связано с использованием не слишком удовлетворительного приближения, с помощью которого мы пытаемся описывать химическую связь в молекулах привычным способом составления электронных формул. В подобных случаях отдельные электронные формулы называют резонансными структурами, а истинное электронное строение молекулы, которое мы пытаемся описать, называют резонансным гибридом. [c.123]

Каждую молекулу, ион или свободный радикал, имеющие только локализованные электроны, можно изобразить электронной формулой, называемой структурой Льюиса, которая показывает локализацию этих электронов. В формулах Льюиса указывают только валентные электроны они могут вхоДить в ковалентную связь, соединяющую два атома, или быть непо-деленными. Студент должен уметь правильно изображать электронные структуры молекул. Поскольку положение электронов меняется в ходе реакции, необходимо знать, где находятся электроны до смещения и куда они переходят. Существует несколько общих правил, которыми полезно руководствоваться. [c.26]

В структурных формулах ковалентная связь обозначается черточкой (см. 3.10). Как и Б структурных формулах неорганических веществ, каждая черточка означает общую электронную пару, связывающую атомы в молекуле. Используются также эмпирические и электронные формулы. Такие формулы изображены в 3.8 для молекул воды, аммиака и метана. Напишем соответствующие формулы для этилена и ацетилена [c.272]

При объяснении строения фтора и азота кадры диафильма позволяют понять, почему при образовании молекулы фтора образуется одна химическая связь, а при образовании азота — три. С этой целью приводятся электронные формулы атомов (схематическое изображение заполнения квантовых ячеек). Учитель уточняет, что только неспаренные электроны атомов участвуют в образовании неполярной ковалентной связи. Приведенные схемы перекрывания электронных облаков, символические схемы образования молекул из одиночных атомов, а также величины энергий связи обеспечивают более глубокое понимание сложных теоретических вопросов. [c.124]

До открытия электрона невозможно было понять природу химической связи. Правда, понятие о валентности существовало уже в 1852 г. и в эти же годы существовали некоторые представления о геометрических формах молекул. Вант Гофф и Лебель установили тетраэдрическую структуру атома углерода, а Вернер создал стереохимию комплексных ионов. Очевидно, для того чтобы молекула имела определенную геометрическую форму, должны существовать какие-то связывающие силы между ее частями. В структурных формулах такую химическую связь между связанными атомами изображали черточкой. Она указывала на существование связи, но, разумеется, не давала никакого описания ее природы. Незадолго до открытия электрона Аррениус предположил существование свободных ионов. На основе этого предположения были сделаны многочисленные попытки найти объяснение силам, связывающим атомы. Хотя эти попытки были неудачными, они содействовали представлению об электрическом заряде как основе образования связи. После открытия электрона стало возможно дальнейшее развитие теории связи. В течение немногих лет, основываясь на положительно и отрицательно заряженных атомах, было предлол<ено много разных объяснений образованию связи, но почти не было попыток связать заряды атома с его строением. В 1916 г. Льюис предложил свою теорию валентности. С тех пор было много сделано в области применения математики в теории валентности, но в основе представления о химической связи лежит по-прежнему теория Льюиса. Согласно Полингу , химическая связь возникает между двумя атомами в том случае, если связывающая атомы сила настолько велика, что приводит к образованию достаточно устойчивого агрегата, чтобы обеспечить его существование в виде самостоятельной частицы. Обычно различают пять типов химической связи ионная, ковалентная, металлическая, связь, обусловленная силами Ван-дер-Ваальса, и водородная, причем три первых очень прочны. Все эти связи одинаково важны, но металлическая связь здесь не будет рассмотрена о ней можно прочесть в других источниках . [c.134]

Рассмотрим последовательность составления электронных формул веществ с ковалентной неполярной связью (на примере молекулы азота N2). [c.73]

В структурных формулах ковалентная связь обозначается черточкой (см. 28). В них, как и в структурных формулах неорганических веществ, каждая черточка означает общую электронную пару, связывающую атомы в молекуле. [c.332]

I. Радикальные или гомолитические реакции протекают с образованием радикалов — частиц с неспаренными электронами. При образовании радикалов общая электронная иара в молекуле разделяется между двумя атомами. В приведенном ниже примере записаны электронные формулы органических веществ, в которых каждая ковалентная связь обозначается двумя точками [c.301]

Полярность ковалентной связи. Индукционный эффект. Только в молекулах, состоящих из двух тождественных атомов, например в С1—С1 или в симметричных молекулах, таких, как НзС—СНз или НО—ОН, электронная пара ковалентной связи равномерно распределена между двумя ядрами. Когда же атомы, связанные ковалентно, разнородны, как, например, в Н3С—С1 или НаС—ОН, электроны частично смещены в сторону одного из атомов. В первом случав ковалентная связь неполярна, а во втором — полярна. Атомы, соединенные полярной связью, обладают малыми (дробными) электрическими зарядами. Последние изображаются в формулах знаками 8+ и 8— или прямыми стрелками [c.52]

Решение. Распределение электронов в молекуле СС можно представить с помощью электронной формулы (рис. 3.1). Вокруг центрального атома углерода расположены четыре группы электронов — четыре электронные пары, образующие ковалентные связи. Поскольку одноименные заряды отталкиваются, эти группы электронов располагаются так, чтобы быть на максимально возможном удалении друг от друга. [c.33]

Структурные формулы, особенно сокращенные (СН2 = СН2, СН=СН и т. п.), очень удобны для написания и поэтому широко используются. Однако иногда с помощью электронных формул могут быть отображены свойства веществ, не очевидные из сокращенных формул. Например, структурные формулы аммиака и метана не дают каких-либо указаний на принципиальные различия между этими двумя соединениями. Между тем в молекуле аммиака атом азота, обладающий пятью электронами на внешней орбите, ковалентно связан с тремя атомами водорода, так что октет вокруг центрального атома, в отличие от метана, включает пару неподеленных электронов, часто называемую изолированной парой. Благодаря этому аммиак способен присоединять [c.30]

В структурных формулах ковалентная связь обозначается черточкой (см. 3.10). Как и в структурных формулах неорганических веществ, каждая черточка означает общую электронную пару, связывающую атомы в молекуле. Используются также эмпирические и электронные формулы. Такие формулы изображены в 3.8 [c.276]

ДВОЙНАЯ СВЯЗЬ — химическая связь, осуществляемая двумя единицами валентности за счет четырех общих электронов между атомами в молекулах разных веществ, например, у кислорода 0=0, этилена СН2=СН2. С точки зрения электронной теории валентности Д. с. относится к ковалентной, или гете-рополярной, связи. Электронное строение этилена изображают формулой [c.83]

Ковалентно связанные атомы обладают заполненным октетом и соответственно дублетом в случае водорода, поскольку пара электронов, образующая ковалентную связь, принадлежит одновременно обоим атомам. Приведенные вьше формулы представляют собой формулы молекул — молекулы хлора и молекулы хлористого водорода. [c.92]

Неподеленные электроны. Координационная связь. В некоторых приведенных выше структурных формулах появляются не участвующие в образовании ковалентной связи электроны, называемые неподеленными электронами. Эти электроны также могут образовывать связи из двух электронов с атомами, молекулами или ионами, если последние еще способны принять на свою валентную оболочку одну или несколько пар электронов. [c.94]

Строение озона. Тот факт, что молекула озона состоит из трех атомов кислорода, был установлен по изменению его объема при разложении (2 объема О3 дают 3 объема Ог) и по плотности газообразного озона. Строение молекулы озона было определено на основании межатомных расстояний, измеренных с помощью метода дифракции электронов. Этим методом было установлено, что молекула озона имеет форму равнобедренного треугольника с основанием 2,26 А и боковыми сторонами по 1,26 А. Отсюда следует, что в молекуле имеются две ковалентные связи (длиной по 1,26 А), образующие друг с другом угол 127°. То, что две ковалентные связи одинаковы, доказывает наличие сопряжения (резонанса, стр. 98). Между тремя атомами молекулы возможны два расположения электронов, как показывают приведенные ниже формулы. Однако ни одна из этих формул не представляет точного расположения электронов в реальных молекулах оно является промежуточным между двумя предельными состояниями [c.324]

Ковалентность атома — число ковалентных связей, образуемых данным атомом. По методу валентных связей, в котором все ковалентные связи рассматриваются как двухцентровые, ковалентность атома — зто число общих электронных пар, образуемых данным атомом. К. атома всегда целое число, для двухатомных частиц она равна кратности связи. В молекулах Н , и как это видно из электронных формул Н-Н Р-Р, N55N, атомы Н и Р одновалентны, а N трехвален- [c.150]

Рассмотрим образование ковалентной связи в молекуле хлора От. Электронная формула внешнего слоя атома хлора 35 3/>, электронно-графическая формула [c.118]

Рассмотрим электронную структуру оксида азота (I) с учетом того, что его ковалентность определяется не только числом неспаренных электронов, но и наличием у него неподеленной пары электронов. Атом кислорода, имеющий два неспаренных электрона, образует две ковалентных связи с центральным атомом азота. За счет неспаренного электрона, оставшегося у центрального атома азота, последний образует ковалентную связь со вторым атомом азота. Таким образом, внешние электронные слои атома кислорода и центрального атома азота оказываются заполненными здесь образуются устойчивые восьмиэлектронные конфигурации. Но во внешнем электронном слое крайнего атома азота размещено только шесть электронов этот атом люжет, следовательно, быть акцептором еще одной электронной пары. Соседний же с ним центральный атом азота обладает неподеленной электронной парой и может выступать в качестве донора. Это приводит к образованию по донорно-акцепторному способу еще одной ковалентной связи между атомами азота. Теперь каждый из трех атомов, составляющих молекулу N20, обладает устойчивой восьмиэлектронной структурой внешнего слоя. Если ковалентную связь, образованную донорно-акцепторным способом, обозначить, как это принято, стрелкой, направленной от атома-донора к атому-акцептору, то структурную формулу оксида азота (I) можно представить следующим образом О—N—N. [c.124]

В главе 6 показано, что вода является ковалентным соединением, строение которого схематически показано на рис. 90. Электронная формула справа показывает электроны внешней оболочки атома кислорода и две электронные пары между атомами кислорода и водорода. Вода представляет собой полярное соединение, т. е. ковалентное соединение, электронный заряд в котором распределен не однородно. Электроны в молекуле воды, в том числе и электронные пары, расположены ближе к кислороду. [c.115]

В результате такого взаимодействия атомы углерода и кислорода проявляют ковалентности, равные 1. Образуемая ими связь на рис. 4.15 в формуле молекулы СО показана сплошной чертой. Другие АО неспаренных электронов углерода и кислорода ориентированы друг относительно друга так, что они перекрываются по 7Г-типу. Учет этого на энергетической диаграмме осуществлен так, что расщепление между образовавшимися связывающей и разрыхляющей МО 7г-типа меньше, чем для МО (т-типа (рис. 4.16). Понижение энергии пары электронов на МО л"-типа меньше, т. е. тг-связь менее прочная, чем сг-связь. В формуле молекулы СО она указана штриховой линией. [c.123]

ПРОСТРАНСТВЕННЫЕ ЗАТРУДНЕНИЯ СТАТИЧЕСКИЕ (стерические препятствия)— затруднения, или препятствия, для. такого размещения атомов в молекуле, при котором сохранялись бы нормальные валентные углы и межатомные расстояния, н частности для ароматических н сопряженных систем — планарное строение молекулы. П. з. с. возникают при отталкивании химически не связанных, но близко расположенных в пространстве атомов, расстояние между которыми ограничивается суммой их ковалентных радиусов. В таком случае П. 3. с. приводят к изменению нормальных валентных углов, к нарушению планарного строения ароматических и сопряженных систем, что можно наблюдать, например, по изменению окраски, отклонению дипольного момента и другим свойствам от рассчитанного значения. Молекулы, не имеющие П. з. с., могут проявлять их по отношению к другим молекулам, с которыми они реагируют, если возле реакционного центра молекулы близко расположены большие заместители, препятствующие доступу реагента к этому центру (П. з. динамические). При этом происходит снижение реакционной способности соединений без электронного влияния заместителей. П. 3. с. можно предвидеть заранее изучением моделей исследуемых молекул или построением их масштабных графических формул с учетом ковалентных радиусов близко расположенных атомов, [c.205]

Что такое 5- и к- связь Р-1апишите электронную формулу азота, распределите электроны по энергетическим ячейкам, определите его ковалентность. Какие связи в молекуле азота. [c.23]

Рассмотрим двухатомную молекулу хлора, расположение спиральных цепей серого гексагонального селена и двойные слои, которые наблюдались Рихтером и др. [17] во взрывчатой сурьме. Мы знаем, что в этих трех случаях, внутриатомные связи могут быть лищь ковалентными и в предыдущем разделе отметили, что образование октета дает для атомов С1, 5е и 5Ь соответственно 1, 2 и 3 электронных пары, разделенных поатомно. На схемах (рис. 6) слева электроны этих пар изображены крестами. С другой стороны в табл. 1 мы видим, что эти атомы соответственно содержат 1, 2 и 3 свободных электрона и их развернутые электронные формулы 2 19 [c.19]

Концепцию двухстадийного механизма реакции можно выразите, также и с помоидью электронных формул. Здесь тот же результат до стигается и без предположения о начальной ионизации молекулы брс ма. Один из атомов брома притягивает пару электронов ковалентно , связи н становится ионом Вг , а другой — принимает пару электроног от двойной связи и связывается с одним из атомов углерода [c.172]

При связывающем типе МО два электрона как бы вскладчнну образуют одну ковалентную связь. Обозначим это через +1. При разрыхляющем ( антисвязывающем ) типе возникает своего рода антисвязь. Обозначим ее через —1. Суммирование чисел для (Нег) дает ноль (2 — знак суммирования). Эти данные помещены под приведенной выше конфигурационной формулой гипотетической молекулы гелия. Внутримолекулярных связей [Не—Не] нет, и молекулы состава (Не-з) не существуют. [c.111]

Обычные структурные формулы, как известно, должны выразить лишь тот факт, что между атомами, соединенными валентными штрихами, существуют какие-то (более или менее) тесные взаимоотношения. О природе этих валентностей ничего не говорится. Электронная теория учит, что следует резко различать два вида валентностей. С одной стороны, существуют истинные связи, вызванные обобщением электронных пар (ковалентные связи), с другой — чисто электростатические ионные отношения, как в молекуле ЫаС1 (электровалентные связи). Атом азота может обладать лишь четырьмя ковалентными связями так называемая пятая валентность азота всегда является ионной. Следуя этой точке зрения, можно дать электронную интерпретацию формулы (2), которая, в зависиглости от того, считают ли ионной связью связь среднего атома азота с другим азотом или с атомом углерода, выражается формулой (4) или формулой (5). [c.92]

В приведенных выше формулах предполагалось, что для образования ковалентной связи от каждого атома получено по одному электрону. Надо учитывать также возможность того, что оба электрона могут быть получены от одного и того же атома. Например, при исследовании электронной формулы аммиака становится очевидно, что атом N еще имеет два электрона, не использованцых для образования связи. Это позволяет объяснить тот факт, что молекулы типа ННд, несмотря на то, что их октет уже заполнен, все еще могут образовывать последующие связи с другим атомом, при условии, что этот атом способен иметь два общих электрона. Аналогично можно объяснить образование координационных соединений Вернера (отсюда название координационная связь ) и таких соединений, как оксиамины, сульфооксиды и сульфоны. Сиджвик обозначает координационную связь символом —5-, чтобы показать, что один атом отдает электроны. Типичные формулы соединений с координационной связью имеют следующий вид [c.62]

Еще во времена Бенджамина Франклина и Джона Дальтона высказывалось предположение, что силы взаимодействия между частицами материи должны иметь главным образом электрическое происхождение. Однако поскольку одноименные заряды отталкиваются друг от друга, существовало неправильное мнение, что между одинаковыми атомами не могут возникать связи тем не менее в настоящее время все хорошо знают, что большинство распространенных газов состоит из двухатомных молекул Н2, N2, О2, р2, С12 и т.д. Эта грубая ошибка привела к почти полувековой путанице с молекулярной структурой и атомными массами так, полагали, что газообразный водород описывается формулой Н, а не Н2, воду описывали формулой НО вместо Н2О, а кислороду приписывали атомную массу 8 вместо 16. Лишь в 1913 г. Льюис ввел представление о том, что электронные пары являются тем клеем , который соединяет между собой атомы с образованием ковалентных связей, однако теоретическое объяснение роли электронных пар было дано спустя еще 20 лет. Опыты Фарадея показали, что заряды на ионах всегда кратны некоторым элементарным единицам заряда, причем моль этих зарядов составляет 1 Р, а Стоней назвал эту элементарную единицу заряда электроном. Однако Стоней отнюдь не отождествлял электрон с какой-либо частицей, которую можно было попытаться изолировать и исследовать. [c.47]

Связь через водородный атом, когда он соединен с сильно электроотрицательным атомом элемента, получила название водородной связи. Водородную связь (Н-связь) обозначают в формулах тремя точками А—И - В, где В — атом сильно электроотрицательного элемента тон же или. другой молекулы, с которым осуществляется водородная связь, А — атом электроотрицательного элемента между атомом А и водородом имеет место обычная ковалентная связь. В Н-связи наряду с электростатическим взаимодействием, как показано в работах Н. Д. Соколова, В. П. Булычева, X. Ро-тайчака, А. Е. Луцкого и других, возможен вклад донорио-акцеп-торной связи (донор неподеленной электронной пары — атом электроотрицательного партнера В, акцептор — Н" ) и сдвиг электронной плотности в направлении от В к А. Перераспределение электронной плотности при образовании структур с водородной связью может, по-видимому, во многом определять их свойства. [c.126]

Механизм образования химической связи удобнее всего рассмотреть на примере образования молекулы водорода из атомов. Формула электронной конфигурации ато1 водорода — 15, т. е. у него имеется только один неспарен ный электрон. В соответствии с законами квантовой механики атом водорода, содержащий неспаренный электрон, находится в неустойчивом состоянии, поскольку обладает избытком потенциальной энергии. Такой атом будет притягивать к себе другой атом водорода при условии, если спин его электрона имеет противоположное направление. Взаимное притяжение атомов приводит к тому, что их атомные орбитали перекроются, при этом оба электрона станут в равной мере принадлежать обоим атомам, т. е. образуется пара электронов с противоположно направленными спинами, которая осуществляет химическую связь. Электронное облако, образуемое этой парой электронов, охватывает, связывает воедино ядра обоих взаимодействующих атомов. Такая связывающая два одинаковых атома двухэлектронная связь называется ковалентной. [c.69]

Говоря о методе валентных связей, подразумевают, с одной стороны, один из квантово-химических способов расчета электронной структуры молекулы, с другой—связанную с этим способом методику описания и анализа химических связей в системе. Согласно этой методике выделяют валентную группу атомных орбиталей (АО), охватывающую наивысшие по энергии занятые и наииизшие по энергии свободные АО. Образование химической связи рассматривают в духе концепции Льюиса за счет спаривания электронов соседних атомов по схеме А-- - В— -А В (ковалентная связь) или передачи электронной пары от донора к акцептору по схеме А +В—>А В. Таким образом, электронная пара соответствует валентному штриху в структурных формулах. [c.61]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология