Валентность и координация

Число валентных Координация [c.144]

Методом ИК-спектроскопии можно определять валентность, координацию, полярность атомов, наличие характерных группировок (радикалов) в структуре молекулы или кристалла. Строгое рещение колебательной задачи, вообще говоря, весьма трудно и требует знания геометрии молекулы или кристалла, характера или прочности связи, механического взаимодействия отдельных фрагментов структуры. Сравнительно-эмпирический подход, наоборот, весьма прост и в большинстве случаев быстро дает требуемую структурную информацию. Поэтому мы рассмотрим основные результаты, полученные в рамках именно эмпирического подхода. [c.184]

Создание количественной характеристики полярности химических связей подразумевает установление функциональной зависимости степени асимметрии валентного электронного облака от какого-либо подходящего аргумента, определенного свойства атома. Таким аргументом в структурной, да и в квантовой химии, обычно является ЭО атомов. Приведенный в предьщущих главах материал показывает, что ЭО не является константой, а зависит от валентности, координации и степени гибридизации связей атома. [c.196]

Изложенный в настоящем параграфе материал по связевым рефракциям относится целиком к органической химии. Создать систему рефракций связей для неорганических соединений оказалось значительно труднее из-за многочисленности параметров, требующих учета, таких как валентность, координация, положение атомов в периодической системе и т. д. Поэтому в данной области сделаны пока лишь отдельные попытки. [c.150]

Колебательные спектры дают интересную информацию о строении цикла рассматриваемых соединений. Полосы поглощения в области 3100— 3000 сл , связанные с синфазными и антифазными изменениями валентной координации СНз-групп, характеризуют двууглеродный фрагмент цикла как систему углеродных атомов, находящихся во втором валентном состоянии. Рассчитанные по колебательным спектрам силовые постоянные [64, 65] подтверждают такое заключение. [c.179]

Вернемся теперь от теории локализованных молекулярных орбиталей, каковой в сущности является теория валентных связей, к чисто электростатической теории, в рамках которой химическая связь между металлом и лигандами считается ионной. Простая электростатическая теория предсказывает образование октаэдрической координации по той же причине, по которой шесть единичных зарядов, вынужденные двигаться по поверхности сферы, принимают октаэдрическое расположение, продиктованное требованием минимальной энергии. Здесь мы, в сущности, имеем дело с уже известными нам из разд. 11-3 представлениями об отталкивании электронных пар. [c.228]

Метод ЭПР обладает широкими ВОЗМОЖНОСТЯМИ при определении валентного состояния ионов переходных металлов, их координации. По изменению -фактора, величине отклонения его значе- [c.161]

Частота валентного колебания связи 51—О уменьшается линейно с увеличением доли ионов алюминия в положении с тетраэдрической координацией. [c.62]

Однако тетраэдрической координацией не исчерпываются стерео-химические возможности углерода. Геометрия ненасыщенных соединений типа этилена и его производных имеет совершенно другой вид плоский скелет молекулы с валентными углами 120 4°. Угол 120° характерен для 5р -гибридных орбиталей, поэтому естественно выбрать именно их для объяснения геометрического строения эти- [c.182]

Представление об электронной структуре бензола тесно связано сего геометрическим строением. Плоская координация связей с валентными углами 120 свидетельствует в пользу существования зр -гибридных орбиталей на атомах углерода. Таким образом, молекула бензола представляет собой плоский скелет из а-связей. В перпендикулярной плоскости остаются облака шести р-электро-нов, перекрывание между которыми дает п-связи. Шесть чистых р-орбиталей взаимодействуют между собой с образованием шести молекулярных орбиталей, три из которых оказываются связывающими, а три разрыхляющими [c.197]

При координации через атом азота строение роданида приближается к структуре I. При этом кратность связи С—N уменьшается, а связи С—5 увеличивается. При координации через атом серы увеличивается кратность связи С—N, а связь С—5 приближается к ординарной. С ростом кратности связи должна расти частота ее валентных колебаний V. При координации роданида через атом азота (С5) повышается от 750 до 800 см , а при координации через серу понижается до 700 см , однако v( N) в обоих случаях повышается. [c.158]

Правило 18 электронов имеет немало исключений и его следует рассматривать только как один из факторов, способствующих образованию стабильной структуры координационного соединения. Отклонения от правила связаны часто с пространственными ограничениями, не допускающими координации центральным атомом необходимого для заполнения 18-электронной оболочкой числа лигандов. Например, ясно, что ион ( ) должен координировать восемь двухэлектронных лигандов, чтобы заполнить валентную оболочку полностью. Однако пространственные возможности допускают только октаэдрическую координацию. [c.193]

Эти ряды соединений представляют интерес не только с точки зрения валентности и способности к координации в них мы можем отметить переход от положительно заряженного комплексного иона (катиона) через нейтральное соединение (неэлектролит) к отрицательно заряженному комплексному иону (аниону). [c.120]

В третьем случае атом углерода (гибридизация р) непосредственно связан с двумя атомами, образуя линейную конфигурацию. При переходе от одного типа координации к другому не только меняются валентные углы, но и происходит изменение ковалентного радиуса атома углерода. Для оценки атомных расстояний приходится принимать во внимание как тип образующейся связи (простая, двойная или тройная), таки состояние гибридизации. На основании многочисленных электронографических измерений предложена следующая система ковалентных радиусов углерода (табл. 7) [c.140]

Характерно, что в случае силоксанов длина связи 51—0 совпадает с суммой радиусов атомов кремния и кислорода при двойной связи между ними. При этом каждый атом кислорода связан с двумя атомами кремния, находящимися от него на одинаковом расстоянии. Такая координация возможна при условии, если в связь с атомами кремния вовлечены две неподеленные пары 2р-электронов атома кислорода. При этом образуются донорно-акцепторные 2р —-связи, усиливающие ковалентные а-связи 51 — О. Это в свою очередь приводит к увеличению валентного угла 51 — О — 51, поскольку двойные связи занимают около центрального атома больше места, чем одинарные. Структура чистого кремния тетраэдрическая. Валентный угол равен 109°28. Из кривых распределения электронной плотности следует, что молекулы линейных силоксанов представляют собой цепочки. ..51 — [c.215]

Выходит, что средние числа ближайших соседей в этих соединениях близки к трем. Однако тройная координация для атомов Ge, Se(Te) является маловероятной, поскольку валентность германия и селена (теллура) равна соответственно 4 и 2. Очевидно, ближайшими соседями фиксированного атома являются атомы Ge и Se(Te). [c.311]

Изучение электрофизических свойств тел в зависимости от природы химических сил и координации атомов в решетках позволило установить некоторые корреляции, например, между шириной запрещенной зоны, разностью ЭО атомов, координационным числом и средним значением главного квантового числа валентных электронов в соединениях. Для иллюстрации такой коррелятивной зависимости приводим некоторые данные (табл. 20). [c.254]

Для элементов в других валентных состояниях ковалентные радиусы (для октаэдрической координации) вычислены методом Полинга и приведены в табл. 14. [c.33]

С помощью диаграмм, типа изображенных на рис. 4.3 и 4.4, покажите распределение валентных электронов в комплексном ионе Си (Н20)4 . Этот ион образуется путем координации молекул Н2О ионами u +. [c.93]

В л-комплексах образуются гибридные Пе-, Пр- и (гг—1)< -орбн-тали (п — валентная оболочка). Если общее число электронов на этих орбиталях меньше числа электронов на аналогичных орбиталях благородного газа, незаполненные орбитали могут быть использованы для координации и последующего химического изменения молекул, окружающих комплекс, и тогда л-комплекс может проявлять каталитические свойства. Другой, более существенной причиной каталитической активности л-комплексов является неравномерность электронного облака, если металл окружен разными лигандами, как, например, в случае комплекса (СеН5СМ)2 Р(1С12. [c.102]

Квантово-химические расчеты показали, что образование координационной связи с участием неподеленной электронной пары атома азота аминогруппы является маловероятным. Кроме того, в случаях, когда в молекуле нитрила имеется несолько нтрильных групп (тетра-(Р-цианэтил)этилендиамин, диэтаноламинопропионитрил), наиболее устойчивыми являются комплексы, в которых все нитрильные атомы азота участвуют в координации. Расчеты позволили установить геометрию молекул, вычислить теплоты образования, дипольные моменты, потенциалы ионизации, рассчитать длины и порядки связей, валентные углы. Некоторые результаты расчетов приведены в табл. 1. [c.60]

Полосы поглощения в области от 3300 до 3800 см- обусловлены валентными колебаниями ОН-групп. Кроме того, у диоктаэдриче-ских структур, содержащих в основном в узлах с октаэдрической координацией трехвалентные ионы, в области от 800 до 1000 см- [c.61]

Введение трехвалентных ионов в узлы стетраэдрической координацией, например АР+ вместо 51 +, во всех случаях вызывает смещение полос поглощения главного валентного колебания 51—О (область от 900 до 1100 см ) в сторону меньших частот за счет увеличения в среднем расстояния (51, А1)—О и полного характера связи. [c.62]

Насыщение координационного числа сказывается на устойчивости валентного состояния элемента. Часто координация ионом металла различных аддендов способствует увеличению устойчивости высшего валентного состояния. Например, Со (III) в своих простых соединениях неустойчив, тогда как многочисленные комплексные соединения "лрехвалентного кобальта обладают высокой степенью устойчивости. [c.31]

Теория валентных связей позволяет таким образом объяснить пространственную конфигурацию, и наблюдаемые координаци- [c.251]

Из общего класса циклических соединений выделяют группу внутрикомплексных соединений, которые образуются при координации лигандов комплексонов как по донорно-акцепторному механизму, так и с участием неспаренных валентных электронов. Ко,мплексоны — обширный класс соединений, относящихся к аминополикарбоновым кислотам, у которых с атомом азота связано несколько алкилкарбоксильных групп. В молекуле комплексона имеется несколько функциональных групп, способных одновременно связывать центральный иои (захватывать его, подобно клешням ) с образованием комплесонатов. Комплексона т ы — это координационные соединения металлов с комплексо-нами. Простейшим примером может служить соединение меди с аминоуксусной кислотой — глицинат меди [c.237]

При сравнении о-донорных свойств электронных пар в СО и N было показано, что координация этих лигандов через О и N нёныгодна. По аналогии нитрилы, координирующиеся через N, являются более слабыми а-донорами, чем СО и изоцианиды. Они имеют и более слабые л-акцепторные свойства. Поэтому замещение других лигандов нитрилами идет с трудом, их комплексы обычно получают в ходе таких реакций, при которых у металлов получаются свободнее валентности . Для этого, в частности, де-полимеризуют многоядерные комплексы в присутствии нитрилов [c.103]

М —ONO . Примерами амбидентатных лигандов служат также ионы N S , N , SO3 и некоторые другие. Известно, что в комплексе [V ( —НС8)б] координация лиганда N S осуществляется через атом N, а в комплексе [Hg (— S N)4] — через атом S (эта информация передана в формуле с помощью валентного штриха). [c.172]

Правило 18 электронов имеет немало исключений, и его следует рассматривать только как один из факторов, способствующих образованию стабильной структуры координационного соединения. Отклонения от правила связаны часто с пространственными ограничениями, не допускающими координации центральным атомом необходимого для заполнения 18-электронной оболочкой числа лигандов. Например, ясно, что ион (// ) должен координировать восемь двухэлектронных лигандов, чтобы заполнить валентную оболочку полностью. Однако пространственные возможности допускают только октаэдрическую координацию. Другие примеры отклонения от правила 18 электронов можно найти в табл. 11.8, где встречаются и 15-электронный ванадоцен, и 20-электронный никеле-цен. Эти соединения в отличие от 18-электронного ферроцена отличаются малой устойчивостью и высокой реакционной способностью. Тем не менее они способны к существованию и отвечают минимумам на соответствующих поверхностях потенциальной энергии. [c.451]

IH 6 доп. 10), так как валентные колебания связей М—S N лежат в области частот 690—720 см-, а связей М—N S — частот 780— 860 см-. Показано было также, что индикатором может служить и частота валентных колебаний связи N роданида широкая полоса инже 2100 см- указывает на связь Э—N, острая полоса выше 2100 сл - — на связь Э—S. Пока тип координации родан-иона экспериментально установлен лишь для сравнительно немногих соединений. Поэтому в неясных случаях далее применяется запись роданидов по типу MN S (как то вытекает из структуры самой роданистоводородной кислоты). [c.528]

При координации через азот строение роданида приближается к структуре I. При этом кратность связи С—N уменьшается, а связи С—5 увеличивается. При координации через атом серы увеличивается кратность связи С—М, а связь С—8 приближается к ординарной. С ростом кратности связи должна расти частота ее валентных колебаний V. При координации роданида через азот v( S) повышается от 750 до 800 смГ , а при координации через серу понижается до 700 см , однако V (СК) в обоих случаях повышается. Изменение способа координации амбидентатного лиганда может происходить при отщеплении от него иона водорода. Так, ион Си при pH 5 координирует НаЬ — однозарядный анион 3,4-диоксифенил-глицина [c.101]

На рис. 123 видно, что линия точек для ДЯ образования гомоатомных молекул серы в ряду 3, 83, 83, 84, 85 идет книзу менее круто, чем линия ДЯ для окислов 3, 80, 802, 803, 804, так как в последнем случае вследствие некоторой катионизации атомов серы происходит повышение ее валентного состояния до ступеней окисления 3(1 V) (в 80 2) и 8(У1) (в молекуле ЗОз). В ряду многоатомных молекул серы повышение ступени окисления отсутствует и молекулы сохраняют строение цепочки, в то время как в окислах сера остается центральным атомом, а атомы кислорода являются ее лигандами. В результате линия окислов опускается книзу круче, чем линия молекул серы. Переход от 803 к 804 делается пологим, так как окружаемый тетраэдрически четырьмя атомами кислорода атом серы не может повысить свою ступень окисления до 3(УИ1) и происходит особая координация атомов О. [c.223]

Ковалентные радиусы в табл. 13 соответствуют групповым валентностям элементов (за исключением 5в—7в подгрупп, для которых валентность равна 8—М) и их тетраэдрической координации в кристаллическом пространстве (за исключением 4а—8а подгрупп, для которых приведены октаэдрическпе радиусы). [c.33]

Координационная теория Вернера. В kohi XIX в. стали известны многочисленные примеры слог ных соединений, которые невозможно было понять с п зиций существовавших представлений о валентност Эти соединения стали называть комплексными. В 1893 швейцарским химиком Вернером сформулирована те рия, позволившая понять строение и некоторые свойст комплексных соединений. Она названа координацио ной теорией. Поэтому комплексные соединения част называют координационными соединениями. [c.374]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология