Электронная пара

Рис. 51. Влияние несвязывающих электронных пар (Е) центрального атома на пространственную конфигурацию молекул

Рис. 55. Сложение электрических моментов диполя связывающей и несвязывающей электронных пар молекул HgN и NFa

Число локализованных электронных пар центрального атома и пространственная конфигурация молекул АВ [c.76]

Теория валентных связей (локализованных электронных пар) исходит из положения, что каждая пара атомов в молекуле удерживается вместе при помощи одной или нескольких общих электронных [c.65]

Простейший донор электронной пары — гидрид-ион Н". Присоединение отрицательного гидрид-иона к молекуле ВН з приводит 1< образованию сложного (комплексного) иона ВН с отрицательным зарядом [c.69]

Частица, предоставляющая для связи двухэлектронное облако, называется донором-, частица со свободной орбиталью, принимающая эту электронную пару, называется акцептором. Механизм образования ковалентной связи за счет двухэлектронного облака одного атома и свободной орбитали другого называется донорно-акцеп-торным. [c.67]

Донорно-акцепторное взаимодействие молекул. Если одна из молекул имеет электронные пары, а другая — свободные орбитали, то между ними возможно донорно-акцепторное взаимодействие. Это взаимодействие проявляется в первичных актах многих химических реакций, лежит в основе каталитических процессов, обусловливает сольватацию молекул и ионов, в растворах, может приводить к образованию множества новых соединений. [c.91]

Электрический момент диполя молекулы представляет собой векторную сумму моментов всех связей и несвязывающих электронных пар в молекуле. Результат сложения зависит от структуры молекулы. Например, молекула СО г имеет симметричное линейное строение [c.83]

Согласно другой точке зрения в отличие от Н2 и 2 в молекуле Ig полагают дополнительное л-связывание. Последнее возникает по донорно-акцепторному Механизму за счет неподеленной электронной пары одного атома и свободной 3 /-орби али другого. [c.287]

Основные и кислотные свойства веществ представляют собой лишь две стороны единого процесса основно-кислотного взаимодействия. Кислотные свойства веществ проявляются лишь при взаимодействии с веществами, проявляющими основные свойства, и наоборот. Вещества, проявляющие и основные и кислотные свойства (т. е. способность быть и донорами и акцепторами электронных пар), называются амфотерными. Как видно из приведенных примеров, жидкие НаО, НзЫ и НЫОз как раз и являются амфотерными соединениями. [c.122]

Влияние несвязывающей электронной пары центрального атома на строение молекул. Выше мы рассмотрели правильные геометрические формы молекул и комплексов с валентными углами 180, 120, 109,5, 90°. Однако, согласно экспериментальным данным, значительно чаще встречаются молекулы и комплексы с несколько иными значениями валентных углов. Валентные углы в молекулах НзЫ и НгО, например, составляют /1НЫН =107,3° и .НОН =104,5°. Согласно теории гибридизации центральные атомы этих молекул образуют химические связи за счет электронов хр -гибридных ор-бита/ ей. У атома углерода на четыре ар -гнбридиые орбитали приходится четыре электрона [c.71]

Координационное число центральных ионов в аквокомплексах в разбавленных растворах (т. е. при достаточном количестве молекул воды) в общем случае соответствует значению характерного координационного числа катиона (акцептора) и аниона (донора). Так, для ионов АР+, СгЗ+, Со + координационное число обычно равно шести, а для Ве + — четырем. В разбавленных водных растворах, следовательно, эти ионы находятся в виде гидратированных комплексных ионов типа октаэдрического [А1(0Н г) в тетраэдрического [Ве(ОН2)4] - Для иона СГ, имеющего четыре неподеленные электронные пары, координационное число, по-видимому, равно четырем, что отвечает образованию четырех водородных связей. [c.129]

В приведенных реакциях соединения лития выступают в качестве доноров электронных пар — основных соединений, а соединения бора [c.250]

В результате поляризации может произойти полный разрыв связи с переходом связывающей электронной пары к одному из атомов с образованием отрицательного и положительного ионов. Асимметричный разрыв связи с образованием разноименных ионов называется гетеролитическим. [c.81]

Из приведенных примеров видно, что при ионизации одна из взаимодействующих молекул — донор электронных пар, другая — их акцептор. [c.121]

В соответствии с особенностями электронных структур у элементов (/)-семейства энергии ионизации близки. На участке кривой 5с—2п хорошо видны две площадки, соответствующие заполнению первой и второй половин 3 /-подслоя. Заполнение З -орбиталей по одному электрону заканчивается у Мп 3(1Чз ), что отмечается некоторым повышением относительной устойчивости 452-конфигурации, проникшей под экран З -конфигурации. Наибольшее значение энергии ионизации имеет Zп(3 i 4s ), что находится в соответствии с полным завершением З -подслоя и стабилизацией электронной пары, проникшей под экран 3 -кoнфигypaции. Значения третьих энергий ионизации (см. табл. 5) также показывают, что наиболее устойчивы конфигурации у Мп и у 2п. [c.34]

На величину электрического момента диполя молекулы сильно влияют несвяэывающие электронные пары. Например, молекулы H3N и NF3 имеют одинаковую тригонально-пирамидальную форму, полярность связей N—Н и N—F также примерно одинакова, однако электрический момент диполя H3N равен 0,49-10" Кл-м, а NF3— всего 0,07-10 Кл-м. Это объясняется тем, что в H3N направление электрического момента диполя связывающей N—Н и несвязываю- [c.84]

Подобным образом ведут себя слабые акцепторы электронных пар — катионы щелочных и щелочноземельных металлов. Иными словами, катионы, образующие сильные основания — щелочи. [c.209]

Теория локализованных электронных пар. Согласно этой теории расположение связей и лигандов вокруг центрального атома определяется числом его электронных пар, в том числе несвязывающих. При этом их предпочтительное расположение относительно друг друга — максимальная удаленность, т. е. минимум межорбитального взаимодействия. [c.75]

Рассмотрим молекулу трифторида хлора. Согласно изложенным выше представлениям одна из связей в молекуле двухцентровая двухэлектронная (как и в 1F), а другая трехцентровая четырехэлектронная. Для образования последней атом хлора предоставляет одну из Зр-электронных пар. Поскольку р-орбитали расположены в атоме вза- [c.269]

Четырехэлектронные трехцентровые связи менее прочны, чем двухэлектронные двухцентровые, — сказывается взаимное отталкивание электронных пар. [c.270]

Понятно, что эта реакция может протекать лишь в неводных средах, например в эфире. Гидрид лития, передавая в комплекс ион Н , выступает как донор электронной пары, а ВН3, присоединяющий гидрид-ион, является акцептором. [c.276]

При этом основные хлориды (за счет ионов С1") являются донорами электронных пар, а кислотные — акцепторами. Амфотерные хлориды взаимодействуют как с кислотными, так и с основными соединениями. [c.288]

Теперь уже несвязывающие электронные пары занимают две 5р -гибридные орбитали. [c.72]

Число локализованных электронных пар центрального атома и пространственная конфигурация для молекул типа АВ приведены в табл. 7 и на рис. 51. С помощью этой теории нетрудно показать, что молекулы СИ, НдМ и НгО относятся к молекулам типа АВ4, АВ3Е и АВ2Е2 соответственно, что отвечает тетраэдрической, тригонально-пирамидальной и угловой пространственной конфигурации (рис. 51 и табл. 7). [c.75]

Взаимным отталкиванием связывающих и несвязывающих электронных пар центрального атома можно объяснить влияние на величину валентных углов природы периферических атомов (или их группировок). Например, в рядах И )Ы (107,3°) и МРз(102°), Н2О (104,5°) и 0р2(103°) валентные углы уменьша-птся. Связывающее электронное облако занимает тем меньший объем (локализовано в большей степени), чем выше электроотрицательность периферического [c.76]

Гегеролитический разрыв отличается от разрушения связи при распаде молекулы на атомы и радикалы. В последнем случае разрушается связывающая электронная пара и процесс называется гомо-литическим. В соответствии со сказанным следует различать процесс диссоциации и процесс ионизации, в случае НС1 первый наблюдается при его термическом распаде на атомы, второй — при распаде на ионы в растворе. [c.81]

Пространственная конфигурация молекулы С1Рз находится в полном согласии с моделью локализованных электронных пар (см. табл. 7). В молекуле С1Рз три электронные пары участвуют в связи (одна пара за счет двухцентрового взаимодействия, две пары—за счет трехцентрового взаимодействия) и две пары остаются неподелен-ными при атоме хлора. Взаимное отталкивание пяти электронных пар отвечает расположению их в вершинах тригональной бипирамиды (см. рис. 51). [c.270]

В простейших ковалентных соединениях значение положительной степени окисления элемента - соответствует числу оттянутых от атома связывающих электронных пар, а величина отрицательной степени окисления — числом притянутых электронных пар. Например, в молекуле H I хлор и водород одновалентны степень окисления более электроотрицательного хлора (3,0) принимается равной —1, а менее электроотрицательного водорода (2,1) +1. В молекулах аммиака H3N и трифторида азота NF, азот образует три связи, т. е. трехвалентен. В ooTBeT TBHii же с рг зличием в электроотрицательностях азота (3,0), водорода /2,1) и фтора (4,0) азоту в HgN приписывается отрицательная степень окисления —3, а в NFg — положительная степень окисления --1-3, [c.82]

СВЯЗЬ. Так, молекула воды, имеющая две полярные связи О—Н и две направленные несвязывающие электронные пары, может образовывать четыре водородные связи. Поэтому в кристалле льда (рис. 67) каждая молекула воды тетраэдрическн соединена водородными связями с четырьмя ближайшими к ней молекулами, что в плоскостном изображении можно представить схемой [c.103]

Как видно из этих примеров, молекулы НС и HNO3 отдают протоны и поэтому выступают в качестве акцепторов электронных пар, т. е. являются кислотными соединениями. Молекулы же растворителя (воды и аммиака) присоединяют протоны и тем самым выступают в качестве доноров электронных пар, т. е. ведут себя как основные соединения. В результате донорно-акцепторного взаимодействия увеличивается концентрация положительных ионов (ОН — в воде, NH — в жидком аммиаке) по сравнению с чистым растворителем. Сказанное позволяет сформулировать следующее частное определение кислот кислота — это соединение, при растворении которого увеличивается концентрация положительных ионов растворителя. [c.133]

Степень и характер основно-кислотной ионизации в системе из двух соединений водорода (I) зависят от их донорно-акцепторной активности. Так, в ряду HF—Н2О—H3N в соответствии с уменьшением числа неподеленных электронных пар возрастает сродство к протону. Поскольку сродство к протону у Н3N больше (9,3 эВ), чем у Н2О (7,9 эВ), кислоты, слабые в водных растворах, в жидком аммиаке ионизируются в значительно большей степени. Например, H N в воде — очень слабая кислота, а в жидком аммиаке ионизируется почти так же, как HNOa в воде. В жидком аммиаке кислотные свойства проявляют даже некоторые углеводороды. Вода при растворении в HF ведет себя как основание. [c.134]

Понятно, что чем больше отрицательный заряд и меньше размер гниона, тем он более сильный донор электронных пар и тем легче отрывает протон от молекулы воды. Так, по возрастанию прочности юдородиой связи оксоанионы / -элементов HI периода располагаются Е следующий ряд С104< SO4 <Р04 < SiOl. [c.210]

Подобным образом ведут себя слабые доноры электронных пар — однозарядные анионы (С1", Вг , Г , N03,0104) к этой же группе анио-1ЮБ относятся ионы SO4, SiFg и другие кислотные остатки сильных кислот. [c.210]

В качестве амфотерного соединения можно рассматривать гидрид алюминия А1Нз, который в зависимости от партнера по реакции может выступать и как донор электронных пар (основное соединение), и как акцептор (кислотное соединение) [c.276]

Химический тренажер. Ч.1 (1986) -- [ c.7 , c.77 ]

Пособие по химии для поступающих в вузы 1972 (1972) -- [ c.74 ]

Физическая химия. Т.1 (1980) -- [ c.515 ]

Химия (1978) -- [ c.112 ]

Краткий курс физической химии Изд5 (1978) -- [ c.43 ]

Общая химия и неорганическая химия издание 5 (1952) -- [ c.99 ]

Общая химия (1974) -- [ c.117 ]

Краткий курс физической химии Издание 3 (1963) -- [ c.44 ]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология