Формальные заряды на атомах

Формальные заряды на атомах [c.468]

Для вычисления формальных зарядов на атомах в молекуле каждому атому приписывают по одному электрону от каждой ковалентной связи, образуемой парой электронов с участием данного атома, плюс все его неподеленные электронные пары. Тогда формальный заряд на атоме совпадает с зарядом, который он имел бы, если бы стал изолированным ионом с таким же числом валентных электронов [c.469]

В указанном соединении углерода формальные заряды всех атомов равны нулю. Но если произвести формальное определение зарядов на атомах в соединении бора с азотом, нетрудно убедиться, что В несет на себе формальный заряд 1, а N-заряд + 1. Поскольку формальные заряды на атомах определяются способом распределения электронов внутри молекулы или иона, суммарный формальный заряд всех атомов должен быть равен полному заряду иона или нулю в случае нейтральной молекулы. [c.474]

Однако наличие большого положительного формального заряда на атоме серы указывает, что данная структура не вполне удовлетворительна. Намного лучшее описание связи в ионе 50 , устраняющее формальный заряд -ь 2 на атоме серы, достигается в предположении образования двух двойных связей между серой и кислородом. [c.479]

Формальный заряд на атомах определяется путем отнесения одного из двух электронов обобществляемой пары к каждому из связанных между собой атомов. В отличие от этого степень окисления определяют, относя оба обобществляемых электрона к более электроотрицательному из двух связанных атомов. (Именно такой смысл имеет правило 5 в разд. 10-1.) Следовательно, степень окисления-это заряд, который мог бы иметь атом, если бы он стал изолированным ионом с отнесенным к нему числом электронов [c.482]

Каковы формальные заряды на атоме С1 в указанных выше льюисовых структурах для оксианионов СЮ", СЮ , СЮ и СЮ4 Можно ли предложить для этих оксианионов более удачные льюисовы структуры Какие Изменится ли в этих льюисовых структурах степень окисления С1 в каждом случае [c.483]

Формальные заряды на атоме С1 в указанных выше льюисовых структурах оксианионов хлора таковы [c.483]

Во всех случаях, кроме СЮ , на атоме С1 имеется формальный положительный заряд. Для каждого из этих оксианионов можно предложить более удачные льюисовы структуры, в которых формальный заряд на атоме С1 доведен до нуля. Эти структуры включают связи С1=0 , причем вокруг атома С1 располагается более восьми электронов. Столь большое число электронов, однако, вполне допустимо [c.483]

Для оксианиона С10 возможны три эквивалентные резонансные структуры, и в каждой из них формальный заряд на атоме С1 равен нулю, а в резонансном гибриде все три связи хлор—кислород эквивалентны [c.484]

Льюисова структура со значительна различающимися формальными зарядами (неудачная) формальный заряд на атоме С1 равен + 3 степень окисления С1 получается путем отнесения всех четырех связывающих пар электронов к атомам О, как если бы связи были чисто ионными вычисленная таким образом степень окисления С1 равна + 7. [c.484]

Рис. 21-13. Возможные изображения структуры пептидной связи между аминокислотами в белках, а-структура с двойной связью между атомами СиО, роль пептидной связи играет простая связь С—N б-структура с простой связью С—О и двойной пептидной связью =N. Эта структура требует помещения формальных зарядов на атомах О и N и поэтому менее удовлетворительна

Окислительно-восстановительные реакции весьма типичны для кислородных соединений азота и фосфора. Для определения направления протекания окислительно-восстановительных реакций можно использовать значения стандартных электродных потенциалов или свободной энтальпии АО. Наглядное представление о положении равновесия или о направлении хода реакций (без учета кинетических факторов) можно получить из диаграммы окислительных состояний элемента в водном растворе. Для ее построения необходимо найти степень окисления элемента в простом соединении или ионе (если атомы элемента связаны только с атомами кислорода или водорода), которая численно равна формальному заряду на атоме элемента, если принять для атома кислорода заряд —2, а для атома водоро- [c.540]

В начале настоящей главы мы расскажем о том, как атомы могут объединяться в молекулы. Рассмотрев различные типы связей, которые существуют в органических соединениях, мы обсудим теорию молекулярных орбиталей и применение этой теории для описания связей в некоторых малых молекулах. Затем мы перейдем к теории отталкивания электронных пар валентной оболочки и к понятию гибридизации, которые помогут нам представить образование связей в более сложных молекулах. Далее мы кратко расскажем о том, как структуры Льюиса используются для представления органических молекул. Часть этого рассказа будет посвящена расчету заряда ( формального заряда ) на атомах в молекулах. Наконец, мы остановимся на очень важной для понимания строения и реакций органических соединений теории резонанса. [c.27]

Поэтому формальный заряд на углероде равен 0. Подобный расчет для водорода показал бы, что и на водороде формальный заряд равен пулю (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. [c.40]

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. [c.40]

В метильном радикале СНд при атоме углерода нет внешнего октета электронов, однако этот радикал не является кислотой Льюиса. Объясните. Каково состояние углерода в этом почти плоском радикале Каков формальный заряд на атоме углерода [c.78]

В органической химии редко пользуются формальными зарядами на атомах в молекуле. [c.131]

Как видим, образование ковалентной связи за счет НЭП одного из атомов ведет к появлению зарядов. Этим, в частности, объясняются формальные заряды на атомах азота и кислорода нитрогруппы. Далее показаны функциональные группы с указанием НЭП и зарядов на соответствующих атомах. [c.49]

Эта неудача с альдегидами пиридина, очевидно, не может быть приписана необратимости электродного процесса, а вызвана нарушением пропорциональности вследствие формального заряда на атоме азота пиридинового кольца. Этот заряд исчезает в щелочной среде, и здесь потенциал полуволны определяется, как было первоначально показано для углеводородов [162, 163], энергией низшей свободной я-молекулярной орбиты. Корреляция выражается уравнением — 1/2 =0,82+1,73 л (л —энергия, выраженная в единицах Р вычислена по методу МО ЛКАО без учета перекрывания). [c.273]

Проведен расчет молекулы тетраборана методом молекулярных орбит в приближении линейных комбинаций атомных орбит (ЛКАО-МО) [23] (вычислены с различными приближениями формальные заряды на атомах бора, дипольный момент). [c.335]

Вычисления формальных зарядов на атомах бора по методу линейной комбинации атомных орбит (ЛКАО) с различными приближениями приводят к сильно различающимся значениям [6—8], из которых, по-видимому, наиболее удовлетворительно согласуется с химическими свойствами декаборана следующий ряд [c.382]

Авторы работы [152] считают, что неспаренный электрон находится в большей степени на пероксогруппе, чем на атомах Со. По их мнению, взаимодействие Со — О имеет характер а-связи, а между атомами кислорода помимо а-связи имеется трехэлектронная я-связь. Это приводит к формальному заряду на атоме Со —3, на атом О + /2, на группе ЫНз + 1. [c.154]

Среди структур с одинаковым числом связей менее стабильными являются структуры, которые содержат формальные заряды на атомах, за исключением атомов, обладающих электроположительностью или электроотрицательностью, достаточными для образования ионной связи. Формальный заряд F = (п — b — и), где п — число валентных электронов, b — число связей и — число необобщенных электронов. [c.386]

Здесь Qi — плотность я заряда на атоме / pi — порядок я-связи между атомами i и / (см. разд. 3.6). В соответствии с нашими предположениями атом / считается нейтральным при <7, = 1 величина Qj—l в уравнении (5.8) представляет собой, таким образом, полный формальный заряд на атоме / в единицах заряда электрона е. [c.205]

Можно показать, что вклады а-связей в дипольный момент сопряженного углеводорода должны обращаться в нуль, когда все углы между связями близки к 120°. Результирующая полярность такой молекулы должна быть обусловлена поляризацией л-электронов. Вклад я-электронов легко рассчитать, если принять модель с пренебрежением дифференциальным перекрыванием. Полный формальный заряд на атоме i, обусловленный поляризацией я-электронов, равен — 1. Отсюда сразу можно найти результирующий я-дипольный момент, если известны положения и заряды атомов в молекуле. [c.234]

Во-первых, легко видеть, что распределение формального положительного или отрицательного зарядов в ионе нечетного альтернантного углеводорода изменяется симбатно числу, классических структур с зарядом, локализованным в каждом положении, ибо по теореме 6.4 формальный заряд на атоме г равен а . [c.304]

Зная формальные заряды на атомах, образующих остов молекулы, можно оценить соответствующие изменения в потенциалах ионизации в валентных состояниях и одноцентровых интегралах отталкивания и, //) для р-АО, образующих я-системы. Это можно сделать с помощью следующей процедуры, разработанной Хинце, Уайтхедом и Джаффе [6]. Стандартные значения потенциалов ионизации в валентных состояниях /, и сродства к электрону Л для р-АО относятся к таким валентным состояниям, в которых каждый атом имеет целое число электронов. В рассматриваемых случаях это уже не так. Однако можно предположить, что / и Л должны быть непрерывными функциями числа имеющихся электронов. Тогда возможно интерполяцией определить / и Л для состояний с дробным числом электронов. Рассмотрим, например, атом азота. Из спектроскопических данных [2] можно определить потенциалы ионизации в валентных состояниях для трех состояний азота (Ы", N и М+) с различными целыми числами электронов. Далее, можно составить квадратичное выражение, связывающее заряд ц на атоме азота с его потенциалом ионизации [c.469]

Книга всесторонне и доходчиво, а самое главное методологически правильно знакомит с теорией химической связи и результатами ее применения к описанию строения и свойств соединений различных классов. Сначала изложены доквантовые идеи Дж. Льюиса о валентных (льюис овых) структурах и показано, что уже на основе представлений об обобществлении электронных пар и простого правила октета при помощи логических рассуждений о кратности связей и формальных зарядах на атомах удается без сложных математических выкладок, как говорится на пальцах , объяснить строение и свойства многих молекул. По существу, с этого начинается ознакомление с пронизывающими всю современную химию воззрениями и терминами одного из двух основных подходов в квантовой теории химического строения-метода валентных связей (ВС). К сожалению, несмотря на простоту и интуитивную привлекательность этих представлений, метод ВС очень сложен в вычислительном отношении и не позволяет на качественном уровне решать вопрос об энергетике электронных состояний молекул, без чего нельзя судить о их строении. Поэтому далее квантовая теория химической связи излагается, в основном, в рамках другого подхода-метода молекулярных орбиталей (МО). На примере двухатомных молекул вводятся важнейшие представления теории МО об орбитальном перекрывании и энергетических уровнях МО, их связывающем характере и узловых свойствах, а также о симметрии МО. Все это завершается построением обобщенных диаграмм МО для гомоядерных и гете-роядерных двухатомных молекул и обсуждением с их помощью строения и свойств многих конкретных систем попутно выясняется, что некоторые свойства молекул (например, магнитные) удается объяснить только на основе квантовой теории МО. Далее теория МО применяется к многоатомным молекулам, причем в одних случаях это делается в терминах локализованных МО (сходных с представлениями о направленных связях метода ВС) и для их конструирования вводится гибридизация атомных орбиталей, а в других-приходится обращаться к делокализованным МО. Обсуждение всех этих вопросов завершается интересно написанным разделом о возможностях молекулярной спектроскопии при установленни строения соединений здесь поясняются принципы колебательной спектро- [c.6]

Формальный заряд на атоме С1 в этой структуре равен + 3. Для HNO3 в соответствующей структуре [c.489]

В диазометане (H2 NN) один атом азота присоединен непосредственно к атому углерода, а второй атом азота присоединен к первому. Запишите для этой молекулы льюисовы структуры при условии, что а) два атома N соединены между собой тройной связью, б) второй атом N образует две двойные связи с С и N. В правильно составленной льюисовой структуре каждый из атомов С и N должен иметь в своей валентной оболочке по восемь электронов. Каковы формальные заряды на атомах в каждой из двух структур [c.506]

При качественной интерпретации соотношения между химическими сдвигами энергий связи электронов оболочки и распределением заряда в молекулах возникло много фальсификаций. В гл. 3 упоминалось, что с помошью метода молекулярных орбиталей можно рассчитать формальный заряд (8) на атоме в молекуле. Напомним, что формальный заряд определяется как электронная плотность на атоме в молекуле минус электронная плотность на свободном атоме. Из рис. 16.15 следует, что можно коррелировать формальный заряд на атоме азота в молекуле (полученный с помощью итерационных расчетов по расширенному методу Хюккеля) с наблюдаемыми энергиями связи 1. -электронов азота для ряда азотсодержащих соединений. Отметим, что для корреляции со сдвигом в энергиях фотоионизационных переходов электронов оболочки используют заряд основного состояния атома, который определяют произвольным образом. Наблюдаемый успех либо случаен, либо обусловлен тем, что члены, такие, как энергии электронной релаксации, сохраняют постоянное значение. [c.347]

Таким образом, анализ структур соединений ртути со фтором и анионами MFg хорошо иллюстрируют строгую взаимосвязь между величиной усредненного формального заряда на атоме ртути, ближайшими расстояниями Hg-F, строением (Hg )-катиона и расстоянием Hg-Hg в нем. С уменьшением заряда на атоме ртути от +1 до +1/3 ближние расстояния Hg-F увеличиваются от 2,133 в Hg2p2 (см. п. 1.1.1) до 3,2А в Hg3NbFg, размер и п-мерность (Hg )-KaTnoHa увеличивается, переходя стадии от конечных и приблизительно линейных групп (Hg2)2 (Hgз)2 (Hg4)2+ ДО бесконечной цепочки (Hg ) и далее к двумерному слою плотноупакованных атомов ртути. Расстояния Hg-Hg в этом ряду катионов увеличивается от 2,51 до 2,90А. [c.125]

Ответ. НСЮз имеет строение ОгСЮН. Формальный заряд на атоме хлора равен 2+, поскольку имеются две связи С1—О следовательно, значение рХ] будет отрицательным (сильная кислота). Кислота содержит только один атом водорода, поэтому рКг не существует. Экспериментальные данные подтверждают правильность этого предсказания. [c.302]

Рассмотрение этих данных приводит к выводу, что экранирование фтора прогрессивно уменьшается по мере того, как формальный заряд на атоме ксенона увеличивается. Это свойство подобно свойству интегралоге-нидов и, в частности, отражает возрастание электроотрицательности центрального атома с ростом степени окисления. Более детальный анализ возможных связей [c.339]

Из табл. 3 непосредственно следует, что вычисленные значения зарядов на атомах фтора в молекулах ХеРг и Хер4 больше чем —0,5е. Последняя величина получается при условии, что 5р-орбита ксенона должна образовать колинеарную сг-связь с двумя атомами фтора. Эти данные согласуются с расчетами с помощью простого метода молекулярных орбит [9] (см. также стр. 466). Распределение зарядов соответствует распределению, полученному Джортнером, Вильсоном и Райсом (см. стр. 466). Интересно выяснить, как более низкие значения формальных зарядов на атоме фтора, вычисленные для молекул ХеОр4 и ХеРе, согласуются с предложенной в этой работе схемой образования связи. Один возможный путь, который оставляет нетронутой O -связь и не требует образования гибридов (spd) ксенона, должен вводить небольшую долю р -связывания в связи через 5й-орбиты фтора и использовать 5 -орбиты ксенона . Возможность я-связывания в связях подтверждается при рассмотрении уравнений для величин экранирования как функций электроотрицательности нейтрального атома ксенона (2,45), полученной из зависимости кажущихся электроотрицательностей (см. табл. 3) от формального заряда на атоме ксенона, и как функции электроотрицательности (2,2), полученной из потенциала ионизации [9]. Можно заметить, что введение доли л -связывания, равной р = 0,07, достаточно, чтобы довести заселенность связывающей орбиты фтора Pzz(P) до значения 1,5е в случае ХеРе и ХеОр4. [c.348]

При этом предполагалось, что заряд иоНа щелочного метал- л а равен +1, а для расчета постоянных отталкивания были использованы константы г и n j молекул галогенидов щелочных элементов, оцененные Майлном и Кубичиотти [зт] (соответствующие константы ионов фтора и кислорода принимались равными). Геометрическая конфигурация аниона предполагалась жесткой, формальные заряды на атомах аниона варьировались в пределах, покрывающих разброс их оценок различньпли методами. [c.14]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология