Кислород вандерваальсовы радиусы

Длина связи углерод — кислород и углерод — азот (1,43 и 1,47 А соответственно) меньше, чем длина связи углерод — углерод (1,51 А). Вандерваальсовы радиусы увеличиваются в том же порядке 0<КН<СНг. Таким образом, другие несвязанные атомы й(i собны подходить ближе к атому кислорода, чем к группе N11, и ближе к N11, чем к группе СНг. Суммарный эффект этих различий носит скорее количественный, чем качественный характер так, предпочтительные конформации насыщенных кислород- и азотсодержащих гетероциклов обычно качественно подобны таковым дпя соответствующих карбоциклических соединений. Отличия главным образом заключаются в длинах связей, валентных углах и барьеру инверсии. [c.64]

Взаимодействие галогенов с кислородом, азотом, серой и селеном. Как показывают кристаллографические исследования между атомом галогена Г и атомом X, где X =0, N. 8, 5е, очень часто наблюдаются слабые химические связи. Они обнаруживаются по существенному уменьшению расстояния Г...Х сравнительно с суммой вандерваальсовых радиусов атомов Г и X. Атомы Г и X могут быть составными частя- [c.82]

Длина водородной связи пропорциональна ее энергии. Как видно из табл. 3.7, самые малые длины и самые высокие энергии найдены в водородных связях с участием атома кислорода, в частности между фенольными группами (Туг—Туг) и в воде. Несколько большие расстояния и меньшие энергии у водородных связей между атомами азота и кислорода, и значительно меньшие энергии имеют водородные связи между двумя атомами азота, а также между атомами азота и серы. По сравнению с суммой вандерваальсовых радиусов расстояния увеличиваются на 10—25%. Для грубой оценки энергии водородных связей проще всего воспользоваться теплотой сублимации льда, которая составляет 13 ккал/моль. Большая часть [c.46]

Расстояние 0---Н—О, равное 2,73 А, значительно превышает удвоенное расстояние для связи О—Н (1,00 А). На долю 0-- Н-связи приходится 1,73 А интересно отметить, что это расстояние значительно меньше, чем сумма вандерваальсовых радиусов водорода и кислорода (0,9 А+1,22 А=2, 12 А) [16] (см. также стр. 194, рис. 21). [c.178]

Кристаллические структуры комплексов (дибензо-ЗО-краун-10) х х К+1 и (бензо-15-краун-5)2 -K+I- [можно обозначить также (33) 2К+ I ] указывают на то, что К+ координируется десятью атомами кислорода на расстояниях менее 2,95 А, причем в последнем случае образуется пентагонально-антипризматическая структура [138, 570]. Для других кристаллических комплексов обнаружены 1) стехиометрия 3 2, связанная с сосуществованием комплексов состава 1 1 и свободного полиэфира 2) дополнительное встраивание в координационную сферу атомов аниона, ароматических колец лиганда или гид-ратной воды 3) образование связей атомами кислорода более чем с одним ионом М+ [137, 115, 283]. Согласно рентгенографическим данным, в криптатах (36, X = 0) Na+, K+, Rb+ и s+ действительно атом металла находится в клетке, образованной лигандом. М+ вступает во взаимодействие лишь с восемью донорными атомами, но не с анионами и не с молекулами воды (некоторые из кристаллических комплексов гидратированы). Несколько заслоненная (угол 15 — 45°) двояковогнутая тригонально-призматическая структура, образуемая донорными атомами, подстраивается таким образом, чтобы обеспечить наиболее точное соответствие с размерами иона металла. Тем не менее разность наблюдаемого среднего расстояния М+ -О и суммы кристаллографического радиуса М + и вандерваальсового радиуса О составляет для Na+ + 0,22, К+ + 0,05, Rb+ + 0,02, s+ -0,12. Таким образом натрий сжимает структуру, а образование комплекса s + [c.344]

А. Три первых примерно равны удвоенному, вандерваальсову радиусу кислорода, а последнее указывает на существование водородной связи О — Н — О. Если группа X — Н участвует в образовании водородной связи, то это приводит к понижению частоты валентного колебания хн, уширению полосы и повышению ее интегральной интенсивности в ИК-спектре. Поэтому ИК-спектро-скопия является полезным методом исследования водородных связей в растворах. [c.252]

Перхлорат и борфторид ассоциируются более прочно, чем можно было бы ожидать, исходя из их вандерваальсовых радиусов. И в самом деле их расстояния по Бьерруму почти равны сумме радиусов тетраметиламмо-ния и кислорода (4,65 А) или фторида (4,64 А). Не ясно, правда, насколько эти числа соответствуют действительности. Похоже на то, что отрицательный заряд в ионных парах локализован на кислороде или фторе и координирующиеся СЮз или ВРз неотличимы от молекул растворителя. То, что ионные пары, содержащие перхлорат, имеют необычную прочность, может служить основой для их использования в инертных электролитах. [c.74]

Восьмикоординация, близкая к формам, показанным на рис. 5.2, найдена в двух соединениях, которые содержат бидентатные лиганды, где два донорных атома удерживаются значительно ближе, чем это разрешают их вандерваальсовы радиусы. Так, поскольку в соединении КзСгОд [12] содержатся атомы Сг формально в окислительном состоянии V (каждый из них окружен четырьмя пероксид-ионами), то полагают, что один из атомов каждого пероксид-иона находится при вершине удлиненного бисфеноида (вершины А на рис. 5.2, б), причем вертикальные углы равны 87°, в то время как другой атом каждого пероксид-иона находится в одной из вершин чрезвычайно сильно сжатого бисфеноида (вертикальные углы 174°). Последний едва отличается от плоской квадратной формы. Атом кислорода удлиненного бисфеноида лежит примерно на 0,1 А ближе к атому Сг, чем атом кислорода в почти квадратном бисфеноиде. [c.162]

Представляет интерес полученная путем моделирования радиальная функция распределения пар g(r). На рис. 2.6 приведена функция распределения пар кислород-—кислород молекул воды goo(r), рассчитанная с учетом всех пар молекул растворителя. Результаты в пределах статистической точности расчета согласуются с полученными при моделировании объемной воды [3]. Из рисунка видно, что функция goo(r) характеризуется острыми пиками и впадинами — результат проявления структуры с водородными связями. Первый пик, наблюдаемый при 2,85 А, соответствует минимуму энергии О—Н... О водородной связи. Среднее распределение атомов кислорода воды вокруг углеродных атомов метильной группы представлено на рис. 2.7 приведены средние результаты для трех метильных групп растворенного вёщества. В противоположность картине, приведенной на рис. 2.6, первый пик широкий. Центр пика соответствует 3,7 А, что сравнимо со средним контактным расстоянием между молекулой воды и метильной группой, равным примерно сумме их вандерваальсовых радиусов (3,8 А). Поскольку молекулы воды могут контактировать с метильными группами только внутри ограниченного угла вокруг атома углерода (из-за наличия остатка растворенного вещества, соединенного с метильной группой), высота первого пика в go (r) меньше величины, которая достигалась бы, если метильная группа была целиком доступна растворителю (как, например, в растворе метана). Ширина и радиальное расположение сравнимы с найденными при исследованиях аргоноподобных систем [5], т. е. первый пик соответствует примерно контактному расстоянию и относительно более широк, чем в goo(r) для воды, особенно со стороны больших значений г. Вид функции go (r) в аргоне указывает на то, что структура определяется не сильным притяжением водородных связей, как в чистой воде, а отталкиванием сфер Леннарда-Джонса. [c.42]

Нормальная длина связи между атомами брома в молекуле Вгг равна 0,228 нм, сумма вандерваальсовых радиусов атомов О и Вг 0,303 нм следовательно, в диоксандибромиде связь Вг—Вг несколько растянута, а расстояние между ядрами атомов кислорода и брома меньше, чем сумма вандерваальсовых радиусов. Отсюда видно, что бром образует с диоксаном более прочный комплекс, чем с бензолом. [c.134]

Структура льда при обычных давлениях — хорошая отправная точка, с которой можно начать рассмотрение жидкой воды. Молекулы воды во льду связаны друг с другом водородными связями и образуют тетраэдры, как это показано на рис. 2.12. Кристаллическая решетка льда похожа на решетку тридимитной формы 5102, для которой тоже характерно тетраэдрическое расположение атомов. Структура льда с указанием положения атомов водорода и кислорода в узлах решетки, а также их вандерваальсовых радиусов представлена на рис. 2.13. Видно, что атомы распределены относительно далеко друг от друга и это согласуется с представлением о более низкой плотности льда по сравнению с жидкой водой. [c.114]

Проведен реятгеноструктурный анализ кристаллических комплексов дибензо-18-1КО роны-6 с Rb+ и Na+, >а также свободного ионофора. Катионы находятся в одной плоскости с атомами кислорода (ср. с энниатином). Расстояния Rb—О и Na—О составляют 2,86— 2,93 и 2,74—2,89 А соответственно. Открытая структура этих ионофорных комплексов становится очевидной иа основании того, что анион S N находится на расстоянии вандерваальсова радиуса от Rb (расстояние Rb—N 2,94 А), т. е. образует ионную пару, в то время как расстояние Na—N заметно больше 3,32 А. Конформация свободного ионофора в решетке менее симметрична, чем конформация связанного в комплекс ионофора [61, 62]. Спектр протонного м-агнитного резонанса раствора, по крайней мере при 60 МГц, недостаточно разрешен для того, чтобы на его реновации можно было провести простой конформационный анализ [51]. [c.258]

Таким образом, СО-связи имеют различные длины. Угол ОСО равен 124°18, т.е. он больше, чем теоретическое значение (120°), что, несомненно, обусловлено стерическим отталкиванием между атомами кислорода, так как расстояние между ними (2,26 А) меньше суммы вандерваальсовых радиусов. Угол СОН равен 107°48. Вращение вокруг связи С—ОН обладает очень большим энергетическим барьером, равным 17 ккал/моль это указывает на то, что молекула плоская. [c.710]

Здесь 1 — функция расстояния г// между центрами атомов она имеет разрыв при т = Я1 (/ гу — сумма вандерваальсовых радиусов атомов I и /). Радиусы I и / определяются только типом атомов (алифатический углерод, кетонный кислород и т.д.). Для простых молекул обычно радиусы атомов находят из величин расстояний между атомами в кристаллической решетке. В общем случае 1 представляет собой функцию потенциальной энергии, зависящую только от набора значений 7 //. [c.561]

В комплексах хлористого и бромистого оксалила с диоксаном компоненты комплекса также связаны в цепочки. Разница между найденным расстоянием галоген — кислород и нормальным расстоянием вандерваальсова взаимодействия в этих случаях меньще, чем для вышеупомянутых комплексов йодоформа. Особенно интересно, что длина связи О—Вг в аддукте с бромистым оксалилом (3,21 А) приблизительно равна длине связи О—С в аддукте с хлористым оксалилом (3,18 А). Так как ковалентный радиус хлора значительно меньше, чем ковалентный радиус брома, следовательно, бромистый оксалил образует, по-видимому, более прочный комплекс, чем хлористый оксалил. На основании аналогичных соображений (см. табл. 4) был сделан вывод, что бром образует с диоксаном более устойчивый комплекс, чем хлор [42]. В кристаллическом аддукте 1,4-диоксана и дииодоацетилена состава 1 1 компоненты также чередуются в длинных цепях [47]. Имеется большое число кристаллографических данных, свидетельствующих о том, что в твердом состоянии галогенцианы, цианурхлорид и бромистый оксалил состоят из цепей молекул, координированных благодаря донорно-акцеп-торному взаимодействию [26]. [c.68]

Различия в силе пространственного затруднения, испытываемого заместителями в положениях И и 12, выражающиеся в различных скоростях гидролиза и ацетилирования, характеризуются следующим рядом 11а < 12р < 12а < Пр. Эта последовательность определяется реакциями, н которых принимает участие кислород, а не углерод, и она не всегда имеет силу для области, непосредственно окружающей Сц и С,,, т. е. в пределах радиуса действия вандерваальсовых сил. Присоединения и замещения в этих положениях иногда приводят к образованию явно необычных продуктов. [c.626]

Если два каких-либо атома находятся на расстоянии 3-4 Л друг от друга, то между ними возникает неспецифическое притяжение. Такое притяжение, называемое вандер-ваальсовым взаимодействием, менее специфично и значительно слабее, чем электростатические взаимодействия или водородные связи, однако оно имеет не менее важное значение в биологических системах. В основе возникновения вандерваальсовых взаимодействий лежит тот факт, что распределение электронного заряда вокруг атома меняется во времени. В любой взятый момент времени распределение заряда не является полностью симметричным. Эта преходящая асимметрия электронного заряда одного атома вызывает изменение распределения электронов вокруг соседних атомов. По мере сближения двух атомов до так называемого расстояния вандерваальсова контакта сила притяжения между ними возрастает (рис, 6.27). На расстоянии, более коротком, чем контактное, начинают преобладать очень большие силы отталкивания, поскольку происходит перекрывание двух внешних электронных облаков. Контактное расстояние между атомами кислорода и углерода, например, составляет 3,4 А, т. е, сумму контактных радиусов атома О (1,4 А) и С (2,0 Л), [c.124]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология