Электронные пары неподеленные

Не следует путать дипольный момент связи и дипольный момент молекулы, так как в молекуле могут существовать несколько связей, дипольные моменты которых суммируются как векторы. Кроме того, на величину дипольного момента молекулы могут влиять магнитные поля орбиталей, содержащих электронную пару, — неподеленные электроны. Большое влияние на полярность молекулы оказывает ее симметрия. [c.84]

Исходя из приведенных данных, строение молекулы Оз можно объяснить следующим образом. Центральный атом кислорода молекулы Оз находится в состоянии хр2-гибридизации (за счет 2 -, 2p .- и 2р, -орбиталей). Две из гибридных 5р -орбиталей центрального атома участвуют в образовании двух <т-связей О—О (дпух молекулярных о< и-орбиталей). Третья хр -гибридная орбиталь (молекулярная сг-орбиталь) содержит неподеленную электронную пару. 2р -Орбиталь центрального атома (расположенная перпендикулярно плоскости расположения атомов) и 2р -орбитали крайних атомов участвуют в образовании нелокализованной я-связи (молекулярная ясв-орбиталь). Таким образом, невозбужденное состояние молекулы Оз отвечает следующему заполнению молекулярных орбиталей [c.320]

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]

У азотсодержащих ПАВ энергия связи с водой возрастает от первичного атома N к третичному и у последнего она на порядок превышает свободную энергию испарения и энергию связи с малополярной средой, поэтому можно заключить, что в образовании водородных связей с водой участвуют не атомы водорода активных групп при азоте, а неподеленные электронные пары самого азота. [c.202]

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]

Особая устойчивость таких группировок объясняется тем, что между атомами актиноида и кислорода осуществляется тройная связь. Две из связей образуются за счет двух непарных электронов атома актиноида и двух непарных электронов атома кислорода, третья связь образуется яа счет неподеленной электронной пары атома кислорода и свободной орбитали атома актиноида [c.653]

Здесь точками обозначены электроны, первоначально принадлежавшие атому азота, а крестиками — принадлежавшие атомам водорода. Из восьми внешних электронов атома азота шесть образуют три ковалентные связи и являются общими для атома азота и атомов водорода. Но два электрона принадлежат только азоту и образуют неподеленную электронную пару. Такая пара электронов тоже может участвовать в образовании ковалентной связи с другим атомом, если во внешнем электронном слое этого атома есть свободная орбиталь, Незаполненная 15-орбиталь у меется, например, у иона водорода Н+, вообще лишенного электронов [c.130]

Кроме того, на величину электрического момента молекулы могут влиять магнитные поля орбиталей, содержащих электронную пару, — неподеленные электроны. Большое влияние на полярность молекулы оказывает ее симметрия. [c.81]

Нетрудно заметить, что у атома азота в молекуле метила ,шна имеется электронная пара, принадлежащая только этому атому. Такие электронные пары, не связанные с другими атомами в молекуле и принадлежащие только одному какому-нибудь атому, называют не поделенными электронными парами. Неподеленные пары электронов имеются, например, у трехвалентного азота, двухвалентного кислорода, одновалентного хлора [c.60]

Электронная теория координационной связи. Согласно этой теории (Льюис, 1923 см. стр. 93), лиганд является донором, а центральный атом— акцептором электронов. Пара неподеленных электронов лиганда образует координационную связь с центральным атомом, т. е. простую связь (а-связь). [c.715]

При образовании молекулы аммиака также происходит хр -гиб-ридизация атомных орбиталей центрального атома (азота). Именно поэтому валентный угол НЫН (107,8°) близок к тетраэдрическому. Небольшое отличие этого угла от 109,5° объясняется, как и в молекуле воды, асимметрией в распределении электронных облаков вокруг ядра атома азота из четырех электронных пар три участвуют в образовании связей N—Н, а одна остается неподеленной. [c.139]

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]

Атом а юта в молекуле аммиака связан тремя ковалентными связями с атомами водорода и сохраняет при этом одну неподеленную электронную пару [c.401]

Все молекулы воды, образующие небольшие (л 15) кластеры, сильно ориентированы полем иона. Среди ближайших к иону (особенно Ыа+) молекул воды преобладает ориентация, в которой неподеленная электронная пара молекул воды направлена к иону [386, 413]. Впрочем, детальная картина распределения ориентаций молекулы воды по отношению к иону зависит от выбранной модели распределения электростатических зарядов в молекуле [414]. [c.147]

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]

Эти три молекулы являются изоэлектронными в них содержится одинаковое число электронов. Наличие в каждой из них восьми валентных электронов вокруг центрального атома иллюстрирует правило октета. В СН все восемь электронов попарно вовлекаются в образование связей, однако в двух остальных молекулах имеются неподеленные электронные пары. В аммиаке три связывающие электронные пары и одна неподеленная пара, а в молекуле воды две связывающие пары электронов и две неподеленные пары. [c.471]

Льюисовы структуры. Обобществление электронных пар и связывающие электронные пары. Неподеленные пары электронов. Электронная конфигурация атомов благородных газов. Правило октета. Двойные связи, тройные связи и порядок связи. Незамкнутые оболочки. Формальные заряды на атс>. ау.. Изоэлгктрснныг молекулы. [c.464]

ОВЭП, десять электронов вокруг центрального атома образуют пять электронных пар, ориентированных по направлению к вершинам триго-нальной бипирамиды. Три из этих пяти электронных пар используются для образования связей с атомами фтора, а две остальные образуют несвязывающие (неподеленные) электронные пары. Неподеленные электронные пары занимают больший объем в пространстве вокруг центрального атома и поэтому должны располагаться в экваториальной плоскости три- [c.295]

По такой же сХеме расположены электронные пары в Sp4 (рис. 5.5, б). Сера — элемент VI группы — использует четыре из своих шести валентных электронов для образования связей, и у нее остается неподеленная электронная пара. Неподеленная пара может занимать аксиальную позицию или, как показано на рис. 5.5, б, экваториальную. Размещение ее в экваториальной плоскости согласуется с идеей Джиллеспи — Найхолма, что орбиталь неподеленной пары сконцентрирована в области, более близкой к ядру, чем орбитали связей. В этом [c.108]

Согласно органической номенклатуре родоначальным радикалом называют соединение, получающееся при формальном удалении одного или нескольких атомов водорода от одного или нескольких атомов родоначального гидрида, родоначального соединения или их гидропроизводных. Атом, при котором остается неспаренный электрон, называют радикальным центром. Атом с одним свободным (несвязывающим) электроном называют моновалентным радикальным центром. Атом с двумя (тремя) свободными (несвязывающими) электронами, которые могут быть спаренными, т. е. иметь антипараллельные спины (синглет), или неспаренными, т. е. иметь параллельные спины (триплет), но которые не могут быть несвязывающими электронными парами (неподеленные пары) атома в исходной молекулярной структуре, называется двухвалентным (трехвалентным) радикальным центром. Радикал с двумя или более моновалентными радикальными центрами называется бирадикалом, трирадикалом и т. д. [c.214]

Н. Сиджвиком и Г. Пауэллом, а в 1957 г. усовершенствован Р. Гиллеспи и Р. Найхолмом. Развитый ими подход получил название метода отталкивания валентных электронных нар (ОВЭП) его суть сводится к утверждению, что связывающие электронные пары и неподеленные электронные пары каждого атома в молекуле должны принимать пространственное расположение, которое минимизирует отталкивание всех электронных пар, окружающих данный атом. [c.491]

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]

Сульфит-ион so " имеет структуру тригональной пирамиды с атомом серы в вершине (см. рис. 51, г). Поскольку неподеленная пара атома серы пространственно направлена, ион SO — активный донор электронной пары и легко переходит в тетраэдрические ионы HSO3 и sof. Ион HSOf суш,ествует в виде двух переходяш,их друг в друга изомерных форм [c.330]

Образование ковалентной связи может иметь и донорно-акпеп-торный механизм. В этом случае атом-донор предоставляет двух-электрОШюё" облако, а атом-акцептор - свободную орбиталь. Дон но-акцепторные связи, называемые также координационными возни1 1ЮТ, например, при образовании ионов [Ад(ЫНз)21 , [2п(NHз)4] , [СО(ЫНз)д] и др., в которых азот молекулы аммиака, обладая неподеленной электронной парой, выполняет функцию донора, а ионы Н , Ag, и Со — функцию акцептора. [c.47]

Будучи ярко выраженным донором неподеленной электронной пары атома фосфора, РО3 -ион, присоединяя протон, превращается в тетраэдрический ион РОдН или за счет окисления превращается в ион РО4. Ион 50з существует, но довольно легко окисляется до 80Г и дает 50зН . Что же касается иона СЮз, то, поскольку з/ -гиб-ридное состояние С1 не характерно, неподеленная электронная пара (5 ) сохраняет шарообразную форму и не проявляет тенденции к донорно-акцепторному взаимодействию. Поэтому ион СЮз вполне устойчив и восстановительных свойств практически не проявляет. Таким образом, в ряду РОз — 50з — СЮз восстановительная активность падает. [c.434]

Атом кислорода, введенный в боковую цепь фторолефина, имеет две неподеленные свободные электронные пары, является донором электронов, соответственно увеличивает плотность л-элек-тронов двойной связи и повышает ее реакционную способность в реакциях сополимеризации с фторолефинами при этом в составе сополимеров возрастает содержание перфторалкоксиолефинов. [c.507]

Причиной молекулярной ассоциации в водных растворах и многих жидкостях часто является возникновение водородной связи между соприкасающимися полярными частями молекул, содержащих, например, гидроксильные группы (см. стр. 164). Такая ассоциация проявляется также и при адсорбции на адсорбентах, содержащих на поверхности гидроксильные группы, например при адсорбции воды, спиртов, аммиака, аминов и т. п. на поверхностях гидроокисей, т. е. на гидроксплированных поверхностях силикагелей, алюмогелен, алюмосил икатных катализаторов и т. п. адсорбентов. Поверхность силикагеля покрыта гидроксильными группами, связанными с атомами кремния кремнекислородного остова. Вследствие того что электронная -оболочка атома кремния не заполнена, распределение электронной плотности в гидроксильных группах поверхности кремнезема таково, что отрицательный заряд сильно смеш.ен к атому кислорода, так что образуется диполь с центром положительного заряда у атома водорода, размеры которого невелики. Часто молекулы адсорбата, обладающие резко смеш,енной к периферии электронной плотностью или неподеленными электронными парами (например, атомы кислорода в молекулах воды, спиртов или эфиров), образуют дополнительно к рассмотренным выше взаимодействиям водородные [c.496]

При наличии на поверхности выдвинутых вперед катионов, как в случае цеолитов, теплоты адсорбции эфира также сильно превосходят теплоты адсорбции н-пентана (рис. ХУП1, 6в). Это показывает, что взаимодействие обладающего неподеленными электронными парами атома кислорода эфира с гидроксильными [c.498]

Таким образом, внешние электронные слои атома кислорода и центрального атома азота оказываются заполненными здесь образуются устойчивые восьмиэлектроиггые конфигурации. Но во внешнем электронном слое крайнего атома азота размещено только шесть электронов этот атом может, следовательно, быть акцептором еще одной электронггой пары. Соседний же с ним центральный атом азота обладает неподеленной электронной парой и мажет выступать в качестве донора. Это приводит к образованию [c.131]

Как указывалось на стр. 123, такая электронная структура атома кислорода обусловливает большие энергетические затраты на распариваппе его элект )онои, не компеисируемые энергией образования новых ковалентных связей. Поэтому ковалентность кислорода, как иравило, равна двум. Однако в некоторых случаях атом кислорода, обладающий неподеленными электронными парами, может выступать в качестве донора электронов и образовывать дополнительные ковалентн1,1е связн но донорно-акцепторному способу. [c.373]

Как показывает эта схема, одна нз орбиталей внешнего электронного слоя гома углерода остается незанятой электронами, так что этог атом может быть цептором электронной пары. Атом же кислорода сохраняет на одной из р-ор-италей неподеленную электронную пару и обладает, следовательно, электроно-онориыми свойствами. В результате образуется еще одна ковалентная связь — онорно-акцепторная [c.443]

Метод валентных связей в приложении к комплексным соединениям базируется на тех же представлениях, что и в простых соединениях (см. 39—44). При этом принимается во внимание, что химические связи, возникающие ирн комплексо-образованин, нмеют доиорно-акцепторное нроисхождение, т. е. образуются за счет неподеленной электронной пары одного из взаимодействующих атомов и свободной орбитали другого атома. Рассмотрим с этнх позиций строение некоторых комплексных со-едпиеннй. [c.598]

В молекуле аммиака атом азота находится в состоянии 5/> -гиб-риднзации, причем на одной из его гибридных орбиталей находится неподеленная электронная пара. Поэтому при донорноакцеиторном взаимодействии молекулы NH3 с ионом Н+ образуется ион NH i имеющий тетраэдрическую конфигурацию. Аналогично построен комплексный ион BF ]- здесь донором электронной пары служит анион р-, а акцептором — атом бора в молекуле ВРз, обладающий незанятой орбиталью внешнего электронного слоя и переходящий при комнлексообразовании в состояние sp -гибридизацни. [c.598]

С точки зрения Аррениуса, НСГкислота, а NaOH-основание. С точки зрения Бренстеда, кислотой является ион HjO , а основанием-гидрок-сидный ион (ОН ), поскольку именно эти частицы обмениваются протоном. С точки зрения Льюиса, кислотой является сам протон, поскольку он взаимодействует с неподеленной парой электронов гидроксидного иона гидроксидный ион является донором электронной пары и, следовательно, основанием [c.474]

Применение метода ОВЭП к конкретным многоатомным молекулам начинается с подсчета числа неподеленных электронных пар их цедтраль-ного атома и числа связанных с ним атомов., Будем называть суммарное ч"исло атомов, связанных с центральным атомом молекулы, и его неподеленных электронных пар стерическим числом (СЧ). Если у центрального атома А нет неподеленных пар электронов и его СЧ определяется просто числом связанных с А атомов X, то наблюдаемое геометрическое строение молекул согласуется с указанным на рис. 11-2. В каждом из примеров, при- [c.491]

Курс теоретических основ органической химии издание 2 (1962) -- [ c.63 , c.65 , c.86 , c.104 , c.144 , c.145 , c.150 , c.169 , c.175 , c.275 ]

Курс теоретических основ органической химии (1959) -- [ c.60 , c.133 ]

Геометрия молекул (1975) -- [ c.14 , c.15 ]

Валентность и строение молекул (1979) -- [ c.14 , c.93 ]

Курс органической химии Издание 4 (1985) -- [ c.22 , c.305 , c.307 , c.342 , c.450 , c.466 ]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология