Форма молекул валентные углы

Эти выводы о взаимном расположении атомов в молекулах N 1.1 и Н О соответствуют действительности. Значител[>пая полярносп. молекул воды ((1= 1,84 0) и аммиака ( 1=1,48 0), а также данные структурных исследований, свидетельствуют о том, что молекула Н2О имеет угловое строение, а молекула ЫНз построена в форме пирамиды. Однако углы между связями (валентные углы) отличаются от 90° в молекуле воды угол НОН составляет 104,3°, а в молекуле аммиака угол НЫН равен 107,8°. [c.135]

Как указывалось (см, рис, 51), молекула воды имеет угловую форму. Согласно теории валентных связей в молекуле Н2О две рЗ-гибридные орбитали атома кислорода участвуют в образовании двух связей О—Н. На двух других ридных орбиталях расположены две несвЯзывающие электронные пары (см. рис. 51). Валентный угол воды г НОН составляет 104,5°. [c.341]

Гибридизация Форма молекулы Валентный угол Примеры [c.59]

Угол между связями ОН в молекуле воды составляет 104° 27. Угловая форма молекулы воды объясняется тем, что два холостых электрона атома кислорода находятся в р-состоянии и их электронные облака располагаются в направлении координатных осей плоскостной системы. Но угол между связям , ОН возрастает до 104° 27 вследствие отталкивания одноименно заряженных ионов Н (расширение валентного угла). [c.626]

Молекула метана — тетраэдр, угол между валентностями составляет 109°28. Метил — плоская "молекула, угол между валентностями равен 120°. Чтобы перейти от тетраэдрической формы молекулы СН 1 к плоской, необходимо затратить энергию, поэтому энергия диссоциации связи С—Н больше средней энергии этой связи. [c.113]

Диполи воды имеют угловую форму, так как ядра атомов в них образуют равнобедренный треугольник. В основании его расположены два протона, а в вершине — ядро атома кислорода. При этом в молекуле воды две sp -гибридные орбитали атома кислорода образуют две ковалентные связи О—Н (длина которых около 0,1 нм) и остаются еще две неподеленные пары электронов. Валентный угол НОН (104,5 ) близок к тетраэдрическому (109,5" ). [c.279]

Теория гибридизации. Обычрю атомы формируют связи за счет электронов разных энергетических состояний. Так, у атомов бериллия (2s 2p ), бора (2s 2p ) и углерода (2з 2р ) в образовании связей одновременно принимают участие как 5-, так и р-электроны. Несмотря на различие форм исходных электронных облаков, связи, образованные с их участием, оказываются равноценными и расположенными симметрично. В молекулах ВеС12, ВС1 з и СС14, например, валентный угол С1ЭС1 равен 180°, 120° и 109°28 соответственно. [c.70]

Молекула Длина связи, пм Форма молекулы и валентный угол [c.68]

Молекула Н 0 образуется из атома кислорода и двух атомов водорода. Атом кислорода имеет даа неспаренных р-электрона, которые занимают две орбитали, расположенные под углом 90 друг к другу. Атомы водорода имеют 15-электроны. Угол между связями, образованными р-электронами, должен быть близок к углу между орбиталями р-электронов, т. е. к 90. Таким образом, метод валентных связей объясняет угловую форму молекулы Н]0. В действительности угол между связями в НаО несколько больше ои равен 104,5 (рис. 1.34а). Разница обусловлена рядом причин, главной из которых является участие в образовании связи также -электронов атома кислорода (это подробно рассмотрено ниже), [c.90]

По мере перехода к молекулам, центральный атом в которых имеет все большие размеры, электроны на валентных орбиталях в среднем располагаются все дальше друг от друга. Поэтому межэлектронные отталкивания оказывают все меньшее влияние на форму молекул. Например, атом серы имеет больший эффективный размер, чем атом кислорода, а атомные спектры свидетельствуют о том, что межэлектронное отталкивание для валентных орбиталей серы значительно меньше, чем для валентных орбиталей кислорода. По-видимому, по этой причине валентный угол Н—S—Н в молекуле сероводорода H S равен 92°, что намного ближе к значению 90% предсказываемому в рамках модели связывания, основанной на перекрывании (Зр + lsl-орбиталей (рис. 13-17). Очевидно, отталкивание двух связывающих электронных пар в H2S значительно меньше отталкивания двух связывающих электронных пар в HjO. [c.564]

Молекула Длина связи, А Валентный угол Форма молекулы [c.177]

КОНФИГУРАЦИЯ РАВНОВЕСНАЯ, расположение атомных ядер молекулы (или радикала, иона) в пространстве, соответствующее минимуму ее потенц. энергии. К. р. двухатомной молекулы характеризуется расстоянием между атомными ядрами. Для описания К. р. многоатомных молекул необходимо исппльловат] такие параметры, как длины связей, валентные углы, а также двугранные углы (см. Номенклатура стереохимическая). К. р. молекулы зависит от ее электронного состояния. Так, в оси. состоянии молекула ацетилена имеет линейную конфигурацию, в возбужденном — трансоидную. Параметры молекулы (или ее геометрию) определяют методами рентгеновского структурного анализа, газовой электронографии, микроволновой спектроскопии, нейтронографии и др., а в случае простых молекул также рассчитывают квантовомех. методами. КОНФОРМАЦИИ молекул, различные пространств, формы молекулы, возникающие при изменении относит, ориентации отд. ее частей в результате виутр. вращения атомов или групп атомов вокруг простых ( вя 1еп, изгиба связей и др. При этом стереохим. конфигурация молекулы остается неизменной. Каждой К. соответствует определ. энергия. Так, для молекулы зтана можно представить существование двух максимально ра )личающихся по энергии К.— 1аслоненной (ф-ла la), для к-рой диэдральный угол Ф (см. Номенклатура стереохимическая) имеет значения О, 2, 4, и. заторможенной, или шахматной ([б), с ф = 1, 3, 3. Первой из них соответствует максимум энергии, второй — минимум. Поэтому молекулы этана существуют практически только в заторможенной К. [c.274]

Если говорить о валентных углах, то их значения в большой степени зависят от формы молекулы. Так, валентный угол X—А—X равен 180 в линейной молекуле АХ 2, в плоской тригональной молекуле АХ3 он равен 120°, а в тетраэдрической молекуле АХ4 составляет 109°28. Конфигурации, приведенные на рис. 3-56, соответствуют допущению об одинаковом отталкивании между всеми электронными парами. Однако в действительности пространственные требования, а следовательно, и Н [c.147]

Многоатомные молекулы. Представителями простых веществ, состоящих из многоатомных молекул, являются сера и фосфор. Структурной единицей серы является циклическая молекула Se (рис. 3.2). Из этих молекул состоят ромбическая сера (Sa), моноклинная сера (S ), а также пары серы при низкой температуре. Формы S и S являются различными модификациями, в которых молекулы Sa имеют неодинаковую упаковку, однако теплота превращения одной формы в другую составляет всего 0,40 кДж-моль- . В Sa межатомное расстояние S—S равно 2,07 А, валентный угол S—S—S составляет 105°, группа симметрии D h, вещество диамагнитно и связь S—S считается одинарной. Будучи расплавленной, сера превращается в вязкую темно-коричневую массу , которая представляет собой смесь циклических молекул Se и линейных молекул, образовавшихся в результате разрыва циклов. При повышении температуры подвижность возрастает, что связано с разрывом цепеобразных молекул серы. Если жидкую серу резко охладить , то получается так называемая пластическая сера (Зф), макромолекулы которой благодаря беспорядочному [c.92]

Среди аллотропных разновидностей фосфора ниже 800 °С существует белый фосфор, который построен из тетраэдрических структурных единиц Р4 (рис. 3.2). Расстояние Р—Р составляет 2,21 А, валентный угол Р—Р—Р, равный 60°, является в значительной мере напряженным энергия напряжения составляет 96 кДж-моль . Такая напряженность проявляется в исключительной реакционной способности белого фосфора, Прн нагревании белого фосфора под давлением в течение длительного времени (температура 200°С) образуется высокомолекулярный черный фосфор (рис. 3.2). Межатомное расстояние в черном фосфоре Р—Р сохраняется таким же, как и в белом фосфоре— 2,21 А, однако напряжение ослабевает валентный угол Р—Р—Р составляет 100°. При нагревании белого фосфора до температуры 250 °С образуется аморфный красный фосфор, который выше 400 С переходит в кристаллическую форму, структура которой сложна и полностью не установлена. Она, вероятно, построена из полимерных цепей, образовавшихся путем сцепления разрушенных молекул Р4 и упакованных различными способами- Пары фосфора ниже 1000 °С состоят из Р4, выше 1400 °С—из молекул Р2. Белый фосфор в растворе сероуглерода существует в виде молекул Р2. Черный фосфор и красный фосфор не растворяются в органических жидкостях. Стабильной аллотропной модификацией фосфора является черный фосфор, однако типичным представителем этого элемента, например в термохимических исследованиях, обычно является белый фосфор. [c.94]

Наиболее реакционноспособен белый фосфор Р4 его молекула имеет форму тетраэдра, в вершинах которого находятся атомы фосфора. Межатомное расстояние составляет 2,21 А, валентный угол равен 60°, энергия разрыва Р—Р-связи определена как 44 ккал/моль (спектроскопически) [1] и 51,3 ккал/моль (термохимически) [2]. [c.7]

Случай, когда энергия напряжения возникает без какого-то ни было явного отнощения к гибридизации, осуществляется в молекуле Р4 (рис. 8.15), имеющей форму правильного тетраэдра. Все углы равны 60°. Связи в фосфоре аналогичны связям в азоте, с тем исключением, что они ближе к чистому р-типу. По этой же причине валентный угол в РНд (93°) ближе к 90°, [c.233]

Как указывалось (см. рис. 50), молекула воды имеет угловую форму, что согласно теории валентных связен соответствует sp -гибридному состо шию атома кислорода. В молекуле HjO две sp -гибридные орбитали атома кислорода участвуют в образовании двух связей О — Н. На диух других 5/5 -гибридных орбиталях расположены две несвязывающие электронные пары (см. рис. 50). Валентный угол в молекуле воды НОН составляет 104,5°. [c.311]

Две вышеизложенные модели электронного строения КНз предсказывают различные величины валентного угла Н—N—Н, но одинаковую форму молекулы. (Под формой молекулы мы понимаем положения атомов, которые могут быть установлены экспериментально, но не положение неопределенной пары электронов, о котором можно только строить предположения.) Обе модели связи в КНз позволяют утверждать, что эта молекула имеет тригонально-пирамидальную форму. Однако модель образования связей из 2р-орбиталей азота и 15-орбиталей водорода предсказывает, что валентный угол Н—N—Н имеет величину 90° (угол между р-орбиталями), тогда как, согласно модели образования связей из гибридных хр -ор-биталей азота и Ь-орбиталей водорода, валентный угол Н—N—Н имеет тетраэдрическое значение 109,5° (угол между гибридными 5р -орбиталя-ми). [c.561]

Известны два подхода к теоретическому объяснению формы молекулы. Первый из них базируется на теории отталкивания валентных электронных пар атомов и связан в основном с именем Р. Гиллепси. Второй подход основывается на применении корреляционных диаграмм орбитальная энергия — валентный угол при учете свойств гибридных орбиталей и полном пренебрежении взаимодействий ядер и электронов. Обе концепции физически эквивалентны, но подход, используемый Гиллепси, более нагляден и чаще применяется. [c.143]

Объемные модели, правильно передающие размеры и форму молекул, были разработаны в 1934 Г. Стюартом и позднее усовершенствованы Г. Бриглебом (рис., а, б). Каждый фрагмент, изображающий атом определенного элемента, в моделях Стюарта представляет собой шаровой сегмент, причем радиус шара пропорционален эффективному радиусу атома (Гзфф), а расстояние от центра шара до плоскости среза-ковалентному радиусу (/ , ,). В случае многовалентных атомов делают соответствующее число срезов, причем угол а между перпендикулярами из центра шара на плоскость среза равен валентному (рис., в). По предложению Г. Бриглеба для атомов, соединенных кратными связями, сегменты изготовляют не из шаров, а из эллипсоидов, большая полуось к-рых соответствует эффективному радиусу, обусловленному наличием л-электронного, а малая-а-электронного облака. Модели изготовляют обычно из пластмассы, окрашенной в цвета, установленные для каждого элемента (С-черный, Н-белый, О-красный, М-синий, 8-желтый и т.д.). При сборке моделей сегменты соединяют между собой по плоскостям срезов, причем в случае простых связей сегменты могут вращаться один относительно другого. Модели Стюарта-Бриглеба верно передают валентные утлы, межатомные расстояния и эффективные радиусы они позволяют измерять расстояния между разл. атомами и группами (0,1 нм соответствует 1,5 см). Эффективные радиусы, принятые в моделях Стюарта-Бриглеба, на 10-15%. меньше ван-дер-ваальсовых радиусов, получаемых из кристаллографич. данных. Это связано с тем, что модели предназначены для рассмотрения стерич. эффектов в молекуле, находящейся при обычных условиях, а не при т-ре абс. нуля. [c.118]

В стабильной при обычных температурах ромбической модификации структурной единицей является циклическая молекула Sa (конфигурация в форме короны), в которой Д1ина связи составляет 2,06 А, валентный угол—108°, а диэдрпческий — 98° [3]. При 95,4°С ромбическая модификация a-Ss переходит в моноклинную, которая яри охлаждении обычно достаточно быстро возвращается в ромбическую, но после предварительного отжига яри 100°С реактива высокой степени чистоты моноклинная модификация может сохраняться яри комнатной температуре в течение месяца. Моноклинная сера (p-Sa) состоит из молекул Sa с той же координацией, что и в ромбической модификации, но в отличие от последней у нее фиксирована ориентация только /з молекул, а остальные молекулы расположены произвольно [4]. Такая неупорядоченность моле- [c.438]

Селен, теллур, полоний. Селен устойчив в виде аллотропном модификации серого цвета, расстояние Se—Se 2,37 А, валентный угол 103°, в целом структура представляет собой агрегат из компактно сложенных спиралеобразных цепей (рис. 3.2). Сточки зрения электрического сопротивления это вещество является полупроводником с ззмечательны.ми свойствами (разд. 7 настоящей главы). При облучении светом его электропроводность возрастает, поэтому селен используют в фотоэлементах и солнечных батареях. Помимо этой формы известна модификация, напоминающая ромбическую серу и имеющая в основе циклическую структуру Ses (расстояние Se—Se 2,34 А, валентный угол 105°), существующую в двух аллотропных разновидностях а- и 3-формы. Обе они красного цвета, относятся к моноклинной сингонии и во всех отношениях проявляют свойства неметаллов, причем, будучи нагреты до 75 °С, превращаются в стабильную форму. Пары селена парамагнитны и состоят из молекул Se2 и Se. [c.107]

Молекула аммиака КН, также полярна (ее геометрическая форма показана на рис. 47,а) атом N- находится в состоянии / -гибридизации и в одну из вершни направлена неподеленная пара электронов атома азота (незавершенный тетраэдр). В отличие от аммиака молекула тетрахлорида углерода СС , неполярна атом С+ также имеет р -гибридизацию орбита-лей, что отвечает геометрии правильного тетраэдра (валентный уголь 109,5 , см. рис. 47,6). Однако н в молекуле ЫНз, н в молекуле СС , каждая связь (Ы—Н, С—С ) полярна. [c.135]

Как видно из этой модели, угол между любыми двумя валентными связями составляет 109° 28. Однако такая модель не передает реальных соотношений, так как размеры шаров произвольны и не отражают относительных размеров атомов углерода и водорода. В отличие от нее модель Стюарта (рис. 5,в) дает точное представление о действительной форме молекулы метана благодаря тому, что атомы в ней изображаются шарами, относительные диаметры которых соответствуют истинным атомным размерам, причем шары срезаны таким образом, чтобы показать, что соединение атомов в молекулу сопровождается и. сжатием или сплюшиванием. Радиус атома углерода равен 0,77 А. а [c.39]

Структурную объемную формулу метана разработал в 1874 г. голландсьсий ученый Я. Вант-Гофф. Согласно его представлениям и современным данным, пространственная форма молекулы метана изображается в виде тетраэдра. В центре тетраэдра располагается атом углерода. Четыре валентности направлены к четырем углам тетраэдра, где помещается по одному атому водорода. Угол между любой парой связи равен 109°28. В упрощенном виде структурная формула метана показана на рис. 1.2, а. Общая структурная формула для всех газообразньж метановых углеводородов дана на рис. 1.2, б. [c.13]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология