Равноценность атомов в молекуле

Равноценность водородных атомов в бензоле и существование двух пар атомов водорода, занимающих тождественные положения по отношению к любому углеродному атому молекулы бензола, были доказаны несколькими исследователями рядом прямых опытов. Приводим здесь некоторые из этих доказательств. [c.201]

Карл Шорлеммер (родился в 1834 г. в Дармштадте) в 1874 г. стал профессором органической химии в Манчестере. Там он сблизился с Фридрихом Энгельсом и Карлом Марксом и примкнул к рабочему движению. Его разнообразные экспериментальные работы были в значительной мере посвящены изучению свойств и строения углеводородов метанового ряда. В 1864 г. Шорлеммер экспериментально подтвердил высказанную ранее (см. разд. Атом — молекула — валентность ) идею о равноценности четырех валентностей углерода. Это оказалось очень важным для установления строения бензола. В 1874 г. вышла книга Шорлеммера Краткий учебник химии углеродистых соединений , составившая впоследствии первый том написанного им совместно с Г. Э. Роско учебника химии. (Учебник был опубликован в 1877 г. на немецком языке, а год спустя переведен на английский.) [c.64]

Следует отметить, что направление связей в метане не предсказано в методе валентных связей, как иногда говорят-Здесь исходят из установленной на опыте конфигурации молекулы и постулируют сушествование отвечающих ей четырех равноценных орби--талей, направленных под углом 109°28, которые затем выражают через линейные комбинации орбиталей свободного атома. Аналогично рассматривают и соединения типа BF3. Молекула ВРз плоская, с атомом бора в центре. Угол между связями В—F, имеющими одинаковую длину, равен 120°. Электронная конфигурация атома бора в возбужденном состоянии (15 2л% 2/7) не удовлетворяет в методе ВС трем равноценным связям. Поэтому допускается существование у атома бора в поле трех атомов фтора трех гибридных ( -орбиталей, описываемых смешением одной s- и двух р- орбиталей. Эти три гибридные орбитали, называемые лр -гибридами, аналогичны по форме орбиталям, представленным на рис. 73. Их оси направлены в плоскости от центра под углом 120°. Перекрывание их ср -орбиталями трех атомов фтора отвечает образованию плоской симметричной молекулы BF3 (рис. 74). Таким же образом атом Ве, имеющий в возбужденном состоянии конфигурацию l5 2s2p, образует при вступлении в соединение две гибридные 5р-орбитали, расположенные под углом 180°, отвечающие линейной конфигурации молекулы BeF 2. [c.186]

Другие возможные типы гибридизации характерны для молекул фторида бора и фторида бериллия. При взаимодействии атома бора в возбужденном состоянии (1з=2а 2р=) с атомами фтора происходит sp -гибpидизaция. При этом образуются три равноценные орбитали, которые в результате взаимного отталкивания располагаются под углом 120°, и молекула ВГз имеет плоское строение (2). Атом бериллия в возбужденном состоянии имеет конфигурацию 18 28 2р. При взаимодействии этого атома с атомами фтора одна 2з- и одна 2р-орбиталь превращаются в две одинаковые гибридные орбитали [c.36]

Поэтому молекула ВР з построена в форме правильного треугольника, в центре которого расположен атом бора, а в вершинах — атомы фтора. Все три связи В—Р в молекуле ВРз равноценны. [c.138]

Можно сказать иначе в кристаллах льда каждый атом кислорода связан с четырьмя другими атомами кислорода, причем связь осуществляется через водородный атом. Все такие связи между атомами кислорода равноценны. Расстояния между ядрами кислородных атомов равны 2,76 А. Этому отвечает радиус молекулы 1,38 А, если принять ее шарообразной. Связи распределяются под тетраэдрическим углом (109,5°) рис. 5). Постоянные кристаллической решетки льда надежно определены с помощью рентгеновского структурного анализа. [c.9]

Чаще, чем валентность, используется почти равноценное понятие степень окисления. Это положительное или отрицательное число, выражающее заряд, который будет иметь атом, если электроны в молекуле соединения распределить между атомами определенным образом. Так как это распределение часто несколько произвольно, степень окисления не всегда численно равна валентности. Тем не менее это понятие чрезвычайно полезно. Ниже приведены правила для установления степени окисления каждого атома в соединении, но следует помнить, что они не являются безупречными степень окисления атома в элементе в свободном виде равна нулю , степень окисления одноатомного иона есть его заряд степень окисления каждого атома в ковалентном соединении известного строения есть заряд, который останется на атоме, после того как все общие электронные пары полностью сместились бы в сторону наиболее электроотрицательного атома (электронная пара, обобщенная одинаковыми атомами, делится пополам) степень окисления атома элемента в молекуле соединения с неизвестным строением обычно оценивают по степеням окисления атомов других элементов в молекуле соединения. [c.126]

Состояние электрона, описываемое побочным квантовым числом I, квантовано в пространстве. Для каждого значения I имеется 2/ 1 энергетически эквивалентных пространственных конфигураций орбиталей, которые описываются магнитным квантовым числом Побочному квантовому числу I = О соответствует одна 5-орбиталь, обладающая шаровой симметрией. Для I = 1 имеются уже три р-орбитали со значениями = —1, О, + 1. Эти орбитали характеризуются равной энергией и в этом отношении полностью эквивалентны, если в атоме отсутствует система осей координат, по которым эти орбитали могли бы быть пространственно ориентированы. Отмечая равноценность трех р-орбиталей, их называют трехкратно вырожденными. Однако, если атом попадает во внешнее электрическое или магнитное поле или же входит в состав молекулы, тем самым задается система координат. Так как по отношению к этой системе отсчета р-орбитали могут ориентироваться различно, то вырождение снимается. Вследствие этого появляется различие в энергиях между состояниями, характеризующимися различными значениями магнитного квантового числа т . Аналогичным образом можно рассмотреть снятие вырождения нескомпенсированных [c.176]

В образующемся катионе аммония NH4 все четыре связи N—Н равноценны (одинаковы), и уже нельзя указать тот атом водорода, который был акцептором при образовании четвертой связи N—Н. Степень окисления азота в молекуле NH3 и в катионе NH4 одинакова и равна ( — III) (Н " Нз) и (N "H 4) . [c.43]

В молекуле метана атом углерода связан ковалентными связями с четырьмя атомами водороду. Все четыре связи С—Н равноценны и расположены в пространстве по отношению друг к другу под углом 109° 28 — тетра- [c.465]

Как указывает само название, атомная структура характеризуется прежде всего тем, что в узлах пространственной решетки расположены отдельные ато-м ы. Последние соединены друг с другом обычными ковалентными связями (что на рис. П1-58 схематически.показано соединительными линиями). Из-за полной равноценности всех этих связей нет оснований объединять те или иные атомы в отдельные молекулы, а весь кристалл следует рассматривать как гигантскую единую частицу. [c.107]

Структура метана, получающаяся при комбинировании этих гибридных орбиталей с 1з-орбиталями четырех атомов водорода, находится в полном согласии с давно известным фактом все связи в метане равноценны, а углы между связями составляют 109°28. Это соответствует представлению о том, что атом углерода в молекуле метана находится как бы в центре правильного тетраэдра, а четыре связи с атомами водорода направлены к вершинам. Эта структура изображена на рис. 12. [c.55]

В молекуле изобутана углеродные атомы в являются первичными, а атом г — третичным углеродным атомом, так как на соединение с другими углеродными атомами затрачены три его валентные связи. Все первичные углеродные атомы равноценны между собой, поскольку они соединены с одним и тем же третичным углеродом. Поэтому при отнятии атома водорода от любого из первичных углеродов изобутана образуется радикал первичный изобутил (или просто изобутил ), а при отнятии водорода от третичного углеродного атома — третичный изобутил [c.43]

Ион d имеет три законченных электронных слоя, в четвертом слое — 18 электронов в s-, p-, d-подуровнях и в пятом слое — свободные S- и р-орбитали. На эти четыре свободные орбитали ион может принять неподеленные пары электронов атомов азота в молекулах аммиака. Ион d " — акцептор, атомы азота — доноры. Связи в комплексном ионе l d(NH3)4]2 между четырьмя молекулами NHa и простым ионом d равноценны. d " — центр тетраэдра, а молекулы аммиака расположены в его вершинах (зр -гибридизация). Атом кадмия вместе с четырьмя молекулами аммиака образуют внутреннюю координационную сферу комплексного соединения. Она существует как ион в кристаллической решетке этого вещества и в его растворах. [c.108]

НО не циклическую структуру. При этом центральный атом кпслорода находится в состоянии бр -гибридизации, связи его с двумя крайними атомами кислорода не равноценны одна из них простая, а другая — двойная. Между тремя атомами кислорода в молекуле озона возможны два варианта расположения электронов, которые изображают формулами [c.378]

Эквивалентом называют такую часть молекулы, формульной единицы, иона, которая в данной реакции титрования равноценна (эквивалентна) одному атому водорода. Если молекула (формульная единица, ион) титруемого вещества Т эквивалентна t атомам водорода, эквивалент равен i-u доле этого элементарного объекта Т//. Аналогично, если молекула ( формульная единица, ион) реагента R эквивалентна г атсмам водорода, эквивалент реагента равен R/r. Поэтому молярная масса эквивалентов в t раз меньше молярной массы Mj и молярная масса в г раз меньше молярной массы М [c.166]

Донорно-акцепторная связь возникает также в ионе гидроксо-ния Н3О+, между донором НаО и акцептором — ионом водорода, где комбинирует свободная орбиталь (1 ) водородного иона (акцептор) с МО неподеленной пары молекулы воды (донор). Все три водорода в Н3О+ совершенно равноценны, т. е. донорно-акцепторная связь в Н3О+ неотличима от ковалентной. Прочность донорно-акцепторной связи может быть велика при образовании Н3О+ из Н+ и НаО выделяется 710 кДж/моль, комплекс ВР3 ЫНз перегоняется без разложения. Донорно-акцепторная связь может возникать и между атомами в кристаллах. Так, в кристалле 1п5Ь атом Тп предоставляет для связи вакантную низкую АО, а атом 5Ь — орбиталь неподеленной пары электронов. [c.89]

В молекуле 2-метнлбутана углероды, обозначенные индексом О, равноценны и содержат суммарно 6 водородных атомов, что обозначает 6-1=6. У С имеется 2 водородных атома, т, е. 2 Я,25=6,5. У имеется лишь 1 водородный атом, т, е. 1-4,43=4,43. Суммарно число индексов 6,00+4,43+6,50+3,00=19,93, откуда легко рассчитать соотношение получающихся монохлор производных в смеси. Найденные и рассчитанные количества хорошо согласуются. [c.762]

Равноценность валентностей углерода неоднократно пытались доказать, например, таким образом синтезировали нитрометан СНзМОг четырьмя различными способами, причем каждый раз замещали в метане разные атомы водорода, но все четыре препарата были тождественны (Генри). Однако результаты, полученные при помощи этого метода, не могут рассматриваться как доказательство равнозначности валентностей углерода. В настоящее время известно, что заместитель, вступающий в молекулу, часто занимает в ней не то место, которое принадлежало вытесненной им группе (см. вальденовское обращение ). Поэтому большего внимания заслуживают следующие опыты. Если все четыре валентности метана насыщены четырьмя различными замещающими группами, то такая молекула является несимметричной и обладает оптической активностью (см. стр. 129). Если же два заместителя одинаковы, то асимметрия, а вместе с нею и оптическая активность, исчезают. Подобным оптически активным (несимметричным) производным метана является иодистое соединение (1). Если в этом соединении атом иода заместить водородом или метильной группой, то в первом случае получается оптически неактивный диметилэтилметан (II), а во втором случае — неактивный метилдиэтилметан (III) (Ле-Бель, Жюст) [c.15]

В комплексных нонах аммония, оксония и сульфопня все координационные группы свя.чаны с центральным атомом одинаково (посредством электронной пары). Однако в то время как в молекулах a (миaкa и эфира один из двух электронов связывающей пары принадлежит центральному атому, а другой — связанному с ни,м заместителю, при образовании аммониевого или оксопневого комплекса центральный атом дает оба электрона, необходимых для связи с вступающим в соединение протоном. Координационный центр, следовательно, является донором электронов, и это находит отражение в формуле в виде стрелки, изображающей новую связь и указывающей направление смещения электронов при ее образовании необходимо, однако, помнить, что в уже получившейся соли все четыре связи ато.ма N равноценны. [c.160]

Представление о валентности как числе двухцентровых и двухэлектронных связей применимо в тех случаях, когда можно представить, что химическая связь локализована между двумя атомами молекулы. Так, в молекуле СН электронная плотность равномерно распределена относительно всех четырех атомов водорода, и каждый из них находится в равноценных условиях. Поэтому можно считать, что из восьми электронов молекулы н каждый из атомов водорода приходится по одной электронной паре, т. е. каждый из атомов водорода одновалентеа и связан с атомами углерода отдельной независимой парой электронов, а атом углерода четырехвалентен. В молекуле четыре равноценные связи С—Н, что схематически изображают структурной формулой [c.178]

Примером молекулы, в которой осуществляется 5р -гибридизация, может служить молекула фторида бора ВРд. Здесь вместо исходных одной 5- и двух р-орбиталей возбужденного ато.ма бора образуются три равноценные р -гибридные орбитали. Поэтому мо.пекула ВРз построена в форме прави.льного треуго.чьника, в центре которого расположен [c.137]

Эта повышенная прочность обусловлена двумя главными причинами 1) взаимодействием молекул через водородные связи и 2) углом между свя зями в молекуле воды благодаря хр -гибридизации внешних электронных обо лочек атома кислорода близким к 109,5° (тетраэдрическому углу), в то время как в молекулах остальных гидридов из-за отсутствия гибридизации углы близки к 90°. Благодаря яр -гибридизацпи и тетраэдрическому углу атом кислорода каждой молекулы Н2О в структуре льда связан двумя связями череа заполненные лр -орбитали с атомом водорода двух соседних молекул воды Одновременно каждая молекула воды еще двумя связями своих атомов водорода соединена с двумя другими молекулами воды, В результате коорди национное число кислорода в структуре льда равно четырем и каждая молекула воды окружена четырьмя ближайшими соседями. Все водородные связи между молекулами энергетически равноценны, и кристаллическая структура льда напоминает структуру алмаза, если атом углерода мысленно заменить на [c.29]

Энергия связи — одна нз основных характеристик химической связи она определяет прочность связи. Чем больше энергия, затрачиваемая на разрыв связи, тем прочнее связь. Так, энергия связи молекулы Нз равна 436 кДж/моль, энергия связи молекулярного моиа водорода Щ составляет 255,7 кДж/моль, а молекулы НР 560 кДж/моль. Очевидно, более прочна связь в НР. Для двухатомных молекул энергия связи равна энергии диссоциации. Для многоатомных молекул с равноценными связями, как, например, для СН4 (4 связи С—Н), средняя энергия связи равна энергии разрушения молекулы на атомы, т. е. 1649 кДж/4=412,25 кДж, где 1649 кДж/моль — энергия распада 1 моль на атомы (энергия ато-мнзации). [c.96]

Рассмотрим для примера молекулу ВРз. Атом бора предоставляет для образования связей одну 25- и две 2р-орбита-ли, так как его конфигурация в основном состоянии 15% 2р, а в возбужденном состоянии (бор в большинстве соединений. трехвалентен) 1522х 2р 2ру. Он образует три равноценные связи — 5р -гибридизация. Наибольшее удаление между тремя р -орбиталями осуществляется, когда они располагаются в одной плоскости и направлены друг к другу под -углом 120.°. [c.29]

Вернемся опять к молекуле метана СН4. Хорошо известно, что эта молекула имеет тетраэдрическую структуру, все четыре связи С—И в ней равноценны, а атом углерода проявляет валентносгь, равную четырем. Для этого необходимо, во-первых, перрйти от электронной конфигурации основного состояния [c.142]

Другой интересный пример — структура бис-(я-гексаметилбен-зол)рутения (XXI). В отличие от бис-(п-бензол)хрома (IX), в котором сохраняются ось симметрии шестого порядка и плоская конфигурация бензольных ядер, в структуре XXI одно из бензольных колец искажено. Молекула XXI в отличие от неполярного соединения IX имеет в растворе дипольный момент 2,031). Природа искажения понятна из правила 18 электронов атом рутения дает восемь электронов, шесть электронов дает одно бензольное кольцо, а второе кольцо координируется лишь за счет двух я-связей, вносящих четыре электрона. При симметричной структуре бис-(п-гек-саметилбензол) рутения типа IX с равноценными ареновыми кольцами в валентной оболочке было бы 20 электронов. [c.193]

Из приведенных формул метана и этана можно также видеть, что какой бы атом водорода в этих соедине- нйях мы ни замещал на метильную груплу, всегда получаются соответственно этан (из метана) и пропан (из этана). Таким образом, все aтo 5Ы водорода в молекулах метана и этана равноценны. [c.28]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология