Валентные углы валентную оболочку

Если один из атомов в молекуле имеет внешние электроны, не участвующие в образовании химической связи, то они искажают электронную оболочку молекулы и изменяют валентные углы. Так, например, в молекуле воды атомы расположены не на одной прямой, а под углом друг к другу (валентный угол О равным л 104°), [c.284]

Простейшим серусодержащим соединением является сероводород, на примере которого можно рассмотреть вопрос о структуре электронной оболочки двухвалентной серы. По своему строению молекула напоминает молекулу НаО. В молекуле воды валентные связи образуются в результате гибридизации 5- и р-орбит атома кислорода, причем вклад р-орбит более существен, чем вклад 5-орбит. Вследствие 5р-гибридизации и отталкивания атомов водорода друг от друга валентный угол в молекуле воды достигает примерно 105°. [c.237]

Деформируются ли при этом электронные оболочки атомов хлора, как это показано на рис. 16,6, или же ядра атомов хлора смещаются из своих нормальных положений в результате возрастания величины валентного угла, как показано на рис. 16,в, или атомы хлора отклоняются один от другого, причем они выступают вверх или вниз из плоскости бензольного кольца, или, наконец, все эти эффекты действуют одновременно — ответа на эти вопросы на основании величины дипольного момента получить нельзя. Если принять во внимание данные, полученные в других областях наУКИ относительно величины энергии, необходимой для деформации электронных оболочек, то заметная деформация электронных оболочек у двух атомов хлора в орто-положениях оказывается невероятной [210]. По этой причине предполагают, что возрастает валентный угол, т. е. угол между дипольными моментами заместителей в орто-положении будет больще 60° и общий дипольный момент молекулы становится меньще, чем при нормальном положении заместителей. Такой вывод находится в согласии с опытом. Подобное отклонение заместителей от нормального положения позволяет объяснить наличие дипольного момента у нафталинов, замещенных в положениях 1,4 [c.87]

Развитие начинается с вида атомов, у которых в электронной оболочке содержится минимум электронов и, естественно, такое же число протонов в ядре, т. е. Ер" = Ее = 0. Его местом на оси абсцисс является начало координат. На оси А при этом может быть несколько значений, так как она слагается из суммы А = Ер" + EN и при Ер" = О, А = ЕК. При ЕК = 1, А = 1 и т. д. Это ни что иное, как нейтрон — одна из структурных единиц ядра, лежащая в основе эволюции атомов. С него и начинается ряд химических элементов. Определение понятия химического элемента позволяет вполне законно считать нейтрон химическим элементом (видом атомов), предшествующим водороду, общей формулы оЭо. Далее логика построения системы проста. Если заполнение электронами квантового подслоя рассматривать как цикл, а цикл графически — круг, то фаза заполнения квантового подслоя идентифицируется с частью круга. Таким образом, полярный угол моделирует фазу заполнения электронного подслоя, наименьшей мерой которого является один электрон, он определяет еще и валентную группу. [c.157]

В свободном атоме кислорода электронная конфигурация 2-го от ядра слоя такова 25 , 2рг , 2р/, 2рх при этом плотность заряда 25 пары электронов распределена по сфере около внутренней электронной оболочки, а плотность заряда 2рг , 2ру, 2р электронов распределяется симметрично около взаимно перпендикулярных осей X, у, г. При связывании двух атомов водорода 2ру-, 2рж-орбн-талями угол 90° увеличивается вследствие электростатического отталкивания, и это возмущение приводит к увеличению гибридизации, Валентный угол, соответствующий минимуму потенциальной энергии молекулы, при участии х-электронов в валентном состоянии, проходящий через максимальную электронную плотность, уве- [c.8]

Поскольку в формировании связей между атомами участвуют электроны различных энергетических состояний, то возникает вполне обоснованный вопрос, касающийся равноценности и прочности этих связей. Так, в возбужденном состоянии у атома бериллия (Ь 25 2р ) на внешней оболочке имеется два неспаренных электрона. Нужно было ожидать, что в молекуле ВеС12 связи неравноценны, ибо одна из них образуется за счет взаимодействия 25-электрона бериллия с Зр-электроном хлора, а вторая связь - за счет взаимодействия 2р-электрона бериллия с Зр-электроном второго атома хлора. Однако экспериментальные данные показывают, что валентный угол в ВеС12 равен 180°, т. е. молекула линейна, а обе-связи одинаково прочны. [c.67]

Поскольку в молекуле аммиака при азоте находятся четыре электронные пары, можно ожидать, что геометрия азота в этой молекуле будет тетраэдрической. Однако его геометрия уже пе будет соответствовать правильному тетраэдру из-за различной степени отталкивания электронных пар. Действительно, угол Н—N—11 в аммиаке только 107°, т. е. несколько меньше угла 109,5°, найденного в метане. Это означает, что угол между пеподе-ленной парой и любой из связывающих пар немного больше 109,5°, как и предсказывает теория отталкивания электронных пар валентной оболочки. [c.48]

В заключение рассмотрим атом углерода. Электронную конфигурацию свободного атома можно записать в виде 18 2А 2р . Два 15-электрона па первой или 7(Г-оболочке взаимно насыщаются так же, как и 25-алектроны на второй или -оболочке. Только два 2р-электрона могут дать валентные связи с другими атомами. Если бы в действительности осуществлялась эта конфигурация, углерод оказался бы двухвалентным. Хорошо известно, однако, что углерод четырехвалентен. Чтобы объяснить этот факт, представим себе, что один из 25-электронов перешел на уровень 2р, благодаря чему возникло состояние 1.ч 28 2р . Теперь атом углерода может об. 1адать четырьмя простыми связями, три из которых обусловлены р-электронами п расположены под прямыми углами, а четвертая, обусловленная 25-электропом, безразлична к выбору направления. Эта модель, хотя она и лучше первой, все же неверна, так как противоречит хорошо известному пз органической химии алифатических углеводородов факту абсолютной эквивалентности четырех валентных связей в метане. Истолкование этого явления методами во.лновой механики дано Полингом. При этом не учитывается разница энергий 25- и 2р-элек-тропов. В основе объяснения лежит факт, что если гр(25), 2р ), (2р ) и гр (2р,) являются волновыми функциями для четырех электронов, то любая их линейная комбинация такн- е является законным решением уравнения Шредингера для атома углерода. Найдя коэффициенты, аналогичные а и Ь в уравнении (203), и использовав условие, что энергия молекулы должна быть минимальной, можпо показать [18], что четыре валентности атома углерода должны быть одинаковыми и расположенными под углом а, определяемым уравнением соза= /з. Как показано в гл. XII, это как раз угол, необходимый для построения правильного тетраэдра. [c.185]

Мы не будем здесь подробно рассматривать электронную конфигурацию [21, 22] других трехатомных молекул — Н2О, SO2, NO2, О3, — для которых также были сняты фотоэлектронные спектры при возбуждении излучением Не 584 А (рис. 15). Можно лишь проследить некоторую аналогию между спектрами трех последних соединений. Такую аналогию следует ожидать в связи с тем, что молекула Озимеетто же число электронов в валентной оболочке, что и молекула SO2, и лишь на один электрон больше, чем молекула NO2 этот электрон находится на связывающей 4з-орбитали. При удалении электрона с этой орбитали из молекулы NO2 образуется ион NOg основное состояние которого имеет линейную конфигурацию можно полагать, что удаление одного из двух электронов молекулы Оз приведет к увеличению валентного угла. Вероятно, у иона Оз" в основном состоянии валентный угол имеет приблизительно такую же величину, как и в молекуле NOj [c.105]

В гл. 1 предполагалось, что все электронные пары, находящиеся на данной валентной оболочке, эквивалентны друг другу независимо от того, являются ли они связывающими или несвязывающими. Предполагалось также, что если электронные пары связывающие, то этот факт никак не зависит от природы лиганда. На самом деле это не так, поэтому формы молекул, описанные в гл. 1, правильны лишь в первом приближении. Обычно имеются небольшие отклонения от предсказываемых величин, например валентные углы в молекулах МНз и Н2О равны 107,3 и 104,5° соответственно вместо предсказанного угла 109,5° в правильном тетраэдре. Валентный угол в молекуле С1Рз равен 87,5°, т. е. опять меньше, чем предсказываемое значение 90°. Эти отклонения от идеальных валентных углов являются следствием неэквивалентности связывающих и неподеленных электронных пар. Предсказания гл. 1 можно считать полностью справедливыми, только если все электронные пары связывающие и связь осуществляется с одинаковыми лигандами, как, например, в молекулах СН4 и 8Ре. Во всех остальных случаях, т. е. когда имеются кроме связывающих еще неподеленные пары или когда не все лиганды идентичны, наблюдаются отклонения от таких идеальных форм. Причиной указанных отклонений служат разная форма и размер облаков электронных пар на валентной оболочке и, следовательно, различный характер их взаимодействия. [c.52]

Следует отметить, что для линейной конфигурации молекулы воды взаимодействие между связывающими электронными парами минимально, но зато две несвязывающие пары электронов сконцентрированы на р-орбиталях атома кислорода, что приводит к их максимальному взаимодействию. Когда молекула изгибается, две несвязывающие электронные пары могут несколько раздвинуться, что ослабит их взаимодействие. Согласно другому предельному случаю, полученному на основе метода валентных связей, две связи образуются за счет двух р-орбиталей, а несвязывающие пары остаются на 2s- и 2р-орбиталях атома кислорода, т. е. на максимальном удалении, что можно легко видеть, если использовать альтернативные, но эквивалентные гибридные sp-орбитали. Истинный почти тетраэдрический валентный угол является результатом минимизации взаимодействия между всеми четырьмя парами электронов в валентной оболочке атома кислорода, которые в разумном приближении можно рассматривать как четыре по существу эквивалентные пары. Именно такого рода идеи и лежат в основе данной книги. [c.271]

Эти закономерности верны абсолютно для всех карбенов и нитренов. Специфика конкретных молекул проявляется в величинах параметров нулевого поля Д и , поэтому их определение иэ тонкой структуры спектра позволяет получить важную информацию о парамагнитной молекуле в частности,вычислить спиновую плотность на атоме с секстетной электронной оболочкой и валентный угол. [c.151]

Как уже было сказано, молекула ВеСЦ имеет линейную конфигурацию, а в молекуле А1С1з все атомы расположены в одной плоскости и угол между химическими связями равен 120°. Такая геометрия молекул характерна для соединений, находящихся в газообразном состоянии. При переходе в твердое состояние геометрическое строение этих молекул резко меняется. Рассмотрим такое изменение на следующем примере. В пределах валентной оболочки атом бериллия имеет две вакантные орбитали,- которые стремятся заполниться электронами [c.108]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология