Электронные пары размеры облаков

В табл. 10.5 представлены данные о геометрической структуре широкого ряда молекул непереходных элементов с кратными связями. Так как кратная связь содержит более чем одну электронную пару, ее электронное облако занимает большее пространство, чем электронная пара ординарной связи. Размер электронного облака [c.401]

Размеры атомов также оказывают существенное влияние. Способность какого-либо атома отдавать электронную пару с образованием л-связи тем меньше, чем больше его размеры. Этот факт можно объяснить тем, что слияние / -электронных облаков в данном случае более затруднено. Этот фактор становится определяющим в случае галоидов и позволяет объяснить причину убывания -эффекта в ряду (з), [c.75]

Рассматриваемая модель основывается на сравнительно простых концепциях и касается главным образом пространственной направленности валентных связей атомов различных элементов. Важнейшие из этих концепций сводятся вкратце к следующему. Пространственное распределение химических связей вокруг поливалентных атомов зависит прежде всего от общего числа электронов в валентной оболочке, причем неподеленные электронные пары должны приниматься во внимание наряду со связывающими. Для облаков всех этих пар вводится грубое приближение жестких сфер, окружающих атомный остов так, чтобы их взаимное отталкивание было минимальным. Квантовомеханической основой этих идей служит принцип Паули. Последующие постулаты касаются размеров облаков связывающих и неподеленных пар, кратных и полярных связей и т. д., т. е. в какой-то степени затрагивают также вопросы, связанные с межатомными расстояниями. Данная книга состоит из девяти глав. В первых двух даются общие сведения о строении атома и поведении электронов, гл. 3—5 посвящены основным положениям теории ОЭПВО, а в гл. 6—8 с позиций этой теории рассматриваются структуры молекул, образованных атомами элементов П—IV периодов системы Д. И. Менделеева и переходных металлов. В гл. 9 проводится интересное сравнение развиваемой в книге модели с методами валентных связей и молекулярных орбиталей. [c.6]

РАЗМЕРЫ ОБЛАКОВ ЭЛЕКТРОННЫХ ПАР [c.47]

Размер облаков связывающих электронных пар, А [c.48]

Максимальные координационные числа, рассчитанные для элементов третьего периода (от Ыа до Аг), свидетельствуют о том, что их валентные оболочки больше, чем для элементов предыдущего периода. Вслед за большими координационными числами для металлов мы приходим к координационному числу 6 для кремния, фосфора и серы. Следует отметить, что размер атомного остова серы несколько меньше, чем необходимо для шестерной координации, но, учитывая возможность небольшого сжатия облаков электронных пар и приближенный расчет размеров их облаков, [c.50]

Наиболее электроотрицательный лиганд — фтор, поэтому именно его влияние на размер облаков электронных пар удобно продемонстрировать, исходя из соответствующих длин связей и используя уравнение [c.62]

Таблица 3.2 Размер облаков связывающих электронных пар фторидов,

МИ положениями, которые были высказаны в гл. 3. Электроотрицательные лиганды уменьшают размер облаков связывающих электронных пар, что вызывает ослабление их [c.132]

Лучшие донорные свойства молекулы NH3 можно объяснить ее сравнительно малым размером, большей направленностью sp -гиб-ридного облака неподеленной электронной пары атома азота, наличием значительного отрицательного эффективного заряда на атоме азота. [c.252]

Испаритель работает при анодном напряжении 8—12 кв и токе луча 0,2—0,5 а. Размеры фокусного пятна на поверхности металла могут быть доведены до до 0,5 мм" . Скорость испарения титана —1,5 молибдена— 1,3 циркония — 0,4 ниобия — 0,32 пермаллоя — 1,0 г мин. Она ограничивается рассеиванием электронов луча на облаке металлического пара, давление которого в районе фокусного пятна составляет несколько миллиметров ртутного столба. [c.241]

АО кислорода. яр -Гибридное состояние кислорода в соединениях с ординарными связями подтверждается тем, что угол между связями водород — кислород в воде равен примерно 104,5°. Уменьшение валентных углов, как и в случае азота, в настоящее время объясняют большим размером облака неподеленной пары кислорода (радиус равен 0,066 нм) по сравнению с облаком связывающей электронной пары кислорода (радиус 0,057 нм). Своеобразие кислородных соединений с ординарными связями заключается в том, что лишь две гибридных зр -АО участвуют в образовании связей, а на двух других размещается по паре несвязанных электронов. [c.52]

Рис. 1-2. Форма и относительные размеры некоторых простых молекул. Каждая пара связанных атомов как бы проникает друг в друга, потому что их электронные облака перекрываются между собой. Принято изображать молекулы таким образом, что

Энергия, получаемая парой ион-электрон при фотоионизации АЕ, эВ, делится между ними обратно пропорционально их массам. Электроны приобретают скорость Ье = л/2АЕ/те (при АЕ = = 0,2 эВ, Ье 2,5 10 м/с). Ионы при этом практически неподвижны. Поэтому даже при отсутствии внешнего поля быстрые электроны увлекают за собой ионы, что также приводит к увеличению размеров плазменного облака. [c.412]

Рассмотрим влияние катиона на анион. При некоторой деформируемости электронной оболочки аниона он поляризуется катионом, их электронные облака частично взаимопроникают, что и приводит к формированию ковалентной составляющей связи (рис. 4.18). При этом степень ковалентности может быть разной — от почти полного ее отсутствия при взаимодействии одинаковых по размеру ионов до образования почти чистой ковалентной связи, когда размер катиона значительно меньше размера аниона в промежуточной области относительных размеров ионная пара будет частично поляризованной. [c.106]

Простейшее объяснение образования водородной связи основано на полярной природе связи О—Н. В молекуле воды электронное облако, образующее связь в группе О—Н, смещено в сторону ядра сильно электроотрицательного атома кислорода и удалено от ядра атома водорода. Вследствие этого атом водорода становится почти лишенным электрона. В отличие от других положительных ионов ион водорода — лишенное электронов ядро. Минимальнейшие размеры протона позволяют ему подходить близко к другим частицам. Поэтому между протоном и двумя внешними неподелен-ными парами электронов кислорода возникает электростатическое притяжение. Водородными связями могут быть соединены лишь молекулы водородных соединений сильно электроотрицательных элементов — фтора, кислорода, азота. [c.90]

Известно, что атом углерода несколько более электроотрицателен, чем атом водорода. Мел<ду тем в метане полярность связей центрального атома углерода с его водородными партнерами имеет вид С+- Н, т. е. наблюдается сдвиг электронного облака к атому водорода. Поскольку неподеленных пар ни у водорода, ни у углерода здесь нет, то этот эффект объясняется, очевидно, чем-то другим. Чем же — Ответ прост взаимными размерами атомов. [c.84]

Оба ароматических соединения имеют в пара-положении отрицательно заряженный заместитель. "Заместители отличаются степенью своей нуклеофильности, которая у сульфогруппы ощутимо выше, чем у карбоксильной группы, что приводит к более выраженному смещению облака я-электронов ароматического кольца в направлении заместителя, представленного сульфогруппой в сравнении с карбоксильной группой. Это обстоятельство и различия в размере замещающей группы достаточны, очевидно, для того, чтобы каждое соединение реагировало только с направленным к нему антителом. [c.26]

Условием для возникновения водородной связи является большая величина электроотрицагельности у атома, непосредственно связаного в молекуле с атомом водорода. Положительно поляризованный атом во.дорода, по существу почти лишенный электронного облака, способен, благодаря своему малому размеру, проникать в электронную оболочку отрицательно поляризованного атома (фтора, кислорода, азота). В результате этого атом водорода одной молекулы связывается неподеленной электронной парой ат(1ма электроотрицательного элемента другой молекулы. Эта связь атома водорода, входящего в одну молекулу, с атомом электроотрицательного элемента, входящего в другую молекулу, и является водородной связью. Ниже схематически показана ас-соцмация двух молекул воды посредством водородной связи [c.64]

В табл. 21 представлены данные о геометрической структуре широкого ряда молекул непереходных элементов с кратными связями. Так как кратная связь содержит более чем одну электронную пару, ее электронное облако занимает большее пространство, чем электронная пара ординарной связи. Размер электронного облака двойной связи по сравнению с размером орбитали неподеленной электронной пары недостаточно определен. Обычно их размеры принимают равными. Больший размер кратной связи виден из примеров молекул типа Х2СО и Х2С = СН2, пирамидальных молекул типа Х250, тетраэдрических молекул типа РОХ3. Данные табл. 21 показывают, что угол ХСХ всегда меньше 120°, угол Х50 больше угла Х8Х. Можно заметить также, что угол между лигандами в большинстве случаев уменьшается с увеличением электроотрицательности X. [c.155]

Практически можно считаться только с поляризующим действи< ем катионов и поляризуемостью анионов. Поляризующее действие катионов в первую очередь зависит от его электронной структуры, величины заряда (степени окисления) и радиуса. Чем меньше радиус и главное квантовое число внешних электронных орбиталей иона и больше его заряд, тем значительнее его поляризующее дей ствие. Отсюда сильным поляризующим действием обладают небольшие катионы первых рядов Периодической системы, особенно при передвижении слева направо. Поляризуемость анионов зависит от тех же факторов, что и поляризующее действие катионов. Анионы с большими радиусом (размером) и зарядом сильнее поляризуются. Чем больше главное квантовое число внешних электронных орбиталей аниона, тем выше его поляризуемость. При одинаковом главном квантовом числе р-электронные облака поляризуются в большей степени, чем s-облако. Поляризующее действие катиона сводится к оттягиванию на себя электронного облака от аниона. Этот процесс можно уподобить возникновению донорно-акцепторной связи, в котором катион выполняет роль акцептора, а <1ни0н — донора неподеленной электронной пары. В результате ионность химической связи уменьшается а степень гомеополярности растет, т. е. связь становится полярной ковалентной. Таким образом, поляризация ионов уменьшает степень ионности химической связи и по своему эффекту противоположна поляризации ко-валентной связи. [c.103]

Уже говорилось о том, что, кроме индуктивного эффекта, замечаются еще и другие влияния — стерические и-делокализаци-онные. Так, наблюдается влияние размеров и сложности углеводородных радикалов Н на прочность связи В—Ы, а также в некоторых случаях частичное использование вакантного орбитала при атоме бора делокализованными л-электронами, облекающими своими облаками атом бора со всех сторон, что ослабляет необходимость привлечения электронов от атома Ы и ослабляет связь В—Ы. С другой стороны, незанятая пара элек- [c.354]

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]

Р и с, 3.3. Схематическое изображение различий размера и формы облаков связывающих и неподеленных электронных пар. а —три эквивалентные связывающие пары б —д е неподеленные (н) и одна свя завающая пары (с). [c.55]

Взаимодействие неподеленных электронных пар с я-электронами, приводящее к образованию единого делокализован-ного электронного облака, называется р — я-сопряжением [24]. По аналогии с я — л-сопряжедием увеличение размеров единой электронной системы должно приводить к длинноволновому смещению и увеличению интенсивности полос поглощения. Действительно, атомы или группы, имеющие неподеленные пары, являются ауксохромами— вызывают батохромный и гиперхромный эффекты (см. стр. 98). [c.142]

В электростатическом поле центрального иона поляризуются все лиганды, так как интенсивность поля на расстояниях порядка 1—10A от комплексообразователя достигает десятков миллионов вольт на сантиметр. Легче поляризуются простые анионы (S , С1 и т. п.), так как в сложных (50Г, СНдСОО ) электронные облака, находящиеся между атомами и осуществляющие связи между ними, деформируются труднее. По мере увеличения размеров донорного атома (т. е. уменьшения его электроотрицательности) связь его наружных электронов с ядром ослабевает, и его поляризация облегчается. Поэтому из галогенид-ионов F", С1", Вг, I" наиболее прочные комплексы с ионами, обладающими сильным поляризующим действием, образуют анионы иода. Например, тетрагалогенокомплексы ртути (И) по своей устойчивости располагаются в ряд [Hgli] - > fHgBril > [Hg ] -. С точки зрения теории валентных связей сдвиг электронной плотности к комплексообразователю от лиганда, т. е. поляризация последнего, приводит к перекрыванию их атомных орбиталей с обобществлением электронной пары лиганда, иными словами — к образованию донорно-акцепторной связи. [c.195]

Этот прирост зависит от взаимодействия электронов 25 друг с другом, от несколько увеличивающегося перекрывания 15 25 , а также от увеличения заряда ядра, сжимающего размеры облаков. Вообщеже характерно, что прирост Уотт для пары 25 -электронов заметно меньше, чем в случае 15 , что зависит от больших размеров облака. [c.85]

Отклонение валентных углов в молекуле аммиака от идеального значения 109° 28 в согласии с современными стереохимиче-скими воззрениями (подробнее см. гл. II) объясняется неэквивалентностью связывающих и неподеленных электронных пар, т. е. разной формой и размером облаков электронных пар на валентной оболочке. Электронное облако неподеленной пары несколько больи1е, чем у связывающей пары на той же валентной оболочке. Расчет показывает, что радиус неподеленной пары элегчтронов азота составляет 0.08 нм (радиус связывающей электронной пары азота равен 0,059 м). Больший размер облака неподеленной пары и ее стремление занять сферическую орбиталь, симметрично расположенную вокруг aiOrviHoro остова, приводит к уменьшению валентных углов между связывающими электронными парами за счет сил отталкивания между неподеленной парой электронов и связывающими электронами. [c.50]

Электронные облака трех пар р-злектронов атома имеют силыю вытянутую форму, представляющую в сечении вид восьмерки. Большие оси этих восьмерок, как было указано в 12, ориентированы в пространстве взаимно перпендикулярно. Поэтому при образовании данным атомом простых связей с двумя или тремя другими атомами с помощью р-электронов направления связей должны располагаться в пространстве под углом 90°. Однако другие факторы, влияющие на взаимное расположение атомов, нередко в некоторой степени искажают этот угол. Важнейщими из них являются полярность связей и пространственный (стерический) фактор. Атомы, связанные с рассматриваемым атомом полярными связями и обладающие зарядом, одинаковым по знаку, отталкиваются один от другого, что в той или иной степени изменяет угол между направлением связей. Влияние пространственного фактора заключается, например, в том, что при малом размере центрального атома и при большом размере присоединяемых к нему атомов последние не могут разместиться при сохранении нормального угла между связями. Это приводит к некоторому увеличению валентного угла. [c.72]

Нам уже известно, что связывающие пары меньше по объему, чем неподеленные они занимают меньше места на валентной оболочке атома и слабее отталкивают другие пары. Можно также ожидать, что размер их облаков будет изменяться в зависимости от электроотрицательности лиганда, участвующего в химической связи. Чем больше электроотрицательность лиганда, тем сильнее он сжимает электронное облако связывающей пары и притягивает его к ребе, [c.61]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология