Электронные пары расположение на валентных оболочках

В исследованиях пространственной структуры молекул получил признание метод Гиллеспи, основанный на модели отталкивания электронных пар валентной оболочки (ОЭПВО). Стереохимия молекулы зависит прежде всего от числа связывающих и неподеленных валентных электронных пар. Из многих правил для соединений непереходных элементов основным является утверждение, что электронные пары принимают такое расположение, при котором они максимально удалены друг от друга. Физическим обоснованием этого положения является принцип Паули. [c.104]

Льюис ввел простой способ символического изображения электронов в химических формулах. Те электроны, которые, по его мнению, лежат на внешней оболочке,— а только их следует принимать во внимание при образовании связи — он обозначает точками, которые расставляет вокруг соответствующего химического символа. Электроны, являющиеся общими для двух атомов, изображаются точками, стоящими между этими атомами, причем эти точки располагаются ближе к тому химическому символу, который соответствует более электроотрицательному элементу. Как правило, пара точек, расположенных между символами, соответствует одному валентному штриху в обычном способе изображения. Каждая электронная пара, участвующая в образовании связи, представлена, следовательно, в виде валентного штриха, соединяющего символы, а электронные пары, не участвующие в образовании связи,— в виде более коротких штрихов, которые располагаются вокруг символа. [c.139]

Цель настоящей книги — создание теории или, точнее, системы правил для предсказания геометрии молекул главная ее идея состоит в том, что пространственная направленность ковалентных связей, образованных атомом, в основном зависит от расположения электронных пар на валентной оболочке атома, что, в свою очередь, определяется действием принципа Паули. Следует признать, что эти правила достаточно эмпиричны, однако они имеют квантовомеханическое обоснование, заключающееся в принципе Паули, и составляют простую и надежную основу для понимания и предсказания геометрии молекул. В данной книге можно обсудить лишь небольшую часть того огромного числа структур молекул, которые были определены в последние годы. Однако для рассмотрения специально выбраны молекулы, представляющие все наиболее важные типы структур. [c.10]

Расположение 1 электронных пар в валентной оболочке центрального атома. [c.158]

В этой главе были изложены основы теории, согласно которой геометрия молекулы, т. е. расположение лигандов вокруг центрального атома, полностью определяется преимущественной конфигурацией электронных пар на валентной оболочке центрального атома, причем взаимодействие [c.25]

Вследствие того что геометрическое строение молекул зависит от расположения электронных пар на валентной оболочке, очень важно иметь сведения об их объеме и числе на данной электронной оболочке. Приблизительная оценка объемов электронных пар может быть получена при помощи модели жестких сфер. Согласно этой модели, длина ковалентной связи (I равна сумме радиусов двух атомных остовов и диаметра совместно используемой электронной пары [c.47]

Очевидно, что полезно знать законы, управляющие архитектурой молекул. Начало такому (скорее мнемоническому) подходу положили в 1940 г. Сиджвик и Пауэлл, которые предположили, что геометрия образующейся молекулы обусловлена расположением электронных пар на валентной оболочке атомов. Позже этот принцип трудами ряда ученых был развит в систему правил, которые наиболее полно представлены и обоснованы в [78]. Согласно Гиллеспи, электронные пары ведут себя так, как если бы они взаимно отталкивались. Результатом такого электронного взаимодействия должно быть максимальное удаление образующихся химических связей. Известными из стереометрии фигурами максимального взаимного удаления являются гантель (для двух атомов), правильный треугольник (для трех атомов), тетраэдр (четыре атома), тригональная бипирамида (пять атомов) и октаэдр (шесть атомов). Важным моментом в рассматриваемом подходе является предположение, что неподеленную электронную пару (обозначаемую при записях химических формул буквой Е) можно рассматривать как лиганд и подходить к ней с точки зрения принципа максимального удаления. [c.61]

С учетом их взаимодействия с двумя связывающими парами. Взаимное расположение четырех электронных пар на внешней оболочке остова имеет тетраэдрическую конфигурацию, и, по-видимому, взаимодействие этих электронных пар с двумя связывающими парами будет минимальным, когда последние будут включены в эту оболочку, по одной паре на две грани тетраэдра это приведет, следовательно, к валентному углу 109,5° (рис. 7.1). В за- [c.153]

Молекулы газообразного хлорида бериллия ВеСЬ линейны. Бериллий принадлежит ко И группе Периодической системы, имеет два электрона в валентной оболочке и может образовать две ковалентные связи. Линейное расположение атомов обеспечивает максимальное удаление двух электронных пар друг от друга С1 —Ве —С1. [c.105]

Электронные пары принимают такое расположение на валентной оболочке атома, при котором они максимально удалены друг от друга, т. е. электронные пары ведут, себя так, как если бы они взаимно отталкивались. Геометрические многогранники, реализующиеся при этом, подчиняются формуле Декарта-Эйлера число вершин + число граней-число ребер равно двум . [c.50]

Метил-катион (СН ) — высокореакционная частица с дефицитом электронов, в котором имеются три связи вокруг атома углерода. Плоское расположение с углами между связями, равными 120°, позволяет достичь максимального разделения этих электронных пар. Поэтому в соответствии с теорией отталкивания электронных пар валентной оболочки мы можем с уверенностью предсказать, что атом углерода будет 5р -гибридизованным. [c.59]

Расположение точек показывает, что в электронной оболочке атома кислорода имеются две пары спаренных электронов и два валентных холостых электрона. [c.217]

TOB, будет обсужден позже. Еще одно упрощение состоит в том, что все электронные пары, входящие в валентную электронную оболочку, считаются расположенными на одинаковом расстоянии от ядра. Соответствующие возможные конфигурации расположения различного числа электронных [c.19]

В этой главе мы рассмотрим структуры молекул, образованных элементами второго периода (от Ы до Ме), в рамках тех принципов, которые были сформулированы в предыдущих главах. По ряду причин их целесообразно рассматривать в первую очередь и отдельно от других элементов главных групп периодической системы. Во-первых, эти элементы имеют небольшую валентную оболочку, что ограничивает число электронных пар, которые могут на ней разместиться. Вследствие этого координационное число у этих элементов редко бывает больше 4 в отличие от расположенных ниже элементов главных групп периодической системы, для которых характерны более высокие координационные числа. [c.102]

Атомные остовы у этих элементов довольно велики, поэтому они могут в принципе разместить на валентных оболочках большое число электронных пар. Однако, поскольку заряд остова мал, стремление притягивать на валентную оболочку значительную электронную плотность невелико, так что соединения этих элементов можно считать преимущественно ионными. Стереохимия лигандов, расположенных вокруг атомного остова щелочного металла, не зависит от степени ковалентности связей, так как в случае любого щелочного металла неподеленные пары отсутствуют. В бесконечных решетках очень часто обнаруживают тетраэдрическую координацию четырех лигандов, октаэдрическую конфигурацию шести лигандов и кубическую конфигурацию восьми лигандов. Дискретных комплексов, строение которых установлено, известно очень мало.. Согласно спектральным данным, достаточно стабильный комплекс Ыа(ЫНз)4 имеет тетраэдрическую конфигурацию. Все щелочные металлы образуют хелатные комплексы, например, с ацетилацетоном, салициловым альдегидом и диметиловым эфиром этиленгликоля. Координационные числа для этих комплексов, по-видимому, равны 4 или 6, и можно ожидать, что они имеют тетраэдрическую или октаэдрическую конфигурацию. [c.151]

Если -оболочка симметрична, т. е. пустая ( ), наполовину заполнена однократно заселенными орбиталями ( ) или полностью заселена (d ), очевидно, что в этом случае она не оказывает влияния на расположение электронных пар на внешней валентной оболочке. Когда число -электронов невелико, например от одного до трех, взаимодействие -оболочки со связывающими электронными парами обычно очень слабое, и любыми нарушениями в расположении поделенных электронных пар можно пренебречь по крайней мере они слишком малы, чтобы их можно было обнаружить. Если -оболочка достаточно заполнена ( , и ) в общем случае она достаточно сильно взаимодействует со связывающими электронными парами, что отражается ца их расположении. Это влияние можно предсказать, [c.211]

Рис. 8.17. Искажение тетраэдрической конфигурации расположения четырех электронных пар валентной оболочки под влиянием эллипсоидальной ( -оболочки. а — вытянутая ( -оболочка б — сплюснутая -оболочка.

Сходство в химических свойствах титана и циркония несомненно. Но есть и различия. Между цирконием и гафнием наблюдается исключительное химическое родство, которое прежде всего объясняется подобием расположения электронов на внешних квантовых оболочках и чрезвычайной близостью атомных и ионных радиусов. Близость атомных радиусов циркония и гафния обусловлена тем, что между ними находятся элементы редких земель, у которых идет заполнение оболочки 4Д сопровождающееся медленным монотонным уменьшением атомных размеров (4/-сжатие). Однако есть пары других элементов с одинаковым построением электронных оболочек и близкими атомными радиусами, но не имеющие таких близких свойств. Поэтому можно предположить, что воздействие нижележащих квантовых уровней электронов на валентные электроны имеет большее сходство у циркония и гафния, чем у любой другой пары элементов. [c.181]

Знание электронной структуры указанных металлов позволяет легко объяснить, почему именно так изменяются их свойства. Атом калия имеет только один электрон сверх заполненной аргонной оболочки. Этот электрон может быть использован для образования одинарной ковалентной связи с другим атомом калия, как в двухатомных молекулах Кг, присутствующих в парах калия вместе с одноатомными молекулами К. В кристаллах металлического калия каждый атом калия имеет некоторое число соседних атомов, расположенных на одинаковом расстоянии. Он удерживается соседними атомами благодаря единственной ковалентной связи, которая резонирует между двумя соседними атомами. В металлическом кальции на каждый атом кальция приходится два валентных электрона, и это позволяет каждому атому образовывать две связи с соседними атомами. Такие две связи резонируют между положениями кальций — кальций, создавая общую связывающую силу в этом металле, в два раза превышающую силу связи между атомами в металлическом калии. Аналогичным образом у скандия с его тремя валентными электронами связь в три раза прочнее, чем у калия, и так до хрома, обладающего шестью валентными электронами и имеющего в шесть раз более прочные связи. [c.511]

Пространственное расположение простых связей и несвязывающих электронных пар вокруг какого-либо атома несложно предсказать на основе учета общего числа электронных пар в валентной оболочке данного атома. Все связывающие и иесвязывающие электроныые пары располагаются вокруг атома таким образом, чтобы отталкивание между ними было минимальным. Это правило является естественным следствием учета электростатического отталкивания электронов и принципа запрета Паули электроны с одинаковым спином избегают находиться в одной и той же области пространства. В табл. [c.132]

В 1940 г. Сиджвик и Пауэлл впервые предположили, что геометрия образующейся молекулы обусловлена расположением электронных пар на валентной оболочке атомов позже это положение было развито в систему правил, получивших название теории оттллкивания валентных электронных пар, которая в простой форме может пояснить и предсказать многие характерные особенности строения молекул. Первое и наиболее важное правило формулируется следующим образом электронные пары принимают такое расположение на валентной оболочке атома, при котором они максимально удалены друг от друга, т. е. электронные пары ведут себя так, как если бы они взаимно отталкивались. [c.18]

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]

Пространственная направленность ковалентных связей атома зависит прежде всего от числа связывающих и неподеленных электронных пар на валентной оболочке. Электронные пары на валентной оболочке стремятся расположиться на максимальном удалении друг от друга, что объясняется их отталкиванием. Отсюда форма молекул обусловливается наиболее вероятным расположением связывающих и неподеленных пар электронов. Молекулы типа ЭХ4, где Э — элемент (С, З , Ое и др.), в котором все четыре электрона внешней оболочки участвуют в образовании четырех связывающих пар, имеют форму тетраэдра (например, СН4, ССЦ, 51Си и др.). Молекулы типа ЭХз, где Э — элемент (Ы, Р, Аз и др.), в котором из пяти электронов внешней оболочки три участвуют в образовании связывающих пар, а две остаются в виде неподеленной пары, характеризуются пирамидальной формой (например, аммиак, амины, фосфины, арсины и пр.). Молекулы ЭХг, где Э — элемент (О, 5, 5е и др.), в котором из шести электронов внешней оболочки только два участвуют в образовании связывающих пар, а четыре сохраняются в виде неподеленных пар, принимают изогнутую форму (например, спирты, простые эфиры и т. п.) [c.88]

В основе данного метода лежат представления о том, что во многих соединениях химическая связь приближенно может считаться двухцентровой и двухэлектронной. Поэтому электронная оболочка каждого атома представляется состоящей из нескольких электронных пар. Часть этих электронных пар является неподеленными, т. е. принадлежащими только одному атому, а другая часть — поделенными, т. е. принадлежащими двум атомам. Далее считается, что электронные пары принимают такое расположение на валентной оболочке атома, при котором они максимально удалены друг от друга. Таким образом предпо-.пагается, что электронные пары ведут себя так, как если бы они только взаимно отталкивались. Считается, что неподеленные электронные пары отталкиваются друг от друга сильнее, чем они отталкиваются от поделенных электронных пар. Наиболее слабое отталкивание приписывается отталкиванию между собой поделенных электронных пар. Если каждой электронной паре мысленно приписать предпочтительное нахождение в некоторой точке пространства, то расположение пар можно изобразить в виде вершин многогранника, который получается при соединении всех пар прямыми линиями. Например, если отталкиваются всего 2 электронные пары атома Э, то они будут располагаться под углом 180° друг [c.134]

Связи с участием атомов, обладающих только одной парой несвязывающих электронов, привлекают особый интерес. Такая ситуация имеет место в молекулах МХц-2, образованных элементами в степенях окисления, на 2 единицы меньших номера группы периодической системы от SiF2 до XeFe. Они имеют структуры, ожидаемые для 18-, 26-, 34-, 42-электронных группировок однако 50-электронные молекулы и ионы ведут себя аномально, см. разд. 7.3.5. Одна электронная пара, предположительно в валентной оболочке, остается и на ионах jV (w-2)+ элементов, расположенных в Б-подгруппах III— [c.350]

Значения металлической валентности можно обсуждать, рассматривая доступные орбиты. Для внешних электронов этих элементов доступными являются следующие орбиты п 1ть Зй-орбит, 4х-орбита и три 4/)-орбиты. Эти девять орбит, будучи зрняты электронными парами, могут удерживать восемнадцать электронов, которые вместе с восемнадцатью электронами аргонной оболочки составляют 36 электронов, а это и есть число электронов криптона. Каждая из этих девяти орбит может быть занята электронной парой, которая не участвует в связи, или связывающим электроном, или же, как в случае ферромагнитных металлов, не связывающим магнитным электроном. Так или иначе, не все из девяти орбит в металле подходят для этой цели. Свойства металла показывают, что валентные связи в металле резонируют между различными положениями несинхронным образом. Так, в кристалле металлическ010 калия может быть такое распределение валентных связей, как показано на рис. 154, а. Если две связи одновременно изменят свои места, то получится распределение связей, показанное на рис. 154, б. Однако имеется подтверждение того, что для металлов характерно независимое резонирование валентных связей, и если одна из этих связей смещается из положения, указанного на рис. 154, а, то возникает структура, приведенная па рис. 154, в. В данном случае атом калия, показанный на рисунке как К", образует одну дополнительную связь он удерживает два электрона вместо одного. Атом калия, расположенный по диагонали от этого атома, обозначен К, он не имеет присоединенных электронов. Атом К нуждается в одной дополнительной доступной орбите, чтобы вторая валентная связь могла резонировать с ней. Поскольку имеется всего девять устойчивых орбит, доступных для атома калия, наличие дополнительной орбиты металлической орбиты) пе представляет в случае калия никакой трудности. Однако такие трудности существуют для элементов, подобных меди. [c.403]

В заполненной валентной оболочке электроны занимают все доступное пространство вокруг центрального остова. В рамках простой модели жестких сфер это означает, что вокруг центрального остова образуется плотная упаковка сфер, моделирующих электронные облака, и координация дополнительных сфер невозможна. Для незаполненных валентных оболочек в рамках той же модели возникает следующая картина после расположения всех сфер на валентной оболочке еще остается свободное пространство, достаточное для одной или более дополнительных электронных пар. Поскольку сферы не касаются друг друга, не существует силы, противодействующей уменьшению валентных углов между электронными парами, до тех пор, пока сферические орбитали не коснутся друг друга. На самом деле центральный остов полностью окружен электронным облаком, даже если валентная оболочка полностью неза-полнена, т. е. если она может содержать дополнительные электроны. В этом случае электронная плотность, особенно в пространстве между электронными парами, будет ничтожно малой, так что взаимодействие электронных пар окажется очень слабым. Поэтому такие электронные пары могут сравнительно легко сближаться до достижения некоторого критического положения, после чего начинается резкое увеличение отталкивания между электронными облаками, которое препятствует их дальнейшему сближению. В большинстве соединений углерода, азота, кислорода и фтора их валентная оболочка полностью заполнена четырьмя электронными парами. Эти четыре электронные пары расположены тетраэдрически и занимают все доступное пространство вокруг центрального остова, поэтому искажение такой структуры затруднено. Все наблюдавшиеся отклонения валентных углов от тетраэдрического составляют всего лишь несколько градусов (табл. 3.7). [c.75]

К этому типу молекул относятся ионы 1Рв и ВгРе , но их конфигурация точно не определена. Согласно данным инфракрасных спектров и спектров комбинационного рассеяния, конфигурация иона 1Рв не является октаэдрической. По-видимому, нельзя с достаточной достоверностью предсказать расположение 7 электронных пар. Наиболее вероятные конфигурации обсуждены в гл. 5. Принимая во внимание существование молекулы 1р7, представляется разумным предположить, что в валентной оболочке хватает места и для неподеленной пары, которая оказывается стереохимически активной, так что в ионе 1Рб" можно ожидать искажения октаэдрической структуры. Наиболее вероятна структура, для которой минимальны взаимодействия связывающих и несвязывающих электронных пар, что, по-видимому, будет иметь место при координации 1-3-3. При этом неподеленная пара должна располагаться в центре грани искаженного октаэдра. [c.202]

Рис. 8.22. Влияние несферической (эллипсоидальной) -оболочкй на конфигурацию расположения 5 электронных пар валентной оболочки.

Ковалентность, равная шести, при а-связывании требует участия двух -орбиталей, а именно -орбиталей. Липнет и Мел-лиш показали, что наиболее вероятным расположением шести электронов с одинаковыми спинами при конфигурации (5)(р) (с(г )( л - 0 ЯВЛЯЮТСЯ углы октаэдрз. Таким образом, в любой молекуле, в которой шесть пар электронов в валентной оболочке непереходного элемента образуют связи с центральным атомом, последний будет иметь октаэдрическую конфигурацию [11]. [c.15]

Для описания большинства молекул, имеющих замкнутые оболочки, используется простая идея равновесная геометрия соответствует основному синглетному состоянию, а возбужденные состояния сильно отличаются от него. Однако для некоторых относительно нестабильных систем, таких, как ион карбения, могут возникать интересные конформационные проблемы, связанные с включением соседних валентных структур. Однако для молекул с открытой оболочкой ситуация иная. Термин открытая оболочка означает, что количество доступных для электронов низколежащих валентных атомных или гибридных орбиталей превышает общее число электронных пар. Например, в метилене два электрона углерода могут располагаться на одной из двух орбиталей (р и гибридной зр ). В молекуле кислорода два электрона могут находиться на одной из двух антисвязывающих молекулярных 7г-орбиталей, расположенных на двух атомах кислорода. Для таких систем можно построить набор относительно низколежащих состояний. Здесь мы рассмотрим следующие молекулы [c.67]

Образование химической связи обычно мыслится как следствие процесса спаривания двух (или больше) принадлежащих различным атомам электронов внешней валентной оболочки. Существует, однако, целый класс соединений, к которым такие представления неприменимы. К ним относятся в первую очередь комплексные соединения ионов элементов переходных периодов, а также полученные в самое недавнее время соединения инертных газов. Ни упомянутые ионы, ни атомы благородных газов не имеют электронов на валентной оболочке, и тем не менее в ряде случаев их соединения не уступают в устойчивости соединениям, в которых связь осуществляется обычным путем. Поэтому главный вопрос теории комплексных соединений и состоит в описании координационных связей с точки зрения электронной теории. Оказывается, что в случае близкого соседства атомов или молекул среды, имеющем место в жидкой и твердой фазе, может происходить возмущение невыгодных для заполнения в обычных условиях электронных уровней. При этом энергетически выгодным становится образование смешанных орбиталей, когда неноделенпые электроны окружающих молекул часть времени проводят на такой упомянутой возмущенной орбитали центрального атома или иона. Более просто можно охарактеризовать подобное состояние, сказав, что для образования химической связи в этом случае одна молекула предоставляет орбиту, а другая — пару электронов. Такие связи получили название координационных, так как вероятность их возникновения тесно связана с совершенно определенным пространственным расположением образующих их атомов, ионов или молекул. [c.96]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология