Молекула между электронными парам

Дативный механизм образования связи. Элемент, имеющий в валентном слое электронные пары и вакантные орбитали, может одновременно быть и донором, и акцептором электронных пар. Допустим, что атом металла имеет вакантную - -орби-таль, и заполненную й г-ороталь. При взаимодействии атома металла с молекулой аммиака электронная пара аммиака внедряется в вакантную -орбиталь металла (рис. 29,а). Между атомами азота и металла образуется одинарная связь. В молекуле фосфина РНз атом фосфора, наряду с неподеленной электронной парой, имеет вакантные -орбитали. С тем же металлом, кроме обычной донорно-акцепторной связи фосфор " металл, образуется вторая связь металл фосфор (рис. 29,6) за счет смещения электронного облака с жг-орбитали металла на аналогичную вакантную орбиталь атома фосфора. Последняя связь, являясь разновидностью донорно-акцепторной, часто называется дативной л-связью. Дативные связи могут быть образованы [c.46]

Донорно-акцепторное взаимодействие молекул. Если одна из молекул имеет электронные пары, а другая — свободные орбитали, то между ними возможно донорно-акцепторное взаимодействие. Это взаимодействие проявляется в первичных актах многих химических реакций, лежит в основе каталитических процессов, обусловливает сольватацию молекул и ионов, в растворах, может приводить к образованию множества новых соединений. [c.91]

Рассмотрим возникновение водородной связи при взаимодействии двух молекул фтористого водорода. В молекуле НР электронная пара смещена к атаму фтора, т. е. атом водорода поляризован положительно, а атом фтора — отрицательно. Между положительно поляризованным атомом водорода одной молекулы НР и отрицательно поляризованным атомом фтора второй молекулы возникает водородная связь [c.68]

Водородная связь возникает между положительно поляризованным атомом водорода одной молекулы и отрицательно поляризованным атомом с большой электроотрицательностью, например атомом фтора, кислорода или азота другой молекулы. Положительно поляризованный атом водорода обладает уникальными свойствами очень малым размером и отсутствием внутренних электронных слоев, поэтому он может проникать в электронную оболочку отрицательно поляризованного атома соседней молекулы. Между двумя молекулами возникает взаимодействие, которое имеет частично электростатический и частично донорно-акцепторный характер. Так, например, в молекуле HF электронная пара смещена к атому фтора, т. е. атом водорода поляризован положительно, а атом фтора — отрицательно. Между этими атомами, принадлежащими различным молекулам, возникает водородная связь [c.26]

Весьма важно обратить внимание на следующую особенность химических связей, образованных парой электронов. Вследствие различий между размерами соединяющихся атомов и их способностью притягивать электроны, электронная пара далеко не всегда находится на одинаковом расстоянии от двух атомов. Например, в рассмотренной выше молекуле НС1 электронная пара смещена в сторону более электроотрицательного атома хлора. Поэтому электрический заряд в молекуле НС1 распределен неравномерно. Эту молекулу можно приближенно представить как некоторую ось, на концах которой расположены два атома, один из которых имеет некоторый избыточный отрицательный заряд (хлор), а другой — положительный. Таким образом, молекула представляет собой так называемый диполь, т. е. образование, в котором центры тяжести отрицательного и положительного зарядов не совпадают. Другим примером дипольной молекулы является вода, где на атоме кислорода имеется избыток электронов. Поэтому атомы водорода в молекуле Н2О имеют эффективные положительные заряды. [c.156]

Орбитали выбирают так, чтобы отталкивание между электронными парами было минимальным. Идея гибридизации в сущности является продуктом синтеза концепций структурной теории с принципами квантовой механики. Квантовая теория не предусмотрела равноценности валентных сил в таких молекулах, как, например, молекула метана ее тетраэдрическая структура тоже не была этой теорией предсказана. Концепция гибридизации разрешила эти затруднения, не войдя в противоречия ни с химией, ни с квантовыми законами. [c.114]

Межмолекулярная водородная связь возникает между молекулами, в состав которых входит водород и сильно электроотрицательный элемент — фтор, кислород, азот, реже хлор и сера. Поскольку в такой молекуле общая электронная пара от водорода сильно смещена к атому электроотрицательного элемента, то положительно заряженный атом водорода взаимодействует с отрицательно заряженным атомом другой молекулы, имеющим неподелен-ные электронные пары. В результате у атома водорода образуется [c.106]

Когда при сближении атомов и соответствующем перекрывании атомных орбиталей (АО) на каждой из последних находится по одному электрону, в молекуле образуется электронная пара, обеспечивающая повышенную электронную плотность в области перекрывания, т. е. в пространстве между ядрами- . Это становится причиной притяжения между ними и, следовательно, приводит к понижению энергии системы, т. е. образованию химической связи. [c.111]

Присутствие в молекулах неподеленных электронных пар сказывается на величине валентных углов. Это связано с тем, что силы расталкивания между ними больше, чем между относительно закрепленными связывающими электронными парами (СП). По убывающей силе расталкивания электронные пары могут быть расположены в следующем порядке НП—НП>НП—СП>СП—СП. В результате НП в известной степени как бы давят на электронные пары свя- [c.118]

В молекуле водорода электронная пара локализована посередине между двумя атомами водорода. [c.97]

Если допустить, что, находясь в молекуле, центральный атом сохраняет сферичность своей валентной оболочки, то все его электронные пары расположатся на равных расстояниях от ядра центрального атома. В таком случае возникнут следующие координации, при которых расстояния между электронными парами будут максимальны [c.144]

Поскольку предполагается, что форма и геометрическое строение молекулы определяются отталкиванием между всеми электронными парами валентной оболочки, вопрос о том, насколько структура или структурные изменения совместимы с предсказаниями модели ОЭПВО, должен решаться при рассмотрении всех углов между электронными парами, а не только одних валентных углов [88]. [c.158]

Молекулы многих соединений полярны, т. е. имеют диполь-ный момент, обусловленный неравномерным распределением электронов в ковалентных связях атомов. Например, в молекуле спирта электронная пара, образующая связь между кислородом и водородом, сдвинута к атому кислорода [c.127]

НгО, К Нз, РНз и молекулы многих органических соединений. Образование комплексного иона связано с возникновением общих электронных пар комплексообразователя и нейтральных молекул лигандов. Силы электростатического отталкивания между молекулами лигандов меньще, чем возникающие при образовании ацидокомплексов. Поэтому комплексы внедрения, как правило, образуются легче, чем ацидокомплексы, и их прочность (при прочих равных условиях) выше. Однако полярные молекулы — доноры электронных пар — по своим геометрическим размерам обычно больше доноров-ионов. Ввиду этого образование комплексов внедрения затруднено чисто стереометрическими факторами. Как следствие, электростатические дипольные взаимодействия лигандов и центрального иона могут оказаться несколько ниже, чем при образовании ацидокомплексов, и сложный ион в таком случае характеризуется невысокой прочностью. Из-за того что лигандами комплексов внедрения являются нейтральные молекулы, заряд комплексного иона не меняется по сравнению с зарядом комплексообразователя. Например, при действии на растворы СоЗ+ аммиаком происходит взаимодействие [c.101]

СВЯЗИ 51—51 к связи С1—С1, а также в ряду связей С—Н, N—Н, 0 Н, р—Н. На самом деле энергии указанных связей резко уменьшаются, что можно объяснить сильным отталкиванием между электронными парами, находящимися на валентных оболочках соседних атомов. Особенно важно наличие одной или более объемистых неподеленных электронных пар, как в случае азота, кислорода и фтора. Взаимодействие между неподеленными парами соседних атомов в первую очередь ответственно за ослабление связей рассматриваемых элементов. Поэтому происходит значительное уменьшение энергии связи при переходе от С—С к N—М, когда у соседних атомов появляются неподеленные пары, и далее, от М—N к О—О, несмотря на возрастающий заряд остова, что также можно приписать появлению уже двух неподеленных пар на каждом из атомов кислорода, сводящему на нет ожидаемое упрочнение химической связи. Наконец, в молекуле фтора отмечается небольшое увеличение прочности связи, так как в данном случае эффект увеличения заряда остова превалирует над эффектом увеличения числа неподеленных пар. [c.107]

Какие орбитали участвуют в образовании молекул си, Н2, О2 и N2 Напищите структурные формулы этих молекул. Сколько электронных пар участвует в образовании связей между атомами хлора, водорода, кислорода и азота Укажите типы связей между атомами в этих молекулах. [c.57]

В гл. 8 мы видели, что ковалентные соединения, образованные элементами первого периода, обычно имеют одну из следующих форм линейную, плоскую тригональную, тетраэдрическую, пирамидальную или угловую. Считалось, что последние две конфигурации возникают из тетраэдрического распределения пар электронов в случае, когда одна или две пары соответственно являются неподе-ленными. Если расширить это обсуждение и дать общий обзор строения молекул, образованных элементами главных групп, то увидим, что в целом стереохимия этих молекул может быть объяснена отталкиванием между электронными парами. [c.142]

На рис. 14-13 показана кривая потенциальной энергии для вандерваальсовых взаимодействий между атомами гелия. При межатомных расстояниях, превышающих 3,5 А, в выражении (14-3) преобладает второй член. При большем сближении атомов они сильнее притягиваются друг к другу2 и энергия системы уменьшается. Однако при расстояниях, меньших 3 А, сильное отталкивание между электронными парами превышает лондоновское притяжение, и потенциальная кривая на рис. 14-13 повышается. Равновесие между притяжением и отталкиванием достигается на расстоянии 3 А, и молекула Не—Не оказывается на 76,1 Дж моль более устойчивой, чем два изолированных атома Не. [c.614]

Отклонения от правильности геометрических форм могут возникнуть по крайней мере от двух причин. Во-первых, отклонение возможно, если группы, связанные с центральным атомом, не все идентичны. Например, углы НСН в ряду СНдР, СН3С1, СНдВр н СНд равны 110,0 110,3° 110,8° 111,0° соответственно. Все они больше тетраэдрического угла 109,5°, найденного для СН и СХ4 (где X—Р, С1, Вг, I). Однако из этих данных видно, что отклонения от правильной симметрии не очень велики, и далее будет показано, почему это так. Во-вторых, отклонение от правильной симметрии возможно, когда в валентном уровне присутствуют как связывающие, так и неподеленные пары электронов, причем отклонения, возникающие по этой причине, обычно несколько больше. Например, в ряду ЫН4, ЫНз, МН углы НМН монотонно уменьшаются от 109,5° до 104°. Аналогично в изоэлектронном ряду СН4, ННз, ОН2 обнаруживается систематическое уменьшение углов между связями 109,5° 107,3° 104,5° соответственно. В вышеприведенных рядах присутствуют О, 1 и 2 неподеленные электронные пары соответственно, которые в последних двух случаях находятся, вероятно в соответствии с принципом Паули, в вершинах несколько искаженного тетраэдра. Значения углов наводят также на мысль о том, что электроны неподеленных пар значительно сильнее отталкиваются один от другого и от связывающих пар, чем связывающие пары или даже чем связанные атомы. Действительно, Джиллеспи и Ньюхольм нашли, что качественная картина стереохимии значительно улучшается для большинства неорганических молекул при допущении, что электростатическое отталкивание между электронными парами в данном валентном уровне понижается в следующем порядке неподеленная пара — неподеленная пара (L— ) > неподеленная пара — связывающая пара L—В) > связывающая пара — связывающая пара В—В). Это может быть объяснено тем, что неподеленные пары [c.215]

Многочисленные конформационные аЬ initio расчеты позволяют выработать определенные правила или феноменологические концепции в структурной химии. Одним из таких правил, выведенных на основе статистической обработки огромного числа рассчитанных неэмпирическими методами молекул, является гош-правило молекулярная структура наиболее устойчива в форме с максимальным, числом гош-взаимодействий между электронными парами или полярными связями. [c.364]

Межмолекулярная водородная связь возникает между молекулами, в состав которых входят водород и сильно электроотрицательный элемент — фтор, кислород, азот, реже хлор, сера. Поскольку в такой молекуле общая электронная пара сильно смещена от водорода к атому электроотрицательного элемента, а положительный заряд водорода сконцентрирован в малом объеме, то протон взаимодействует с неиоделенной электронной парой другого атома или иона, обобществляя ее. В результате образуется вторая, более слабая связь, получившая название водородной. [c.77]

В частности, можно отметить, что модель ОЭПВО подчеркивает роль отталкивания между электронными парами, но пренебрегает взаимодействиями между лигандами. Такое относительное выделение одного из факторов хорошо только там, где велик центральный атом и малы лиганды. Однако, если размер заместителей увеличивается относительно размера центрального атома, взаимодействия между валентнонесвязанными атомами становятся все более существенными. Очевидно, что в некоторых молекулах оба фактора могут стать соизмеряемыми и в конце концов взаимодействия лиганд-лиганд могут стать преобладающими. Второе основополагающее допущение модели ОЭПВО касается сферичности валентной оболочки центрального атома. В тех случаях, когда это допущение нарушается, предсказательная сила модели уменьшается. Следует ожидать, что дальнейшие исследования путем изучения и нахождения ограничений модели сделают ее более надежной. [c.169]

Эквивалентные орбитали были рассчитаны Калдор [3], исходившей из молекулярных орбиталей NH3 на основе критерия минимального отталкивания между парами. Это было сделано для пирамидальной, наиболее стабильной по спектроскопическим данным конфигурации молекулы NH3, а также для плоской конфигурации. Калдор нашла, что отталкивание между электронными парами возрастает при переходе от пирамидальной конфигурации к плоской иа величину, изменяющуюся в пределах [c.181]

Приведенное выше первое правило, касающееся отталкива ния между парами, не позволяет определить геометрию молекулы Хер4. Из рис. 8,6 следует, что с октаэдрическим распределением шести электронных пар согласуются две пространственные конфигурации атомов фтора. Поэтому необходимо привлечь второе правило, согласно которому величина отталкивания между электронными парами уменьшается в следующем порядке [c.183]

Р. Дж. Гиллеспи (J. hem. So ., 1963, p. 4679) сделал попытку расширить теорию отталкивания валентных электронных пар на переходные элементы для предсказания стереохимии молекул этих элементов, в частности с координационным числом пять. Он предположил, что если взаимодействие между электронными парами лиганда относительно более важно, чем их взаимодействие с -электронами центрального атома, что, вероятно, имеет место в комплексах с преимущественно ковалентным характером, то можно ожидать тригонально-бипирамидальную структуру. Если же преобладает взаимодействие между связывающими электронными парами лиганда и -электронами, то это будет, вероятно, случай комплекса с существенно ионным связыванием и для него надо ожидать квадратно-пирамидальную структуру. В том случае, когда оба типа взаидюдействия сравнимы по силе, [c.319]

По мнению Мютертиса и Филлипса [67], димер получается вследствие образования фторных мостиков между двумя молекулами, причем электронные пары от атомов фтора занимают орбиты хлора 3(1. Эта конфигурация может рассматриваться как производная октаэдрической системы с двумя электронными нарами, занимающими две осевые позиции, и поэтому димер будет плоским. Повышенная устойчивость такой конфигурации является причиной образования димеров трифторида хлора. [c.48]

В заключение рассмотрения соединений с центральными атомами, обладающими десятиэлектронными валентными уровнями, следует отметить, что хотя существует последовательная схема для объяснения строения, в действительности она представляется весьма эмпирической. Во-первых, отсутствует ясное теоретическое обоснование того, что строение молекул типа тригональной бипирамиды более предпочтительно по сравнению с квадратной пирамидой с гибридизацией зр й. И только из самих экспериментальных данных, которые уже известны, можно заключить, что первый тип обычно является более корректным выбором. Во-вторых, нельзя с уверенностью объяснить, почему именно экваториальные орбитали всегда заняты неподеленными парами. В действительности можно было ожидать обратного, так как аксиальные связи в тригональной би-пирамидальной и 4>тригональной бипирамидальной молекулах всегда бо.гее длинные и поэтому, вероятно, более слабые, чем экваториальные связи. В-третьих, не ясно, что Т-структура в случае соединения типа АВ.з должна обусловливать меньшее отталкивание между электронными парами, чем альтернативная структура с неподеленными парами, занимающими две аксиальные орбитали. Вопрос заключается в том, должна ли энергия отталкивания шести взаимодействий типа НП-СП и трех СП-СП (120°) быть меньше, чем полная энергия отталкивания одного взаимодействия НП-НП ( 120°), двух НП-СП 120°), четырех НП-СП (>90°) и двух СП-СП ( 90°). Очевидно, нет никакого чисто качественного порядка типов отталкивания, а именно НП-НП>НП-СП>СП-СП, хотя правильный порядок, вероятно, мог бы дать ответ на такой вопрос. [c.249]

Вышеописанные качественные предсказания, касающиеся структуры ковалентных молекул, несомненно, все верны, и все же теория, с помощью которой они появились, была критически рассмотрена Сэрсеем . В 1958 г. он предложил электростатическую модель для предсказания форм ковалентных молекул и ионов, которая, как было найдено, применима для количественных предсказаний углов между связями . Сэрсей показал, что энергия общего электростатического отталкивания между электронными парами в молекулах только что рассмотренных типов почти не зависит от выбора структурных форм в случае, когда возможна изомерия. Он также в качестве альтернативы предположил, что большая устойчивость одной структуры по сравнению с другими [c.218]

Такое объяснение формы молекул на основе отталкивания между электронными парами использовали многие исследователи для соединений элементов первого периода и в более ограниченной степени для соединений других элементов. При этом необходимо учитывать все пары электронов. Поясним это на примере ряда гидридов СН4, NHз и Н2О. Экспериментальные значения углов между связями в этих молекулах равны 109,5, 107,1 и 104,5° соответственно. Следует ожидать, что СН4 будет иметь правильную тетраэдрическую форму с одинаковыми углами НСН, так как при этом четыре связывающие пары будут расположены максимально далеко друг от друга. Такую же форму должен иметь ио аммония, [КН4] , так как у него тоже образовались четыре связывающие пары формально можно считать, что этот ион образуется при присоединении атомов водорода к который изоэлектронен нейтральному атому углерода, т. е. имеет такое же число электронов. Представим себе, что молекула аммиака МНз образуется из [ЙН4]" при отрыве протона тогда у атома азота останется три связывающие пары электронов, соединяющие его с тремя атомами водорода, и неподеленная пара электронов (когда-то удерживавшая четвертый атом водорода, а теперь связанная только с ядром азота). Как и ранее, четыре пары электронов должны взаимно от-талкиваться, что приведет к приблизительно тетраэдрической конфигурации. Но так как неподеленная пара электронов больше не [c.91]

Итак, уменьшение угла между связями в ряду молекул СН4, МНз, Н2О можно объяснить, предположив, что отталкивание между электронными парами увеличивается в последовательности связывающая пара— связывающая параСовязывающая пара — неподеленная пара<яеподеленная пара— неподеленная пара. [c.92]

Лиганд, донорный атом которого имеет в вале1 тной оболочке электронные пары и вакантные орбитали, может одновременно быть и донором и акцептором. Допустим, что атом металла имеет вакантную 2 -брбиталь и заполненную г-орбиталь. При взаимодействии атома металла с молекулой аммиака электронная пара аммиака внедряется в вакантную 2 а-орбиталь металла. Между атомами азота и металла образуется одинарная связь. В молекуле фосфина РНз атом фосфора наряду с неподеленной электронной парой имеет вакантные Зс -орбитали. С металлом кроме обычной донорно-акцепторной связи фосфор->-металл может образоваться вторая связь металл - фосфор за счет смещения электронной плотности с -орбитали ме-тЛлла НЗ налогично расположенную в пространстве вакантную -орбиталь атома фосфора. Такая связь, являясь разновидностью донорно-акцепторной, часто называется, обратной дативной п-связью или просто п-дативной связью " [c.102]

Эквивалентные орбитали были рассчитаны Калдор [3], исходившей из молекулярных орбиталей ННз на основе критерия минимального отталкивания между парами. Это было сделано для пирамидальной, наиболее стабильной по спектроскопическим данным конфигурации молекулы ЫНз, а также для плоской конфигурации. Калдор нашла, что отталкивание между электронными парами возрастает при переходе от пирамидальной конфигурации к плоской на величину, изменяющуюся в пределах 0,24 н — 0,44 н в зависимости от типа взятых для расчета молекулярных орбиталей. Большая часть этого увеличения обусловлена усилением отталкивания между неподеленной парой и тремя локализованными на связях парами. [c.181]