Валентные неподеленных пар

Это же соображение можно применить для предсказания относительной величины углов между связями валентных углов) в изоэлектронном ряду молекул СН4, NHз и Н2О . Все эти молекулы имеют одинаковое стерическое число (СЧ = 4). Однако учитывая неодинаковое отталкивание между неподеленными парами и связывающими парами электронов, можно предсказать, что валентные углы в молекулах ЫНз и Н2О окажутся Тетраэдрического угла (109,5°). Экспериментальные значения валентных углов в этих молекулах согласуются с таким предсказанием [c.493]

Льюисовыми структурами (валентаыми структурами, валентными схемами) называются графические электронные формулы молекул и комплексных ионов, где для обозначения обобществленных между атомами связьшающих электронных пар (связей) используются прямые линии (валентные штрихи), а для обозначения неподеленных пар электронов используются две точки. Для молекул и комплексных ионов, содержащих только элементы первого и второго периодов, наилучшие льюисовы структуры характеризуются тем, что в них каждый атом окружен таким же числом электронов, как атом благородного газа, ближайшего к данному элементу по периодической системе. Это означает, что атом Н должен быть окружен двумя электронами (одна электронная пара, как у Не), а атомы неметаллических элементов второго периода (В, С, К, О, Г) должны быть окружены восемью электронами (четыре электронные пары, как у 1 е). Поскольку восемь электронов образуют замкнутую конфигуращ1Ю 2х 2р , правило записи льюисовых структур требует окружать каждый атом элемента второго периода октетом (восьмеркой) электронов, и поэтому называется правилом октета. [c.501]

Некоторые молекулы, хотя они на первый взгляд являются валентно насыщенными системами, так как их валентные электроны попарно заселяют молекулярные орбитали, отнюдь не лишены способности соединяться химическими связями с другими молекулами, не разрывая при этом своих собственных межатомных связей. Одни из этих молекул для этого должны иметь незанятые валентные орбитали, а другие — неподеленные пары электронов. Таким образом, одни молекулы проявляют способность присоединять другие молекулы до тех пор, пока не будут заняты все их валентные орбитали. Как известно, р -орбиталь бора не занята в молекуле ВРз. Поэтому эта молекула присоединяет молекулу аммиака, атом азота которой имеет на валентной орбитали одну пару неподеленных электронов, причем образуется донорно-акцеп-торная связь, почти ничем не отличающаяся от других ковалентных связей. Следовательно, нет оснований называть подобные соединения молекулярными комплексами — это настоящие атомные, а не молекулярные соединения. Связи подобного типа с донорами электронов могут образовать также молекулы — соединения бериллия, алюминия и др. В молекулах типа ВеРг имеются две незанятые валентные орбитали. Благодаря этому фторид бериллия присоединяет две молекулы диэтилового эфира, кислород которого служит донором электронов. Если в молекулах имеются незанятые валентные орбитали и недостаточное количество электронов для их нормального заселения парами электронов, как, например, в молекулах бороводородов, то эти молекулы в ряде случаев соединяются друг с другом путем делокализации всех валентных электронов между всеми молекулярными орбиталями, в результате чего все они оказываются частично заселенными электронами и между молекулами образуются настоящие химические связи. Это относится не только к взаимодействию молекул диборана с образованием высших боранов, но и к конденсации атомов металлов, в результате которой получаются твердые металлы. Атомы металлов также имеют незаселенные валентные орбитали, которые при конденсации сливаются в валентную зону и таким образом становятся достоянием всех валентных электронов. [c.88]

Донорно-акцепторные связи могут образовываться между молекулами, в которых все атомы валентно насыщены и которые не содержат неспаренных электронов. Такие связи широко распространены в комплексных соединениях, кристаллогидратах солей и и др. Так, NHз, соединяясь с ВРз, образует ЫНз ВРз благодаря наличию свободных орбит в атоме бора и неподеленных электронных пар в атоме азота. Прочность таких связей может достигать прочности обычных ковалентных связей. При этом часто играет роль то, что из двух нейтральных частиц при образовании между ними донорно-акцепторной связи одна (донор) становится [c.69]

Пространственная структура молекулы определяется видом гибридизации валентных орбиталей центрального атома и числом неподеленных электронных иар, содержащихся в его валентном электронном слое. [c.65]

Теория кристаллического поля не позволяет объяснить наблюдаемую последовательность силы лигандов, т.е. их способность к расщеплению энергетических уровней. Но если принять во внимание орбитали лигандов, причем не только те, на которых находятся электронные пары, обобществляемые с металлом, но и те, где находятся неподеленные электронные пары, непосредственно не связанные с металлом, удается в гораздо большей мере объяснить последовательность энергий расщепления. Такая расширенная теория молекулярных орбиталей содержит в качестве предельных случаев как теорию кристаллического поля, так и теорию валентных связей и обычно называется теорией поля лигандов. [c.233]

Органические сульфиды образуют стабильные комплексные соединения с галогенами, органическими галоидпроизводными, галогенидами - тяжелых металлов и некоторыми другими веществами. Природа сил взаимодействия при комплексообразовании сульфидов с этими соединениями изучена недостаточно. Полагают [47], что донорно-акцепторная связь осуществляется за счет передачи неподеленной пары электронов атома серы на свободную валентную орбиталь атома металла (ртути, алюминия, олова, титана и др.). На структуру и свойства комплексных соединений влияют условия их образования, химическое строение сульфида и соединения, вступающего с ним в реакцию [48]. При взаимодействии сульфидов с бромом или иодом иногда образуются кристаллические комплексные соединения, а при взаимодействии с йодистыми алкилами и галогенированными жирными кислотами — кристаллические сульфониевые соли. Наиболее стабильны комплексные соединения сульфидов с галогенидами ртути, ацетатом ртути, солями платины, олова, титана, палладия, алюминия. В зависимости от химического строения и условий комплексообразования сульфиды могут присоединять различное число молекул одного и того же комплексообразователя (акцептора). [c.118]

Н. Сиджвиком и Г. Пауэллом, а в 1957 г. усовершенствован Р. Гиллеспи и Р. Найхолмом. Развитый ими подход получил название метода отталкивания валентных электронных нар (ОВЭП) его суть сводится к утверждению, что связывающие электронные пары и неподеленные электронные пары каждого атома в молекуле должны принимать пространственное расположение, которое минимизирует отталкивание всех электронных пар, окружающих данный атом. [c.491]

При образовании молекулы аммиака также происходит хр -гиб-ридизация атомных орбиталей центрального атома (азота). Именно поэтому валентный угол НЫН (107,8°) близок к тетраэдрическому. Небольшое отличие этого угла от 109,5° объясняется, как и в молекуле воды, асимметрией в распределении электронных облаков вокруг ядра атома азота из четырех электронных пар три участвуют в образовании связей N—Н, а одна остается неподеленной. [c.139]

Для вычисления формальных зарядов на атомах в молекуле каждому атому приписывают по одному электрону от каждой ковалентной связи, образуемой парой электронов с участием данного атома, плюс все его неподеленные электронные пары. Тогда формальный заряд на атоме совпадает с зарядом, который он имел бы, если бы стал изолированным ионом с таким же числом валентных электронов [c.469]

Эти три молекулы являются изоэлектронными в них содержится одинаковое число электронов. Наличие в каждой из них восьми валентных электронов вокруг центрального атома иллюстрирует правило октета. В СН все восемь электронов попарно вовлекаются в образование связей, однако в двух остальных молекулах имеются неподеленные электронные пары. В аммиаке три связывающие электронные пары и одна неподеленная пара, а в молекуле воды две связывающие пары электронов и две неподеленные пары. [c.471]

Первые две стадии реакций контактного окисления, наряду с изложенными выше механизмами, могут протекать по механизму комплексообразования в тех случаях, когда катионы решетки сохраняют свою индивидуальность. Вервей [241 для обратных шпинелей , а затем Морин [25] — для окислов металлов с незапол- ненными З -уровнями электронов указали на такую возможность, объяснив возникновение в таких соединениях электропроводности присутствием в них ионов одного и того же металла в различных валентных состояниях и в эквивалентных позициях кристаллической решетки. Можно предполагать, что подобного рода механизм электропроводности возможен не только для окислов (в том числе и тройных систем окислов [26]), но и для многих полупроводниковых соединений переходных металлов. Базируясь на этих представлениях, Дауден [27 ] рассматривает хемосорбцию на поверхности и явления замещения одного сорбента другим как реакции образования и превращения комплексов по механизму и 8)у2-замещения. Киселев, [28] также рассматривает адсорбцию как процесс поверхностного комплексообразования, когда при возникновении донорно-акцеп-торных связей неподеленная пара электронов лиганда оказывается затянутой на внутренние орбитали атома решетки, являющегос центром адсорбции. При таком механизме адсорбированные молекулы всегда будут в той или иной мере реакционноспособны. Действительно, затягивание неподеленной пары лиганда на внутренние орбитали центрального атома приведет к деформации адсорбированной молекулы и ослаблению внутримолекулярных связей. Отметим попутно, что трактовка Киселева справедливо распространяет электронные представления и на механизм кислотно-основного гетерогенного катализа. Развивая представления теории поля лигандов, Руней и Уэбб [29 ] показали, что механизм реакций дейтеро- бмена, гидрирования и дегидрирования углеводородов на переходных [c.27]

Конечно, тут открывается большой простор для фантазии теоретика (деформируй отдельные электронные облака атомов молекулы так, или почти так, как хочешь, благо математика это позволяет ). Можно сосредоточить (локализовать) электронную плотность частично на атомах (в виде электронных пар внутренних оболочек атомов или неподеленных электронных пар валентной оболочки), а частично на химических связях (локализация электронов в поле двух ядер отвечает двухцентровому взаимодействию атом — атом, которое описывается классической символикой валентного штриха), а можно пользоваться и делокализованными орбиталями, охватывающими в принципе все атомные ядра молекулы. Разумный теоретик стремится воспользоваться этой свободой для того, чтобы построить модель, приемлемую для химика и пригодную для описания данного класса свойств. [c.210]

При образовании максимального числа а-связей (и отсутствии гс-связей) для всех указанных состояний азота характерна р -гибридизация атомных орбиталей, причем каждая неподелен-иая пара занимает одну гибридную орбиталь. Формирование наряду с о-свя зями л-связей обусловливает другие типы гибридизации— 5р -(эдна я-связь) или зр (две я-связи). В валентном электронном слое атома азота нет -орбиталей, поэтому атом азота ие может образовать более четырех ковалентных связей. [c.394]

Завершая обсуждение структур с СЧ = 5, рассмотрим такие молекулы, в которых к центральному атому присоединены неодинаковые атомы. Примерами могут служить СНзРР и ОРд. В каждой из этих молекул наименее электроотрицательные группы занимают экваториальные положения и вызывают отклонения от идеальных значений валентных углов 90 и 120°, подобные вызываемым наличием неподеленных электронных пар. Вот почему наблюдаются следующие структуры [c.496]

Поглощение энергии в ультрафиолетовой области обусловлено изменениями энергетического состояния внешних электронов. В ор-1 анических соединениях такое поглощение связано с переходом валентных о- и л-электронов со связывающих орбиталей иа соответствующие разрыхляющие, а также с переходами электронов неподеленных пар гетероатомов (п-электронов) типа /г->л и [c.95]

При гомолитическом разрыве связи пара электронов разъединяется с возникновением свободных радикалов. Свободные радикалы — это молекулы или атомы, имеющие неспаренный (неподелен-ный) электрон на внешней (валентной) оболочке, т. е. являются незаряженными частицами [c.28]

Потому что 1) разность элсктроотрицательно-стей атомов в молекуле ВРз больше, чем в молекула ННз 2) молекула ВРз имеет плоское строение, а молекула ЫНз — пирамидальное 3) у атома азота есть неподеленная пара электроиов, а у атома бора — свободная (вакантная) валентная орбиталь. [c.67]

Метод валентных связей в приложении к комплексным соединениям базируется на тех же представлениях, что и в простых соединениях (см. 39—44). При этом принимается во внимание, что химические связи, возникающие ирн комплексо-образованин, нмеют доиорно-акцепторное нроисхождение, т. е. образуются за счет неподеленной электронной пары одного из взаимодействующих атомов и свободной орбитали другого атома. Рассмотрим с этнх позиций строение некоторых комплексных со-едпиеннй. [c.598]

Экваториальная ориентация неподеленных пар в и С1Рз должна вызывать отклонения от идеальных валентных углов 90 и 120°. Действительно, экспериментальные структурные данные свидетельствуют о наличии ожидаемых искажений [c.496]

В этой главе мы прошли долгий путь рассуждений, начав с рассмотрения сравнительной химии элементов В, С, N и Si. Углерод несомненно играет особую роль, обусловленную наличием у его атомов одинакового числа валентных электронов и орбиталей, отсутствием отталкивающих неподеленных электронных пар и способностью образовывать двойные и тройные связи. Простые алканы, или соединения углерода и водорода, с простыми связями иллюстрируют многообразие соединений, которые может образовывать углерод благодаря своей способности создавать длинные устойчивые цепи. Алкилгалогениды - это своеобразный мостик от алканов с их сравнительно низкой реакционной способностью к изобилию производных углеродов спиртам, простым эфирам, альдегидам, кетоиам, сложным эфирам, кислотам, аминам, аминокислотам и соединениям других типов, которые не обсуждались в данной главе. Способность углерода образовывать двойные и тройные связи была проиллюстрирована на примере алкенов и алкинов, она играет чрезвычайно важную роль при образовании сопряженных и ароматических молекул. [c.337]

Метод отталкивания валентных электронных пар (ОВЭП) позволяет предсказать геометрическое строение (форму) молекул и комплексных ионов. Основное правило метода ОВЭП заключается в том, что атомы и неподеленные пары, окружающие центральный атом молекулы, располагаются вокруг него так, чтобы свести к минимуму отталкивание всех электронных пар. Стерическим числом (СЧ) называется суммарное число атомов и неподеленных пар, окружающих центральный атом. Расположение всех электронных пар вокруг центрального атома в зависимости от их числа таково при СЧ = 2 оно линейное, при СЧ = 3-плоское тригональное, при СЧ = 4 - тетраэдрическое, при СЧ = 5-тригонально-бипи-рамидальное и при СЧ = 6-октаэдрическое (см. рис. 11-2). [c.503]

Атом бора имеет три валентных электрона и четыре валентные орбитали. Обычно он использует три орбитали, образуя 5р -гибриды в таких соединениях, как ВРз- Углерод имеет четыре валентных электрона и четыре орбитали. За исключением тех случаев, когда он образует кратные связи, эти орбитали используются для 5р -гибридизации. Атом азота имеет пять валентных электронов и четыре орбитали. Как правило, он образует три связи с другими атомами в структурах с тетраэдрической конфигурацией, а четвертая гибридная 5р -орбиталь у него занята неподеленной электронной парой (разд. 13-3). Углерод и азот способны образовывать двойные и тройные связи в результате я-перекры-вания, обсуждавшегося в разд. 13-4. По сравнению с длиной простой связи длина двойных связей, образуемых этими элементами, сокращается на 13%, а длина тройных связей-на 22%. Прочность кратной связи повыщается благодаря наличию электронов на связывающей молекулярной п-орбитали, возникающей в результате перекрывания атомных я-ор-биталей. Но перекрывание я-типа между орбиталями становится достаточно больщим для возникновения связи только при близком расположении атомов. По этой причине 81 и другие элементы третьего и следующих периодов неспособны образовывать кратные связи. Кремний имеет 10 внутренних электронов по сравнению с 2 в атомах С и N. Отталкивание этих внутренних электронов не позволяет двум атомам 81 сблизиться настолько, насколько это необходимо для достаточного я-перекрывания р-орбиталей и возникновения двойных связей. Несмотря на все попытки химиков синтезировать соединения со связями 81=81 и 81=С, ни одна из них до сих пор не увенчалась успехом. За небольшими исключениями, образование двойных и тройных связей ограничено элементами второго периода, в атомах которых число внутренних электронов не превышает 2. Исключения, к числу которых относятся 8=0, Р=0 и 81=0, объясняются перекрыванием между р- и -орбиталями, этот вопрос будет рассмотрен в разделе, посвященном кремнию. [c.271]

Итак, если молейула имеет N атомов, то размерность соответствующей и-матрицы N X N. На главной диагонали записываются неподеленные пары электронов всех последовательно расположенных N атомов молекулы, а недиагональные элементы определяют характер связи (одинарная, двойная, тройная и т. п.) между соответствующими атомами. Определим теперь для каждой элементарной реакции ансамбль молекулы (АМ) как совокупность молекул — исходных реактантов или совокупность молекул — конечных продуктов реакции. Нетрудно видеть, что математическое представление АМ есть блочно-диагональная i e-мaтpицa, составленная из 2 -матриц, которые находятся на главной диагонали. Совокупность всех возможных АМ образует семейство изомерных АМ (СИАМ), которое характеризует химические превращения реактантов. Конечно, множество всех АМ из СИАМ может быть однозначно представлено совокупностью Р = В ,. . ., В -Ве-матриц. Причем каждая Де-матрица содержит всю информацию о химической структуре молекул, составляющих заданный АМ, т. е. всю информацию о распределении связей и об определенных аспектах распределения валентных электронов. Поэтому каждая химическая реакция будет представлять собой не что иное, как взаимопревращение АМ вследствие перераспределения электронов между атомными остовами. [c.174]

Объяснение комплексообразования методом валентных связей. Мы знаем, что ион образуется благодаря наличию неподеленной электронной пары в молекуле аммиака. Его формирование можно рассматривать как присоединение молекулы ЫНз к идну водорода. Аналогично можио рассматривать присоединение молекул аммиака к ионам металлов, приводящее к образованию аммиакатов, например Си+2ЫНз = [Си ( ЫИз)2]+, + + 4ЫНз =-[Zп( NHз)1] +. 1 [c.121]

Свойства и получение. Атом углерода в валентном состоя-ВИИ s 2spxPgPz имеет четыре, неспаренных электрона и во внешнем электронном слое отсутствуют как свободные квантовые ячейки, так и неподеленные электронные пары (только для одного элемента, кроме углерода,— водорода характерно состояние атома, имеющее з ти особенности). Такое электронное строение атома и расположение углерода посередине шкалы электроотрицательностей обусловливают уникальные свойства данного элемента, благодаря которым существует огромное многообразие органических соединений. [c.352]

На рис. 41 представлено образование двух эквивалентных локализованных молекулярных орбиталей как перекрывание функций рд и 5д, функций уОв и 5в соответственно. На рис. 41, б связывающие ЛМО заштрихованы, МО неподеленных пар не заштрихованы. Благодаря ортогональности -орбиталей эквивалентные ЛМО и грг также ортогональны и образуют между собой прямой угол, и молекула НЮ нелинейна. Поскольку эквивалентные ЛМО г 51 и практически не перекрываются, т. е. не взаимодействуют, энергия связи молекулы НгО может быть приближенно представлена как аддитивная величина, т. е. как сумма равных энергий двух связей О—Н . Таким образом при помощи локализованных молекулярных орбиталей приближенно описаны наблюдаемые свойства геометрическая конфигурация (т. е. направленность валентности ) и аддитивность [c.98]

Координационными или комплексными называют соединения, содержащие центральный атом или ион и группу молекул или ионов, его окружающих и связанных с ним (лигандов). Число лигандов, связанных с центральным атомом (ионом), называют координационным числом иона. Оно зависит как от электронной структуры, так и от соотношения между радиусами центрального атома (иона) и лигандов. Координационное число центрального атома (иона) обычно превышает его валентность, понимаемую как формальный положительный заряд на атоме. Высокая устойчивость многих комплексных соединений указываает, что химическая связь в них не отличается по своей природе от химической связи в обычных ионных или ковалентных соединениях. В большинстве координационных соединений центром является ион переходного металла (Т , Со , Сг " и др.), а лигандами — ионы или полярные молекулы (обладающие к тому же неподеленной парой электронов.) Именно поэтому электростатические представления легли в основу теории комплексных соединений, так называемой теории кристаллического поля, учитывающей также квантовомеханические особенности строения электронной оболочки центрального иона (Бете, Ван Флек). [c.120]

Э. I е к т р о н и ы е формулы о н и е в ы х с о е я и н е н и Веш.ества, имеющие неподеленные электронные пары, способны образовывать соединения высшего порядка, которые Вернер назвал координационными соединениями. К ним принадлежат, напрнмер, все так называемые ониевые соединения (аммониевые, оксонневые. сульфониевые и т. п. — см, стр. 151 и 156). В этих соединениях центральный атом имеет на одну связь больше, чем это соответствует его нормальной валентности иными словами, его координационная валентность на единицу больше нормальной валентности. [c.159]

Основные положения метода валентных связей применительно к комплексам уже были рассмотрены ранее (стр. 61). Согласно этому методу образование комплексов осуществляется за счет донорно-акцепторного взаимодействия чаще всего неподеленных электронных пар лигандов и свободных орбиталей комплексообразователя. Так, образование тетраэдрического иона [Вер4] можно объяснить следующим образом. Ион Бе +, имеющий свободные 2з- и 2р-орбитали [c.115]

Очень интересны комплексы этих соединений с солями переходных металлов, образованные за счет неподеленной пары электронов атома азота нит-рильной группы и валентной орбитали атома мета. ша. Эти комплексы в качестве присадок к маслам позволяют улучшить их противозадирные, противоиз-косныс и антикоррозионные свойства, проявляют антимикробные саой гва. перспективны в качестве эффективных катализаторов [6]. [c.57]

Квантово-химические расчеты показали, что образование координационной связи с участием неподеленной электронной пары атома азота аминогруппы является маловероятным. Кроме того, в случаях, когда в молекуле нитрила имеется несолько нтрильных групп (тетра-(Р-цианэтил)этилендиамин, диэтаноламинопропионитрил), наиболее устойчивыми являются комплексы, в которых все нитрильные атомы азота участвуют в координации. Расчеты позволили установить геометрию молекул, вычислить теплоты образования, дипольные моменты, потенциалы ионизации, рассчитать длины и порядки связей, валентные углы. Некоторые результаты расчетов приведены в табл. 1. [c.60]

Известно, что кобальт относится к переходным металлам с переменной валентностью в некоторы.ч соединениях он двухвалентен (например, 0 I2, oS), а чаще — трехвалентен. Для соединений кобальта (III) характерно образование комплексных катионов и анионов с координационным числом 6, в которые входят нейтральные молекулы или анионы, имеющие атомы с неподеленными парами электронов. К таким соединениям относятся [Со(МНз)б]С1з, Ыаз[Со(Ы02)б], [Со (NHs)4 (Н2О) 2ЬХ X (504)3, Кз[Со(СЫ)б] и другие. [c.303]

Донорно-акцепторное взаимодействие между молекулами часто обусловливает переход вещества из газового в жидкое и твердое агрегатное состояния. Например, в газовом состоянии дифторид бериллия находится в виде простых линейных молекул ВеРа. За счет свободных валентных орбиталей атома бериллия и несвязывающих (неподеленных) электронных пар атомов фтора между молекулами ВеРа возможно донорно-акцепторное взаимодействие. Эта возможность реализуется при понижении температуры молекулы ВеРа ассоциируются с образованием полимерной молекулы Ве Р п (рис. 65) [c.107]