Углы между связями валентные углы

Угол между связями (валентный угол) является свойством двух связей одного общего атома и должен рассматриваться как свойство этого атома Согласно теории гибридизации Полинга - Слейтера валентный угол определяется характером гибридных орбиталей для вр -гибридных он равен 109,5°, вр -гибридных — 120°, вр-гибридных— 180° И наоборот, по величине валентного угла можно судить [c.76]

В молекуле этилена валентные электроны углерода находятся а состоянии хр -гибридизации. Угол между связями Н—С—С равен 121,5°, а не 120°. Объясните причину. [c.34]

Эти выводы о взаимном расположении атомов в молекулах N 1.1 и Н О соответствуют действительности. Значител[>пая полярносп. молекул воды ((1= 1,84 0) и аммиака ( 1=1,48 0), а также данные структурных исследований, свидетельствуют о том, что молекула Н2О имеет угловое строение, а молекула ЫНз построена в форме пирамиды. Однако углы между связями (валентные углы) отличаются от 90° в молекуле воды угол НОН составляет 104,3°, а в молекуле аммиака угол НЫН равен 107,8°. [c.135]

Рассмотрим молекулу Н2О. В этом случае Зд — 6 = 3, и поэтому имеется три типа колебаний. Каждая связь ОН сопротивляется растяжению в молекуле воды две такие связи, поэтому мы ожидаем два типа колебаний, каждый из которых состоит, в сущности, из валентных колебаний групп ОН. Подобным образом угол между связями Н—О—Н сопротивляется деформации, и поэтому можно ожидать третий тип колебаний, который отражает изменение угла между связями. Форма последнего типа колебаний, деформационного, показана на рис. 2.12, б. [c.40]

Когда атом, содержащий несколько р-электронов, образует молекулу с несколькими а-связями, то они получают определенное направление в пространстве. На рис. 11-6 показано наложение электронных облаков в молекуле воды при взаимодействии s-электронов водорода и р-электронов кислорода. Как видно на рисунке, линии связи между ядрами атомов составляют треугольник, а угол между связями 90°. Однако кроме стягивающих сил между атомами водорода и кислорода, проявляются также отталкивательные силы между атомами водорода. Это приводит к деформации электронных облаков и увеличению угла между валентными связями О—Н. Истинный валентный угол 104°ЗГ. [c.84]

Угол между связями ОН в молекуле воды составляет 104° 27. Угловая форма молекулы воды объясняется тем, что два холостых электрона атома кислорода находятся в р-состоянии и их электронные облака располагаются в направлении координатных осей плоскостной системы. Но угол между связям , ОН возрастает до 104° 27 вследствие отталкивания одноименно заряженных ионов Н (расширение валентного угла). [c.626]

В образовании молекулы NHg участвуют три неспаренных р-электрона атома азота, электронные орбитали которых также взаимно перпендикулярны, и ls-электроны трех атомов водорода. Связи располагаются вдоль трех осей р-орбиталей (рис. 1.9). Молекула имеет форму правильной пирамиды в углах треугольника находятся атомы водорода, в вершине пирамиды — атом азота. Угол между связями 2Н—N—Н = 107,3°. Ковалентные связи, образуемые многовалентными атомами, всегда имеют пространственную направленность. Углы между связями называют валентными. [c.45]

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 ири сохранении нормального угла между связями. Это приводит к некоторому увеличению валентного угла. [c.73]

ВАЛЕНТНЫЕ УГЛЫ. До сих нор мы рассматривали только свойства связей. Угол между связями (валентный угол) фактически является свойством двух связей, пршшдлежащих общему атому, и должен рассматриваться как свойство этого атома. Действительно, по величине валентного угла можно судить о состоянни гибридизации атома. [c.59]

Следует отметить, что направление связей в метане не предсказано в методе валентных связей, как иногда говорят-Здесь исходят из установленной на опыте конфигурации молекулы и постулируют сушествование отвечающих ей четырех равноценных орби--талей, направленных под углом 109°28, которые затем выражают через линейные комбинации орбиталей свободного атома. Аналогично рассматривают и соединения типа BF3. Молекула ВРз плоская, с атомом бора в центре. Угол между связями В—F, имеющими одинаковую длину, равен 120°. Электронная конфигурация атома бора в возбужденном состоянии (15 2л% 2/7) не удовлетворяет в методе ВС трем равноценным связям. Поэтому допускается существование у атома бора в поле трех атомов фтора трех гибридных ( -орбиталей, описываемых смешением одной s- и двух р- орбиталей. Эти три гибридные орбитали, называемые лр -гибридами, аналогичны по форме орбиталям, представленным на рис. 73. Их оси направлены в плоскости от центра под углом 120°. Перекрывание их ср -орбиталями трех атомов фтора отвечает образованию плоской симметричной молекулы BF3 (рис. 74). Таким же образом атом Ве, имеющий в возбужденном состоянии конфигурацию l5 2s2p, образует при вступлении в соединение две гибридные 5р-орбитали, расположенные под углом 180°, отвечающие линейной конфигурации молекулы BeF 2. [c.186]

Летучесть этих соединений свидетельствует о ковалентном характере связей и отсутствии дипольного момента. Так как в любом валентном состоянии у атома инертного газа действуют электроны разных типов, т. е. имеет место гибридизация связей, то образующиеся молекулы фторидов должны иметь довольно симметричное строение. Молекула ХеРа имеет линейное строение оставшиеся у атома ксенона 3 пары электронов располагаются по углам равностороннего треугольника, находящегося в экваториальной плоскости к линиям связи Хе—Р. Тетрафторид имеет форму квадрата, над центром которого вверху и внизу находится по одной паре электронов угол между связями 90° (рис. 138). Что касается гексафторида ксенона, то он представляется в виде искаженного октаэдра, на одной из плоскостей которого имеется пара электронов. [c.638]

Молекула Н 0 образуется из атома кислорода и двух атомов водорода. Атом кислорода имеет даа неспаренных р-электрона, которые занимают две орбитали, расположенные под углом 90 друг к другу. Атомы водорода имеют 15-электроны. Угол между связями, образованными р-электронами, должен быть близок к углу между орбиталями р-электронов, т. е. к 90. Таким образом, метод валентных связей объясняет угловую форму молекулы Н]0. В действительности угол между связями в НаО несколько больше ои равен 104,5 (рис. 1.34а). Разница обусловлена рядом причин, главной из которых является участие в образовании связи также -электронов атома кислорода (это подробно рассмотрено ниже), [c.90]

Сказанное относится и к валентным углам. Так, если с атомом углерода связаны разные заместители, то строгая симметричность тетраэдра нарушается. Например, в хлористом метиле СН3С1 угол между связями Н—С—Н равен уже не 109"28, а 110°13, в хлороформе СНОд угол между связями С1—С—С1 равен 112°. [c.66]

Согласно результатам экспериментальных измерений, угол между связями в ЫНз равен 107°. Полагают, что из четырех образовавшихся хр -гиб-ридных орбиталей одна занята неподеленной электронной парой, а три — связывающими парами электронов (рис. 5.17,6). Значение валентного угла 107° отличается от тетраэдрического 109 5°, потому что отталкивание между неподеленной и связывающей электронными парами сильнее, чем между двумя парами на связывающих орбиталях (разд. 5,1.3). [c.117]

ИОНОВ. Часто наблюдаются отклонения валентных углов от предсказываемых теорией, что может быть вызвано еще более сложной гибридизацией или электростатическим взаимодействием атомов и орбиталей. Так, в молекуле Н2О угол между связями равен 104°, что объясняется или р -негибридизированными электронами атома кислорода (теоретический угол 90°) и взаимным отталкиванием перекрывающихся с ними s-орбиталей двух атомов водорода или же 5рЗ-гибридизацией электронов атома кислорода. Уменьшение угла до 105° по сравнению с теоретическим (109°) объясняется отталкивающим действием двух заполненных пйрами электронов орбиталей атома кислорода. [c.230]

Иногда, основываясь на сведениях о, валентности атомов и форме их электронных облаков, можно предположить ту или иную конфигурацию молекулы. Например, в молекуле воды у атома кислорода два валентных электрона находятся в двух разных 2р-состояниях (скажем, в 2рж и 2р ). Форма их электронных облаков такова, что наилучшее перекрывание с электронными облаками атомов водорода (а следовательно, и наибольшая энергия связи) наблюдается в том случае, когда угол между связями ОН составляет 90° (что приблизительно соответствует экспериментальным данным). Оценка эта, разумеется, приближенная, так как при этом не учитываются отталкивание между атомами водорода, и деформация электронных облаков, которая при расчете некоторых молекул оказывается решающим фактором. [c.86]

В реальных макромолекулах валентные углы между связями, фиксированы и повороты не свободны. Зададим положение двух соседних звеньев цепи полиэтилена (рис. 3.6).. Третье звено может занимать различные положения на поверхности конуса с раствором 210 (я — —валентный угол между связями. С—С, близкий к тетраэдрическому 109°28 )., Этим различным положениям, характеризуемым углом поворота ф вокруг второй связи С—С, отвечают разные энергии /(ф). Положение четвертой связи по отношению к первым двум менее определенно, так как она лежит на конусе, описанном вокруг каждого из положений третьей связи, и т. д. Достаточно удаленная связь располагается по отношению к первой связи практически произвольным образом. Поэтому длинная цепь свертывается в клубок. Макромолекулу можно мысленно разбить на сегменты, положения которых уже не коррелированы друг с другом. Формулы (3.13)—(3.17) сохраняются, но 2 и й означают число и длину свободно сочлененных сегментов, а не реальных звеньев. [c.68]

Если при колебании изменяется преимущественно длина связи то, такое колебание принято называть валентным и обозначать V, а если изменяется преимущественно угол между связями, то речь идет о деформационных колебаниях, обозначаемых б [c.409]

Метод дифракции электронов, примененный к симметрично-пирамидальным четырехатомным молекулам, ведет к значению угла 9 при вершине, лежащему в пределах от 100 до 108°. Тогда в соответствии с уравнением (32) угол между направлениями валентной связи и главной оси равен 110°50 — 117°50, что согласуется с данными табл. 3. Метод дифракции электронов молекулами газов, как и другие методы, непрерывно усовершенствовался с мо- [c.464]

Между простой и двойной связями валентный угол равен 120° как в алифатических, так и в ароматических соединениях. Между двумя двойными связями угол равен 180°, т. е. молекула СОг линейна. Такой же угол между простой и тройной связями, например, в производных ацетилена. [c.358]

Молекула диоксида углерода линейная это отвечает sp-гибри-дизации атомных орбиталей углерода. Помимо а-связей, валентный угол между которыми для молекулы СО2 равен 180°, здесь осуществляется и It-связывание углерод—кислород, которое приводит к упрочнению молекулы. Молекула диоксида серы угловая тип гибридизации атомных орбиталей серы — sp . Один из углов незавершенного треугольника, отвечающего данному типу гибридизации, занимает неподелен- [c.63]

Таким образом, если в молекулах типа АХ2 или АХз валентные электроны атома А будут находиться на р-орбнталях, то угол между связями X—А—X должен быть близок к 90°. Например, подобно молекуле воды построена молекула сероводорода НгЗ. Молекулы НС1з и РС1з имеют такое же строение, как и молекула ЫНз. [c.91]

В большинстве неорганических соединений сущест вует ионная (или условно принимаемая за ионную) связь между элементами, основанная на притяжении разноименных электрических зарядов. Одноименно заряженные элементарные ионы не могут быть связаны между собой. Все валентности должны быть полностью взаимо насы-ш,еиы. Каждая единица валентной связи обозначается черточкой между символами связанных между собой ионов. Структурные формулы являются в некоторых отношениях условными и, как правило, не отражают реальной геометрии молекул. Например, структурная формула воды обычно пин1ется Н —О—Н, но современная наука нашла угол между направлениями валентных связей между ионами кислорода и водорода (ок. 105 ), обусловленный полярностью молекул воды. Поэтому графическое начертание структурных формул может быть различным, но должно удовлетворять требованиям симметрии и удобства, а также основному требованию—чередованию положительных и отрицательных Зарядов. Приводим примеры составления структурных формул окислов, оснований, кислот и солей. [c.41]

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]

Примеро.м может служить молекула воды с валентным углом между двумя связями О—И около 105° (термин угол между связями означает угол между прямыми линиями, соединяющими ядра атомов). Одна зеркальная плоскость xz проходит в этой. молекуле через атом кислорода по биссектрисе валентного угла. Другая уг, в которой лежит. молекула, также считается зеркальной (рис. 2). [c.14]

На рисунке IV-9 представлено строение молекулы СО . Согласно данным таблицы IV-7, две ковалентные связи С — О образуют между собой валентный угол в 180°. Это говорит о симметричном построении молекулы два вектора полярной связи равны по величине, но направлены взаимнопротивоположно. Равнодействующая направлений этих связей равна нулю. Поэтому молекула СОа суммарно неполярна, ее дипольный момент равен нулю. [c.77]

В молекуле воды угол между связями О—Н равен не 90°, как это можно было ожидать, исходя из угла между осями двух р-орбиталей атома кислорода, а приближается к тетраэдрическому (109,5°) и составляет 104,5°. Вероятно, это можно объяснить зр -гибридизацией (см. гл. 3 3.4) четырех атомных орбиталей кислорода, две из которых содержат неподеленные электронные пары, и, не являясь связывающими, лишь искажают валентный угол И—О—Н. sp -Гиб-ридизация, как отмечалось ранее, способствует более полному перекрыванию гибридной орбитали с орбиталью другого атома и, следовательно, упрочняет связь, что приводит к понижению внутренней энергии системы. Из-за sp -гибридизации всех орбиталей азота и в молекуле аммиака угол Н—N—Н близок к тетраэдрическому и равен 106,5°. Такими углами между полярными связями и значениями электрических моментов их диполей (1,51 10-2 для О—Н и 1,31 10 29Кл м для N—Н ) можно объяснить значения электрических моментов 1,84 10 2 Кл м для молекулы HjO и 1,46 х X 10 2 Кл м для молекулы NH3. [c.116]

Доквантовая структурная теория приписывала молекуле воды линейное строение, в то время как экспериментальные данные показали, что угол между связями в молекуле воды составляет 104,5°. Значение этого угла можно объяснить на основании квантовомеханических представлений. Электронная схема (валентного слоя) атома кислорода 2з 2р. Две неспаренные р-орбитали расположены под углом ЭС друг к другу. Максимум перекрынанля электронных облаков 5-орбиталей атомов [c.105]

Атомы в молекуле, даже при отсутствии внешнего воздействия, совершают определенные колебания. Эти колебания подразделяются на валентные (обозначаются V), при которых изменяется расстояние между атомами вдоль оси связи, т. е. происходит растяжение и сжатие связи, и деформацпонные (обозначаются б), когда изменяется угол между связями (рис. 20.20). [c.484]

В молекуле аммиака орбитали атома азота подвергаются рЗ гибридизации . При этом атомы водорода занимают три вершины тетраэдра и образуются три 8 — р -гибридные связи. А четвертая вершина тетраэдра занята гибридным электронным облаком, не участвующим в образовании химической связи . Однаг-ко разница в химическом строении метана и аммиака заключается и в том, что угол между связями в аммиаке меньше тетраэдрического и равен 107° (рис. 40). Таким образом, геометрическая модель молекулы аммиака представляет собой чуть искаженный тетраэдр. Дело заключается в том, что увеличение "примеси" -состояния в гибридной орбитали приводит к увеличению угла между связями, тогда как возрастание доли р-состояний уменьшает значение валентного угла [c.82]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология