Электронных пар отталкивание валентные углы

Простейшим серусодержащим соединением является сероводород, на примере которого можно рассмотреть вопрос о структуре электронной оболочки двухвалентной серы. По своему строению молекула напоминает молекулу НаО. В молекуле воды валентные связи образуются в результате гибридизации 5- и р-орбит атома кислорода, причем вклад р-орбит более существен, чем вклад 5-орбит. Вследствие 5р-гибридизации и отталкивания атомов водорода друг от друга валентный угол в молекуле воды достигает примерно 105°. [c.237]

Если считать, что ковалентные связи в молекуле ЫНз образованы за счет участия трех р-электронов атома азота, то валентный угол между ними должен быть равным 90°. Однако он составляет 107°3, рис. 11.13. Это означает, что связи N—Н в молекуле ЫНз образованы не за счет чистых р-орбиталей атомов водорода и азота, а за счет орбиталей, претерпевших хр -гибридизацию и подвергшихся действию сил отталкивания неподеленной пары электронов. [c.46]

В молекуле воды каждый из двух неспаренных 2р-электро-нов кислорода взаимодействует с s-электроном водорода. Орбитали 2р-электронов кислорода взаимно перпендикулярны, поэтому следовало бы ожидать, что при максимальном перекрывании валентный угол между связями должен быть равен 90°. Однако экспериментально найденный валентный угол между связями равен 104,5°. Такое отклонение можно объяснить взаимным отталкиванием не связанных непосредственно между собой атомов водорода. Молекулы, подобные воде, называются угловыми. [c.66]

Для предсказания строения молекул использовалось правило (2), по которому связи центрального атома расходятся в пространстве таким образом, чтобы взаимное отталкивание валентных электронных пар было минимальным (валентный угол равен 180° — при двух связях, 120° — при трех, 109,5° — при четырех и т. д.). Модель отталкивания электронных пар (модель Гиллеспи) постулирует это явление как альтернативу понятия о гибридизации атомных орбиталей. [c.149]

Из строения наружного электронного уровня атома кислорода видно, что он содержит два непарных р-электрона (О—ls 2s 2p ), облака которых располагаются по координатным осям под углом, теоретически равным 90°. В действительности этот угол несколько больше, что объясняется взаимным отталкиванием атомов водорода, имеющих некоторый избыточный положительный заряд. Для молекулы Н2О валентный угол равен 105° (рис. 13). Такое же электронное угловое строение имеет и молекула сероводорода H2S. [c.56]

По мере перехода к молекулам, центральный атом в которых имеет все большие размеры, электроны на валентных орбиталях в среднем располагаются все дальше друг от друга. Поэтому межэлектронные отталкивания оказывают все меньшее влияние на форму молекул. Например, атом серы имеет больший эффективный размер, чем атом кислорода, а атомные спектры свидетельствуют о том, что межэлектронное отталкивание для валентных орбиталей серы значительно меньше, чем для валентных орбиталей кислорода. По-видимому, по этой причине валентный угол Н—S—Н в молекуле сероводорода H S равен 92°, что намного ближе к значению 90% предсказываемому в рамках модели связывания, основанной на перекрывании (Зр + lsl-орбиталей (рис. 13-17). Очевидно, отталкивание двух связывающих электронных пар в H2S значительно меньше отталкивания двух связывающих электронных пар в HjO. [c.564]

Если говорить о валентных углах, то их значения в большой степени зависят от формы молекулы. Так, валентный угол X—А—X равен 180 в линейной молекуле АХ 2, в плоской тригональной молекуле АХ3 он равен 120°, а в тетраэдрической молекуле АХ4 составляет 109°28. Конфигурации, приведенные на рис. 3-56, соответствуют допущению об одинаковом отталкивании между всеми электронными парами. Однако в действительности пространственные требования, а следовательно, и Н [c.147]

Валентный угол Н — N - Н в молекуле Г Нз составляет 107°20, а угол Р — N - Р в молекуле Т Рз равен 103°. Это различие можно объяснить на основании рассмотрения полярности связей Н — НиН — Рс использованием теории отталкивания валентных электронных пар. Проделайте это. [c.146]

Если сохранить лиганды неизменными, а изменять центральные атомы, то по мере роста их ЭО будет увеличиваться на них электронная плотность и, как следствие взаимного отталкивания-расти валентный угол [c.62]

Иногда это явление обусловлено взаимным полярным отталкиванием атомов или групп, связанных с центральным атомом, и с ионным характером связей. Например, в молекуле зоды угол между связями Н—О—Н составляет 104°27, а не 90 , как следовало бы ожидать, если бы в образовании связи принимали участие две р-орбитали кислорода. Необычно большое увеличение валентного угла (на 14°) нельзя объяснить только отталкиванием протонов. Другое объяснение этого явления состоит в том, НТО связи образуются не чистыми р-электронами, а электронами, обладающими в значительной степени р-характером (иначе говоря, в зависимости от степени участия 25-электронов валентный угол может меняться от 90 до 180°). И наконец, на величину валентного угла атома кислорода может влиять отталкивание электронов неподеленной пары на заполненной 2р-орбитали. [c.32]

Как известно, образование з-связей электронами приводит к пирамидальной форме молекул, причем три химические связи направлены перпендикулярно друг к другу. Отталкивание атомов фтора между собой несколько увеличивает валентный угол. Возрастание полярности молекул и одновременное увеличение дисперсионных сил приводит к резкому увеличению температур плавления и кипения и теплот испарения сверху вниз . [c.225]

Два неспаренных р-электрона в атоме расположены перпендикулярно друг к другу, поэтому угол в плоских молекулах H2S, H2Se и Н2Те близок к 90°. Вследствие отталкивания электронов валентный угол между связями в молекуле H2S несколько выше 90°. У молекул воды угол между связями значительно больше и равен 105° (рис. 2.10). Такую структуру молекулы можно объяснить, если принять, что происходит ip -гибридизация АО кислорода при образовании, воды. При этом две гибридных орбитали перекрываются орбиталями водорода. На одной орбитали остается неподеленная пара электронов, из-за отталкивания от которой других пар электронов угол между связями уменьшается со 120° до 105°. [c.53]

Молекулы типа СЬО и СЮг угловые (рис. 70), структура которых может быть объяснена с позиций метода гибридизации АО (см. раздел 5.3). У СЬО валентный угол а меньше, чем у СЮг, из-за более сильного отталкивания двух неподеленных электронных пар [c.333]

Из исследования молекулы Но мы уже знаем такое свойство связи, что максимальная плотность электрического заряда должна достигаться на оси, связывающей ядра. При этом электронные облака перекрываются максимально. На рис. 31 показана связь 5— 5. Вследствие сферической симметрии 5-состояния все пространственные направления равноправны по отношению к оси, проходящей через связь 5—5. Однако это перестает быть справедливым, когда один атом в / -состоянии вступает во взаимодействие с -электронами двух других атомов. Рис. 32 демонстрирует построенные таким образом связи в молекуле НоО. Мы видим, что образующийся валентный угол должен составлять 90°, чтобы перекрывание было максимальным. На рис. 33 поясняется пирамидальная структура молекулы МНз. Экспериментально найденные углы, как правило, несколько больше, что можно объяснить как взаимным отталкиванием не связанных друг с другом непосредственно атомов, так и частичной гибридизацией атомных функций О или N (табл. 9). [c.106]

Поэтому, например, в аммиаке три р-связи азота должны быть направлены под углом 90°. В действительности же, здесь имеет место аналогия с молекулой воды происходит частичная гибридизация 25-орбит неподеленной электронной пары с2р-орбитами связывающих электронов. В результате этого, а также вследствие электростатического отталкивания атома водорода валентный угол у азота увеличивается до 106°47 (найденная величина). [c.189]

В свободном атоме кислорода электронная конфигурация 2-го от ядра слоя такова 25 , 2рг , 2р/, 2рх при этом плотность заряда 25 пары электронов распределена по сфере около внутренней электронной оболочки, а плотность заряда 2рг , 2ру, 2р электронов распределяется симметрично около взаимно перпендикулярных осей X, у, г. При связывании двух атомов водорода 2ру-, 2рж-орбн-талями угол 90° увеличивается вследствие электростатического отталкивания, и это возмущение приводит к увеличению гибридизации, Валентный угол, соответствующий минимуму потенциальной энергии молекулы, при участии х-электронов в валентном состоянии, проходящий через максимальную электронную плотность, уве- [c.8]

Валентные углы О—Si—О, т. е. углы внутри тетраэдра, определяются тетраэдрической пространственной конфигурацией центрального атома и равны 109°. Валентный угол 51—0—51, т. е. угол между двумя тетраэдрами, изменяется в широких пределах — от 120 до 180°, что обусловлено действием сил отталкивания несвязывающих пар электронов и различными типами гибридизации орбиталей кислорода. [c.27]

Известны два подхода к теоретическому объяснению формы молекулы. Первый из них базируется на теории отталкивания валентных электронных пар атомов и связан в основном с именем Р. Гиллепси. Второй подход основывается на применении корреляционных диаграмм орбитальная энергия — валентный угол при учете свойств гибридных орбиталей и полном пренебрежении взаимодействий ядер и электронов. Обе концепции физически эквивалентны, но подход, используемый Гиллепси, более нагляден и чаще применяется. [c.143]

В результате взаимного отталкивания электронов валентный угол РОК несколько меньше 90°. Расстояние С1Р при двухцентровом взаимодействии короче (0,16 нм), чем при трехцентровом (0,17 нм). Понятно, что связи С1р при двухцентровом взаимодейстэии прочнее (251 кДж/моль), чем при трехцентровом (174 кДж/к оль). [c.298]

ОЭПВО [87]. Однако модель однозначно предсказывает их общую тригонально-бипирамидальную конфигурацию. Кроме того, для бис-(трифторметил)производного правильно предсказано экваториальное положение менее электроотрицательных групп СРз. Согласно дотюлни-тельному правилу об электроотрицательности, следует ожидать, что валентный угол С—5—С в 5(СРз)2р2 должен быть больше угла —5—Р в 5р4. Еще раз отметим, что такой результат возможен, если пренебречь другими взаимодействиями. Кстати, если бы преобладающим фактором над отталкиванием электронных пар было стерическое взаимодействие, то опять для объемистых групп СРз можно ожидать увеличения угла С—5—С по сравнению с валентным углом —8—Р . На самом деле, как показано на рис. 3-74, валентный угол С—8—С меньще угла Р —Р . [c.163]

Поскольку в молекуле аммиака при азоте находятся четыре электронные пары, можно ожидать, что геометрия азота в этой молекуле будет тетраэдрической. Однако его геометрия уже пе будет соответствовать правильному тетраэдру из-за различной степени отталкивания электронных пар. Действительно, угол Н—N—11 в аммиаке только 107°, т. е. несколько меньше угла 109,5°, найденного в метане. Это означает, что угол между пеподе-ленной парой и любой из связывающих пар немного больше 109,5°, как и предсказывает теория отталкивания электронных пар валентной оболочки. [c.48]

Действительно, эксперимент показывает, что молекула дихлорида олова нелинейна, валентный угол С1—8п—С1 составляет 100°. Это несколько более острый угол, чем тот, который можно ожидать, если все электронные пары вокруг атома бора будут расположены в виде равностороннего треугольника (120°). Теория отталкивания электронных пар позволяет несколько уточнить наше предсказание, если учесть определенные различия между связывающими и неподеленными парами неподеленная пара (НП) - это личные электроны центрального атома, а связывающие пары (СП) делокализованы вдоль связи. Поэтому более сжатые электроны неподеленной пары будут сильнее отталкиваться друг от друга и займут больший сектор около центрального атома, чем связывающие электроны. Отсюда следует, что угол между связями в ЗпС12 должен быть меньше 120°, что на самом деле и наблюдается. [c.61]

Относить увеличение угла за счет ван-дер-ваальсова отталкивания атомов галогенов просто неверно. Хотя ван-дер-ваальсовы радиусы возрастают в ряду Р — С1 — Вг—I, ковалентные радиусы и, следовательно, длины связей Р—X также увеличиваются и в том же порядке, так что увеличение угла происходить не должно. В данном случае фактором, определяющим валентный угол, является ионность связи Р—X. Более электроотрицательный атом фтора оттягивает связывающиг электронные пары от ядра фосфора и тем самым позволяет занять больший объем свободной паре электронов, что приводит к большему уменьшению валентного угла Р—Р—Р, чем углов X—Р—X в других галогенидах. Другой пример увеличения валентного угла фториды азота и кислорода имеют меньшие валентные углы, чем у их водородных соединений (НРз 102, Г МНз 107,3° ОРг 103,8° Н2О 104,45°). Как показал Гиллеспи [6], увеличение объема пространства, занимаемого неподеленными парами, легко объяснить, если предположить, что в позиции неподеленной пары находится заместитель с нулевой электроотрицательностью (рис. 6.9). [c.154]

В результате взаимного отталкивания электронов валентный угол F IF несколько меньше 90°. Расстояние 1F при двухцентровом взаимодействии короче (0,160 нм), чем при трехцентровом (0,170 нм). Понятно, что связи 1F при [c.270]

И, наконец, два последних соответствуют не парным Ер-электронам, занимающим отдельные орбиты, именно и Рц-Если атом водорода приближается к атому кислорода, то при этом самопроизвольно избирается тот путь, в результате которого достигается максимальное перекрытие ls-орбиты первого атома с одной из 2р-орбит, именно с 2/ а -орбитой второго. Таким образом, водород будет локализован вдоль оси х атома кислорода. При приближении второго атома водорода его орбита будет стремиться порекрыться с 2/7д-орбитой атома кислорода, и, следовательно, он локализуется вдоль оси у. Поэтому угол между двумя О — Н-связями в молекуле воды должен равняться 90°. Экспериментально полученная величина составляет 104°31 (см. параграф 38а). Расхождение, несомненно, должно быть приписано в основном отталкиванию ядер, которое не было учтено. В сероводороде атомы водорода отстоят дальше друг от друга, чем в воде, так как атом серы больше атома кислорода, и поэтому взаимное отталкивание соответственно меньше валентный угол был найден равным 92°20. [c.124]

Можно полагать, что при переходе от атома азота к фосфору и мышьяку взаимное отталкивание связывающих электронных пар должно заметно уменьшаться. Это предположение вполне разумно, так как из спектральных данных для атомов азота, фосфора и мышьяка следует, что взаимное отталкивание валентных электронов на /7-орбиталях уменьшается в ряду N>P>As. Тригало-гениды азота, фосфора, мышьяка, сурьмы и висмута также построены в виде тригональной пирамиды. Во всех молекулах этого ряда валентный угол находится в пределах от 95 до 105° (см. табл. 21). [c.152]

Смотреть страницы где упоминается термин Электронных пар отталкивание валентные углы: [c.339] [c.34] [c.77] [c.58] [c.270] [c.564] [c.53] [c.52] [c.587] [c.50] [c.44] [c.273] [c.238] [c.247] [c.38] [c.76] [c.116] [c.126] [c.134] [c.185] [c.238] [c.32] [c.311] [c.209]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология