Что такое валентный угол связи

ВАЛЕНТНЫЙ УГОЛ

— угол, образованный двумя направлениями химических связей, исходящими из одного атома. Знание В. у. необходимо для определения геометрии молекул. В. у. зависят как от индивидуальных особенностей присоединённых атомов, так и от гибридизации атомных орбиталей центрального атома. Для простых молекул В. у., как и др. геом. параметры молекулы, можно рассчитать методами квантовой химии. Экспериментально их определяют из значений моментов инерции молекул, полученных путём анализа их вращат. спектров (см. Инфракрасная спектроскопия, Молекулярные спектры, Микроволновая спектроскопия). В. у. Сложных молекул определяют методами дифракционного структурного анализа (см. Рентгеновский структурный анализ, Нейтронография, Электронография). В. Г. Дашевский.

Смотреть что такое «ВАЛЕНТНЫЙ УГОЛ» в других словарях:

Валентный угол — Валентный угол угол, образованный направлениями химических связей, исходящими из одного атома. Знание валентных углов необходимо для определения геометрии молекул. Валентные углы зависят как от индивидуальных особенностей присоединенных… … Википедия

валентный угол — valentinis kampas statusas T sritis chemija apibrėžtis Kampas tarp molekulės atomus jungiančių tiesių. atitikmenys: angl. valence angle rus. валентный угол … Chemijos terminų aiškinamasis žodynas

валентный угол — valentinis kampas statusas T sritis fizika atitikmenys: angl. valence angle vok. Valenzwinkel, m rus. валентный угол, m pranc. angle de liaison, m; angle de valence, m; angle valentiel, m … Fizikos terminų žodynas

Валентные углы — Валентный угол угол, образованный направлениями химических связей, исходящими из одного атома. Знание валентных углов необходимо для определения геометрии молекул. Валентные углы зависят как от индивидуальных особенностей присоединенных атомов,… … Википедия

ХИМИЯ ОРГАНИЧЕСКАЯ. МОЛЕКУЛЯРНАЯ СТРУКТУРА — А. ХИМИЧЕСКИЕ СВЯЗИ УГЛЕРОДА Химическая природа углерода, промежуточная между металлами и типичными неметаллами, позволяет ему образовывать ковалентные связи с большим числом элементов, чаще всего с водородом, кислородом, азотом, галогенами,… … Энциклопедия Кольера

МОЛЕКУЛА — (новолат. molecule, уменьшит. от лат. moles масса), наименьшая ч ца в ва, обладающая его осн. хим. св вами и состоящая из атомов, соединённых между собой химическими связями. Число атомов в М. составляет от двух (Н2, О2, HF, KCl) до сотен и тысяч … Физическая энциклопедия

Химическая связь — взаимное притяжение атомов, приводящее к образованию молекул и кристаллов. Принято говорить, что в молекуле или в кристалле между соседними атомами существуют Х. с. Валентность атома (о чём подробнее сказано ниже) показывает число связей … Большая советская энциклопедия

МОЛЕКУЛЯРНЫЕ МОДЕЛИ — наглядное изображение молекул орг. и неорг. соединений, позволяющее судить о взаимном расположении атомов, входящих в молекулу. М. м. используют в тех случаях, когда по структурной ф ле трудно или практически невозможно представить пространств.… … Химическая энциклопедия

Z-матрица — В химии Z матрицей (Z matrix) называют способ представления координат атомов молекулярной системы. Кроме того, такое представление называют также внутренними координатами (internal coordinates). Это представление определяет каждый атом системы… … Википедия

Источник

Валентный угол

Валентный угол — угол, образованный направлениями химических связей, исходящими из одного атома. Знание валентных углов необходимо для определения геометрии молекул. Валентные углы зависят как от индивидуальных особенностей присоединенных атомов, так и от гибридизации атомных орбиталей центрального атома. Для простых молекул валентный угол, как и другие геометрические параметры молекулы, можно рассчитать методами квантовой химии. Экспериментально их определяют из значений моментов инерции молекул, полученных путем анализа их вращательных спектров (смотри Инфракрасная спектроскопия, Молекулярные спектры, Микроволновая спектроскопия). Валентный угол сложных молекул определяют методами дифракционного структурного анализа.

Смотреть что такое «Валентный угол» в других словарях:

ВАЛЕНТНЫЙ УГОЛ — угол, образованный двумя направлениями химических связей, исходящими из одного атома. Знание В. у. необходимо для определения геометрии молекул. В. у. зависят как от индивидуальных особенностей присоединённых атомов, так и от гибридизации атомных … Физическая энциклопедия

валентный угол — valentinis kampas statusas T sritis chemija apibrėžtis Kampas tarp molekulės atomus jungiančių tiesių. atitikmenys: angl. valence angle rus. валентный угол … Chemijos terminų aiškinamasis žodynas

валентный угол — valentinis kampas statusas T sritis fizika atitikmenys: angl. valence angle vok. Valenzwinkel, m rus. валентный угол, m pranc. angle de liaison, m; angle de valence, m; angle valentiel, m … Fizikos terminų žodynas

Валентные углы — Валентный угол угол, образованный направлениями химических связей, исходящими из одного атома. Знание валентных углов необходимо для определения геометрии молекул. Валентные углы зависят как от индивидуальных особенностей присоединенных атомов,… … Википедия

ХИМИЯ ОРГАНИЧЕСКАЯ. МОЛЕКУЛЯРНАЯ СТРУКТУРА — А. ХИМИЧЕСКИЕ СВЯЗИ УГЛЕРОДА Химическая природа углерода, промежуточная между металлами и типичными неметаллами, позволяет ему образовывать ковалентные связи с большим числом элементов, чаще всего с водородом, кислородом, азотом, галогенами,… … Энциклопедия Кольера

МОЛЕКУЛА — (новолат. molecule, уменьшит. от лат. moles масса), наименьшая ч ца в ва, обладающая его осн. хим. св вами и состоящая из атомов, соединённых между собой химическими связями. Число атомов в М. составляет от двух (Н2, О2, HF, KCl) до сотен и тысяч … Физическая энциклопедия

Химическая связь — взаимное притяжение атомов, приводящее к образованию молекул и кристаллов. Принято говорить, что в молекуле или в кристалле между соседними атомами существуют Х. с. Валентность атома (о чём подробнее сказано ниже) показывает число связей … Большая советская энциклопедия

МОЛЕКУЛЯРНЫЕ МОДЕЛИ — наглядное изображение молекул орг. и неорг. соединений, позволяющее судить о взаимном расположении атомов, входящих в молекулу. М. м. используют в тех случаях, когда по структурной ф ле трудно или практически невозможно представить пространств.… … Химическая энциклопедия

Z-матрица — В химии Z матрицей (Z matrix) называют способ представления координат атомов молекулярной системы. Кроме того, такое представление называют также внутренними координатами (internal coordinates). Это представление определяет каждый атом системы… … Википедия

Источник

Характеристики химических связей: энергия, длина, полярность, валентный угол, насыщаемость, направленность, кратность.

Энергией связи – называют ту энергию, которую необходимо затратить для ее разрыва. При этом молекула должна находиться в основном (невозбужденном) состоянии. Эта величина определяет прочность связи. Чем больше энергия, затрачиваемая на разрыв связи, тем прочнее связь. Единица измерения энергии связи — кДж/моль. Например, энергия связи Н—Н в молекуле водорода равна 436 кДж/моль. Если в молекуле несколько одинаковых связей, то, очевидно, для разрушения каждой следующей потребуется различная энергия и в таком случае говорят о средней энергии связи.

Длина связи – расстояние между ядрами атомов в соединении (нм)

Кратность связи – число связей между атомами двух элементов. Чем больше кратность связи, тем больше энергия связи и тем меньше длина связи.

7. Ковалентная связь (КС). Условия образования ковалентной связи, механизмы образования, свойства связи, критерий прочности.

КС – связь, осуществляемая за счет электронной пары, принадлежащей обоим атомам.

Условия образования КС: она образуется между атомами с высокой электроотрицательностью. (электоротр-ть – способность атомов притягивать к себе электроны).

∆Χ – разность электроотрицательности 2-х атомов, если ∆Χ≤1.4, связь полярная

Механизмы образования КС:

У иона водорода свободна (не заполнена) 1s-орбиталь, что можно обозначить как □H+. При образовании иона аммония двухэлектронное облако азота становится общим для атомов азота и водорода, т.е. оно превращается в молекулярное электронное облако. А значит, возникает четвертая ковалентная связь. Процесс образования иона аммония можно представить схемой

+ □H+ →

Заряд иона водорода становится общим (он делокализован, т.е. рассредоточен между всеми атомами), а двухэлектронное облако (неподеленная электронная пара), принадлежащее азоту, становится общим с водородом.

Ковалентная связь бывает полярной (сложные молекулы) и неполярной (простые молекулы).

Свойства ковалентной связи

Ковалентная связь обладает рядом важных свойств. К их числу относятся: насыщаемость и направленность.

Насыщаемость — характерное свойство ковалентной связи. Она проявляется в способности атомов образовывать ограниченное число ковалентных связей. Это связано с тем, что одна орбиталь атома может принимать участие в образовании только одной ковалентной химической связи. Данное свойство определяет состав молекулярных химических соединений. Так, при взаимодействии атомов водорода образуется молекула Н₂, а не Н₃. Третий атом водорода не может присоединиться, так как спин его электрона окажется параллельным спину одного из спаренных электронов в молекуле. Способность к образованию того или иного числа ковалентных связей у атомов различных элементов ограничивается получением максимального числа неспаренных валентных электронов.

Направленность — свойство ковалентной связи, определяющее геометрическую структуру молекулы. Причина направленности связи заключается в том, что перекрывание электронных орбиталей возможно только при их определенной взаимной ориентации, обеспечивающей наибольшую электронную плотность в области их перекрывания. В этом случае образуется наиболее прочная химическая связь.

8. Перекрывание атомных орбиталей как условие образования связи. Типы перекрывания (сигма, пи). Гибридизация атомных орбиталей. Кратные связи.

Химическая связь между атомами обусловливается перекрыванием электронных облаков.

Перекрывание атомных орбиталей вдоль линии, связывающей ядра атомов, приводит к образованию σ-связей. Между двумя атомами в химической частице возможна только одна σ-связь. Все σ-связи обладают осевой симметрией относительно межъядерной оси. Совокупность направленных, строго ориентированных в пространстве σ-связей создает структуру химической частицы.

При дополнительном перекрывании атомных орбиталей, перпендикулярных линии связи, образуются π-связи.

Связь двух атомов может осуществляться более чем одной парой электронов. В результате этого между атомами возникают кратные связи:

Гибридизация атомных орбиталей

При определении геометрической формы химической частицы следует учитывать, что пары внешних электронов центрального атома, в том числе и не образующие химическую связь, располагаются в пространстве как можно дальше друг от друга.

Сущность гибридизации атомных орбиталей состоит в том, что электрон вблизи ядра связанного атома характеризуется не отдельной атомной орбиталью, а комбинацией атомных орбиталей с одинаковым главным квантовым числом. Такая комбинация называется гибридной (гибридизованной) орбиталью. Как правило, гибридизация затрагивает лишь высшие и близкие по энергии атомные орбитали, занятые электронами.

В результате гибридизации появляются новые гибридные орбитали (рис.24), которые ориентируются в пространстве таким образом, чтобы расположенные на них электронные пары (или неспаренные электроны) оказались максимально удаленными друг от друга, что соответствует минимуму энергии межэлектронного отталкивания. Поэтому тип гибридизации определяет геометрию молекулы или иона.

Источник

Метод валентных связей. Гибридизация атомных орбиталей

Метод валентных связей

Метод валентных связей (локализованных электронных пар) предполагает, что каждая пара атомов в молекуле удерживается вместе при помощи одной или нескольких общих электронных пар.

Поэтому химическая связь представляется двухэлектронной и двухцентровой, т.е. локализована между двумя атомами. В структурных формулах соединений обозначается черточкой:

Рассмотрим в свете Метода ВС, такие особенности связи, как насыщаемость, направленность и поляризуемость.

Образование сигма-, пи- и дельта-связей

Валентность атома — определяется числом неспаренных (валентных) электронов, способных принять участие в образовании химической связи.

Валентность выражается небольшими целыми числами и равна числу ковалентных связей. Валентность элементов, проявляющуюся в ковалентных соединениях, часто называют ковалентностью.

Некоторые атомы имеют переменную валентность, например углерод в основном состоянии имеет 2 неспаренных электрона и будет двух валентен. При возбуждении атома, возможно распарить другие два спаренных электрона и тогда атом углерода станет четырех валентен:

Возбуждение атома до нового валентного состояния требует затраты энергии, которая компенсируется выделяемой при образовании связей энергией.

Взаимное перекрывание облаков, т.е. образование связи может происходить разными способами, ввиду их различной формы. Различают σ-, π- и δ-связи.

Как различить сигма-, пи- и дельта-связи?

Сигма – связи образуются при перекрывании облаков вдоль линии, проходящей через ядра атомов.

Пи – связи возникают при перекрывании облаков по обе стороны от линии, соединяющей ядра атомов.

Дельта – связи осуществляются при перекрывании всех четырех лопастей d – электронных облаков, расположенных в параллельных плоскостях.

σ– связь может возникнуть при перекрывании вдоль линии, соединяющей ядра атомов в следующих орбиталей:

σ– связь обладает свойствами локализованной двухцентровой связи, каковой она и является.

π– связь может образовываться при перекрывании по обе стороны от линии, соединяющей ядра атомов следующих орбиталей:

Итак, s— элементы способны к образованию только σ– связи,

р— элементы — σ– и π– связи,

d— элементы — σ–, π– и δ‑ связи,

При совместном образовании π– и σ- связей получается двойная связь.

Если же одновременно возникают две π–и σ- связь, то образуется тройная связь.

Количество возникших связей между атомами, называется кратностью связи.

Между двумя атомами может возникнуть только одна сигма-связь.

Направленность ковалентной связи

Гибридизация атомных орбиталей

Рассмотрим пример. Представим, что четыре атома водорода соединились с атомом углерода и образовалась молекула метана CH₄.

Рисунок показывает что происходит, но не объясняет, как ведут себя s- и р— орбитали, при образовании таких соединений.

Хотя р— орбиталь имеет две части, развернутые друг относительно друга, но она может образовывать только одну связь. В итоге, можно предположить, что в молекуле метана один атом водорода присоединяется к 2s- орбитали углерода, остальные – к 2р— орбитали.

Тогда, каждый атом водорода будет находиться по отношению к другому под углом 90°, но это не так. Электроны отталкиваются друг от друга и расходятся на большее расстояние.

Что же на самом деле происходит?

Происходит гибридизация атомных орбиталей, в результате которой все орбитали объединяются, перестраиваются и образуют 4 эквивалентные гибридные орбитали, которые направлены к вершинам тетраэдра.

Типы гибридизации атомных орбиталей

В нашем примере, каждая из гибридных орбиталей содержит некий вклад 2s- орбитали и некоторые вклады 2р— орбиталей.

Как видно из рисунка, конфигурация гибридных орбиталей позволяет четырем атомам вдорода образовать ковалентные связи с атомом углерода, при этом орбитали будут располагаться относительно друг друга под углом 109,5°.

В молекуле H₂O неподеленными электронными парами заняты две гибридные орбитали атома кислорода, а две другие используются для связывания с атомами водорода.

Число гибридных орбиталей определяется числом одинарных связей, а также количеством неподеленных электронных пар в молекуле. Эти электроны находятся на гибридных орбиталях. Когда же происходит перекрывание негибридных орбиталей двух атомов, то образуется кратная связь. Например, в молекуле этилена связь реализуется следующим образом:

Орбитали будут располагаться относительно друг друга под углом 120°.

sp-гибридизация

Таким же образом, в молекуле ацетилена образуется тройная связь. В данном случае происходит sp-гибридизация атомов, т.е. гибридные орбитали образованы одной 2s- и одной 2р— орбиталями, а другие две 2р— орбитали являются негибридными.

Орбитали располагаются относительно друг друга под углом 180°

Гибридные орбитали в пространстве располагаются различным образом:

Источник

Основные характеристики химической связи: длина, энергия, валентный угол.

Энергия связи[кДж/моль] –энергия, которая выделяется при образовании связей или затрагивает на её разрыв.Чем выше энергия связи, тем связь прочнее.

11. Метод валентных связей. Основные положения. Ковалентная связь. Два механизма образования.

Метод валентных связей.

Из методов квантовой химии наиболее известны два подхода к расчету молекулярных систем- метод валентных связей (МВС) и метод молекулярных орбиталей (ММО).

При образовании химической связи происходит перекрывание электронных облаков взаимодействующих атомов. Вследствие образования области с высокой плотностью электрического заряда в межъядерном пространстве происходит стягивание ядер атомов и образуется устойчивая молекула.

Позднее метод ВС был распространен и на другие молекулы.

Источник