Хлора участие орбиталей в связя

При построении одноэлектронной молекулярной орбитали для молекулы водорода надо использовать линейную комбинацию ls-атомных орбиталей изолированных атомов водорода. В этом случае атомы одинаковы и основные состояния их также одинаковы. Если молекула образована двумя разными атомами, то при образовании связи одинаковые орбитали не всегда будут участвовать в обоих атомах. Например, в молекуле НС1 у атома водорода в образовании связи будет участвовать орбиталь Is, а у атома хлора орбиталь Is никакого участия в образовании связи не принимает. Это обстоятельство заставляет обратить внимание на важное условие при образовании связи для того чтобы две орбитали могли образовать прочную молекулярную орбиталь, необходимо, чтобы соответствующие им энергии были сравнимы по величине. В приведенном примере ls-орбитали атома хлора соответствует гораздо меньшая энергия, чем ls-орбитали атома водорода, поэтому они комбинироваться не будут. Необходимо также учитывать степень перекрывания между комбинирующимися орбиталями, хотя само по себе перекрывание является недостаточным критерием для образования связи, тем не менее оно важно. Математически перекрывание выражается посредством интеграла перекрывания или ортогональности Если значение велико, то и перекрывание орбиталей и велико. Особую важность имеет перекрывание в направлении связи, но следует сказать, что перекрывание вообще принадлежит к тем факторам, которые необходимо учитывать при выборе атомных орбиталей, участвующих в построении молекулярной орбитали. Необходимо учитывать и симметрию комбинируемых орбиталей. Известно, что р-орбиталь имеет положительную и отрицательную [c.153]

Высокая электроотрицательность атома фтора связана с тем, что ядро этого атома имеет наиболее высокий заряд среди элементов второго периода (+9), и участвующие в образовании связей электроны внешней 2s 2p - оболочки расположены очень близко к ядру. В результате этого, например, хлор, находящийся в той же VII группе (группе галогенов), но обладающий более высоко расположенными орбиталями и образующий связи с участием За-23р 53 0 электронов, существенно отличается от фтора по электроотрицательности и реакционной способности. [c.9]

Вопросы для самопроверки 1. Что такое химическая связь Каковы причины ее образования 2. Какие количественные характеристики химической связи известны Как влияет на тип связи электроотрицательность элементов 3. Какая химическая связь называется ковалентной Виды ковалентной связи. Как метод валентных связей (ВС) объясняет образование ковалентной связи Какие свойства ковалентной связи известны 4. Как метод ВС объясняет постоянную ковалентность кислорода и фтора и переменную ковалентность фосфора, серы и хлора 5. В чем сущность гибридизации атомных орбиталей Какие виды гибридизации атомных орбиталей известны Как влияет гибридизация атомных орбиталей на пространственную структуру молекул 6. Какая химическая связь называется кратной Что такое а-и п-связь Электроны в каких состояниях принимают участие в образованип а- и п-связи 7. Какие молекулы называются полярными и какие неполярными Что служит мерой полярности молекулы В каких единицах выражают дипольный момент 8. Что такое ионная связь и при какпх условиях она возникает Обладает ли ионная связь направленностью и насыщаемостью 9, В чем сущность метода молекулярных орбиталей (МО) Какие молекулярные орбитали называются связывающими и какие разрыхляющими 10. Какая химическая связь называется металлической 11. Как химическая связь определяет свойства веществ Приведите примеры соответствующих соединений. [c.18]

Высшие интергалогенные соединения имеют формулы ХХ3, ХХ5 или XX,, где Х -хлор, бром или иод, а Х -фтор (единственным исключением является 1С1з, в котором Х -хлор). Из проведенного в разд. 7.7, ч. 1, обсуждения химической связи и структуры следует, что соединения такого типа образуются с участием надвалентных орбиталей центрального атома. Пользуясь теорией отталкивания валентных электронных пар (ОВЭП), изложенной в разд. 8.1, ч. 1, можно предсказать геометрическое строение таких соединений. Характер химической связи между центральным и периферическими атомами в интергалогенных соединениях можно описать и в рамках представлений [c.295]

Отличием элементов III и следующих периодов от II является существование на валентном уровне d-орбиталей, которые тоже могут принимать участие в образовании МО, что часто приводит к упрочнению молекулы. Например, молекула хлора с тем же числом валентных электронов, что и фтора, прочнее последней (энергии связей равны соответственно 243 и 151 кДж/моль), благодаря участию в образовании связывающих МО З -орбиталей и некоторому повышению вследствие этого кратности связи (до 1,12 в молекуле СЬ). [c.126]

Эти количественные расчеты практически полностью подтвердили как допущения, положенные в основу более ранней качественной трактовки, так и ее результаты. Эти расчеты показали, в частности, что ни 3s-, ни Зрл-орбитали атомов хлора практически не принимают участия в связях М—С1, и последние являются почти чистыми а-связями. Расчеты подтвердили также разделение валентных МО на две локальные группы, ответственные за связи М— I и М—М, и участие в последних (в связывающих МО типа и 52g) главным образом d-орбиталей атомов металла, и в том числе существенное участие в б-связях орбиталей d y и слабое Так, например, в [Moj lg] , согласно [348], орбиталь A- g носит на 96,2% характер связи М—М, из которых 75% приходится на d—d-взаимодействие и 23% на S—s-взаимодействие орбиталь является связью М—М иа 89,3%, из которой 95% приходится на d— -взаимодействие в орбитали B g связь М—М составляет 92%, являясь полностью d—d-взаимодействием (в котором dxy— су-взаимодействие составляет 98,8%). [c.75]

Рис. 15.1. Схематическое изображение реакции H-t- l = H l с учетом образования линейных комбинаций атомных орбиталей. Согласно представлениям теории, рх-орбиталь, принимающая участие в образо ва-нии связи, перестает быть симметричной гантелью. Под действием положительно заряженного ядра водорода она расширяется в его сторону и сокращается с протавоположной стороны атома хлора.

Эта схема сильно упрощена, так как в ней отсутствуют коэффициенты перед атомными орбиталями и игнорируется возможность участия в образовании я-связей ,2-орбитали хлора (следует пользоваться комбинацией орбиталей и З уг). На рис. 10.18 изображены орбитали Я1 и яг, а на рис. 10.19 приведена упрощенная энергетическая диаграмма молекулярных орбиталей. На каждой из орбиталей Я1 и Я2 находится по 5л два электрона, что приво-дит к возникновению двой-ных связей (как в ЗОг), а добавочный электрон размещается на разрыхляющей - орбитали Яз, уменьшая, таким образом, порядок связи. [c.196]

В ионе [Р1С14] атом платины химически насыщен за счет акцептирования от двух ионов хлора двух электронных пар. В результате атом платины образует с участием своих яр -орбиталей четыре атомные связи, нз которых две возникли по донорно-акцепторному механизму [c.51]

Молекула СЬ. Электронная структура атом а С1 18 28 2р , Только одна из 2р-А0 имеет неспаренный электрон (на всех остальных орбиталях атома хлора по два спаренных электрона), т. е. толька по одной АО хлора могут принять участие в образовании связи. На рис. 6.3 показано перекрывание 2/ -валеитных орбиталей. Здесь, как и в случае молекулы Нг, образуется одна обобществленная электронная пара — одинарная а-связь. [c.113]

Существенной особенностью химии кремния сравнительно с химией углерода является возможность вовлечения в связеобразова-ние 3d-орбиталей. Это приводит к увеличению валентных возможностей атома кремния. Теоретически максимальная ковалентность кремния может быть равна 9 против 4 у углерода. На практике, помимо валентности 4, встречаются шести ковалентные производные, в которых атом кремния находится в sp ii -гибридном состоянии. Однако для кремния наиболее характерны структуры, где атомы кремния имеют к. ч. 4 и находятся в 5 о= -гибридном состоянии. Производные с sp- и sp -гибридизацией атома кремния редки и, как правило, мало устойчивы. Кремний в отличие от углерода менег склонен образовывать кратные связи. Для кремния наиболее характерно дополнительное Лр -связывание в отличие от Пр.р-взаимодействия для углерода. Таким образом, в случае кремния л-связывание часто возникает за счет участия вакантных 3ii-op6H-талей и неподеленных электронных пар атомов партнеров. Так обстоит дело в соединениях кремния с азотом, кислородом, фтором и хлором. Прочность связей кремния с кислородом, азотом и галогенами из-за дополнительного л-связывания выше, чем соответствующих связей для углерода. Наоборот, связь атома углерода, например, с водородом прочнее, чем у кремния, так как водород не располагает неподеленной электронной парой. Ниже для сравнения [c.198]

Таким образом, число гибридных орбиталей всегда равно суммарному числу исходных орбиталей. Кроме того, при возникновении гибридных орбиталей необходимо соблюдение следующих условий Г) хорошее перекрывание гибридизу-емых электронных орбиталей 2) небольшая разница в энергиях атомных орбита-лей, участвующих в гибридизации. Например, Х -орбитали не могут гибридизо-ваться с 2 норбиталями, так как у них различные значения главного квантового числа, а потому их энергии сильно различаются. Гибридизация всегда сопровождается изменением формы электронного облака. При этом гибридное электронное облако асимметрично имеет большую вытянутость по одну сторону от ядра, чем по другую. Поэтому химические связи, образованные с участием гибридных орбиталей, обладают большей прочностью, чем связи за счет чистых негибридных электронных облаков. Гибридизация одной 5-орбита,ди и одной р-орбитали приводит к возникновению двух гибридных облаков, расположенных под углом 180° (рис. 36). Это так называемая р-гибридизация, в результате которой гибридные облака располагаются по прямой. Отсюда легко объяснить прямолинейность молекулы ВеС12 в- и р-орбитали атома бериллия подвергаются в -гибриди-зации и образуют две гибридные связи с двумя атомами хлора (рис. 37). У каждого атома хлора имеется по одному неспаренному р-электрону, которые и являются валентными. [c.80]

Участие й-орбиталей. Было сделано предположение [122], что в соединениях бериллия [см. схемы (IX) и (X) в разделе 13.7] наряду с обычными 2>р- и р .р бридными орбиталями в образовании связей могут участвовать З -орбитали атомов хлора и углерода. Этими орбиталями несомненно можно пользоваться и включать их в комбинации с другими орбиталями таким образом, чтобы из каждой такой комбинации получались две мостиковые связи. Однако энергия возбуждения во всех этих случаях очень велика — порядка 10 эв. Нельзя ожидать поэтому, чтобы столь высоко расположенные орбитали могли играть существенную роль в связывании. Более того, размеры Зй -орбиталей настолько превышают размеры других орбиталей (см. стр. 245), что эффективная гибридизация маловероятна. Даже если бы такая интерпретация оказалась пригодной для соединений (IX) и (X), она была бы неприменима к молекуле диборана, так как низшая -орбиталь атома водорода есть [c.399]

Стандартный окислительно-восстановительный потенциал фтора (2,85 В) свидетельствует, что фтор — сильнейший окислитель. Энергия ионизации у фтора высокая, но по величине сродства к электрону 350,7 кДж/г-атом он занимает промежуточное положение хмежду хлором (370 кДж/г-атом) и бромом (345 кДж/г-атом). Это является следствием относительно легкой диссоциации молекулы фтора. Чтобы заставить молекулу Рг распадаться на атомы, достаточно затратить всего 158,4 кДж/моль. Относительная легкость диссоциации объясняется взаимным отталкиванием 16 электронов (по 8 у каждого атома), которые не принимают участия в образовании химической связи и могут занимать только разрыхляющие орбитали. Атомы Р небольшие, расстояние между ними невелико, внутренних свободных d-орбиталей (которые могли бы служить, как у хлора, для образования дативных связей) у фтора нет все это обусловливает легкую диссоциацию и необычно высокую активность фтора. [c.236]

Качественные скачки при движении от элемента к элементу вдоль 3-го периода более ощутимы, чем во 2-м периоде, в котором от металла бериллия до элемента неметалла А-подгруппы — азота помещено два элемента (В и С). В 3-м же периоде между металлом алюминием и членом УА-подгруппы неметаллом — фосфором стоит всего лишь кремний. Этот элемент электро нньп т аналог углерода, но радиус 51 вдвое больше, а по потенциалу ионизации он близок не к углероду и не к соседям по периоду, а к бору. Проявляется диагональное сходство, но ядро кремния от внешних электронов экранировано сильнее, чем у бора, поэтому 51 легче переходит в высокое состояние окисления +4 или —4. Однако по отношению к атомам и группам с большим зарядом ядра и малым объемом координационное число кремния равно шести. Для кремния, как и других членов 3-го периода, правило октета строго не выполняется и довольно часто нарушается. Использование р-орбиталей при образовании кратных я-связей в 3-м периоде менее важно, чем для их аналогов из 2-го периода. К созданию таких связей они могут привлекать -орбитали, только в таком случае число электронных пар на внешнем уровне может быть более четырех. Кремний, как и последующие элементы 3-го периода, в соединениях имеет я-связи за счет участия свободных З -орбиталей. Поэтому, несмотря на большой размер атома кремния, связи его с кислородом, фтором или хлором прочнее, чем у углерода в СО, СР, СС1. Наоборот, связи 51—51 и 51—Н менее прочные, чем С—С или С—Н. У атомов кремния и фосфора 5- и р-орбитали тратятся на образование 0-связей, максимальное возможное число их —четыре. Для перекрывания и образования я-связей привлекаются некоторые из -орбиталей. Особенно подходят для этих целей и Чтобы иметь 5 орбиталей для связей, использу- [c.243]

Однако для эффективного связывания радиальные функции связывающих орбиталей должны быть соразмерны. При одинаковых орбитальных экспонентах двух связанных атомов (как это предполагается правилами Слейтера для 5- и р-орбиталей атомов серы и хлора) незначительному участию 5-орбитали отвечает сильное увеличение интегралов перекрывания как для аксиальных, так и для радиальных связей [14]. Так, 5- и р-орбитали участвуют в аксиальных и радиальных связях в соответствии со сравнимыми константами спин-спинового взаимодействия в молекулах СРзРр4И (СеН5)пРр5-и [29] . Интеграл перекрывания Рг — -орбиталей в аксиальном направлении в два раза [c.71]

За анизотропную часть сверхтонкого расщепления ответственно перекрывание а- и я-орбиталей. Пример с (ЫН4)21гС1е представляет собой интерес, так как из сверхтонкой структуры от ядер хлора следует, что в образовании связи между центральным ионом и лигандами принимают непосредственное участие не только молекулярные орбитали а-типа, но, что особенно [c.374]

Своеобразие структуры кристаллов в дихлородиметилэти-лендиамине палладия Pd(NH2 HMe HMeiNH2) l2 заключается в присутствии псевдодимерных ассоциатов (рис. 5а). Комплексы располагаются попарно вокруг центров инверсии так, что один из атомов водорода группы NH2 каждого из них образует водородную связь N— Н---С1 с атомом хлора второго комплекса (длина связей 3,29 и 3,35 А). В результате образуется рацемический димерный ассоциат из б- и Л-кон-формантов металлоцикла. Атомы Pd сближаются при этом на расстояние 3,34 А, что позволяет предполагать существование некоторого слабого взаимодействия их d-орбиталей. Аналогичные водородные связи (с участием других атомов водорода КНг-групп) возникают и между соседними димерами [c.28]

Тетраоксохлорат (VI 1)-ион имеет тетраэдрическое строение, что соответствует 5/ -гибридному состоянию атома хлора (8с1 = +0,457, 8 =—0,359). 5/ з-Гибридное состояние хлора стабилизируется за счет тг-связей, образованных при участии его Зкгг- и Зйд г г, -орбиталей. Вследствие делокализации тг-связи средняя кратность связи СЮ составляет [c.281]

При построении одноэлектронной молекулярной орбитали для молекулы водорода надо использовать линейную комбинацию 1 s-атомных орбиталей изолированных атомов водорода. В этом случае атомы одинаковы и основные состояния их также одинаковы. Если молекула образована двумя разными атомами, то при образовании связи одинаковые орбитали не всегда будут участвовать в обоих атомах. Например, в молекуле НС1 у атома водорода в образовании связи будет участвовать орбиталь Is, а у атома хлора орбиталь Is никакого участия в образовании связи не принимает. Это обстоятельство заставляет обратить внимание на важное условие при образовании связи для того чтобы две орбитали могли образовать прочную молекулярную орбиталь, необходимо, чтобы соответствующие им энергии были сравнимы по величине. В приведенном примере ls-орбитали атома хлора соответствует гораздо меньшая энергия, чем ls-орбитали атома водорода, поэтому они комбинироваться не будут. Необходимо также учитывать степень перекрывания между комбинирующимися орбиталями, хотя само по себе перекрывание является недостаточным критерием для образования связи, тем не менее оно важно. Математически перекрывание выражается посредством интеграла не-рекрывания или ортогональности 8аь = Если значение [c.153]

Гипотеза цис-зак11епления Я- К. Сыркина. В 1948 г. Сыркин рассмотрел некоторые квантово-механические аспекты направленности атомных орбиталей в явлении трансвлияння для плоскоквадратных комплексов платины (И). В ионе [Р1С14] все связи —С1 равноценны и в значительной степени ковалентны. Равноценность энергий связи и ковалентного состояния нарушается при замене хлора другим лигандом. Сыркин считал, что в явлении трансвлияния необходимо рассматривать неравноценность связей вокруг центрального атома. Так как центральный атом платины имеет два электрона (з н й), способных принять участие в ковалентных связях, то, по мнению Сыркина, имеется возможность яс -гибридизации их орбиталей. Мыслимы четыре варианта направленности этих гибридных орбиталей, т. е. четыре резонансные структуры для Р1ХзУ [c.209]

Образование донорно-акцепторной связи протекает по механизму, отличающемуся от механизма образования ковалентной связи, но приводит к такому же результату. Поэтому в ионе аммония все четыре связи (между атомом азота с участием его одной 5- и трех р-орбиталей и тремя атомами и одним ионом водорода с участием их з-орбиталей) равноценны. Это относится и к четырем связям в ионе Шр41. В ионе [Р1С14] атом платины химически насыщен за счет акцептирования от двух ионов хлора двух электронных пар. В результате атом платины образует с участием своих зр -орбиталей четыре атомные связи, из которых две возникли по донорно-акцепторному механизму [c.55]

Основываясь на вычисленных значениях электростатической, ковалентной, а также резонансной энергии, последняя из которых обусловлена делокализацией валентных штрихов , Я. К. Сыркин пришел к выводу, что в этом ионе все связи Pt— l равноценны и в значительной степени ковалентны. Равноценность энергий связи и ковалентного состояния нарушается лишь при замене хлора другим лигандом. Я. К. Сыркин считал, что теория Вернера должна быть дополнена рассмотрением наличия неравноценности связей вокруг центрального атома. Так как центральный атом платины имеет два электрона (s и d), способных принять участие в ковалентных связях, то, по мнению Я. К. Сыркина, имеется возможность образования sa-гибридизации их орбиталей. Надо иметь в виду,— писал он,— что при этом возникают две ковалентные связи с наибольшим перекрыванием электронных облаков под углом 90градусов [221, стр. 71]. Принципиально могут быть четыре случая направленности этих гибридных орбиталей, т. е. четыре резонансные структуры для PtXgY [c.139]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология