Водород, молекула связь двухэлектронная

Первой квантовомеханической теорией двухэлектронной связи была теория молекулы водорода, предложенная Гайтлером и Лондоном в 1927 г. Эта теория в 30-х годах была развита Полингом и другими исследователями во всеобъемлющую теорию химической связи, названную методом валентных схем. Она охватывала все молекулы от малых до больших, от ароматических углеводородов до комплексов переходных металлов, а также и твердые тела. Фактически для всех систем, обсуждавшихся в предыдущих главах, возможно рассмотрение на основе метода валентных схем, параллельное приведенному анализу по методу молекулярных орбиталей. [c.287]

Для галогенов и водорода образование простой двухэлектронной связи в двухатомных молекулах приводит к завершению октета. Простые двухатомные молекулы азота 2з 2р и кислорода 2з 2р могут возникать за счет образования кратных связей (см. разд. 3.4). При повышенных температурах (но не при 25°С) устойчивы также молекулы Рг и 8г. [c.218]

Двухэлектронная связь. Двухэлектронная связь несомненно является наиболее распространенным типом связи, и ЭТО единственный тип связи, с которым мы будем иметь дело в дальнейшем. Она обязана своим происхождением резонансу несколько иного рода, чем резонанс, обусловливающий одно- и трехэлектронные связи. Простейшим примером двухэлектронной связи является молекула водорода Нг- Для этой молекулы можно написать две равноценные структуры I и П. Они отличаются только перестановкой двух электронов, которые, удобства ради, изображены точкой и звездочкой [c.63]

Таким образом, в молекуле водорода оба электрона находятся в силовом электрическом поле, образованном двумя положительно заряженными центрами, которыми являются ядра водородных атомов. Поэтому химическая связь в молекуле водорода является двухэлектронной двухцентровой связью. [c.44]

Разрыв двухэлектронной связи может сопровождаться переходом электронов на атомные орбитали разных атомов. В этом случае принято говорить, что происходит разрыв электронной пары, образующей связь. Так происходит, например, распад молекулы водорода на два атома [c.12]

Как уже отмечалось, при образовании двухэлектронной химической связи происходит взаимная компенсация спинов (магнитных спиновых моментов каждой пары электронов. Этому соответствует резкое снижение собственного магнитного момента молекулы по сравнению с составляющими ее атомами, в которых находятся неспаренные электроны. Так, например, у атома водорода магнитный момент л=1р,в (магнетон Бора). При образовании молекулы водорода Нг магнитные спиновые моменты двух атомов взаимно компенсируются, так что (.1 = 0, [c.198]

Для многоэлектронных структур, как и для многоэлектронных атомов, точное решение уравнения Шредингера (см. 3.4) не найдено и в связи с этим применяют приближенные решения. Приближенное решение уравнения Шредингера на примере образования молекулы водорода На впервые выполнено в работе В. Гейтлера и Ф. Лондона в 1927 г. Ими использован метод расчета двухэлектронного атома гелия, развитый Гейзенбергом. [c.97]

Формирование двухэлектронных связей (ковалентные связи) происходит при образовании молекулы водорода и взаимодействии водорода с неметаллами. Молекула водорода состоит из 2 атомов, связанных прочной ковалентной связью . [c.159]

При этом имеется в виду, что оба кислородных атома, связанных только с азотом, равноценны, они находятся на одинаковом расстоянии от атома азота и несут каждый по половинному заряду электрона, т. е. четвертая связь азота разделена поровну между двумя атомами кислорода. При таком написании атомы в молекуле имеют устойчивые электронные конфигурации внешних уровней у кислорода и азота — восьмиэлектронные, а у водорода — двухэлектронные. [c.59]

Согласно методу ВС возникновение ковалентной связи в молекуле водорода следует представлять так. Ядро свободного атома водорода окружено сферически симметричным электронным облаком, образованным 15-электроном (см. рис. 4). При сближении атомов до определенного расстояния происходит перекрывание их электронных облаков (см. рис. 9). В результате между центрами обоих ядер возникает молекулярное двухэлектронное облако, обладающее максимальной электронной плотностью. Увеличение же плотности отрицательного заряда благоприятствует значительному возрастанию сил притяжения между ядрами и молекулярным облаком, сопровождающемуся уменьшением энергии системы. Такая система более устойчива, чем два изолированных атома. Если у свободных атомов водорода при максимальном сближении расстояние между ядрами составляет 0,106 нм, то после перекрывания электронных облаков в результате образования молекулы Н.2 это расстояние составляет 0,074 нм (см. рис. 9). [c.76]

Квантово-механическая модель молекулы получила количественное подтверждение в экспериментальной химии, что позволило использовать метод валентных связей ( С), или электронных пар, для описания строения и энергетики более сложных молекул, образованных из атомов различных элементов периодической системы. Проведя расчет энергии химической связи в молекуле Н , Гейтлер и Лондон сделали попытку вычислить энергию присоединения к ней третьего атома водорода (Н ) + (Н) —>(Нд). Расчет показал, что этот процесс невозможен. Отсюда был сделан вывод о том, что химическая связь, возникающая в молекулах за счет появления общей пары электронов, имеет предел насыщения. Двухэлектронная химическая связь получила название ковалентной. [c.241]

Согласно современным представлениям атом является системой, состоящей из положительно заряженной частицы — ядра и отрицательно заряженных электронов, располагающихся по оболочкам вокруг ядра. В молекулах атомы соединены друг с другом химической связью, которая возникает благодаря взаимодействию электронов. Взаимодействие электронов чаще всего приводит к образованию наиболее устойчивой электронной оболочки, содержащей, например, восемь (октет) электронов. Большой устойчивостью обладают также двухэлектронные, 18-электронные оболочки. Например, в молекуле водорода вместо октета имеется оболочка из двух электронов (дублет). [c.33]

При этом атом, предоставляющий на связь двухэлектронное о блако, называется донорол , ато м, ке со свсГбоднои орби-та лью, прннимающёи Тту электронную пару — акцептором, В последнем примере донором является молекула НИз, а акцептором ВРз- Образование молекулы водорода также можно представить как результат донорно-акцепторного взаимодействия [c.18]

Электроны как фактор связи. Если электрон достаточно близок к двум положительным ядрам, чтобы одновременно притягиваться к обоим, он связывает два ядра. Поскольку связующая сила больше, чем отталкивание электрона от других соседних электронов, постольку итоговый эффект — это образование связи. Вследствие того что электроны могут образовывать нары без возникновения больших сил отталкивания, то, очевидно, два электрона образуют более прочную связь, чем один. Таков случай молекулы водорода, в которой двухэлектронная связь удерживает два протона на приблизительно постоянном расстоянии друг от друга. Однако волновая механика констатирует, что такая электронная пара не может быть локализована между двумя ядрами. На деле эти электроны пребывают большую часть времени в кансулообразном объеме пространства между обоими ядрами и вокруг них. Электроны могут быть также описаны как облака отрицательного заряда. В молекуле водорода облако плотно между двумя протонами и вблизи них, но диффузно оно проникает и на большее расстояние. Связь (электронную пару) принято изображать черточкой такое изображение ни в каком смысле не может быть портретным. На рис. 5.1 даны три способа изображения молекулы водорода. [c.100]

Обычные двухэлектронные связи описываются с яюмощью перекрывания 15-орбиталей водорода с зр -, вр - или р-орбиталями бора. В свою очередь, мостиковые системы В—Н—В удерживаются двухэлектронными банановыми связями, как в диборане. Простейщее приближение, которое может быть использовано при описании образования связей в любом высшем гидриде, состоит в том, что электроны распределяются по орбиталям одинарных связей В—В, концевых связей В—Н и мостиковых В—Н—В все оставшиеся электроны распределяются по многоцентровым орбиталям, охватывающим атомы бора, которые образуют скелет молекулы. Связи, охватывающие только три атома бора, могут быть бананового или открытого типа (как в диборане, но с атомом бора, занимающим положение водорода) или могут быть похожи [c.345]

Мы видим, следовательно, что такая очень простая трактовка системы из двух атомов водорода привела к объяснению образования стабильной молекулы. Энергия двухэлектронной связи является в основном энергией резонанса, соответствующего перестановке двух электронов меокду двумя атомными орбитами. [c.30]

Метод валентных связей. Представления об образовании молекулы водорода, развитые Гейтлером и Лондоном, были распространены и на более сложные молекулы. На этой основе возникла теория образования химических связей, которая получила название метода валентных связей. Этот метод основан на представлении о том, что атомы в молекуле удерживаются посредством одной или нескольких электронных пар, причем эти связи тем прочнее, чем в большей степени перекрываются электронные облака взаимодействуюших атомов. Обычно большая степень перекрывания электронных облаков наблюдается на прямой, соединяющей центры атомов. Комбинации двухэлектронных двухцентровых связей, которые отражают электронную структуру молекулы, называют валентными схема.ии. [c.47]

Представление о валентности как числе двухцентровых и двухэлектронных связей применимо в тех случаях, когда можно представить, что химическая связь локализована между двумя атомами молекулы. Так, в молекуле СН электронная плотность равномерно распределена относительно всех четырех атомов водорода, и каждый из них находится в равноценных условиях. Поэтому можно считать, что из восьми электронов молекулы н каждый из атомов водорода приходится по одной электронной паре, т. е. каждый из атомов водорода одновалентеа и связан с атомами углерода отдельной независимой парой электронов, а атом углерода четырехвалентен. В молекуле четыре равноценные связи С—Н, что схематически изображают структурной формулой [c.178]

Итак, мы познакомились с двумя приближенными решениями уравнения Шрёдингера для молекул. Ранее (разд. 6.2.1) было показано, как, исходя из одноэлектронной модели молекулярного иона водорода Нг+, можно построить в некотором роде периодическую систему двухатомных молекул. Для применяемого при этом метода молекулярных орбиталей (МО) характерно заполнение молекулярной (а не атомной) орбитали ф последовательно одним, а затем и двумя электронами. В методе валентных связей (ВС) Гейтлера — Лондона исходят из атомных орбиталей, занятых одним электроном, а далее переходят к двухэлектронной системе (Не или На) путем линейной комбинации занятых атомных орбиталей, в которой учитывается неразличимость электронов. [c.87]

Механизм образования химической связи удобнее всего рассмотреть на примере образования молекулы водорода из атомов. Формула электронной конфигурации ато1 водорода — 15, т. е. у него имеется только один неспарен ный электрон. В соответствии с законами квантовой механики атом водорода, содержащий неспаренный электрон, находится в неустойчивом состоянии, поскольку обладает избытком потенциальной энергии. Такой атом будет притягивать к себе другой атом водорода при условии, если спин его электрона имеет противоположное направление. Взаимное притяжение атомов приводит к тому, что их атомные орбитали перекроются, при этом оба электрона станут в равной мере принадлежать обоим атомам, т. е. образуется пара электронов с противоположно направленными спинами, которая осуществляет химическую связь. Электронное облако, образуемое этой парой электронов, охватывает, связывает воедино ядра обоих взаимодействующих атомов. Такая связывающая два одинаковых атома двухэлектронная связь называется ковалентной. [c.69]

В молекуле ВгНв содержатся четыре двухэлектронные концевые ВН-связи, остальные четыре электрона объединяют радикалы ВН1 с помощью водородных мостиков, лежащих в плоскости, перпендикулярной плоскости расположения радикалов ВН , причем расстояние В—Н здесь больше, чем в концевых В—Н-связях. Таким образом, вокруг каждого атома бора формируется искаженный тетраэдр (рис. 1.52й). Каждый мостиковый атом водорода образует с двумя атомами бора двухэлектронную трехцентровую связь В—Н—В. Она сходна с рассмотренными ранее трехцентровыми связями, только в молекуле ВгИб электронами заполнена лишь связывающая МО, а на несвязывающей МО электронов нет. Такая связь энергетически выгоднее обычных двухцентровых В—Н-связей (на 59 кДж/моль) она образуется в результате перекрывания двух i /-opбитaлeй атомов бора и одной -орбитали атома водорода (рис. 1.526). [c.116]

Характерна для водорода и простота пучка потенциальных кривых, примыкающих к уровню диссоциации на невозбужденные атомы Н -Ь Н. В этом пучке имеется только одна связевая кривая и одна репульсивная. Причина этого заключается в том, что в молекуле На всего одна двухэлектронная связь и в первом невозбуж-денном слое нет других вакансий. Для кислорода и для азота наблюдается сложность пучка связевых потенциальных кривых, примыкающих к основному состоянию. [c.145]

Аналогичным образом, но несколько сложнее математически может быть решена задача об энергии МО в нейтральной (двухэлектронной] молекуле водорода На- Анализ приводит к схеме, изображенной на рис. 23.3,6. Как видно из этой схемы, при взаимодействии двух нейтральных атомов водорода образуется двухэлектронпая связывающая МО, так как емкость молекулярной о-орбитали в На равна двум электронам. Энергия двухэлектронной связи в молекуле Н равна 435 кДж, т. е. связь эта более чем в полтора раза прочнее одноэлектронной связи в ионе Н . Однако размещение двух электронов на одной МО в соответствии с принципом Паули возможно лишь в случае, если спины электронов антипараллельны (т = + /а, т1 = —Ч . Если же спины электронов двух взаимодействующих атомов водорода параллельны (т5 = - - /а, т5 = + /а), то один из них займет место на связывающей орбитали а другой—на разрыхляющей разр. как это показано на рис. 23.3, в. В этом случае энергия связи двух атомов водорода с параллельными спинами электронов равна нулю. [c.290]

Так, борин ВНз, в котором, казалось бы, насыщены все три валентности бора, легко димеризуется в диборан ВаНв с выделением 28 ккал. о объясняется тем, что свободная орбиталь атома бора в одной молекуле ВНз является акцептором электронной пары связи В—Н из другой молекулы ВН3. Поскольку взаимодействие симметрично, в образующемся димере две группы ВНа лежат в одной плоскости, а между ними в перпендикулярной плоскости расположены два атома, водорода, играющие роль мостиков Здесь каждый мостиковый атом водорода образует с двумя атомами бора двухэлектронную трехцентровую орбиталь, которая энергетически выгоднее двухэлектронной двухцентровой связи В—Н на 14 ккал. Эта делокализация определяется волновыми свойствами электронов и согласуется с принципом Паули. [c.55]

Ослабление признаков неметаллических элементов в ряду As—Sb—Bi проявляется также в их соединениях с водородом Н3Э. Строение молекул Н3Э аналогично строению NH3 и РН3. Но по мере увеличения размеров электронных облаков в ряду N—Р—As—Sb—Bi полярность и прочность связи Э—Н уменьшается. По этой же п ичине несвязывающее двухэлектронное облако становится пространственно менее направленным, значение валентного угла НЭН приближается к 90° и наблюдается уменьшение электрического момента диполя молекул. [c.412]

С водородом бор непосредственно не реагирует, однако известно большое число соединений с общей формулой В Н . Простейший член этого ряда ВНд - боран - существует только выше 100 °С в равновесии с другими, более сложными гидридами. При стандартных условиях ему соответствует димер - диборан ВзНе (рис. 25.2). В молекуле диборана два атома водорода расположены между атомами бора и участвуют в трехцентровых взаимодействиях В—Н—В, возникающих в результате перекрывания двух р -гибридных орбиталей двух атомов бора и в-орбитали атома водорода. Как и в случае водородной связи (см. рис. 18.1), из трех АО возникает три МО - связывающая, разрыхляющая и несвязывающая. В диборане существуют две такие системы связи В1—Н1—В2 и В1—На—Вз. В каждой из них участвуют два электрона - по одному от каждого атома бора и еще по одному от каждого из двух мостиковых атомов водорода. Оба электрона располагаются на самой низкой связывающей орбитали, а две другие МО остаются незанятыми. Кроме того, каждый атом бора образует еще две нормальные двухцентровые двухэлектронные связи. Трехцентровая связь менее прочна, чем нормальные связи, и диборан при нагревании диссоциирует [c.316]

Бороводороды (бораны плдриды бора) — соединения бора с водородом, отвечающие общей формуле В Н , где т=2 20, а п=т+4 или т+6. Молекулы Б. электронодефицитны, характеризуются наличием мос-тиковых связей В-Н-В и высокими — до 7 — координационными числами. Для Б. характерна двухэлектронная трехцентровая связь. [c.53]

Например, в молекуле НС1 связывание осуществляется за счет электрона ls-орбитали атома водорода и электрона Зр .-орбитали атома С1. Однако в валентной оболочке атома С1 сохранились еще электроны орбиталей (3s)2, (3pj )2, (3pj)2. Эти три двухэлектронные орбитали, по существу, не претерпели никакого изменения при переходе от атома С1 к молекуле НС1 и относятся к несвязывающим орбиталям. Именно такая комбинация АО определяется следующим. Орбитали атома С1 Is, 2s, 2р и 3s не могут комбинировать ни с одной из АО атома водорода вследствие значительно более низкого уровня энергии. Энергия Зр-орбиталей атома хлора уже выше и допускает комбинацию с ls-орбиталью атома Н но из этих орбиталей только Зр подходит по соображениям симметрии относительно оси связи X. [c.616]

Двухэлектронная связь, образов, по донорно-акцепторному механизму, напр. H3N + где молекула аммиака — донор эл-нной пары, а протон — акцептор. В рез-те взаимод. образуется одна к.с. в дополнение к трем существовавшим между атомом азота и атомами водорода в молекуле аммиака, причем в ам-моний-ионе все четыре к.с. равноправны, что соответствует ее тетраэдрич. стр-ре. См. также координационная связь. ovalent bond [c.103]

Основные научные исследования посвящены установлению связи между пространственной и электронной структурами молекул, с одной стороны, и их физическими, химическими и биологическими свойствами, с другой. В течение ряда лет занимался исследованиями соединений, содержащих связь бор — водород. Развил представления о двухэлектроиных трехцентровых связях и разработал теорию строения разнообразных гидридов бора, карборанов, гетерокарбора-нов, в основу которой положены принципы, определяющие способы соединения фрагментов В—В—В, В—Н и В—X—В посредством ковалентных и трехцентровых двухэлектронных связей. Этим он существенно дополнил классические представления о валентности. Предсказал (1961) возможность получения карборанов путем замены двух ионов бора на два углеродных [c.304]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология