Валентность и электронные орбиты

Строение многоэлектронных атомов. Принцип заполнения. Принцип запрета Паули и спаривание спинов. Правило Гунда. Эффективный заряд ядра. Орбитальная конфигурация и энергия ионизации. Валентные электроны и валентные орбитали. Типические элементы, внутренние переходные металлы, переходные металлы и благородные газы. Сродство к электрону. [c.385]

Молекулярный ион О2 имеет по 6 валентных электронов от каждого атома кислорода плюс еще I электрон, создающий заряд -1,.т. е. всего 13 валентных электронов. Заполняя молекулярные орбитали согласно последовательности энергетических уровней, изображенной в среднем ряду рис. 12- 8, нетрудно найти электронную конфигурацию [c.530]

В гетероядерной двухатомной молекуле АВ, где В-более электроотрицательный атом, чем А, связывающая молекулярная орбиталь содержит больший вклад атомной орбитали атома В, а разрыхляющая молекулярная орбиталь больше напоминает атомную орбиталь атома А. Если разность электроотрицательностей атомов А и В очень велика, как, например, в КР, валентные электроны локализуются на более электроотрицательном атоме (в данном случае Р) и представление о ковалентной связывающей орбитали теряет свой смысл. В такой ситуации правильнее говорить об ионной структуре К Р . Большинство гетероядерных двухатомных молекул имеют промежуточный характер связи между ионными парами и ковалентно связанными атомами другими словами, они имеют частично ионный характер связи и могут описываться структурами А В . [c.544]

Самые внещние s- и р-электроны ответственны за важнейшие химические свойства атомов в случае типических элементов они называются валентными электронами. Орбитали d- и /-типа глубже погружены в общее электронное облако атома. Заселение этих орбиталей в атомах переходных металлов и внутренних переходных металлов (лантаноидов и актиноидов) оказывает меньшее влияние на химические свойства. Все же d-электроны определенным образом влияют на химические свойства переходных металлов, и в таких элементах валентными считаются электроны на внешних d-, S- и р-орбиталях. [c.408]

Однако это еще не окончательная картина электронного строения бензола, потому что экспериментально наблюдаемая длина связи С—С (1,390 А) оказывается значительно меньше длины простой связи С—С (1,54 А). У каждого атома углерода остается одна негибридизованная 2р-орбиталь, ориентированная перпендикулярно плоскости гексагонального кольца (рис. 13-23). В молекуле бензола 30 валентных электронов по 4 от каждого из шести атомов углерода и по 1 от каждого из шести атомов водорода. Из них 12 электронов используются для образования шести простых связей С—Н и 12-для образования шести простых а-связей С—С. Остаются еше шесть электронов и шесть неиспользованных в а-связях р-орбиталей атомов углерода. Возможно, эти орбитали используются попарно для образования еще трех ковалентных связей. Но как выбрать такие три пары [c.573]

Более совершенную модель металлической связи позволяет создать теория молекулярных орбиталей. Согласно этой модели, весь кристалл металла следует рассматривать как одну гигантскую молекулу. Все атомные орбитали определенного типа взаимодействуют в кристалле, образуя совокупность делокализованных орбиталей, простирающихся по всему кристаллу. Число валентных атомных орбиталей в отдельном кристалле достигает 10 . Чтобы представить себе, как происходит взаимодействие столь большого числа валентных орбиталей, рассмотрим гипотетическую последовательность линейных молекул лития, Ыг, з, в которых основную роль играют валентные 25-орбитали. На рис. 14-24 показано образование молекулярных орбиталей для трех указанных молекул. Отметим, что вследствие делокализации молекулярных орбиталей ни одному из электронов не приходится располагаться на разрыхляющей орбитали. По мере удлинения цепочки атомов в молекуле расстояние между орбитальными энергетическими уровнями все более сокращается. В предельном случае для кристалла, состоящего из 10 атомов, комбинация атомных орбита-лей приводит к возникновению широкой полосы, или, как говорят, зоны, тесно расположенных энергетических уровней. [c.625]

Теперь мы можем уточнить схему уровней щелочного металла. Стационарные состояния щелочных металлов определяются движением лишь одного, самого внешнего (валентного) электрона. Орбиты этого внешнего электрона мы условились обозначать символами пв, пр, пй, nf, где п — главное квантовое число, а буквам з, р, (1, . соответствуют и = 1, 2, 3, 4,. .. [c.48]

Валентные электроны располагаются на двух энергетических уровнях (рис. 45), поэтому молекула СН имеет два первых потенциала ионизации. Удаление электрона с а -орбитали требует большей энергии (22,1 эВ), чем с -орбитали (13,2 эВ). [c.64]

Природу химической связи и характерные особенности металлов можно объяснить на примере лития следующим образом. В кристалле лития орбитали соседних атомов перекрываются. Каждый атом предоставляет на связь четыре валентные орбитали и всего лишь один валентный электрон. Значит, в кристалле металла число электронов значительно меньше числа орбиталей. Поэтому электроны могут переходить из одной орбитали в другую. Тем самым электроны принимают участие в образовании связи между всеми атомами кристалла металла. К тому же атомы металлов характеризуются невысокой энергией ионизации — валентные электроны слабо удерживаются в атоме, т. е. легко перемещаются по всему кристаллу. Возможность перемещения электронов по кристаллу определяет также электрическую проводимость металла. [c.89]

Каждый атом В образует две обычные двухцентровые ковалентные связи В—Н, в которых занято всего восемь электронов. Остающиеся у диборана четыре валентных электрона используются для образования двух трехцентровых связей В—Н—В, в которых каждый из трех атомов поставляет по одной орбитали в связывающую молекулярную орбиталь. Представление о трехцентровых связях позволяет объяснить строение всех гидридов бора. Кроме того, оно объясняет, почему бор неспособен к проявлению таких химических свойств, как углерод. [c.272]

После этого заполняются наиболее глубоко погруженные в атомное электронное облако (и — 2)/-орбитали, если они имеются. Такие орбитали существуют только при (и — 2) > 3, т.е. лишь в шестом и седьмом периодах. Соответствующие элементы обладают практически одинаковыми валентными электронными структурами и, следовательно, очень близкими химическими свойствами и относятся к внутренним переходным металлам (лантаноидам или актиноидам). [c.399]

Бериллий. В молекуле бериллия, Всг, четыре валентных электрона. Два из них спарены на связывающей молекулярной орбитали а , а два-на разрыхляющей а. Такая электронная конфигурация означает отсутствие эффективного числа связей, что согласуется с опытными данными - в отличие от устойчивых двухатомных молекул элементов второго периода молекула Вб2 не существует. [c.525]

Если даже теорема Купманса строго и не выполняется, то все-таки полезно знать, какие пики в фотоэлектронном спектре могут быть связаны с различными молекулярными орбиталями в исходной молекуле. Например, в гл. 3 рассматривались симметрия и строение молекулярных орбиталей NHj. Было установлено, что семь атомных орбита-лей в симметрии Сз . образуют представление, которое сводится к трем неприводимым представлениям и двум неприводимым представлениям е. Восемь валентных электронов NH3 заполняют две из а - и одну из е-молекулярных орбиталей, образуя конфигурацию основного состояния [c.339]

Молекулярные частицы ВО, СЫ и СО образуют изоэлектронный ряд с 9 валентными электронами. Согласно теории молекулярных орбита- [c.538]

Шесть валентных электронов в бензоле, не использованных для образования а-связей, попарно занимают три связывающие я-орбитали, энергетические уровни которых показаны на рис. 13-26. Но ни одна из этих связывающих электронных пар не принадлежит какой-либо определенной паре атомов С, следовательно, все шесть указанных электронов делокализованы по всей молекуле. Таким образом, каждая углерод-углеродная связь в молекуле бензола состоит из одной полной а-связи и половины я-связи (так как на шесть атомов С приходится три я-связи). Наблюдаемое значение длины связи С—С, равное 1,390 А, является промежуточным между характерными длинами простой и двойной углерод-углеродных связей. [c.575]

На рис. 14-25 схематически изображены три зоны энергетических уровней, образованных Ь-, 25- и 2р-орбиталями простейшего металла, лития. Молекулярные Ь-орбитали полностью заполнены электронами, потому что в изолированных атомах лития 15-орбитали также заполнены. Следовательно, 15-электроны не принимают участия в химической связи. Они являются частью положительно заряженных атомных остовов (ионов), и их можно не принимать во внимание при дальнейшем обсуждении. Атомы лития имеют по одному валентному электрону на 25-орбитали. Если в кристалле лития 10 атомов, то взаимодействие 10 25-орбиталей приводит к возникновению зоны, состоящей из 10 делокализованных орбиталей. Как обычно, каждая из этих орбиталей способна принять до двух электронов, так что в пределах зоны может находиться 2 -10 электронов. Ясно, что в кристалле лития имеется ровно столько электронов, чтобы заполнить только нижнюю половину 25-зоны, как это показано на рис. 14-25. [c.625]

Для объяснения большинства соединений, в которых число валентных электронов не меньше числа валентных орбиталей, достаточно воспользоваться представлением о двухатомных химических связях, которое позволяет рассматривать одновременно только пары атомов. Однако, как мы уже знаем из обсуждения бензола (разд. 13-5), локализованные молекулярные орбитали являются лишь приближенным описанием того, что имеет место в действительности. Иногда приходится конструировать делокализованные молекулярные орбитали из атомных орбиталей, принадлежащих нескольким или даже всем атомам молекулы. В случае молекулы бензола можно рассматривать раздельно связи С—Н и а-связи С—С, но шесть р-орбиталей атомов углерода приходится рассматривать совместно. [c.272]

Однако особые электрические и магнитные свойства этих металлов исключают возможность простого представления о классических катионах (N1 Ре или Ре ), окруженных валентными электронами. Пока еще не достигнуто полное согласие по вопросу о распределении электронов в переходных металлах. По Полингу [12], связывающие орбитали образуются из орбиталей п 1) , (га 4- 1)р и некоторых из [c.31]

Энергетическая диаграмма уровней молекулы ВеНз приведена на рис. 38. В соответствии с большей электроотрицательностью водорода его орбитали в схеме расположены ниже бериллия. Четыре валентных электрона невозбужденной молекулы ВеНз (два электрона от атома бериллия и два от двух атомов водорода) располагаются на а - и оГ-орбиталях, что описывается электронной конфигурацией [c.60]

Теоретическое объяснение этого факта было предложено Слейтером и Полингом. Оии показали, что при качественном рассмотрении и расчете химической связи несколько различных орбиталей, не очень сильно отличающихся по энергии, можно заменить тем же числом одинаковых орбиталей, называемых гибридными. Волновая функция гибридной орбитали составляется из волновых функций валентных электронов, умноженных на некоторые коэффициенты. Так, гибридные волновые функции электронов углерода, [c.85]

Рассмотрим молекулу метана — простейшего органического соединения. Атом С находится в центре тетраэдра, атомы Н — в вершинах последнего. Все расстояния С—Н одинаковы, углы НСН равны 109 28. Для метана, как и для воды, молекулярные орбитали многоцентровые. Если записать их как линейные комбинации атомных орбиталей, надо учесть четыре 15-АО водородных атомов д, 5в, 5с и о и четыре внешние орбитали атома углерода 2 , 2р , 2ру и 2р , всего восемь АО (1 -электроны углерода сохраняют атомный характер). Молекулярных орбиталей образуется также восемь четыре связывающих, на которых в основном состоянии молекулы разместятся восемь валентных электронов и четыре разрыхляющие, свободные от электронов. Это обеспечивает высокую стабильность молекулы СН4. Все восемь молекулярных орбиталей метана можно изобразить одной формулой (для упрощения опустим коэффициенты при АО) [c.99]

Присоединение радикала по кратной связи может идти двумя путями. Радикал может образовать ковалентную связь с реакционным атомом субстрата (сг-комплекс), тогда реакция протекает по схеме (18.1). Образование другого возможного продукта идет через так называемый я-комплекс. Для того чтобы представить структуру я-комплекса, рассмотрим приближение реагента А—В (А—В — молекула или радикал) к субстрату, содержащему кратные связи. Предположим, что валентный электрон реагента находится на р -орбитали [А(Рг)—В]. Тогда приведенная ниже схема иллюстрирует образование п-комплекса. [c.169]

СЯ для образования ковалентных связей в кристаллической структуре кремния, у фосфора остается еще один электрон. При наложении на кристалл электрического поля этот электрон может смещаться в сторону от атома фосфора поэтому говорят, что фосфор является донором электронов в кристалле кремния. Для высвобождения донируемых электронов требуется лищь 1,05 кДж моль эта энергия превращает кристалл кремния с небольшой примесью фосфора в проводник. При введении в кристалл кремния примеси бора возникает противоположное явление. Атому бора недостает одного электрона для построения необходимого числа ковалентных связей в кристалле кремния. Поэтому на каждый атом бора в кристалле кремния приходится одна вакансия на связывающей орбитали. На эти вакантные орбитали, связанные с атомами бора, могут быть возбуждены валентные электроны кремния, что дает возможность электронам свободно перемещаться по кристаллу. Подобная проводимость осуществляется в результате того, что на вакантную орбиталь атома бора перескакивает электрон соседнего атома кремния. Вновь образовавшаяся вакансия на орбитали атома кремния тут же заполняется электроном со следующего за ним другого атома кремния. Возникает каскадный эффект, при котором электроны перескакивают от одного атома к следующему. Физики предпочитают описывать это явление как движение положительно заряженной дырки в противоположном направлении. Но независимо от того, как описывается это явление, твердо установлено, что для активации проводимости такого вещества, как кремний, требуется меньше энергии, если в кристалле содержится небольшое количество донора электронов типа фосфора либо акцептора электронов типа бора. [c.632]

В результате такого расположения гибридных облаков молекулы состава AXg, где А является центральным атомом, имеют линейную конфигурацию, т. е. ядра всех взаимодействующих атомов располагаются на одной прямой. Например, находятся в состоянии sp-гибридизации валентные электронные орбитали атома бериллия в линейной молекуле Be l2 (рис. 11.11). Линейную конфигурацию вследствие sp-гибридизации валентных электронных орбиталей имеют также молекулы BeBrg, Be( Hg)2, Zn l2, СО2 и ряд других. [c.167]

ВИЯМ Зй-орбитали атома серы в образовании молекулярных орбиталей участия практически не принимают. Двенадцать валентных электронов молекулы 5Рб располагаются на четырех связывающих и двух несвязывающих орбиталях [c.268]

Образование цианидных комплексов объясняется так же, как и карбонильных см. с. 584—585). В образовании связей принимают участие все валентные электроны и орбитали d-элемента (за счет донорно-акцепторного и дативного ме-ханизмзв). Например, распределение валентных электронов в ионах [Fe( N)ej [c.407]

Возможно даже, что более много обещающей и интригующей тонкой структурой в спектрах РФС является структура, связанная с процессом встряхивания . Было бы очень удивительно, если бы все, что происходило при столкновении у-кванта очень высокой энергии с молекулой, ограничивалось бы фотоионизацией одного валентного электрона или электрона оболочки. Одновременно с фотоионизапией электрона может происходить возбуждение одного из оставшихся электронов до первоначально свободной орбитали. Это явление называется встряхиванием . Таким образом, структура пиков РФС с более высокой энергией и низкой интенсивностью, обусловленных электронами оболочки, может быть использована для изучения различных электронных переходов, происходящих одновременно с фотоионизацией. Эти пики-сателлиты обнаружены в диапазоне энергий, превьинающих на величину до 50 эВ энергии связей, характеризующие основные пики. Очевидно, электронное поглощение при 50 эВ ( = 404 ООО см = 25 нм) представляет собой поглощение с очень высокой энергией в области вакуумного ультрафиолета. [c.353]

Трпмотилбор представляет собой плоскостную молекулу [195], содержащую только шесть валентных электронов. Они использованы для образонания 1 рех связей с тремя метильными группами. Теория предсказывает, что атом бора в этой молекуле для образования трех связей использует гнбридизованные орбиты Следовательно, остается свободная орбита 2р, которая еще не используется . [c.394]

Литий. Атом лития имеет один валентный электрон, поэтому молекула может иметь не больше двух связывающих электронов. Эти электроны спарены на низшей доступной для них молекулярной орбитали, о,. Следовательно, в молекуле Li2 имеется одна ковалентная связь. Длина этой связи (2,67 А) превышает длину связи в молекуле Н2 (0,74 А), потому что в молекуле лития связь образуется более протяженными атомными орбиталями сп = 2, анесп = 1. По этой же причине связь в слабее, чем в Н2 энергия связи в 2 равна ПО кДж мoль , а в Н2-432 кДж моль Ч Ядра атомов лития расположены дальше друг от друга, электронное облако распределено в большем объеме и силы притяжения между электронами и ядрами соответственно ослаблены. [c.525]

Кислород. В молекуле кислорода, О2, два следующих электрона, согласно правилу Гунда, вынуждены разместиться на двух разрыхляющих орбиталях, я и 71 поодиночке. Из 12 валентных электронов, имеющихся в молекуле О2, восемь занимают связывающие орбитали, а четыре — разрыхляющие. Эффективное число связывающих электронов равно 4, поэтому молекула оказывается двоесвязной. Два дополнительных по сравнению с Nj электрона, которые располагаются на разрыхляющих орбиталях, компенсируют связывающее действие двух из шести электронов, обусло- [c.528]

Эти локализованные молекулярные орбитали показаны на рис. 13-2. На них располагаются четыре валентных электрона, образующих две локализованные связывающие электронные пары, в согласии с льюисовой структурой связи для ВеН2. Каждая из линейных хр-гибридных орбиталей имеет наполовину р-характер и наполовину 5-характер, а две хр-орбитали позволяют центральному атому Ве в ВеНз присоединять к себе два атома водорода. [c.552]

Метан, СН4, имеет четыре эквивалентных атома водорода, присоединенных к центральному атому углерода. Для соединения с четырьмя атомами водорода углероду приходится использовать все свои валентные орбитали. Путем гибридизации одной 2з- и трех 2р-орбиталей можно получить четыре эквивалентные 5р -гибридные орбитали (рис. 13-5). Каждая 5р -ги-бридная орбиталь имеет на одну четверть 5-характер и на три четверти р-характер. Все четыре хр -орбитали направлены к вершинам правильного тетраэдра, поэтому хр -орбитали иногда называют тетраэдрическими гибридами. В результате перекрывания каждой хр -гибридной орбитали с 1х-орбиталью атома водорода образуются четыре локализованные связывающие орбитали. Наилучщее перекрывание между и 1х-орбиталями получается при помещении четырех атомов водорода в вершины правильного тетраэдра, как это показано на рис. 13-6 (где изображен куб, чередующиеся вершины которого образуют вершины упоминаемого тетраэдра). В молекуле метана восемь валентных электронов (четыре от атома углерода и по одному от каждого из четырех атомов водорода), которые должны [c.555]

Если же при октаэдрической гкбр-адизации используются внеишие М-орбитали, то для размещения шести валентных электронов, имевшихся у иона Со" , в комплексе остаются только три 3(/-орбитали [c.227]

Атом бора имеет три валентных электрона и четыре валентные орбитали. Обычно он использует три орбитали, образуя 5р -гибриды в таких соединениях, как ВРз- Углерод имеет четыре валентных электрона и четыре орбитали. За исключением тех случаев, когда он образует кратные связи, эти орбитали используются для 5р -гибридизации. Атом азота имеет пять валентных электронов и четыре орбитали. Как правило, он образует три связи с другими атомами в структурах с тетраэдрической конфигурацией, а четвертая гибридная 5р -орбиталь у него занята неподеленной электронной парой (разд. 13-3). Углерод и азот способны образовывать двойные и тройные связи в результате я-перекры-вания, обсуждавшегося в разд. 13-4. По сравнению с длиной простой связи длина двойных связей, образуемых этими элементами, сокращается на 13%, а длина тройных связей-на 22%. Прочность кратной связи повыщается благодаря наличию электронов на связывающей молекулярной п-орбитали, возникающей в результате перекрывания атомных я-ор-биталей. Но перекрывание я-типа между орбиталями становится достаточно больщим для возникновения связи только при близком расположении атомов. По этой причине 81 и другие элементы третьего и следующих периодов неспособны образовывать кратные связи. Кремний имеет 10 внутренних электронов по сравнению с 2 в атомах С и N. Отталкивание этих внутренних электронов не позволяет двум атомам 81 сблизиться настолько, насколько это необходимо для достаточного я-перекрывания р-орбиталей и возникновения двойных связей. Несмотря на все попытки химиков синтезировать соединения со связями 81=81 и 81=С, ни одна из них до сих пор не увенчалась успехом. За небольшими исключениями, образование двойных и тройных связей ограничено элементами второго периода, в атомах которых число внутренних электронов не превышает 2. Исключения, к числу которых относятся 8=0, Р=0 и 81=0, объясняются перекрыванием между р- и -орбиталями, этот вопрос будет рассмотрен в разделе, посвященном кремнию. [c.271]

Сравнительно недавно [27] были получены спектры РФС газообразных веществ, ранее исследуемых методом УФС. Полученные интересные результаты основаны на относительных поперечных сечениях фотоионизащ1и валентных электронов в зависимости от энергии источника. Например, для рентгеновского излучения с больщей энергией электроны на молекулярной орбитали, составленной главным образом из атомных 5-орбиталей, имеют более высокое относительное поперечное сечение (и, следовательно, большую интенсивность спектральной линии), чем электроны на молекулярной орбитали, составленной в основном из атомных 2р-орбиталей. Сопоставление спектров РФС и УФС указывает на различные относительные интенсивности соответствующих пиков. Пик, обусловленный электронами на молекулярных орбиталях, составленных главным образом из атомных орбиталей 5-типа, имеет большую относительную интенсивность в спектре РФС, чем в спектре УФС. [c.340]

Объяснение направленной валентности. Атомы элементов второю и последующих иериодов можно рассматривать, как состоящие пз остова, содержащего внутренние слои, и наружных валентных электронов, которые вносят основной вклад в образование химической связи. Далее мы будем рассматривать только орбитали валеигпых электронов. [c.84]

Аналогично может быть найдена структура молекулы аммиака. Атом азота имеет три неспареиных р-электрона, орбитали которых расположены в трех взаимно перпендикулярных направлениях.. Очевидно, в соответствии с требованиями метода валентных связей трн связн N —Н должны распола1 аться под углами друг к другу, близкими к 90°. Молекула МНз должна иметь форму пирамиды с атомом азота в верилипе (рис. 1.3()). Экспериментальное значение угла между связями в молекуле NHз равно 07,3°, Отличие действительного угла от даваемого иа приведенной схеме, обусловлено теми же причинами, что и для молекулы Н2О. Как и в предыдущем примере, влияние побочных факторов уменьшается -при [c.84]

Теория кристаллического поля объясняет хорошо известный химикам факт, что поны элементов вставных декад окрашены, в то время как ионы, имеюш,ие конфигурацию благородных газов, бесцветны. В ионах -элементов происходит расщепление энергетических уровней валентных электронов в поле лигандов наоборот, воздействие всех лигандов на 5- или р-орбитали одинаково и в этом случае расщепление уровней отсутствует. Становится также понятным, почему ноны Си+ бесцветны, тогда как ионы Си + окрашены ион Си+ имеет конфигурацию ° в нем заполнены все -орбитали, поэтому переходы электронов с одной -орбитали на другую невозможны, у иона Си + ((1 ) одна -орбиталь свободна. По той же причине бесцветны имеющие электронную конфигурацию ионы Ад- -, Zn +, С3 + и [c.124]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология