Связывающие орбитали Орбита

Если не учитывать взаимодействия между различными двойными связями, то орбитали получатся те же, что и для трех молекул этилена трп связывающие и трп разрыхляющие. Молекула имеет горизонтальную плоскость симметрии три связываю щие орбитали симметричны относительно отражения в этой плоскости, а три разрыхляющие орбитали — антисимметричны. Отсюда следует, что если включать члены с Р, учитывающие взаимодействие между орбиталями различных двойных связей, то связывающие орбитали могут взаимодействовать только со связывающими, а разрыхляющие — с разрыхляющими взаимодействия же связывающих орбиталей с разрыхляющими не будет, так как они имеют различную симметрию. Хотя взаимодействие между связывающими орбиталями и будет изменять их энергию, полная энергия трех связывающих орбиталей останется неизменной, и поэтому такое взаимодействие не приведет к дополнительному понижению энергии системы. [c.511]

На рис. 1.Ь а,б, в показаны орбитали в молекуле СО (штриховкой отмечены орбитали, занятые электронами). Аналогичные МО имеются в ионе N Частицы СО и СЫ" изоэлектронны они содержат одинаковое число электронов и отличаются лишь зарядом ядра одного из атомов (для кислорода г - 8, для азота г-7). В этих частицах МО, занятые неподеленными парами электронов, близки к р-гибридным АО. Они образуют (Г-связи с атомами металла. Свободные разрыхляющие МО в СЫ или СО дают п-связи с ( х,, (1у1 и с/.г-орбиталями атома металла. В результате лиганд весьма прочно связывается с центральным атомом. Схема образования связей показана нл рис. 1.62г. Связи металл-лиганд в комплексных цианидах и карбонилах (соединения металлов с СО) очень прочны, поскольку в таких соединениях орбиталь становится связывающей, уровень ее энергии снижается и разность энергий Д увеличивается. Это объясняет положение СЫ в спектрохимическом ряду. [c.138]

Для того чтобы объяснить эти аномалии, необходимо сделать ряд допущений, некоторые из которых уже были введены и обоснованы ранее. Так, неподеленная пара электронов, которая занимает довольно большую диффузную орбиталь, оказывает большее отталкивающее действие на другие пары электронов, чем связываю щие пары, которые занимают более ограниченные двухцентровые орбитали (рис. 6-3). Валентный уровень атомов элементов второго периода (Т1—Не) заполнен, когда он содержит четыре пары электронов, тогда как валентный уровень атомов элементов третьего н последующих периодов может содержать и более четырех пар электронов. Когда заполненные орбитали соприкасаются, силы Паули возрастают очень быстро, так как они изменяются обратно пропорционально межэлектронному расстоянию в некоторой высокой степени . [c.225]

Согласно большинству физических и химических методов, четыре связи в молекуле метана эквивалентны (например, ни ЯМР-, ни ИК-спектр метана не содержит пиков, которые можно было бы отнести к разного вида связям С—Н), однако имеется такой физический метод, который позволяет дифференцировать восемь валентных электронов в молекуле метана. Это метод фотоэлектронной спектроскопии [10]. Суть его состоит в том, что молекулу или свободный атом облучают в вакууме ультрафиолетовым светом, вызывая выброс электрона, энергию которого измеряют. Разность между этой энергией и энергией использованного излучения есть потенциал ионизации вырванного из молекулы электрона. Молекула, содержащая несколько электронов различной энергии, может терять любой электрон, энергия которого ниже, чем энергия использованного излучения (каждая молекула теряет только один электрон, потеря двух электронов одной молекулой практически никогда не имеет места). Фотоэлектронный спектр состоит из серий полос, каждая из которых соответствует орбитали определенной энергии. Таким образом, спектр дает прямую экспериментальную картину всех орбиталей в зависимости от их энергии, при условии что энергия используемого излучения достаточно высока [11]. Широкие полосы в спектре обычно соответствуют сильно связанным электронам, а узкие полосы — слабо связанным или несвязанным электронам. Типичным примером является спектр молекулярного азота, показанный на рис. 1.8 [12]. Электронная структура молекулы N2 показана на рис. 1.9. Две -орбитали атомов азота комбинируются, давая две орбитали — связываю- [c.24]

Когда два или несколько атомов образуют молекулу, то происходит объединение атомных орбиталей в молекулярную. Математически такое слияние атомных орбиталей описывается операцией сложения электронных плотностей. Сложению электронных плотностей соответствует повышение суммарной электронной плотности в области между ядрами, в результате возникает связывание атомов. При связывании атомов выделяется определенное количество энергии (если связываются два атома, то это количество энергии равно энергии связи), что говорит о более низком энергетическом уровне молекулярной орбитали по сравнению с исходными атомами. Молекулярная орбиталь, полученная сложением атомных и обладающая меньшей энергией, называется связывающей. [c.234]

И атомные орбитали имеют одинаковую симметрию относительно оси связи. Рассмотрим примеры образования некоторых молекулярных орбиталей. Волновые функции, или орбитали, водорода Is могут дать две линейные комбинации — одну при сложении (рис. 25,а), другую при вычитании (рис. 25,6). Когда волновые функции складываются, то в области перекрывания плотность электронного облака, пропорциональная становится больше, между ядрами атомов создается избыточный отрицательный заряд и ядра атомов притягиваются к нему. Атомные орбитали двух атомов водорода приведены на рис. 26, а. Молекулярная орбиталь молекулы водорода, полученная сложением волновых функций атомов водорода, называется связывающей (рис. 26,6). Если волновые функции вычитаются, то в области между ядрами атомов плотность электронного облака становится равной нулю, электронное облако выталкивается из области, находящейся между атомами. Образующаяся молекулярная орбиталь (рис. 26, в) не может связывать атомы и называется разрыхляющей молекулярной орбиталью. [c.119]

Теория 5г-связей объясняет трансвлияние способностью трамс-лиганда образовывать двойные связи с комплексообразователем. На рис. 63 представлено образование двойной а- и тг-связи в комплексе. Для простоты даны только орбитали, лежащие в плоскости уг тг-Связывание может осуществляться в тех комплексах, в которых комплексообразователь имеет неподеленные электронные пары, а лиганд — свободные орбитали. В результате донорно-акцепторного взаимодействия электронная плотность с (/у рбиТали центрального атома частично переходит на орбиталь лиганда. Возникающая асимметрия облака открывает доступ к траис-лиганду. Чем интенсивнее гг-связывание с левым лигандом (рис. 63), тем больше правый лиганд открыт для атаки, т.е. легче происходит замена Ь1 на Ь. Таким образом, по этой концепции, реакционная способность лиганда не связывается с ослаблением связи между ним и комплексообразователем, а зависит от способности транс-лиганда к взаимодействию с комплексообразователем. Поэтому нет ничего удивительного в том, что часто скорость обмена более прочно связанных лигандов оказывается большей, чем менее прочно связанных. [c.113]

В отсутствие магнитного или электрического полей энергия водородоподобного атома зависит только от главного квантового числа п. Уравнение (12.76) применимо к Не+, Ы2+, Ве + и другим одноэлектронным атомам. При увеличении 2 орбитали становятся меньше и электроны более сильно связываются с ядром. Ионизация 1 х-орбитали атома водорода составляет 13,6эВ, атома Не+-22-13,6=54,4эВ, атома ЬР+— 32-13,6=122,4 эВ. В общем электронные орбитали в атомах обозначают главным квантовым числом и символом, представляющим значение азимутального квантового числа. Таким образом, говорят об орбиталях 1 5, 2 5, 2 р, 3 5, 3 р, 3 и т. д. [c.385]

Согласно сказанному выше о перекрывании, связь, осуществляемая молекулярной орбиталью, тем прочнее, чем больше перекрывание атомных орбиталей и ф соседних атомов. Так как, вообще говоря, перекрывание атомных орбиталей больше в случае образования связывающей а-орбитали, чем в случае связывающей я-орбитали, то, как правило, а-орбитали связывают прочнее, чем я-орбитали. [c.246]

По строению электронной оболочки атомов к металлам относят все s-элементы, кроме водорода и гелия, все d- и f-элементы и ряд р-элементов — алюминий, олово, свинец и др. Металлы в конденсированном (жидком или твердом) состоянии обладают способностью к отражению света, высокой тепло- и электропроводностью, пластичностью и текучестью. Они имеют сравнительно высокие температуры плавления и кипения. Эти специфические свойства металлов объясняются наличием у них особого типа химической связи, получившей название металлической связи. Атомы металлов содержат на внешнем энергетическом уровне небольшое количество электронов, которые достаточно слабо связаны со своим ядром, В то же время атомы металлов имеют много свободных валентных орбиталей. Эти орбитали отдельных атомов перекрываются друг с другом, обеспечивая электронам способность свободно перемещаться между ядрами во всем объеме металла. Следовательно, в кристаллической решетке металлов электроны обобществлены. Они непрерывно перемещаются между положительно заряженными ионами, которые расположены в узлах кристаллической решетки. При этом сравнительно небольшое число обобществленных электронов ( электронного газа ) связывает большое число ионов, [c.116]

Каталитический эффект материала катода в процессах электросинтеза остается во многих случаях невыясненным. В теории катализа каталитические свойства металлов связываются с их электронным строением. Переход электронов с й-орбитали на -орбиталь и I наоборот приводит к возникновению свободных валентностей у по- I верхностных атомов металлов, что способствует адсорбции молекул органических соединений и деформации связей в них, облегчающих акт восстановления. Относительное число свободных валентностей ( вес -состояний) коррелирует с каталитической активностью чем выше вес -состояний, тем выше каталитическая активность металла. [c.29]

Большое различие между элементами этих двух категорий объясняется тем, что у элементов категории I акцепторные -орбитали имеют меньшее главное квантовое число, чем ст-связываю-щие 5- и р-орбитали, а у элементов категории И внешние -орбитали являются акцепторными я-орбиталями. [c.395]

Перекрывание 2р .-орбитали атома кислорода и ls-орбиталей диух атомов водорода приводит к возникновению молекулярных - и aJ P-орбиталей. Как видно из рис. 147, характер перекрывания 2s- и 2р -орбиталей кислорода одинаков. В результате образуются три молекулярные орбитали связываю-1ц.ая Oj , почти несвязывающая и разрыхляющая Орбиталь 2р , [c.312]

Аномальное значение энергии диссоциации фтора до сих пор ( е имеет однозначного объяснения. Одна из гипотез связывает такое поведение фтора-Рг с тем, что в отличие от всех других галогенов у фтора нет свободных орбиталей во внешнем электронном слое. В молекуле хлора и других галогенов есть свободные -орбитали. Действительно, например, в слое п = 3 у хлора занят )1 орбитали ( ячейки ) с побочным квантовым числом 1=0 (2 5-элек- [c.261]

По этому методу правила орбитальной симметрии связываются с правилом Хюккеля относительно ароматичности, которое обсуждалось в гл. 2. Правило Хюккеля, согласно которому циклическая электронная система, содержащая Ап- -2 электронов, является ароматической (а следовательно, стабильной), применимо, конечно, к молекулам в основных состояниях. При использовании принципа орбитальной симметрии мы имеем дело не с основным, а с переходным состоянием. В этом методе рассматриваются не сами молекулярные орбитали, а скорее р-орбитали до их перекрывания, приводящего к образованию молекулярных орбиталей. Такой набор р-орбиталей называется базисным набором (рис. 15.2). При рассмотрении возможности согласованной реакции орбитали базисного набора необходимо расположить в соответствии с положением, которое они займут в переходном состоянии. На рис. 15.3 это изображено для [2 + +2]- и [4-Ь2]-циклоирисоединения, Затем следует обратить внимание на обращение знака. Из рис. 15.3 очевидно, что ни в одном из случаев обращения знака не происходит. Пунктирная линия на этом рисунке соединяет только отрицательные доли орбиталей. Системы без обращения знака или с четным числом таких обращений называются системами Хюккеля. Системы с нечетным числом инверсий знака называются системами Мёбиуса (по аналогии с лентой Мёбиуса, которая представляет собой математическую поверхность, изображенную на рис. 15.4). Мёбиусовские системы не вступают ни в одну из этих реакций, а примеры таких систем приведены в т. 4 (см. описание реакций 18-31 и 18-36). [c.247]

Схемы МО для комплексов металлов более сложны. Рассмотрим МО в октаэдрическом комплексе [СоРв ]з , учитывая в качестве валентных шесть р-орбиталей лигандов (от каждого по одной, имеющей подходящую направленность для участия в а-связыва-нип) и орбитали Зй, 45, и 4р иона Со +. Энергия орбиталей лигандов ниже энергии орбиталей иона металла, поэтому связывающие МО по энергии ближе к энергии АО лигандов. Вдоль осей х, у и [c.25]

Гибридизацией орбиталей объяснжггся и тот факт, что валентные углы связей у молекул воды и aMMHfiKa меньше тетраэдрического (см, рис, 3.3 и 3.4). Как и в случае образования метана, при образовании молекул воды и аммиака происходит. р -гибриди-зация атомных орбиталей агомов кислорода и азота. Но у атома углерода все четыре ip 1-орбитали заняты связывают,ими электронными парами (см. риг. [c.81]

При использовании нормальными атомами вершин 3 внутренних орбиталей для внутриполигонального или внутриполиэдрического связывания остается для связывания с внешними относительно многоугольника или полиэдра группами 1 орбиталь, если атом легкий, или 6 орбиталей, если атом тяжелый. Такие орбитали удобно называть внешними орбиталями . Единственная внешняя орбиталь легкого атома вершины может связываться с единственной одновалентной внешней группой, такой, как атом водорода и галогена, алкильная, арильная, нитро-, цианогруппа и т. д. Это относится к стехиометриям С Н , В Н и С2В 2Н для плоских полигональных углеводородов, дианионов боранов с клеточной структурой и карборанов с клеточной структурой соответственно. Шесть внешних орбиталей тяжелых атомов вершин создают возможности [c.120]

Такое распределение следует из правила Гунда, согласно которому электрон избегает занимать орбиталь, на которой уже имеется один электрон, до тех пор, пока другие энергетически равноценные (т. е. вырожденные) атомные орбитали, (2рж, 2ру, 2р ) остаются свободными. Очевидно, что 2рг-орби-таль в атоме углерода остается свободной. Орбиталь 25 заполняется полностью, т. е. приобретает свои два электрона до того, как начинают заполняться 2/Е7-орбптали, поскольку энергетически 25-орбйталь несколько более выгодна, чем 2/7-орбитали. Подобное распределение характерно, однако, для основного состояния свободного атома углерода, когда в образовании связей с другими атомами могут участвовать только два неспаренных электрона, находящихся на 2рх- и 2ру-орбиталях. Поэтому с первого взгляда кажется, что углерод может быть только двухвалентным. Однако такой вывод находится в противоречии с экспериментальными данными, согласно которым соединения, содержащие атом углерода, связанный только с двумя другими атомами, например СС1з (см. стр. 249), обычно неустойчивы. В подавляющем большинстве соединений углерод четырехвалентен, например в СН4. Это можно объяснить тем, что электронная пара 25 распаривается и один из этих электронов занимает свободную (вакантную) 2рг-орбиталь. В результате атом углерода переходит в состояние с повышенной энергией (возбужденное состояние) 15 25 2р 2/ 2 с7 и, имея в результате этого четыре неспаренных электрона вместо двух, обретает способность связываться уже не с двумя, а с четырьмя другими атомами или группами. Большое количество энергии, выделяющееся при образовании двух избыточных связей, значительно превышает энергию, необходимую для распаривания двух 252-электронов и перехода 2з- 2р ( 97 ккал(моль). [c.19]

Сходная, хотя и несколько отличная ситуация, "имеет место в тех случаях, когда атом углерода связывается не с четырьмя, а с тремя другими атомами, как - это имеет место, например, в этилене (стр, 23). Возникающие при этом три 5р- -гибридные атомные орбитали оказываются расположенными в одной плоскости под углами 120° друг по отношеник> к другу, Ыакоисц, если атом углерода связан не с четырьмя или тремя, а с двумя другими атомами, как это имеет место, например, в ацетилене (стр, 25), то возникающие" при этом две 5р -гнбридиые атомные орбитали расположены друг по отношению к другу под углом 180°, При этом во всех случаях используется в первую очередь 5-орбпталь, поскольку она энергетически несколько выгоднее р-орбиталей. [c.20]

Число молекулярных орбиталей равно сумме чисел атомных. Различают три группы молекулярных орбита-лей связывающие, разрыхляющие и несвязывающие. Электроны, находящиеся на связывающих молекулярных орбиталях, име от энергию меньшую, чем на атомт ных, т.е. связывают ядра атомов. Электроны, находящиеся на разрыхляющих молекулярных орбит 1лях, имеют энергию большую, чем на атомных, и, следовательно, ослабляют связь между атомами. Энергия электронов на несвязывающих молекулярных орбиталях практически равна их энергии на исходных атомных, Поэтому такие 100 [c.100]

При качественном описании связей в синглетном карбене предполагается гибридизация атома углерода с двумя электронами иа одной sp -гнбрндизованной орбитали и с одной свободной р-орбнталью. Угол R R несколько меньше, чем нормальный угол в 120° (если R и R малы), так как межорбитальное отталкивание должно быть наибольшим для более диффузной орбитали свободной пары электронов. В три-плетном карбене лиганды должны связываться с углеродом sp-гибрнди-зованнымн орбиталями в линейном расположении с неспаренными электронами на двух взаимно ортогональных р-орбиталях. [c.265]

Мол. системы, для к-рых возможно разделение орбиталей на о- и я-орбитали, наз. часто я-электронными системами или просто я-системами. Как правило, о-орбитали носят локализованный характер, обычно они двухцентровые. я-Орбитали существенно менее локализованы и могут иметь трех-, четырех- или многоцентровый характер, чго в химии связывают с понятием сопряжения связей (бугадиен, бензол и т. п.). При изменении строения молекулы (напр., введении заместителей) изменения св-в связывают именно с я-орбиталями, а изменением о-орбиталей пренебрегают. Взаимное влияние 7 opби-талей и остальных мол. орбиталей учитывают как изменение св-в молекулы при введении заместителя (поляризацию) или как дополнит, сопряжение, используя методы, напр., возмущений теории. Надежность результатов, получаемых в я-Э. п., определяется тем, насколько удалены друг от друга локализованные мол. орбитали, взаимодействующие с системой я-мбиталей, а также тем, насколько различаются эти мол. орбитали по энергии. [c.442]

Основные особенности металлокомплексных катализаторов обусловлены наличием набора орбиталей (я-, р-, й- и /-орбитали) у иона переходного металла, которые взаимодействуют с орбиталями лигандов и субстратов. Каталитические свойства комтшексов в большой мере зависят от свойств частично заполненных /-орбиталей металла, которые стремятся связываться с нейтральными молекулами - субстратами, способными поставлять электроны (СО, олефины, диены и т. д.). В ходе координации субстрата происходит его активация. [c.531]

По данным [4, 22] полимерные ионы в растворах щелочных силикатов включают повторяющиеся группировки из ионов типа [5 т(ОН)з ] , где /г от 1 до 8, причем значение т определяется pH и концентрацией раствора. Считалось также, что полимеризация связана с образованием цепей, в которых кремний окружен шестью ОН -ионами, причем крайний атом кремния координационно ненасыщен [23]. Шестерная координация обусловлена наличием у кремния свободных -орбиталей [24]. Учитывая орбитали, Стрелко связывает полимеризацию кремниевых кислот С реакцией бимолекулярного замещения [25]. [c.22]

Легко понять, что электронная конфигурация молекулы гелия Нез будет иметь вид ( TJJ) (ст s) . В этом случае и связывающая (СТ ,), и разрыхляющая (ст, ) орбитали заселены дважды. Выше (см. с. 602) уже было сказано, что разрыхляющая орбиталь (при 5 > 0) больше разрыхляет , чем связывающая связывает отсюда ясно, что молекула Не должна быть неустойчивой. В более тяжелых атомах внутренние оболочки обычно полностью заполнены и действие связывающих МО в них полностью компенсируется действием соответствующих разрыхляющих молекулярных орбиталей. В таких случаях с целью упрощения часто заменяют обозначение (ст1з) (ст, )2 символом КК. Такое же упрощение допустимо и для других полностью заполненных оболочек, например ЬЬ. Образование молекулы 2 изображается следующим образом [c.613]

Две молекулярные орбитали, которые всегда образуются при комбинировании двух атомных орбиталей, различаются по энергии. Молекулярная орбиталь, которая оказывается более выгодной для электронов по энергии и благодаря которой атомы связываются в молекулу, называется связывающей, ее обозначают как о-МО (см. рис. 25). Другая молекулярная орбиталь, менее выгодная по энергии, чем исходные атомные орбитали, называется разрыхляющей (антисвязывающей) ее обозначают как а -МО. [c.116]

Сходную, хотя и несколько отличную перестройку можно представить в тех случаях, когда атом углерода связывается с тремя другими атомами, например в этене (этилен) (см. разд. 1.3.2) при этом три хр -гибридные атомные орбитали располагаются в одной плоскости под углами 120° друг к другу плоскостная, или тригональная, гибридизация). Наконец, когда атом углерода связывается с двумя другими атомами, например в этине (ацетилен) (см. разд. 1.3.3), две б р -гибридные атомные орбитали расположены под углом 180° дигональная, или линейная, гибридизация). В каждом случае в гибридизации участвует х-орбиталь, поскольку она имеет самый низкий уровень энергии. [c.13]

Расчеты длины волны максимума поглощения для бензола и некоторых других соединений (Фёрстер, 1938), оказались в хорошем соответствии с опытными данными. Выводы из расчетов носили главным образом качественный характер, позволяя, например, предсказать направление батохромного сдвига в полиенах или ароматических углеводородах с конденсированными ядрами. ]У1етод валентных связей оказался применимым в данном случае только к углеводородам. В методе молекулярных орбиталей, согласно которому полоса поглощения связывается с переходом электрона со связывающей орбиты на разрыхляющую (]Малликен, 1931), энергия перехода выражается через резонансный интеграл, определяемый эмпирически и имеющий для различных групп соединений различное значение. Расчеты длин волн в электронных спектрах, основанные на этом принципе, начались примерно со второй половины 40-х годов (Коул-сон, Б. Пюльман и др.). [c.79]

Различные индексы реакционной способности соответствуют различным моделям переходных состояний и движущих сил реакции, При использовании индексов первой группы исходят иэ предположения о раннем переходном состоянии близком по структуре и положению на энергетическом профиле реакции к исходной молекуле. Индекс свободной валентности ( Рл) является современным видоизменением представлений Тиле об остаточном сродстве (см, разд. 1.1.1). Чем больще степень участия атома в положении г в образовании л-связей с соседними атомами ароматической системы, тем меньше его индекс свободной валентности и способность связываться с атакующим реагентом. Использование я-электронной плотности [дг), рассчитываемой суммированием вкладов всех заполненных МО, адетсватно представлению Об определяющем значении электростатического взаимодействия между субстратом и реагентом, благодаря которому электрофильная атака легче направляется на атомы с наибольшей, а нуклеофильная — с наименьшей электронной плотностью. Индекс собственной поляризуемости Птг отражает легкость изменения суммарной л-электронной плотности на атакуемом атоме под влиянием реагента. Чем больше индекс Ягг атома, тем легче в это положение должны идти реакциь как электрофильного, так и Нуклеофильного замещения. Граничная электронная плотность учитывает распределение электронной плотности только на граничных орбиталях на высшей занятой молекулярной орбитали (ВЗМО) при электрофильном замещении и на низшей свободной молекулярной орбитали (НСМО) после переноса на нее двух электронов при нуклеофильном замещении. Мерой граничной электронной плотности положения является коэффициент Сг , отражающий вклад атомной орбитали атома в положении г в граничную молекулярную орбиталь т. Считают, что электрофильное и нуклеофильное замещения протекают пр месту с наибольшим значением коэффициента Сг на соответствующей граничной орбитали. При свободнорадикальном замещении и ВЗМО, и НСМО рассматриваются как граничные орбитали [366]. Поскольку граничная электронная плотность пригодна только для рассмотрения ориентации в данной молекуле, для выявления относительной реакционной способности различных систем введен индекс, на-,званный срерхделокализуемостью (5г). При формулировке этого-индекса использована теория возмущений [361 ] в применении к модели, в которой вступающая группа образует слабую п связь с атомом в положении г, а я-система в целом не изменяется. К индексам теории граничных орбиталей [366] близки другие индексы, основанные,на представлении о переходном состоянии как комплексе с переносом заряда, например 7-фактор 43]. Обсуждавшиеся в. связи с концепцией одноэлектронного переноса корреляции между относительной реакционной способ- [c.127]

Характеристика элемента. Бериллий, так же как и литий, относится к числу -элементов. Четвертый электрон, появляющийся в атоме Ве, помещается на 25-орбитали. Энергия ионизации бериллия выще, чем у лития, из-за большего заряда ядра. Эффективный заряд ядра, влияющий на четвертый -электрон, равен гэфф=1,66. В результате взаимодействия ядра с электронным окружением атом становится меньше (/ ве=1,ИА). Удалить электроны с 2 -орбиталп не просто первый потенциал ионизации почти в два раза больше, чем у лития, а второй потенциал так высок (18,2 эВ), что существование иона Ве + (с полной потерей двух электронов) практически невозможно. Даже в соединениях с фтором связи Ве—Р в значительной степени ковалентны, не говоря уже о связях с другими элементами. Следовательно, степень окисления -Ь2, приписываемая ему, величина условная. Для образования ковалентных связей бериллию необходимо разъединение (распаривание) 25-электронов. Чтобы это произошло, один из них должен перейти на более высокую 2р-орбиталь. Таким образом, когда атом бериллия переходит в такое состояние, его два электрона занимают две эквивалентные 5р-гибридизованные орбитали. Несмотря на то что связи бериллия в основном ковалентны даже в простых солях, все же был оценен его примерный ионный радиус 0,31 А. Это меньше, чем у атома водорода и иона Н+, и, следовательно, создает значительное поле положительного заряда и делает его способным прочно связывать анион кислорода, даже отнимая его у гидроксил-иона [c.205]

В самом деле, у каждого атома углерода остается по одной атомной 2р -орбитали, которые имеют конфигурацию объемных восьмерок и расположены перпендикулярно плоскости молекулы (рис. 31). Их перекрывание приводит к я-связыва-ющей молекулярной орбитали (электроны, размещаемые на этой орбитали, называются я-элек-тронами). Образуемая ими я-связь не обладает осевой симметрией, так как при вращении вокруг линии связи на 180 молекулярная орбиталь меняет знак на противоположный. [c.56]

В теорнп молекулярных орбиталей сопряжение связывается с весьма нпзким уровнем одной из молекулярных я-орбиталей Yj, где все атомные орбитали хпере-крываются в той же фазе (рис. 30). [c.46]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология