ЛМО и концепция гибридизации атомных орбиталей

Для лучшего соответствия опытным данным необходимо ввести допущения об участии в химической связи атомов в возбужденном состоянии и о гибридизации атомных орбиталей. Изложенная здесь концепция метода валентных связей обладает определенной. стройностью и наглядностью. [c.57]

ЛМО и концепции гибридизации атомных орбиталей [c.385]

Гибридизация в молекулах аммиака и воды. Мы вкратце обсудили геометрическое строение соединений бериллия, бора и углерода, пользуясь концепцией гибридизации. При дальнейшем движении по периоду вправо мы переходим к соединениям азота и кислорода, геометрия которых уже обсуждалась в рамках чистых р-орбиталей. Такое рассмотрение нельзя признать целиком удовлетворительным, если помнить, что экспериментальные значения валентных углов в молекулах HgN (107°18 ) и Н О (104°ЗГ) больше, чем между чистыми р-орбиталями (90°). С другой стороны, экспериментальные величины гораздо ближе к 109°28 — тетраэдрическому углу при sp -гибридизации связей. Так возникла идея о существовании общей для всех элементов второго периода гибридизации атомных s- и р-орбиталей. В применении к молекулам HgN и HjO это выглядит так, как показано на рис. III. 15. Октет электронов вокруг каждого центрального атома располагается на четырех sp -гибридных орбиталях, причем в моле- [c.183]

Важное значение в теории валентной связи имеет концепция гибридизации атомных орбиталей. Эта концепция, как уже сказано, развита главным образом Полингом. Она позволяет простыми способами интерпретировать структурные формулы в терминах метода валентных связей (см. 22). [c.385]

Таким образом, структуру молекул водородных соединений элементов IVA-подгруппы, воды, аммиака и многих других молекул невозможно объяснить исходя только из положений метода валентных связей. Для объяснения геометрии этих молекул привлекается концепция гибридизации атомных орбиталей. Суть концепции гибридизации атомных орбиталей заключается в том, что атомные орбитали могут геометрически видоизменяться и смешиваться друг с другом таким образом, чтобы, обеспечить наибольшее перекрывание с орбиталями других атомов и, следовательно, наибольший выигрыш энергии. Это достигается в том случае, если вместо орбиталей, имеющих разные форму и энергию, появляются одинаковые по форме и энергии гибридные орбитали, представляющие собой линейные комбинации исходных атомных орбиталей. [c.165]

Одно из определений гибридизации атомных орбиталей гласит Гибридизация - это способ, с помощью которого молекула принимает геометрию, обусловленную отталкиванием валентных электронных пар . В этом контексте 5р -гибридизация может быть определена как концепция, призванная объяснить эквивалентность С-Н-связей в метане. [c.50]

Концепция гибридизации атомных орбиталей в молекулах рассмотрена ранее. В соответствии с ней атому кислорода в воде и спиртах приписывается 5/) -гибридизация, в которой, кроме двух связывающих р-электронов, участвуют еще две и-электронные пары [c.420]

В терминах концепции гибридизации атомных орбиталей а- и п-связи показаны на рис. 8.2. [c.140]

Электронное строение алканов в терминах правила октетов Льюиса и концепции гибридизации атомных орбиталей иллюстрируется на примере метана. [c.144]

В рамках МВС эти факты объясняются на основе концепции гибридизации атомных валентных орбиталей. Согласно данной концепции, в образовании ковалентных связей участвуют не чистые , а так называемые гибридные, усредненные по форме и размерам (а следовательно, и по энергии) орбитали. Число таких орбиталей равно числу исходных орбиталей. Гибридные орбитали более вытянуты в пространстве, что обеспечивает их более полное перекрывание с орбиталями соседних атомов (рис. 5.7). Гибридные орбитали вследствие особой симметрии в образовании л-связей участия не принимают. [c.65]

Происхождение. Электрические дипольные моменты кратко упоминались в гл. 2 в связи с концепцией полярности связей, но представляется необходимым более подробно разобрать их происхождение. Молекула обнаруживает суммарную поляризацию, если внутри нее центр положительного заряда (аналогичен центру тяжести) не совпадает с центром отрицательного заряда. Величина момента измеряется произведением эффективного заряда е и расстояния между центрами зарядов <1. В случае сложной молекулы точное расположение этих центров, так же как и величину эффективного заряда, нельзя определить непосредственно, но часто можно рассчитать дипольные моменты на основании концепции моментов связей и затем сопоставить экспериментальные величины с этими расчетными значениями. В общем моменты связей возникают в результате различий в электроотрицательностях и размерах двух связанных атомов, хотя относительная важность этих двух факторов будет изменяться от случая к случаю. Довольно просто можно рассмотреть таким образом все связи в молекуле одну за другой и оценить суммарный динольный момент молекулы как векторную сумму моментов связей. Однако часто этот подход оказывается неприменимым, ибо определяемые экспериментально дипольные моменты могут в очень значительной степени зависеть от третьего фактора, а именно от гибридизации атомных орбиталей. [c.114]

В молекулах типа СН4, имеющих четыре эквивалентные ковалентные связи, существует очевидная трудность с применением для их описания картины атомных орбиталей, связанная с тем, что хотя на атоме углерода имеются четыре валентные орбитали (2s, 2рх, 2ру, 2рг), перекрывающиеся с орбиталями атомов водорода, эти орбитали не принадлежат одному и тому же типу. Чтобы разрешить эту трудность, была введена концепция гибридизации орбитали, участвующие в образовании ковалентных связей, не обязательно представляют собой атомные орбитали, но могут быть гибридными (или смешанными) атомными орбиталями. [c.175]

Представление о независимых электронных орбиталях является слишком упрощенным даже в случае многоэлектронного атома и становится еще менее приемлемым в более сложном случае молекулы. Для более точного описания строения молекул и их энергий была введена приближенная концепция гибридизации орбиталей. В основе этого подхода лежит замена набора водородоподобных атомных орбиталей новыми волновыми функциями, которые обладают комбинированными характеристиками водородных функций. [c.43]

Существует еще одна возможность использования симметрии конкретной задачи для оцределения орбиталей со специфическими пространственными свойствами — так называемых гибридных орбиталей. На основе концепции орбитальной гибридизации Полинг [13], показал, что существует возможность построения таких линейных комбинаций атомных волновых функций водородоподобного типа, которые полностью эквивалентны орбиталям, ориентированным в различных направлениях. Например, при описании химической связи в молекуле метана при помощи орбиталей, локализованных на связях С—Н, необходимо предположить, что четыре эквивалентные орбитали направлены от атома углерода к верщинам правильного тетраэдра, в которых находятся атомы водорода. Общий способ построения гибридных орбиталей на основе использования теории групп сформулировал Кимбалл [14]. Поясним этот способ на примере, когда атом поставляет на образование молекулы шесть эквивалентных орбиталей. С такой ситуацией мы встречаемся при интерпретации свойств комплексных соединений. [c.144]

В основе теории ОВЭП лежит концепция гибридизации атомных орбиталей (Л. Полинг, 1931.). [c.50]

Классич. теория хим. строения и первонач. электронные представления оказались не в состоянии удовлетворительно описать на языке структурных ф-л строение мн. соед., напр, ароматических. Совр. теория связи в орг. соед. основана гл. обр. на понятии орбиталей и использует молекулярных орбиталей методы. Интенсивно развиваются квантовохим. методы, объективность к-рых определяется тем, что в их основе лежит аппарат квантовой механики, единственно пригодный для изучения явлений микромира. Методы мол. орбиталей в О. х. развивались от тостого метода Хюккеля к валентных связей методу, ЛКЛО-приближению и др. Широко используются представления о гибридизации атомных орбиталей. Этап проникновения орбитальных концепций в О.х. открыла резонанса теория Л. Полинга (1931-33) и далее работы К. Фукуи, Вудворда и Р. Хофмана о роли граничных орбиталей в определении направления хим. р-щга. Теория резонанса до сих пор широко используется в О. X, как метод описания строения одной молекулы набором канонич. структур с одинаковым положением ядер, но с разньтм распределением электронов. [c.398]

Электроотрицательность элемента не является постоянной характеристикой для его атомов в различных молекулах, а зависит от его валентного состояния и окружения. Это утверждение является, по существу, важнейшим достижением концепции Полинга. Степень удерживания атомом электронов определяется двумя факторами его зарядом и гибридизацией его валентных орбиталей. Положительно заряженный атом (ион, атом в молекуле) обладает большей способностью удерживать электроны, чем строго нейтральный атом. С другой стороны, х-орбитали атомов имеют низкую энергию и, следовательно, прочно удерживают электроны. В зависимости от вклада х-орбитали в гибридизацию электроотрицательность изменяется. Известно, что реакционная способность углеводородов (подвижность атомов водорода) зависит от класса углеводорода, т. е. от типа гибридизации атомных орбиталей углерода [48]. Так, в метане СН4 (хр -гибридизация, вклад х-орбитали равен 25 %) атомы водорода мало реакционноспособны, а электроотрицательность углерода и водорода примерно одинакова. В этилене С2Н4 (хр -ги-бридизация, вклад х-орбитали равен 33 %) атомы водорода более подвижны, т. е. электроотрицательность углерода выше, чем у водорода. Наконец, в ацетилене С2Н2 (хр-гибридизация, вклад [c.117]

Теория валентных связей объясняет строение химических соединений, основываясь главным образом на представлении об атомных орбиталях. Во многих случаях связи в молекулах обладают той же симметрией, что и атомные орбитали. В некоторых случаях (цри необходимости ишользования концепции гибридизации или резонанса) симметрия системы связей определяется комбинацией свойств симметрии набора атомных орбиталей. В общем случае каждая валентная орбиталь атома превращается в одну орбиталь молекулы, которая может обладать свойствами связывающей или несвязывающей орбитали. Все это делает применение теории ВС довольно простой задачей. [c.537]

Прежде чем закончить рассмотрение приближения идеального спаривания, необходимо отметить, что возможность использования какой-либо одной спиновой структуры для составления удовлетворительной приближенной волновой электронной функции молекулы существенно определяется конкретным выбором исходных орбитальных функций. Как оказывается, часто можно произвести разумный выборэтих функций ф1, ф2,..., флг,основываясь исключительно на интуитивных соображениях и на том положении, что локализованные химические связи представляют собой области с высокой электронной плотностью, расположенные между соответствующими атомами, и что их лучше всего описать, рассматривая сильно перекрывающиеся пары орбиталей отдельных атомов. В теории валентных связей, следовательно, оптимальные орбитали ф в спаренных электронных парах должны браться такими, чтобы они сильно перекрывались друг с другом, и тогда, как оказывается, совершенно однозначно можно выбрать схему спиновой связи при описании химических связей, локализованных в рассматриваемых областях. Направленные орбитали можно, конечно, построить в виде линейных комбинаций исходных атомных орбиталей, взятых по одной на каждом рассматриваемом атоме. Обычно в качественной теории валентности вводят гибридизованные атомные орбитали (например, для атома С вместо одной 25- и трех 2р-орбиталей рассматривают четыре тетраэдрически построенные гибридизованные орбитали), чтобы объяснить стереохимическую структуру молекулы, которую невозможно понять, рассматривая только перекрывающиеся исходные атомные орбитали (например, атом углерода в тетраэдрической молекуле метана). Концепция гибридизации особенно ценна при проведении качественных рассмотрений, и мы совсем не будем касаться ее в этой книге исторически она возникла, однако, из попыток сохранить физическую картину приближения идеального спаривания в ситуациях, где без введения представления о гибридизации однозначное выделение парных электронных связей было невозможно. Следует здесь подчеркнуть, что влияние этой концепции на всю квантовую химию для качественных описаний и интерпретаций чрезвычайно велико. [c.205]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология