Гибридизация с участием d-орбиталей

Гибридизация орбиталей не исчерпывается рассмотренными случаями. Возможны и другие типы гибридизации, в частности гибридизация с участием -орбиталей (см. разд. 2.7), [c.89]

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]

Для образования донорно-акцепторных связей в комплексах могут использоваться не только 5- и р-орбитали, но и /-орбитали. В этих случаях согласно теории валентных связей происходит гибридизация с участием /-орбиталей. [c.130]

Из приведенного примера видно, что теория валентных связей (ВС) рассматривает гибридизацию с участием -орбиталей двух видов с использованием внешних -орбиталей ([Ре(Рв)] )и внутренних -орбиталей ([Ре (СЫ)б1 ) [c.45]

В октаэдрической молекуле SFe должна осуществляться 5р й 2-гибридизация. Однако расчеты интегралов перекрывания орбиталей в соединениях серы с другими элементами показывают, что в предположении гибридизации с участием Зй-орбита-лей не должно образовываться устойчивой связи. Как же можно сделать возможным участие -орбиталей в образовании связей [c.518]

При образовании донорно-акцепторных связей в комплексах могут использоваться не только 5- и р-орбитали, но и -орбитали. В этих случаях согласно теории валентных связей возникает гибридизация с участием -орбиталей. В табл. 18 приведены некоторые виды гибридизации и соответствующие им структуры. В последней графе этой таблицы указаны ионы-комплексообразователи, в комплексах которых метод валентных связей предполагает наличие данного типа гибридизации. " [c.218]

Из приведенного примера видно также, что гибридизация с участием -орбиталей может быть двух видов с использованием внешних -орбиталей (4 в случае [Ni(NHз) б1 " и с использованием внутренних -орбиталей (3 для [Ni( N)4P ). Вот еще пример внешней и внутренней гибридизации [c.220]

Для лучшего соответствия опытным данным необходимо ввести допущения об участии в связи атомов в возбужденном состоянии и о гибридизации атомных орбиталей. [c.187]

Гибридизация не исчерпывается рассмотренными случаями. Возможны и другие типы гибридизации, в частности с участием -орбиталей. [c.30]

Согласно этой теории, при образовании молекул происходит изменение формы и энергии атомных орбиталей. Вместо неравноценных, например 5- и р-орбиталей, образуются равноценные гибридные орбитали, имеющие одинаковую энергию и форму, т. е. происходит гибридизация (смешение) атомных орбита-лей. При образовании химических связей с участием гибридных орбиталей выделяется больше энергии, чем при образовании связей с участием отдельных 5- и р-орбиталей, поэтому гибридизация атомных орбиталей приводит к большему понижению энергии системы и соответственно повышению устойчивости молекулы. На рис. 11.8 представлена форма гибридной орбитали, возникающей при комбинации атомных 5- и р-орбиталей. [c.43]

Гибридизация. Участие в гибридизации р- и -орбиталей, расположенных в одной плоскости (например, ХУ), делает возможным осуществление системы орбиталей, имеющей плоскую конфигурацию. Комбинация из четырех АО ( , р , Ру, .2 J,2) приводит к четырем гибридным АО, направленным под прямыми углами друг к другу в плоскости XV. [c.74]

Описанный выше тип гибридизации атомных орбиталей углеродного атома не единственный. Поскольку в нем принимают участие кроме атомной 25-орбитали все три 2р-орбитали углерода, этот тип гибридизации обозначается символом (рис. 43). [c.257]

Из первого аспекта следует понятие о гибридизации атомных орбиталей. Под этим понимается замена некоторого количества валентных атомных орбиталей таким же числом новых, соответствующих системе суперпозиций (ортогональных линейных комбинаций) из волновых функций для исходных орбиталей. Эти так называемые гибридные орбитали могут быть составлены с привлечением 5- и различного числа р- и -орбиталей. Для органической химии важны в первую очередь три варианта гибридизации с участием 5- и р-орбиталей. Каждому из этих вариантов соответствует определенное валентное состояние атома. [c.36]

Прочность связей в Ср4 следует объяснять отсутствием большого числа антисвязевых электронов и хорошим перекрыванием гибридных 5р -облаков атома углерода облаками атомов фтора. При этом, как полагают, возможно, осуществляется и небольшое участие /-орбиталов в гибридизации электронных облаков атома углерода. [c.280]

В возбужденном состоянии с двумя слабыми связями, как, например, в переходном состоянии, участие -орбиталей может играть большую роль, чем в основном состоянии. На основании приведенного выше обсуждения зависимости степени перекрывания от гибридизации, следует ожидать, что в бипирамидальной структуре возможно несколько типов 5р й-связывания. [c.73]

Предполагалось, что в структуре XI радиальные связи слабее и, следовательно, определяют направление реакции. Однако в соответствии с изложенным выше энергии аксиальных и радиальных связей в состоянии зр й-гибридизации сравнимы по величине. Следовательно, ограничение геометрической эквивалентности не обязательно и замещение может происходить по любой из этих связей (XII). Хотя окончательная структура переходного состояния точно не установлена, эти наблюдения все же позволяют сделать предположение об участии -орбиталей в стабилизации переходного состояния. Заманчиво предположить (см. второй принцип), что при кислотном катализе возникающий в переходном состоянии положительный заряд делает зрЫ-связи более прочными, чем при щелочном гидролизе, приводя к наблюдаемым различиям в ходе таких реакций. [c.76]

Модель гибридизации атомных орбиталей. Обычно химические связи образуются за счет электронов разных энергетических состояний атома. Так, у атомов бериллия (2я22р ), бора (2з 2р ) и углерода (2з 2рЗ) в образовании связей одновременно принимают участие как э-, так и р-электроны. Несмотря на различие форм исходных электронных облаков, связи, образованные с их участием, оказываются равноценными и расположенными симметрично. В молекулах ВеСЬ, ВС1з и ССЦ, например, валентный угол С1ЭС1 равен 180°, 120° и 109°28 соответственно [c.83]

Типы гибридизации не ограничиваются только комбинациями пз- и пр-орбиталей участие /-орбиталей предыдущего энергетического уровня (п — 1) или того же уровня п также возможно, если радиальные волновые функции согласованы для связывания, т. е. распределение электронной плотности валентных орбиталей по возможности симметрично в пространстве. Возможные типы гибридизации указаны в табл. 4.3. [c.100]

Типы гибридизаций и направленность гибридных орбиталей находят непосредственно из условий их нормировки и ортогональности с учетом симметрии [52, с. 70 53]. Наиболее употребительные из них р-линейная хр -плоско-треугольная р - и -тетра-эдрическая, р -октаэдрическая и т. д. В табл. 11.4 приведены волновые функции для наиболее употребительных первых трех видов (как уже отмечалось, участие -орбиталей ведет скорее всего к образованию делокализованных координационных, а не локализованных гибридных орбиталей). [c.31]

Все связи в комплексных соединениях являются равноценными. Математически по теории валентных связей это можно описать как смешение з-, р- и /-орбиталей и образование так называемых гибридных орбиталей. В координационных соединениях переходных металлов (с незаполненными -орбиталями) большое значение имеет гибридизация с участием -орбиталей. Так, например, шесть связей между ионом Ре + и шестью ионами Р в комплексном ионе [РеРв] " согласно теории валентных связей следует рассматривать как образованные шестью гибридными орбиталями 3 /Ч 4р ( зр -орбитали), а шесть связей между ионами Ре + и ионами СЫ — как образованных шестью орбиталями (яр й -орбитали). [c.45]

Координационному числу ц. а, 2 ooтF eт твyют две а-связываюшие электронные пары, т. е. молекула СО2 имеет линейную форму (см. приложение II). Согласно модели гибридизации в образовании двух а-связей принимают участие одна 5- и одна р-орбитали ц. а., т. е. имеет место 5р-гибридизация валентных орбиталей углерода [c.180]

Характер гибридизации валентных орбиталей центрального атома и их пространственное расположение определяют прс/Странственную конфигурацию молекул. Так, при комбинации одной - и одной р-орбитали возникают две р-гибридные орбитали, расположенные симметрично под углом 180° (рис. 48). Отсюда и связи, образуемые с участием электронов этих орбиталей, также располагаются под углом 180°. Например, у атома бериллия р-гибридизация орбиталей прояв-. ляется в молекуле ВеС12, которая вследствие этого имеет линейную форму (рис. 49, а) [c.84]

Для более сложных молекул многоэлектронную волновую ф-цию представляют в виде антисимметризированного в соответствии с принципом Паули произведения всех двухэлектронных ф-ций типа Хдв(1,2) и ф-ций, описывающих состояние электронов внутр. оболочек, неподеленных электронных пар и неспаренных электронов, не занятых в двухцентровых связях. Отвечающее этой ф-ции распределение валентных штрихов, соединяющих атомы в молекуле, наз. валентной схемой. Такой подход наз. приближением идеального спаривания или приближением локализованных электронных пар. Электроны соотносят отдельным атомам и в соответствии с осн. идеей приближения Гайтлера-Лондона их состояния описывают атомными орбиталями. Согласно вариационному принципу (см. Вариационный метод), приближенную волновую ф-цию выбирают так, чтобы она давала миним. электронную энергию системы или, соответственно, наиб, значение энергии связи. Это условие, вообще говоря, достигается при наиб, перекрывании орбиталей, принадлежащих одной связи. Тем самым В. с. м. дает обоснование критерия макс. перекрывания орбиталей в теории направленных валентностей. Лучшему перекрыванию орбиталей, отвечающих данной валентной связи, способствует гибридизация атомных орбиталей, т.е. участие в связи не чистых 5-, р-или -орбиталей, а их линейных комбинаций, локализованных вдоль направлений хим. связей, образуемых данным атомом. [c.345]

Акцепторно-донорное взаимодействие создается неравномерностью распределения электронной плотности в макромолекулах, что обус-.ювлено наличием в углях разнообразных функциональных групп с участием гетероатомов (О, М, 3), а также различной гибридизацией валентных орбиталей атомов углерода. [c.123]

Атом кремния в нормальном состоянии имеет электронную конфигурацию 1522522р 3523р2, а в возбужденном состоянии — 1522522р 35 3р , т. е. в возбужденном состоянии имеет 4 неспаренных электрона — один на 35- и три на Зр-орбиталях. При образовании связей для атома кремния характерна хр -гибридизация зтих орбиталей с образованием четырех равноценных гибридных 5рЗ-орбиталей, ориентированных в пространстве к четырем вершинам правильного тетраэдра под углом 109°28 друг к другу. Кроме того, следует отметить, что у атома кремния в третьем электронном слое (/2 = 3, максимальное число электронов 2п = 8) остаются вакантными (незанятыми электронами) все Зс -орбитали (пять квантовых ячеек). У атома кислорода энергетические уровни 25- и 2р-орбиталей близки друг к другу, что способствует их гибридизации, причем возможными вариантами для атома кислорода являются зр -, зр - и 5р- гибридизации орбиталей, а в образовании связей могут принимать участие все шесть электронов внещнего (второго) электронного слоя. В этом слое у атома кислорода находятся два неспаренных электрона, которые могут образовывать связь по обменному механизму, и две пары спаренных электронов. Последние могут образовывать связь по донорно-акцептор-ному механизму, однако для этого у атомов-партнеров по связи должны иметься свободные орбитали, способные принимать спаренные электроны атома кислорода. Такими орбиталями у атома кремния могут служить вакантные 3 -орбитали. [c.8]

Особую роль во многих силикатах играет алюминий, имеющий в нормальном состоянии электронную конфигурацию а в возбужденном состоянии — Is22s22pfi3s 3p2. Для него характерны sp - и spM -гибридизация электронных орбиталей. В первом случае это соответствует тетраэдрическому, а во втором — октаэдрическому расположению связей или образованию соответственно групп [AIO4] и [АЮб], встречающихся в силикатах. В образовании связи AI — О принимает участие донор но-акцептор ный механизм, обусловленный передачей спаренных пар электронов атома кислорода на вакантные р-орбитали атома алюминия. Поскольку электроотрицательность алюминия меньше, чем кремния, связь А1 — О по сравнению со связью Si — О имеет большую степень ионности (по разным данным по 50... 60%). [c.12]

В 5р-гибридизации участуют одна 5- и одна /7-орбиталь. В результате образуются две равноценные гибридные орбитали, имеющие форму объемных восьмерок с еще более короткой большой лопастью. Они располагаются под углом 180 друг к другу, т. е. на одной прямой, и направлены в противоположные стороны от ядра атома. [c.37]

Степень ковалентности связи в соединениях актинидов не установлена. Тем не менее было проведено теоретическое рассмотрение углового распределения и относительной прочности различных комбинаций с участием /-орбиталей. Для этого использовали обычные схемы, применявшиеся ранее для легких элементов. Примерами таких комбинаций могут служить линейная гибридизация s/, тетраэдрическая s/ квадратная spd и октаэдрическая sf d . Можно считать, что эти комбинации реализуются, например, в РиО +, Np U и U lo. Однако, поскольку в этих тяжелых атомах энергетические уровни электронов в валентных оболочках расположены близко один к другому, а сравнимые по протяженности орбитали взаимно перекрываются, то каждый частный случай можно описать несколькими способами. В результате истинные орбитали должны представлять собой некую смесь всех возможных предельных случаев, и рассматривать связь, исходя лишь из одного какого-то набора орбиталей, можно лишь в самом первом приближении. [c.536]

По мере продвижения к концу периода характер гибридизации электронных орбиталей значительно меняется. Участие s-электронов в гибридизации с р-орбиталью становится все менее характерным. Так, sp -гибридное состояние для селена, теллура и полония неустойчиво. У атомов этих тяжелых непереходных элементов в образовании химических связей большую роль играют - и отчасти f-орбитали. Возникает более четырех связей с другими атомами, причем часть из них — кратные я-связи. Как следствие этого, растет значение координационного числа. Для селена типично 3 или 4, а для теллура 6 и даже 8 [TeFs ]. Поведение полония определяется его металлическими качествами, но и для него известны высокие значения координационного числа 4 и 6 (например, в многочисленных соединениях типа КгроСЬ]). [c.347]

Действительно, с участием 5- и р-орбиталей можно получить самое большее тетраэдрическую координацию за счет 5р -гибриди-зации. Но гибридизация неразрывно связана с локализацией одноэлектронных состояний и, в сущности, обусловлена ею поэтому 5рЗ-гибридизация ведет к образованию локализованных валентных связей, а не делокализованных координационных. В этом заключается основная причина различий в электронном строении (и свойствах) таких соединений, как валентное СН4 (хр -гибридиза-ция) и координационное СиС " (участие -орбиталей). Из сказанного следует, что участие й (или /)-орбиталей в образовании характерных координационных связей весьма существенно. [c.13]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология