Образование связей с участием rf-орбиталей

Активность А1 обусловлена не только участием в образовании связей.d-орбиталей, но и меньшей по сравнению с бором прочно стью кристаллической решетки алюминия. [c.338]

Среди других ядер наиболее важны и у которых ядерный спин равен 1/2. ЯМР этих ядер в принципе не отличается от ЯМР других ядер применение его весьма разнообразно. Химические сдвиги резонансных сигналов кремния довольно малы, и интерпретация их нередко требует учитывать связи, образованные с участием -орбиталей. Знание химических сдвигов фосфора и его констант спин-спинового взаимодействия крайне полезно для определения структуры органических соединений фосфора, а также для исследования многих типов дифосфатных и полифосфатных ионов [c.89]

Рис. 109. Примеры структур со связями, образованными с участием -орбиталей.

Как видно из рис. 47, гибридная орбиталь, возникшая из 5- и р-орби-талей, больше вытянута по одну сторону от ядра, чем по другую. Следовательно, химическая связь, образованная с участием электрона гибридной орбитали, должна быть более прочной, чем образованная электронами отдельных 5- и р-орбиталей. [c.73]

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]

Если же в л-взаимодействии участвуют орбитали лигандов, энергетически более низкие, чем у-, и -г-орбитали, то Д становится меньше величины, характерной для комплексов с одними лишь ст-связями (рис. 217, б). Подобный случай характерен при участии занятых электронами р- или л -орбиталей лигандов. При образовании лр зр -орбиталей комплекса некоторая часть электронной [c.515]

III) согласуется с участием в образовании связей 5(1 б5 бр -орбиталей иона Аи "" ( ) [c.629]

В отличие от d-элементов координационные числа /-элементов могут превышать 9 и достигать 10—14, что объясняют участием в образовании связей /-орбиталей. Некоторые примеры полиэдров, отвечающих структуре комплексов (структурных единиц) лантаноидов (П1), приведены на рис. 250. Высокие координационные числа более характерны для атомов /-элементов начала семейства, для завершающих семейство элементов наиболее типична октаэдрическая структура комплексов. [c.644]

Потому что 1) все валентные электроны атома углерода принимают участие в образовании связей 2) атом углерода имеет два неспаренных электрона иа 2р-орбиталях 3) молекула СОг имеет линейное строение. [c.67]

Однако электронная теория катализа имеет и ряд недостатков. Ионы адсорбата и ионы полупроводника рассматриваются как бесструктурные несжимаемые точечные ионы. Участием конкретных атомных орбиталей (х, р, и др.) в образовании связей катализатор— реагент пренебрегают. [c.457]

На рисунке 44 показана гибридная орбиталь за счет комбинации 5- и р-орбиталей. Она больше вытянута по одну сторону от ядра, чем по другую, т. е. электронная плотность в ней сконцентрирована по одну сторону в большей степени, чем по другую. Поэтому химическая связь, образованная с участием электрона гибридной орбитали, должна быть более прочной, чем образованная электронами отдельных 5- и р-орбиталей. [c.66]

Как и в ранее рассмотренных подгруппах р-элементов, с увеличением атомного номера участие 5 -электронов в образовании связей уменьшается. Особо инертна электронная пара Поэтому если для галлия наиболее характерна степень окисления +3, то для таллия + 1. Индий чаще всего проявляет степень окисления - 3. Вместе с тем для элементов Оа—1п—Т1 возрастает роль и /-орбиталей в образовании химической связи. Это сказывается на значении координационных чисел. Так, для галлия и индия типичны координационные числа шесть (зр с( -гибридизация) и четыре (зр -гибридизация), а для таллия еще, кроме того, семь (зр (1 /-гибридизация) и восемь. [c.536]

В отличие от -элементов координационные числа /-элементов могут превышать 9 и достигать 10—14, что объясняют участием в образовании связей/-орбиталей. Некоторые примеры полиэдров, отвечающих структуре комплексов (структурных единиц) лантаноидов, приведены на [c.552]

Степень окисления +3 наиболее характерна для золота. Диамагнетизм соединений золота (III) согласуется с участием в образовании связей 5 6 6р -орбиталей иона Au +(d ) [c.607]

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]

Органические соединения остальных переходных элементов. Переходные элементы остальных (кроме ПБ) побочных подгрупп периодической системы в проявляемых их атомами степенях окисления имеют незавершенные электронные -подоболочки предвнешнего уровня. Поэтому, наряду с образованием ординарной полярной ковалентной связи с углеродом за счет вклада внешних з- и р-орбиталей, они способны образовывать совершенно иные по строению и свойствам соединения за счет участия ( -орбиталей. В таких соединениях металл можно так же, как и соединения магния, бора, алюминия (см. выше), считать координационно ненасыщенным. Данная ненасыщенность металла теперь определяется наличием вакантных орбиталей не только на внешнем, но и на втором снаружи энергетических уровнях его атома. Природа вакантных орбиталей атома переходного элемента также отличается от орбиталей в- и р-элементов. Симметрия и пространственная протяженность -орбиталей переходного элемента позволяет им эффективно перекрываться с орбиталями большего числа атомов и удаленных на большее расстояние от металла, чем это возможно для з-или р-элемента. Поэтому часто органические соединения переходных металлов являются комплексными. С примерами таких комплексных элементоорганических соединений мы уже встречались ферроцен, дибензолхром, хелаты и др. (разд. 13.4). [c.599]

В гетеролитических реакциях связи образуются таким образом, что одна частица является носителем пары электронов, а другая имеет свободную или освобождающуюся в ходе реакции орбиталь для образования связи. Частица — носитель пары электронов, принимающей участие в образовании связи, называется нуклеофильным агентом (нуклеофилом), частица, предоставляющая свободную орбиталь для образования связи, называется электрофильным агентом (электрофилом). Например, в реакции [c.120]

В рамках электронной теории катализа ие рассматривается роль атомных орбиталей в образовании связей адсорбированных молекул с поверхностью и их участие в механизме каталитических реакций. Кроме того, коллективные свойства твердых тел (например, играющее важную роль в электронной теории катализа положение уровня Ферми) не однозначно определяют каталитические свойства активных образований, подверженные сильному воздействию примесей. [c.303]

Близким к понятию валентность , но более общим по смыслу является понятие ковалентность . Ковалентностью называется общее число валентных орбиталей элемента, принимающих участие в образовании связей. Как видно, понятие ковалентность , в отличие от валентности, акцентирует внимание на количестве и природе орбиталей, а не на числе пар электронов, образующих связи. [c.29]

Распределение электронной плотности между атомом металла и лигандом зависит от природы металла, степени его окисления и от строения орг. лиганда. При этом изменения результирующих зарядов на атоме металла и лиганде при образовании тс-связи невелики, что обусловлено особенностями связей металл-лиганд. Эти связи состоят из двух компонент донорно-акцепторной и дативной. Первая обусловлена подачей л-электронов лиганда на мол. орбитали комплекса, образованные с участием -орбиталей металла. Вторая включает обратную подачу /-электронов металла на мол. орбитали, образованные за счет перекрывания разрыхляющих (иесвязывающих) л -орбнталей лиганда н [c.45]

Изучение взаимодействия структурных групп в молекулах дихлорангидридов р-замещенной винилфосфоновой, тиофосфоновой и фосфинистых кислот спектральными методами позволило провести отнесение основных частот, привести доказательства наличия сопряжения в молекулах изучаемых соединений и участия в образовании связей с(-орбиталей атома фосфора. [c.412]

Образование комплексных соединений всегда происходит с участием -орбиталей. Последние могут существовать только для уровней с главным квантовым числом > 3. При этом оказывается, что участвовать в образовании координационных связей в комплексе могут как внутренние, т. е. находящиеся ниже валентной оболочки, так и внешние -орбитали. Примером последнего является молекула 8Ре, где внешний электронный слой атома 8 в основном состоянии имеет конфигурацию (Зх) (3/>) -Так как из четырех электронов, размещенных на трех орбиталях — Рх,Ру и Р , два обязательно должны быть спарены (принцип Паули), атом серы в основном состоянии является двухвалентным потому, что в образовании связей могут принимать участие только песпаренные электроны. То, что указанное соединение тем не менее образуется, является следствием двукратного возбуждения атома серы в состояние (Зх) (Зр) (3 ) . Объясняется такая возможность двумя причинами. Во-нервых, возмущение в поле окружающих молекул приводит к тому, что внешняя -орбиталь оказывается сильно сжатой и энергетически мало отличается от существующей внешней оболочки. С другой стороны, образование связующих внешних орбиталей с примесью -орбиталей, как впервые показал Полинг [15], приводит к образованию очень четко направленных и сильных связей. [c.97]

Во многих соединениях в образовании связей принимают участие также и -орбитали, что приводит к еще более сложным гибридным орбиталям, в которые входят 5- и р-орбитали. Некоторые из гибридных орбиталей, образованных с участием ( -орбиталей, симметричны, а другие нет. Например, 5р3 2.рдбрид55зацля орбитали, из которых одна симметричная, а две несимметричные. [c.44]

Согласно данным работы [55], прочность комплексов гидроксамовых кислот с катионами редкоземельных металлов объясняется участием в образовании связей 4/-орбиталей катионов, которые под влиянием гидро-ксаматов частично перекрываются с 5з - и юрбиталями. Вследствие этого связи в комплексах могут быть объяснены переходами, при которых 4/-электроны возбуждаются на Ф, 5- и рорбитали, а полученный спектр приписан 4/-5с -переходу. Такое представление подтверждено данным УФ-спектроскопии. Видимо, аналогичным образом можно объяснить и природу связи гидроксамовых кислот на редкоземельных минералах. [c.156]

Поскольку перекрывание 15-орбиталей незначительно, участием 1з-эле1 тронов в образовании связей можно пренебречь и рассматривать внутренние электроны как несвязывающие, т. е. принадлежащие отдельным атомам. Тогда электронная конфигурация молекулы фтора р2 может быть представлена формулой [c.53]

Комбинация трех орбиталей — одной 5- и двух р-типа — приводит к образованию трех 5р -гибридных орбиталей, расположенных под углом 120° (рис. 48). Под таким же углом располагаются и связи, образованные с участием электронов этих орбиталей. Например, вследствие зр -гибридизации орбиталей атома бора молекула ВС13 имеет форму треугольника [c.73]

Валентными у -элементов являются энергетически близкие ns-, пр-внешнего и (п—l) -opбитaли предвнешнего уровней. Как указывалось ранее, молекулярные орбитали образуются при энергетической близости и определенном пространственном соответствии исходных орбиталей взаимодействующих частиц. Предположим, что у лигандов в образовании связи принимают участие лишь орбитали, которые расположены на осях по направлению к центральному атому, а потому по условиям симметрии к п-связыванию они не способ- [c.510]

В образовании связи я-аллильных лигандов с металлом принимают участие молекулярные орбитали, охватывающие три атома углерода. Донорно-акцепторная связь образуется за счет взаимодействия электронов аллильного лиганда с вакантными гибридными 5р-орбиталями металла, в то время как донорно-дативная связь возникает за счет вакантной разрыхляющей молекулярной орбитали аллильной группы и пар электронов, находящихся на уг-орбитали (или комбинации йдг — ру) металла. Перекрывание орбиталей, как правило, невелико и дативная связь в я-аллильных комплексах, хотя и способствует стабилизации, но не определяет ее [61]. В присутствии лигандов типа Р(СбН5)з, галогенов и неко-1 торых других стабильность я-аллильных комплексов возрастает, что объясняется низким энергетическим уровнем разрыхляющих орбиталей этих лигандов, которые принимают участие в образовании дативных связей. Стабильность комплексов я-аллильного типа [c.107]

Возникновение гибридных, т. е. смешанных электронных орбита-лей, происходит в тех случаях, когда в образовании химических связей атомом А принимают участие электроны с различными, но не очень сильно отличающимися друг от друга энергетическими состояниями. Такому условию удовлетворяют 5- и р-электроны одного и того же уровня. Так, например, в процессе образования связей возбужденными атомами бериллия (1з 2з2р), бора (ls 2s2p ) и углерода (15 252р ) принимают соответственно участие один 5- и один р- электрон (Ве), один х- и два р-электрона (В) и один 5-и три р-электрона (С). Так как орбитали 5- и р-электронов различны по форме, то предварительной стадией образования химических связей атомами этих электронов является образование гибридных орбиталей, форма которых является результатом взаимного изменения форм орбиталей 5- и р-электронов, из которых они образовались. Такио гибридные орбитали характеризуются симметричной направленностью относительно центра атома и способностью к максимальному взаимному перекрыванию общих электронных орбиталей при последующем их взаимодействии с электронными орбиталями элемента-партнера. [c.53]

Разность энергий ионизации фтора и водорода близка к 4 эВ, что отражается в различном располоясенни их АО относительно друг друга. Связывающая и разрыхляющая МО пбр, чуются из 1.ь-орбитали атома И и 2р,-орбнтали атома Р. Орбиталь 2.9 атома I- не принимает участия в образовании связи, так как ее энергия значительно меньше энергии -орбитали атома Н. В образовании связи не участвуют и орбитали 2р и 2р . Такие орбитали принято называть несвязывающими. [c.60]

Ионы с конфигурациями d , или d . Преобладающая роль состояния окисления + 3 для ионов Сг (d ) и Со (d% а также поразительная инертность их комплексов в химических реакциях [вспомните поведение Со(ЫНз)бС1з в горячей серной кислоте] невозможно объяснить на основе рассмотренных выше представлений. Точно так же не удается объяснить особую способность ионов с конфигурацией образовывать комплексы с плоско-квадратной структурой, а не с октаэдрической или тетраэдрической координацией. Чтобы объяснить такие структуры и существование комплексов металлов с нулевой степенью окисления, следует рассмотреть участие -орбиталей металла в образовании его химической связи с лигандами. [c.216]

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 происходит гибридизация с участием (-орбиталей. В табл. 1.12 приведены некоторые виды гибридизации и соответствующие им структуры. В последней графе этой таблицы. указаны комплексообразопатели, в комплексах которых согласно метода валентных связей предполагается данный тип гибридизации. [c.122]

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]

Степень окисления углерода в СОг равна +4. Следовательно, все четыре валентных электрона ц. а. используются на образование связей число несиязы-вающих электронных пар равно нулю. Координационному числу ц. а. 2 соответствуют две о-связывающие электронные пары, т. е, молекула СО имеет линейную формулу (см. табл. 10). Согласно модели гибридизации в образовании двух о-связей принимают участие одна 5- и одна р-орбитали ц. а., имеет место хр-гибри-дизация валентных орбиталей углерода [c.73]

По теории ВС связывающая конфигурация (отвечает участию в образовании связей вакантных шести Лр -гибридных орбиталей иона Со -Ь (акцептора) за счет акцептирования на них электронных пар шести лигандов (доноров). Несвязывающая конфигурация (я ) отвечает шести электронам иона Со + ( ), не принимающим участия в образовании связи. [c.199]

СЫ- или СО),, т. е. имеет место делокализация электронов, можно показать с помощью спинрезонансной спектроскопии. Необходимо построить молекулярные орбитали комплексных соединений подобно тому, как это было показано при рассмотрении молекулярных орбиталей СН4 (разд. 6.3.4). Для этого берутся определенные линейные комбинации молекулярных орбиталей лигандов, которые имеют такую же симметрию, как и атомные -орбитали центрального иона. Линейные комбинации для октаэдрических комплексов приведены в табл. А.28, а в более наглядном виде—на рис. А.58. (Индексы симметрии а1е, е , (ы и т. д. взяты из системы обозначений, принятых в теории групп, и здесь не обсуждаются.) Молекулярные орбитали комплексных соединений образуются линейной комбинацией таких атомных орбиталей металла и орбиталей лиганда, которые имеют одинаковую симметрию, так как в этом случае наблюдается максимальное перекрывание. Результаты энергетических расчетов молекулярных орбиталей представлены на рис. А.59. Разрыхляющие орбитали отмечены звездочкой. Заполнение электронами происходит, как обычно, попарно. Если в образовании связи принимают участие-12 электронов от шести октаэдрических лигандов и п -электронов металла, то первые заполняют связывающие и- и -орбитали, а -электроны — несвязывающие t2e- и разрыхляющие вг -орбитали. Последние две молекулярные орбитали играют ту же роль, как и в теории поля лигандов. Их расщепление также обозначают 10/) , хотя на энергию расщепления влияет перекрывание при образовании ковалентных связей. [c.136]

Поскольку благородные газы чрезвычайно инертны, следует ожидать, что, если они и способны вступать в реакции, то лишь в очень жестких условиях. Далее, следует ожидать, что способность к химическим превращениям в первую очередь должны проявлять наиболее тяжелые благородные газы, поскольку они обладают более низкими энергиями ионизации, как это видно из рис. 6.6, ч. 1. Более низкая энергия ионизации предполагает возможность потери атомом электрона при образовании ионной связи. Кроме того, поскольку элементы группы 8А уже содержат в своей валентной оболочке восемь электронов (за исключением гелия, в атоме которого всего два электрона), образование ими ковалентных связей возможно лишь с участием орбиталей из надва-лентной оболочки. Но, как известно (из разд. 7.7, ч. 1), этой способностью обладают главным образом атомы более тяжельос элементов. [c.287]

Гелий имеет два спаренных электрона на внешнем уровне. Его единс гвеяная валентная орбиталь уже занята. Внешний уровень завершен. Поэтому он не будет гфиннмать участие в образовании связи и образовывать химические соединения. [c.73]

Если представить себе молекулу метана, образованную аго-мом углерода с электронной конфш урацией внешнего уровня 28 2р 2р/2р и четырьмя атомами водорода с элек1рон-ной конфигурацией Ь, будет видно, что связи С-Н неэквивалентны, так как со стороны углерода при их образовании принимают участие орбитали разных типов (Зр-орбитали и одна з-орбиталь). Такая молекула не может иметь форму тетраэдра, так как геометрия орбиталей углерода не позволяет образовать четыре одинаковых С-Н связи. Это не сотасуется с нашими представлении об истинной молекуле метана (см. выше). Объяснить феномен просто. [c.191]