Характерные га-орбитали

Фосфор Р (Is 2s 2/f 3s Зр ) по числу валентных электронов является аналогом азота. Однако как элемент 3-го периода он существенно отличается от азота — элемента 2-го периода. Это отличие состоит в том, что у фосфора больше размер атома, меньше энергия ионизации, большее сродство к электрону и большая поляризуемость атома, чем у азота. Максимальное координационное число фосфора шесть. Как и для других элементов 3-го периода, рл — рл-связывание для атома фосфора не характерно и поэтому в отличие от азота sp- и sp -гибридные состоянья орбиталей фосфора неустойчивы. Фосфор в соединениях проявляет степени окисления от —3 до +5. Наиболее характерна степень окисления +5. [c.365]

Рассмотрим некоторые комплексные соединения платины (IV). С позиции метода валентных связей можно показать, что для платины (IV) характерно координационное число 6. Электронная конфигурация валентных орбиталей атома платины [c.76]

Наиболее характерны для серы низшая и высшая степени окисления. Как и у других /7-элементов 3-го периода, максимальное координационное число серы равно шести, а ее наиболее устойчивое координационное число четыре (5/ -гибридное состояние орбиталей). Известны соединения серы почти со всеми элементами. [c.322]

Простое вещество. В соответствии с характерным типом гибридизации валентных орбиталей (зр ) у кремния наиболее устойчива [c.410]

Энергетическое различие 2s- и 2/ -орбиталей в периоде увеличивается от I к VIII группе (см. рис. И). Поэтому приведенная последовательность молекулярных орбиталей характерна для двухатомных молекул элементов начала периода вплоть до N2. Так, электронная конфигурация молекулы азота в основном состоянии имеет вид [c.54]

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]

Рассмотрим механизм образования ионной связи. При взаимодействии атомов натрия (1б 2з=2р 3з ) с атомами хлора (1з 2з 2р 38 3р ) происходит переход электрона с Зз-орбитали атома натрия на Зр-ор-биталь атома хлора. При этом атом натрия превращается в положительно заряженную частицу — ион со стабильной конфигурацией ближайшего благородного газа — неона (1з 2з 2р ). Атом же хлора принимает этот электрон на Зр-орбиталь, превращаясь в отрицательно заряженный ион с электронной конфигурацией 1з 2в 2р 3з 3р , характерной для аргона. Образовавшиеся в результате перехода электронов противоположно заряженные ионы натрия и хлора прочно удерживаются силами электростатического притяжения. [c.34]

Многоцентровые молекулярные орбитали многоатомных молекул классифицируются по свойствам симметрии. Для линейных молекул классификация на о-, л- и б-орбитали та же, что и для двухатомных. Для нелинейных молекул классификация МО ведется по отношению к операциям симметрии, характерным для данной равновесной конфигурации молекулы а — симметричные типы орбиталей, Ь — антисимметричные, е — дважды вырожденные, I — трижды вырожденные. Симметричные орбитали не изменяют знака при данной операции [c.94]

Гибридизация орбиталей валентных электронов характерна не только для соединений углерода. Представление о гибридизации необходимо использовать всегда, когда несколько связей образуют электроны, которые в атомах принадлежат к различным оболочкам, не очень сильно отличающимся по энергии (зна-чительно-е различие энергии электронов препятствует гибридизации). [c.87]

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]

Элементы называют также переходными. Они расположены в периодической системе в больших периодах между и / -элемен-тами. Как известно (см. табл. 3), характерной особенностью переходных элементов является то, что в их атомах заполняются орбитали не внешнего слоя (как у 5- и р-элементов), а предвнешнего (с1-элементы) слоя. У -элементов валентными являются энергетически близкие девять орбиталей — одна пх-орбиталь, три пр-орбитали и пять (п — 1) г-орбиталей [c.503]

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]

Соединения Мп (IV), Тс (IV), Яе (IV). Как указывалось, для ионов с конфигурацией наиболее характерны октаэдрические комплексы с распределением валентных электронов по орбиталям [c.575]

Однако между металлами главных и побочных подгрупп есть ц существенные различия. Они также связаны с особенностями электронного строения переходных элементов, а именно с тем, что во втором снаружи электронном слое их атомов имеется неполностью занятый электронами -подуровень. Для образования химических связей атомы переходных элементов могут использовать не только внешний электронный слой (как это имеет место у элементов главных подгрупп), но также -электроны и свободные -орбитали предшествующего слоя. Поэтому для переходных элементов значительно более характерна переменная валентность, чем для металлов главных подгрупп. Возможность создания химических связей с участием -электронов и свободных -орбиталей обусловливает и ярко выраженную способность переходных элементов к образованию устойчивых комплексных соединений, С этим же связана, как указывалось на стр. 598, характерная окраска многих соединений переходных элементов, тогда как соединения металлов главных подгрупп в большинстве случаев бесцветны. [c.646]

Комбинация четырех орбиталей — одной а- и трех р-типа — приводит к 5р -гибридизации, при которой четыре гибридные орбитали симметрично ориентированы в пространстве под углом 109°28 (рис. 45) к четырем вершинам тетраэдра. Тетраэдрическое расположение связей и форма тетраэдра характерны для многих соединений четырехвалентного углерода, например [c.67]

В образовании молекулы СН4 и иона НН принимают участие электроны 2.4- и 2р-орбиталей. Общее число электронов одинаково в обеих частицах. Именно вследствие 5р -гибридизации для них характерна одна и та же структура — правильного тетраэдра, несмотря на различие в механизме их образования. [c.54]

Гораздо сложнее применить результаты, полученные при расчетах молекулярных орбиталей, к сверхтонкому расщеплению от взаимодействия с атомами, отличными от атома водорода. В отличие от протонов, для которых характерны только описанные выше прямой и косвенный механизмы СТВ, на сверхтонкое расщепление от взаимодействия с С влияют и другие факторы 1) Неспаренные электроны на р(п)-орбитали могут поляризовать заполненные 2s- и Ь-орбитали того же самого атома. 2) Может иметь место прямая делокализация электронной плотности на 2.5-орбиталь а-радикала. 3) Спиновая плотность на соседнем атоме углерода за счет поляризации ст-связи С — С может вызывать появление спиновой плотности на 2л- и 2р-орбиталях углерода, резонанс которого поддается интерпретации. Расчеты [10—13] для сверхтонкого расщепления, вызываемого " К, 8 и оказались более успешными, чем в случае С. Так, удалось интерпретировать спектры кремнийсодержащих радикалов [13]. Обнаружено, что влияние спиновых плотностей на соседних атомах для этих ядер имеет меньшее значение, чем для ядер С. [c.29]

Спектры ЭПР комплексов ионов переходных металлов дают быструю информацию об электронных структурах этих комплексов. Дополнительная информация и осложнения, характерные для систем ионов переходных металлов, обусловлены возможным вырождением /-орбиталей и тем, что многие молекулы содержат более одного неспаренного электрона. Эти свойства приводят к орбитальным вкладам и эффектам нулевого поля. В результате существования заметных орбитальных угловых моментов -факторы комплексов многих металлов очень анизотропны. Спин-орбитальное взаимодействие также приводит к большим расщеплениям в нулевом поле (от 10 см и больше) за счет смешивания основного и возбужденного состояний. [c.203]

Сказанное относится и к другим кислородсодержащим кислотам элементов третьего и следующих, за ним периодов. Азот же не может быть пятивалентным. Очевидно, невозможность проявлять ковалентность, равную номеру группы, характерна и для других следующих за азотом элементов — кислорода и фтора, что объясняется отсутствием в их внещнем электронном слое -орбиталей. [c.99]

Комплексный ион (Вр4] имеет тетраэдрическое строение, которое характерно н для других соединений бора, имеющих донорно-акцепторные а-св.язи. В этих соединениях формируются 4 ковалентные а-связи, образующиеся из 5р -гибридных орбиталей атома бора. [c.328]

При образовании максимального числа а-связей (и отсутствии гс-связей) для всех указанных состояний азота характерна р -гибридизация атомных орбиталей, причем каждая неподелен-иая пара занимает одну гибридную орбиталь. Формирование наряду с о-свя зями л-связей обусловливает другие типы гибридизации— 5р -(эдна я-связь) или зр (две я-связи). В валентном электронном слое атома азота нет -орбиталей, поэтому атом азота ие может образовать более четырех ковалентных связей. [c.394]

У бериллия (ls 2s ) по сравнению с бором ( s 2s 2p ) в соответствии с увеличением радиуса атома и уменьшением числа валентных электронов неметаллические признаки проявляются слабее, а металлические усиливаются. Бериллий обладает более высокими энергиями ионизации атома (II = 9,32 эВ, /а == 18,21 эВ), чем остальные s-элементы II группы. В то же время он во многом сходен с алюминием (диагональное сходство в периодической системе) и является типичным амфотерным эле.ментом в обычных условиях он простых ионов не образует для него характерны комплексные ионы как катионного, так и анионного типа. Во всех устойчивых соединениях степень окисления бериллия -f2. Для Ве (II) наиболее характерно координационное число 4 (зр -гибри-Д1(зация валентных орбиталей). [c.470]

Для Со+ наряду с координационным числом 6 характерно также координационное число 4 и тетраэдрическое окружение Со+ лигандами при к. ч. = 4 комплексные соединения Со+ имеют ярко-синйю окраску. Б тетраэдрическом поле лигандов энергия расщепления -орбиталей значительно меньше, чем в октаэдрическом, полоса поглощения иона Со+ сдвигается в сторону более длинных волн, окраска переходит из розовой в синюю. [c.563]

Следует отметить еше одну характерную особенность элементов 2-го периода для них характерно образование рп — ртг-связей. Для элементов 3-го и последующих периодов этот тип перекрывания орбиталей не характерен. Объясняется это тем, что с увеличением размеров атомоЕ возможность перекрывания гантелевидных р-орбиталей боковыми их частями резко уменьшается (рис. 141). [c.271]

Другие возможные типы гибридизации характерны для молекул фторида бора и фторида бериллия. При взаимодействии атома бора в возбужденном состоянии (1з=2а 2р=) с атомами фтора происходит sp -гибpидизaция. При этом образуются три равноценные орбитали, которые в результате взаимного отталкивания располагаются под углом 120°, и молекула ВГз имеет плоское строение (2). Атом бериллия в возбужденном состоянии имеет конфигурацию 18 28 2р. При взаимодействии этого атома с атомами фтора одна 2з- и одна 2р-орбиталь превращаются в две одинаковые гибридные орбитали [c.36]

Изменение характерных степеней окисления в ряду С — 51 — Ое — 5п — РЬ можно объяснить вторичной периодичностью в различии энергии П5- и //-орбиталей (табл. 28). Рост устойчивости соединений со степенью окисления +2 в ряду Ое< 5п С РЬ и ее уменьшение для соединений Э (IV) в обратной последовательности хорошо иллюстри-руют значения величины ДС для процессов диспропорционирования ЭО [c.422]

Указанное отнесение орбиталей подтверждено исследованием фотоэлектронного спектра воды, в котором обнаружены три полосы, отвечающие отрыву электронов с трех высших орбиталей узкая, характерная для несвязывающих орбиталей, отвечает МО 1 1 [или 2рхо, см. запись (а)1 и две широкие, характерные для связывающих орбиталей, отвечающих МО Зл и 16г [или г[л и г1з2, см. запись (а)1. Энергии орбиталей соответственно равны 12,6 13,7 и 17,22 эВ. Это убедительное доказательство правильности представлений о делокализованных молекулярных орбиталях. Но можно показать, что распределение электронной плотности такое, как если бы существовали две локализованные двухцентровые связи О—Н. Для этого рас- [c.96]

А. Кекуле выдвинул предположение, что эти дополнительные связи образуются между соседними атомами углерода в кольце (рис. 13-24). Если бы дело обстояло таким образом, длины углерод-углеродных связей вдоль бензольного кольца имели бы чередующиеся значения 1,54 А (характерное для простой связи С—С) и 1,35 А (как для двойной связи С=С в этилене). Однако рентгеноструктурный анализ показывает, что все шесть углерод-углеродных связей в молекуле бензола совершенно одинаковы. М. Дьюар предложил в связи с этим еще три структуры бензола с различными ком-, бинациями трех ковалентных связей, образуемых негибридизованными р-орбиталями атомов углерода (см. рис. 13-24). Каждая из этих структур сама по себе еще менее удовлетворительна, чем структура Кекуле. Невозможно изобразить одну структуру бензола, позволяющую правильно объяснить химическую связь в этой молекуле. Эта неудача теории проистекает из использовавшегося нами до сих пор представления, что всякая связь образуется непременно между двумя атомами молекулы без участия остальных атомов. [c.573]

Химическая связь, создаваемая общей электронной парой (перекрывание орбиталей) может образоваться как между одинаковыми, так и между различными атомами. Характерна преимущественно для неметаллов. Вещества, имеющие атомную связь, часто построены из молекул. Твердые вещества с атомной связью, состоящие из молекул, имеют молекулярную рещетку. Твердые-вещества с атомной связью, состоящие из атомов, имеют атомную решешу. [c.48]

Можно также показать форму электронного о блака, изобразив граничную поверхность, внутри которой находится большая часть облака ( %). Если требуется показать на рисунке точное значение волновой функции, то пользуются контурными диаграммами, где линии соединяют точки, для которых гр (или 1JJ ) имеет определенное значение. На рис. 1.8 показаны различные изображения 2рг-орбитали атома водорода. Несмотря на то, что представленные здесь фигуры имеют различную форму, они обладают одинаковой симметрией, характерной для рг-орбитали. Форма орбиталей важна для понимания особенностей химической связи, и в дальнейшем мы неоднократно будем пользоваться подобными изображениями орбиталей. На схемах часто рисуют орбитали стилизованно, несколько искажая их форму и пропорции. [c.24]

Гибридизация одной 5- и трех р-орбиталей ( р - г и б р и д и 3 а ц и я), как уже указывалось, объясняет ва-ленпюсть атома углерода. Образование р -гнбридных связей характерно также дл я аналогов углерода — кремния и германия связи этих атомов также имеют тетраэдрическую направленность. [c.88]

Неполное укомплектование электронами орбиталей tig или нарушает симметрию комплексов это нарушение может быть очень сильным. Так, например, у иона Си +, имеющего конфигурацию ii , в октаэдрическом окружении на орбитали находится только один электрон. Эта орбиталь экранирует заряд ядра меньше, чем другие, поэтому хотя для иона Си + характерно координационное число 6, однако лиганды образуют вокруг нона Си + сильно искаженный октаэдр, в котором 4 лиганда, находящиеся а плоскости ху, прочно связаны с ионом Си + и приближены к нему, а два других лиганда связаны слабо и удалены. В некоторых комплексах Си + два слабо связанных лиганда не удерживаются и тогда координационное число Си + становится равным 4, а строение комплексов — плоским квадратным. Еще значительнее действие рассмотренных факторов в комплексах, содержащих Pd +, Pt +, имеющих конфигурацию d . Многие комплексы Ni + и все комплексы Рс12+ и Pt + имеют плоское квадратное строение. [c.126]

При общем сходстве свойств рассматриваемых элементов имеется определенная закономерность в их изменении от Ре.к N1. В ряду Ре, Со, N1 вследствие -сжатия уменьшаются радиусы ионов у Ре + г,- = 74, у 00 + г,- = 72, у N 2+ =69 пм. В связи с этим при переходе от Ре + к N1=+ ослабевают основные свойства гидроксидоь Э(0Н)2 и- возрастает устойчивость комплексов, что связано также с заполнением электронами -орбиталей с низкой энергией (гри октаэдрическом окружении лигандами). Рост заряда ядра ведет к более прочной связи электронов с ядром, поэтому для кобальта, и особенно для никеля, степень окисления +3 менее характерна, чем для желеча. Для железа известна степень окисления + 6 (КгРе04), которая не наблюдается у Со и N1. [c.560]

Атомы 2п, С(1, Hg имеют завершенную -оболочку ( ), н эффекты поля лпгандов в их соединениях не проявляются, так как увеличение энергии электронов, заии мающих высокие -орбитали, компенсирует уменьшение энергии электронов на низких -орбиталях. Поэтому ионы Э + бесцветны, для комплексов 2п, Сс1, характерно к. ч. 4 и тетраэдрическое расположение лигандов (хотя известны комплексы и с другими к.ч.). Образование комплексов для 2п, d Hg несколько менее характерно, чем для Си, Ag, Аи. [c.596]

Нафталин и полициклические углеводороды — фенантрен, антрацен, хризен, пиреп, как и бензол, подчиняются правилу Хюк-келя — содержат (4п + 2) я-электронов на связывающих молекулярных орбиталях. Молекулы этих углеводородов плоские, для них характерны высокие значения энергий сопряжения и комплекс свойств аренов. Б частности, все эти углеводороды, как и бензол, легко вступают в реакции электрофильного замещения. [c.153]

Лучше это можно проследить на соединениях, содержащих ароматические радикалы, так как их спектры лежат в области доступной обычным спектральным приборам, и они лучше изучены. Пока атом серы отделен от ароматического хромофора несколькими насыщенными углеводородными звеньями, спектр почти количественно является суммой спектров поглощения алкилсульфида и алкиларила. При непосредственной связи атома серы с ароматическим радикалом тонкая структура спектра, характерная для последнего, исчезает, интегральная интенсивность поглощения резко возрастает. В большинстве случаев изменяется не только форма и интенсивность полос поглощения, но и их положение относительно соответствующих параметров монофункциональных соединений (насыщенных соединений серы и ароматических или непредельных углеводородов). Отсутствие аддитивности в ультрафиолетовых спектрах непредельных (в.том числе ароматических) органических соединений двухвалентной серы свидетельствует о наличии более или менее значительного взаимодействия 1г-связей с неподеленными Зр-электронами атома серы, осложненного, вероятно, влиянием Зй-орбиталей серы. Фрагмент структуры, состоящий из ненасыщенного элемента с присоединенной к нему серой становится новым хромофором, с характерным для него спектром, а присоединенные к нему углеводородные насыщенные радикалы действуют на спектр поглощения как ауксохромы. Вопрос же о характере взаимодействия электронной оболочки атома серы с тг-электронами ненасыщенных хромофоров в настоящее время еще не решен, теория явления стала предметом оживленной дискуссии, по-видимому, еще далекой от завершения. [c.162]

Характерные химические превращения сульфидов определяются электронным строением гетероатома. Из шести валентных электронов Зр — неспаренные, которые в возбужденном состоянии занимают З -орбиталь, описываются гибридизованными [3p3d]-функциями и приобретают свойства я-электронов. Химические реакции сульфидов, методы их синтеза см. [188]. [c.248]

VI групп, примыкающие к диагонали бор — астат,— типичные полупроводники (т. е. их электрическая проводимость с повышением температуры увеличивается, а не уменьшается). Характерная черта этих элементов — образование амфотерных гидроксидов (с. 151). Наиболее многочисленны d-металлы. В периодической таблице химических элементов Д. И. Менделеева они расположены между S- и р-элементами и получили название переходных металлов. У атомов d-элементов происходит достройка d-орбиталей. Каждое семейство состоит из десяти d-элементов. Известны четыре d-семейства 3d, 4d, 5d, и 6d. Кроме скандия и цинка, все переходные металлы могут иметь несколько степеней окисления. Максимально возможная степень окисления d-металлов +8 (у осмия, например, OsOj). С ростом порядкового номера максимальная степень окисления возрастает от III группы до первого элемента VIII группы, а затем убывает. Эти элементы — типичные металлы. Химия изоэлектронных соединений d-элементов весьма похожа. Элементы разных периодов с аналогичной электронной структурой d-слоев образуют побочные подгруппы периодической системы (например, медь — серебро — золото, цинк — кадмий — ртуть и т. п.). Самая характерная особенность d-элементов — исключительная способность к комплексообра-зованию. Этим они резко отличаются от непереходных элементов. Химию комплексных соединений часто называют химией переходных металлов. [c.141]

Повышенная склонность, особенно полициклических аренов, к молекулярным взаимодействиям обусловлена низкой энергией возбуждения в процессе гомолитической диссоциации. Для соединений типа антрацена, пирена, хризена и т.п. характерна низкая степень обменной корреляции я-орбиталей и повышенная потенциальная энергия межмо-лекулярных взаимодействий из-за возникновения обменной корреляции электронов между молекулами. Взаимодействие я-электронов в бензольном ядре приводит к сопряжению углерод-углеродных связей. Следствием эффекта сопряжения являются следующие свойства аренов [c.16]

В экзоэдральных соединениях Сбо Ь1 и 6o Na, расположение атома металла напротив центров пяти- или шестичленного кольца более благоприятно, чем над атомами углерода. Эффективный заряд на атоме лития в 6o Li близок к нулю, заселенности его 2s и 2р атомных орбиталей (АО) приближаются к 0,25. Следовательно, распределение эффективных зарядов в молекуле определяется не только передачей 2s электрона от лития к фуллерену как акцептору, но и обратной подачей электронной плотности с 2p АО углеродов С ) на вакантные 2р АО металла. В результате связь литий - фуллерен должна иметь существенный вклад ковалентной составляющей, что характерно для литийорганических соединений в отличие от органических комплексов других щелочных металлов. [c.86]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология