Связь и Зй-орбитали

Поскольку точное решение уравнения Шредингера для более сложных молекул, чем Нг, невозможно, возникли различные приближенные методы расчета волновой функции, а следовательно, распределения электронной плотности в молекуле. Наиболее широкое распространение получили два подхода теория валентных связен (ВС) и теория молекулярных связей орбиталей (МО). В развитии первой теории особая заслуга принадлежит Гайтлеру и Лондону, Слетеру и Полингу, в развитии второй теории — Малликену и Хунду. [c.46]

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]

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

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]

Известно, что в образовании химических связей молекулы принимают участие различные по форме и энергии орбитали одного и того же исходного атома 5- и р- з-, р- и с1- з-, р-, й- и Число участвующих в связи орбиталей может возрастать при возбуждении атомов в процессе химических реакций. Так, в возбужденных атомах углерода (С 2р ), бора (В 251 2р ), ртути (Hg [c.100]

При рассмотрении геометрического строения молекулы наиболее важным фактором являются углы между связями. Теория валентной связи гибридизованных орбиталей дает удовлетворительные величины многих из наблюдаемых углов между связями особенно тогда, когда можно сделать определенный выбор участвующих в связи орбиталей. Однако эта теория не всегда дает объяснения наблюдаемым углам. Когда же предсказываемые углы между связями отличаются от экспериментально найденных, то обычно применяют довольно искусственный прием определения степени гибридизации, т, е. относительного вклада в гибридизацию 5-, р- и -составляющих связи . Ниже будет показано, что этим было, по крайней мере, положено начало лучшему пониманию и объяснению различия углов между связями которое наблюдается во многих формально аналогичных молекулах, И модель, которая будет использована, по-прежнему базируется, в основном, п пространственной корреляции электронных пар валентного уровня, возникающей из принципа запрета Паули, [c.223]

Заполнение трех связующих орбиталей в молекуле приводит к об-126 [c.126]

Необходимо учесть, что протекание таких реакций требует соблюдения строго определенных условий в отношении энергии и симметрии орбиталей металла. Это связано с тем, что молекула кислорода имеет довольно сложную структуру и характеризуется наличием трех пригодных для связи орбиталей с различной симметрией [c.569]

Поэтому для молекулы, имеющей электроны только на связующих орбиталях, потенциал ионизации (энергия отрыва электрона) должен быть. .., чем потенциал ионизации свободных атомов. Действительно, для азота, в молекуле которого все шесть р-электронов размещены на. .. орбиталях (см. табл. 4.6). [c.196]

При участии в образовании а-связей орбиталей разных типов, например в молекулах ВеСЬ, ВРз, СН4, следовало бы ожидать формирование связей, отличающихся друг от друга по длине и прочности. Однако все связи Ве—С1, В—Р, С—Н равноценны и располагаются симметрично друг другу. [c.65]

Изучение комплексов составляет очень важную часть химии переходных металлов. Специфика электронной структуры переходных металлов, обусловливающая образование устойчивых комплексов, заключается в доступности для образования связи -орбиталей наряду с -и р-орбиталями, о чем более подробно будет сказано в следующем разделе. Переходные металлы во внешних оболочках имеют электроны, занимающие й-, 8- и р-орбитали. Таким образом, у элементов от калия до криптона внешние электроны могут занимать пять З -орбиталей, 45-орбиталь и три 4р-орбитали, а в последующих рядах переходных металлов имеются аналогичные доступные орбитали, главное квантовое число которых больше на 1 или на 2. [c.471]

Итак, первым этапом рассмотрения является выделение наиболее существенных связей реагентов и продуктов реакции и расположение этих связей (орбиталей) в соответствии с приблизительными величинами их энергетических уровней. [c.618]

Рис. 29. Корреляционная диаграмма, показывающая связь орбиталей реагирующих веществ и орбиталей продуктов реакции при образовании молекулы циклобутана из двух молекул этилена

У атомов элементов, стоящих до и после переходных элементов, в формирование химических связей вовлекаются пз-, пр- и -орбитали. Как будет видно из дальнейшего, для элементов, расположенных до переходных металлов, в образовании связи металл—лиганд большее значение будет иметь ионная составляющая (ионный радиус и эффективный заряд ядра). Для элементов, стоящих после переходных металлов, ионный радиус и эффективный заряд ядра также играют важную роль, но существенны и такие факторы, как поляризуемость и ковалентные связи, образуемые внешними з-, р- и -орбиталями. Для переходных элементов все упомянутые выше факторы в большей или меньшей степени важны, но существенны еще и вклады ст- и я-свя-зей, образованных (п — 1) -орбиталями. У лантаноидов и, в особенности, у актиноидов 4/- и 5/-орбитали и соответствующие электроны могут вовлекаться в связывание металл—лиганд, но это не является столь решающим фактором, как участие в связях -орбиталей. [c.400]

Если бы атомы углерода в этилене были связаны -орбиталями, гибридизация его связей С—Н должна была бы быть такой же. Однако атомы водорода этилена отличаются по своим спектральным свойствам и прочности связи от атомов водорода типичных насыщенных углеводородов (гл. 2 и 4). Отсюда следует, что если связи с водородом не могут иметь 5р -гибридизации, то и связи С—С не могут быть -гибридизованы. [c.671]

ИЗ обоих партнеров в этом комплексе Y с тыльной стороны внедрен в связующую орбиталь R—X (точка В), см. также рис. 4.1. Синхронно с этим процессом перекрывания возрастает расстояние между R и X. В соответствии с рис. 1.6 одновременно растет потенциальная энергия. На рис. 3.1, а это увеличение потенциальной энергии изображено так же, как на картах с помощью горизонталей изображают горы образуется энергетическая гора . При дальнейшем приближении Y к R—X система перемещается вдоль пунктирной линии на рис. 3.1, а координата реакции), поднимаясь на горное плато к точке В ( вершине энергетической горы ),, в которой расстояния Y—R и R—X оказываются приблизительно равными. [c.143]

Ясно, что реакция легко происходит лишь тогда, когда новая связующая орбиталь образуется с максимальным перекрыванием и минимальным изгибом орбиталей. Кроме того, те места молекул, где реагирующий электрон покидает одну молекулу и вступает в другую, долншы быть максимально сближены действием направляющих сил. Это осуществляется при совпадении дипольной оси с. главным направлением поляризуемости обеих реагирующих молекул. В противном случае перед перегруппировкой реагирующих электронов окажется необходимой переориентация партнеров в направлении главной оси поляризуемости, что довольно трудно реализуемо. [c.148]

Электроны, участвующие в образовании связи Н Н, в одинаковой мере принадлежат обоим ядрам и совершенно свободны в передвижении по объединенной орбите. Следовательно, объединенная, связующая орбиталь содерл ит. . . электрон (а). [c.68]

На рис. 129 показана схема образования МО при взаимодействии двух атомных з-орбиталей. МО, получаемая сложением -орбиталей, занимает пространство между ядрами и ей соответствует более низкая энергия, чем каждой из. ... . .....(связующая орбиталь). [c.154]

Вовлечение в связи -орбиталей приводит к повышению координационного числа атомов 8Ь и В до 4 (гибридизация р й или зрМ) или 5 (гибридизация р д или зр сР). Для сурьмы структурно исследованы подобные соединения лишь с неоргани- [c.143]

В окислительно-восстановительных реакциях промежуточными активными частицами являются радикалоподобные нейтральные образования, связанные с активными центрами катализатора го-меополяр ными связями, и каталитическое воздействие связано с переходом электрона от молекулы катализатора к молекуле реагента и обратно. Эти реакции катализируются металлами и полупроводниками— окислами, сульфидами и комплексными соединениями. Активными центрами этих катализаторов являются обычно неполностью координированные атомы или катионы переходных металлов, у которых имеется незаполненная -орбиталь. Эта орбиталь образует координационные связи с молекулами, являющимися донорами пары электронов. С молекулами, имеющими незанятые орбитали, такие активные центры образуют п-связь. -Орбиталь с неспаренным электроном действует как свободная валентность в значительной степени подобно свободному радикалу. [c.134]

Согласно уравнениям (1,61) и (1,62) величина l3i в (1,76) представляет собой симметричную волновую функцию или связующую орбиталь, а xfig в (1,77) — антисимметричную волновую функцию, или разрыхляющую орбиталь. Молекула этилена имеет два я-элек-трона. В основном состоянии молекулы эти электроны должны занимать самую низкую по энергии молекулярную орбиталь, т. е. i ii. Полная энергия этого состояния может быть найдена по уравнениям (1,39) и (1,73) [c.34]

При увеличении атомного радиуса и одновременно с возрастанием числа участвующих в связях орбиталей закономерно меняются свойства простых веществ. Ясно прослеживается переход от неполярных молекулярных веществ (N2 и Рбел) к слоистым структурам (Рчерн, Аз) и к металлическим веществам (Bi). [c.530]

Совершенно аналогичен подход к рассмотрению механизма образования химической связи в комплексных соединениях Ре +. Слабые лиганды типа Н2О и Р отдают шесть пар электронов на свободные 45-, 4р- и две 4 -орбитали иона Ре + (рис. 3.25).. Октаэдрическое строение образующихся внешнеорбитальных комплексов позволяет приписать иону PeЗ+sp d -гибpидизaцию участвующих в образовании связей орбиталей. Благодаря высокоспиновому состоянию иона Ре + комплексные ионы 1Ре(Н20)б] + или [РеРб] парамагнитны. [c.137]

Таким образом, физический смысл функций Ч 1 и 2 состоит в том, что М -функция описывает электронное облако, электронная плотность в межъядерр[ом пространстве которого больше и энергия ниже, а—облако с меньшей плотностью в межъядер-ном пространстве, чем в изолированных атомах и большей энергией Е . Молекулярную орбиталь с более низкой энергией (Ч 1 и Е- , чем любая атомная орбиталь, из которых данная МО образуется, называют связывающей. В этом случае, когда при образовании молекулы из атомов электрон занимает орбиталь 1, полная энергия системы понижается, система переходит в более устойчивое состояние и образуется химическая связь. Орбиталь Ч . с энергией Е называют разрыхляющей. При переходе электрона на разрыхляющую орбиталь энергия системы увеличивается, система становится менее прочной ( разрыхляется ), связь не образуется. [c.114]

Т1 является первым р-элементом после лантаноидов, его электронное строение... 4/ 5s 5p 5d 6sЮs. На свойствах соединений Т1 может сказываться участие в химической связи /-орбиталей. Таким образом, место Т1 в периодической системе определяет своеобразие его индивидуальных свойств. [c.274]

В карбонат-ионе, имеющем форму плоского треугольника, атом С находится в зр -гибридизованном состоянии, а орбиталь Рг образует я-орбиталь. С другой стороны, три эквивалентных атома О также 8р -гибридизованы, а их орбитали р представляют собой п-орбитали (в ряде приближенных методов полагают, что атом О зр-гибридизоваи, но при этом не возникает различий участвующих в связи орбиталей). Атомы С и О в валентных состояниях образуют показанные на рис. 4.1 молекулярные орбитали, и а-орбитали расщепляются на трехкратно вырожденные связывающую и разрыхляющую орбитали. Однократное связывание атомов за сче я-орбита-лей приводит к образованию четырех молекулярных орбиталей, две из которых вырожденны. 24 атомных валентных электрона заселяют орбитали, начиная с нижней, и одна молекулярная я-орбиталь и разрыхляющая а-орбиталь оказываются вакант ными (карбонат-ион диамагнитен, и все электроны спарены). [c.158]

Коулсон (1961) дал описание связей в молекуле окиси азота с точки зрения теории молекулярных орбиталей. Считается, что имеются две внутренние 15-орбитали, по одной на каждом атоме, которые не принимают участия в образовании молекулярной связи. Валентные электроны образуют следующие молекулярные орбитали 2 о, 2хк, а2р1, л2ру, п2р и Т1 2р,. Электроны 2з на атомах кислорода и азота не дают вклада в связь. Два электрона как на (У2р -, так и на л2ру-молекулярных орбиталях образуют а- и л-связь, а остающиеся орбитали образуют трехэлектронную л-связь. Орбиталь п 2р является разрыхляющей и удаление электрона с этой орбитали приводит к увеличению прочности связи и к более высоким значениям силовой постоянной. Например, ион нитрозония (N0 ) поглощает в ионных солях при 2300— 2200 см по сравнению с поглощением при 1876 см для нейтральной молекулы окиси азота в газовой фазе. [c.110]

Переход от N2 к О2 (рис. 37) характеризуется появлением двух добавочных электронов на ослабляющем связь орбитале 2pяg, а потому энергия диссоциации резко падает. Вместе с тем ионизация молекулы упрочняет ион О2+, так как отрывается ослабляющий электрон. [c.67]

В большей части предыдущего обсуждения вопрос о пригод-хти для образования связей -орбиталей центрального атома -..ряду с П8- и яр-орбиталялш занимал основное положение. Однако попытки непосредственно решить этот вопрос не были удачными. Предполагалось, что внешние -орбитали не в состоянии внести сколько-нибудь значительный вклад в связывание, так как их энергии слишком высоки и поэтому они слишком велики и диффузны, чтобы в достаточной степени перекрываться с валентными орбиталями других меньших атолюв. Несомненно, если использовать волновые функции ( -орбиталей слейтеровского типа для свободных атолюв, которые соответствуют экспериментально наблюдаемым энергиям, такое положение весьма вероятно. [c.257]

Таблица 3 демонстрирует также две незанятые разрыхляющие орбитали симметрии и Ъ . Они также схематически показаны на рис. 10 и представляют собой сумму и разность двух локализованных разрыхляющих орбиталей. Для любой молекулы, если мы представим локализованные связи орбиталями, не имеющими узла между двумя связанными атомами, будет существовать равное число разрыхляющих локализованных орбиталей с узлом. Правильно согласованные по симметрии связывающие и разрыхляющие орбитали всегда будут линейными комбинациями всех эквивалентных связей или антисвязей молекулы. Полное число и симметрия таких комбинаций плюс число и симметрия комбинаций неноделенных пар дает нам общее число канонических молекулярных орбиталей каждого типа симметрии. Помимо этого, грубо определяются относительные энергии. Канонические МО, соответствующие связывающим орбиталям, имеют более низкую энергию, чем таковые нено- [c.43]

В соединениях, образованных более тяжелыми элементами, проблема гибридизации еще усложняется включением в связи -орбиталей. Для Hg la было предложено рассматривать связи не просто как sp-гибридные орбитали, а как смесь и [c.67]

Образование комплексов составляет важную часть химии переходных металлов. Особенности электронной структуры переходных металлов, обусловливающие образование устойчивых комплексов, заключаются в доступности для образования связи -орбиталей наряду с 8- и р-орбиталями, о чем более подробно сказайо в следующем разделе. [c.574]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология