Орбитали и химическая связь

Согласно теории валентных связей химическая связь возникает в тех случаях, когда встречаются два атома, имеющие непарные электроны. Тогда становится возможным перекрывание электронных облаков (одноэлектронных орбиталей) непарных электронов. В результате этого между атомами появляется зона повышенной электронной плотности, обусловливающая химическую связь. [c.66]

С позиции электростатической теории, образование связи между иодид-ионом и молекулой иода можно объяснить поляризацией последней ионом иодида, возникновением диполя и дальнейшим ион-дипольным взаимодействием [37]. Это взаимодействие приводит к увеличению межатомного расстояния в молекуле иода с 2,67А до 2,82-2,9А. С позиции метода молекулярных орбиталей химическая связь в полииодидах определяется величиной интеграла взаимодействия при перекрывании р-орбиталей, вытянутых в направлении связей [38]. Большая величина интеграла взаимодействия, перпендикулярное расположение различных р-орбиталей одного атома иода по отношению к /7-орбиталям другого атома приводит к тому, что все валентные углы в полииодидах близки к 90 или к 180°. Отклонение в геометрии анионных комплексов от линейной симметричной структуры связывают с влиянием катионов. В кристаллах трииодида аммония [c.26]

Однако в КНз не все эти электронные пары эквивалентны. Льюисова структура КНз показывает, что в этой молекуле имеются три простые связи N—Н и одна неподеленная электронная пара. Известно, что все три атома водорода в КНз эквивалентны. Простое объяснение химической связи в КНз сводится к тому, что в этой молекуле имеются три локализованные связывающие электронные пары, находящиеся на орбиталях, образованных из 2р-орбиталей азота и 1х-орбиталей водорода (рис. 13-10). Согласно такой модели, неподеленная пара электронов находится на 2х-ор-битали атома азота. [c.559]

Энергетические уровни молекулярных орбиталей располагаются симметрично относительно энергетических уровней атомных орбиталей (рис. 6). Если в химической связи принимают участие р-электроны, то для я-орбиталей нормированные волновые функции имеют вид [c.12]

Молекулярные орбитали описанного типа называют я-орбиталями. В их образовании могут участвовать только атомные орбитали с ненулевым азимутальным квантовым числом. Атомные -орбитали (/ = 0) не принимают участия в образовании я-орбиталей. Химическую связь, образованную при заполнении электронами л-орбитали, называют п-связью. [c.61]

Схематическое описание ковалентных связей в химических соединениях при помощи формул, в которых валентные электроны изображаются точками, было предложено в 1916 г. Дж. Льюисом. И хотя современное толкование химической связи основывается на гораздо более глубоких представлениях, электронно-точечные формулы по-прежнему остаются удобными обозначениями. Каждый валентный электрон атома (т.е. электрон на самых внешних 5- и р-орбиталях) изображается точкой рядом с символом химического элемента, например [c.465]

Как же неравноценные по исходному состоянию электроны образуют равноценные химические связи Ответ на этот вопрос дает представление о гибридизации валентных орбиталей. [c.70]

Рис. 5.15. Восемь молекулярных орбиталей химической связи восьми атомов

Согласно этому представлению химические связи формируются электронами не чистых , а смешанных , так называемых гибридных орбиталей. Последние являются результатом смешения атомных орбиталей. Иначе говоря, при гибридизации первоначальная форма и энергия орбиталей (электронных облаков) взаимно изменяются и образуются орбитали (облака) новой, но уже одинаковой формы и одинаковой энергии. [c.73]

Вернемся снова к методу валентных схем. После кратковременного успеха этот метод стал оттесняться на второй план методом молекулярных орбиталей. Некоторые варианты метода валентных схем были фальсифицированы при помощи метода молекулярных орбиталей. Так, например, существуют молекулы, обладающие более высокими мультиплетностями, чем можно было бы ожидать на основании простейшей теории валентных схем. С точки зрения теории молекулярных орбиталей, химическая связь в таких молекулах образуется нечетным числом электронов. [c.75]

Химическую связь можно рассматривать как результат взаимодействия внешних электронных оболочек атомов, молекул или других реагирующих частиц (радикалов, ионов, ион-радикалов),сопровождающегося перераспределением электронной плотности, перестройкой и возникновением новых орбиталей. Химические связи можно разделить на два крайних типа ионные и ковалентные связи. [c.21]

Символ К К означает наличие четырех электронов на внутренних оболочках с п = 1, которые не оказывают влияния на химическую связь. Согласно экспериментальным данным, длина связи в В2 равна 1,59 А, т.е. меньще, чем в молекуле 2 (2,67 А). Энергия связи соответственно больше 274 кДж моль по сравнению с 110 кДж моль Оба эффекта обусловлены большим положительным зарядом ядра бора, который обусловливает более прочное взаимодействие с электронами. Веским аргументом в пользу теории молекулярных орбиталей явилось экспериментальное обнаружение (путем магнитных измерений) в молекуле В2 двух неспаренных электронов. Оно служит прямым подтверждением именно той последовательности орбитальных энергетических уровней и к , которая указана на рис. 12-8 если бы последовательность этих орбитальных уровней была обратной, оба электрона должны были располагаться со спаренными спинами на орбитали а , и в молекуле не было бы неспаренных спинов. (Исторически дело обстояло так неспаренные электроны в В2 не были предсказаны заранее экспериментальное обнаружение неспаренных электронов в В2 заставило пересмотреть прежние взгляды на последовательность орбитальных энергий в двухатомных молекулах и придать ей вид, иллюстрируемый рис. 12-8.) [c.526]

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]

Дайте описание химической связи и строения молекулы Н О в рамках моделей локализованных связей, образованных перекрыванием 2р- и 1.5-орбиталей либо sp - и ls-орбиталей. Как согласуются предсказания валентного угла Н—О—Н, основанные на этих моделях, с его экспериментальным значением 105° Экспериментально установлено, что валентный угол Н—S—Н равен 92. Укажите возможную причину того, что валентный угол в HjS намного ближе к значению предсказываемому для Н2О в рамках одной из двух указанных моделей. [c.562]

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]

Рассмотрение молекулярных орбиталей и химической связи во втором издании в общем понравилось большинству преподавателей, но показалось им несколько усложненным и трудным для восприятия. Теперь мы разбили этот материал на две части в гл. 12 излагаются основы теории молекулярных орбиталей и ее применения к некоторым двухатомным молекулам, а в гл. 13 рассматриваются многоатомные молекулы и молекулярная спектроскопия. Кроме того, написана новая глава (гл. 11), представляющая собой введение в теорию химической связи в ней используются только представления об электронных парах и отталкивании электронных пар и еще не упоминается о квантовой механике. Рассматриваемая в этой главе теория отталкивания валентных электронных пар (как это ни странно, мало известная в США) дает интуитивно понятный и простой способ качественного объяснения формы молекул. Эти три главы вместе с гл. 14, посвященной химической связи в кристаллах и жидкостях, дают студентам всестороннее представление о принципах химической связи, строения молекул и спектроскопии. [c.10]

В молекулах элементов второго периода МО образуются в результате взаимодействия атомных 25- и 2р-орбиталей участие внутренних 15-электронов в образовании химической связи здесь пренебрежимо мало. Так, на рис. 49 приведена энергетическая схема образования молекулы г здесь имеются два связывающих электрона, что соответствует образованию простой связи. В молекуле же Веа число связывающих и разрыхляющих электронов одинаково, так что эта молекула, подобно молекуле Нез, [c.147]

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]

При подготовке четвертого издания в него внесены дополнения и изменения. Глава Строение атома. Химическая связь дополнена разделом Метод молекулярных орбиталей . Внесены-некоторые изменения в расположение отдельных глав. Так, глава Радиоактивность. Ядер-ные превращения теперь следует за главой Строение атома. Химическая связь , что отвечает общепринятой последовательности в современных лекционных курсах. В новом издании более строго соблюдена Международная система единиц (СИ). [c.3]

Химическая связь М—СО в карбонилах металлов включает а-и л-связи, а-Связь образуется по донорно-акцепторному механизму за счет свободных орбиталей атома -элемента и электронных пар углерэда молекул СО. я-Связь возникает по дативному механизму за сч т свободных л Р-орбиталей СО и -электронных пар атома -элеиента. Так, Мп (0) за счет пяти свободных 3 454 5 -орбиталей [c.571]

Химическую связь в молекуле метана, СН4, удается хорошо объяснить, исходя из представлений о тетраэдрических хр -гибридных орбиталях атома углерода. Эти представления позволяют также объяснить строение этана, СзН , и многих других органических соединений, в которых атомы углерода соединены друг с другом в цепи простыми связями. В этане к каждому из двух атомов углерода присоединено по три атома водорода с образованием ковалентных связей, в которых участвуют три из четырех гибридных хр -орбиталей. Четвертая хр -орбиталь каждого атома углерода используется для образования ковалентной связи с другим таким же атомом. Перекрывание р -гибридных орбиталей двух атомов углерода приводит к возникновению устойчивой связывающей молекулярной орбитали и неустойчивой разрыхляющей орбитали. Связывающая орбиталь, симметричная относительно оси С—С, является а-орбиталью и заполнена двумя электронами со спаренными спинами. [c.565]

Бензол и в самом деле более устойчив, чем можно ожидать для молекулы с шестью простыми связями С—С, шестью простыми связями С—Н и тремя я-связями С—С. Его дополнительная устойчивость обусловлена тем, что электроны на трех я-связях делокализованы по всем шести атомам углерода. Орбиталь Я , показанная на рис. 13-25, симметрична относительно всех шести атомов углерода. Орбитали я и Яз выглядят несимметричными, но их комбинация оказывается симметричной. Атомы а и ничем не отличаются от остальных атомов углерода можно записать орбитали 2 и Яз таким образом, что атомы / и с покажутся находящимися на оси молекулы. Если не допустить делокализации электронов в молекуле С Н , связь в ней окажется такой, как это описывается структурами Кекуле и Дьюара, изображенными на рис. 13-25 или 13-27. Однако наилуч-шсе описание химической связи в бензоле достигается в рамках модели, схематически изображенной в нижней части рис. 13-27. Как можно подсчитать, пользуясь экспериментальными данными, молекула бензола на 167 кДж моль более устойчива, чем если судить по сумме энергии шести связей С—Н, трех связей С—С и трех связей С=С. [c.575]

Метод молекулярных орбиталей, с которым мы познакомились на примере двухатомных молекул, может быть использован также для объяснения свойств многоатомных систем. Общий способ построения молекулярных волновых функций для многоатомных молекул заключается в составлении линейных комбинаций из атомных орбиталей. Электроны на таких молекулярных орбиталях не локализованы между двумя атомами многоатомной молекулы, скорее они делокализованы между несколькими атомами. Эта модель принципиально отличается от представлений Льюиса, согласно которым пара электронов, обобществленых двумя атомами, эквивалентна одной химической связи. [c.551]

На рис. 14-25 схематически изображены три зоны энергетических уровней, образованных Ь-, 25- и 2р-орбиталями простейшего металла, лития. Молекулярные Ь-орбитали полностью заполнены электронами, потому что в изолированных атомах лития 15-орбитали также заполнены. Следовательно, 15-электроны не принимают участия в химической связи. Они являются частью положительно заряженных атомных остовов (ионов), и их можно не принимать во внимание при дальнейшем обсуждении. Атомы лития имеют по одному валентному электрону на 25-орбитали. Если в кристалле лития 10 атомов, то взаимодействие 10 25-орбиталей приводит к возникновению зоны, состоящей из 10 делокализованных орбиталей. Как обычно, каждая из этих орбиталей способна принять до двух электронов, так что в пределах зоны может находиться 2 -10 электронов. Ясно, что в кристалле лития имеется ровно столько электронов, чтобы заполнить только нижнюю половину 25-зоны, как это показано на рис. 14-25. [c.625]

Начнем теперь последовательно заселять электронами молекулярные орбитали-по два электрона на орбиталь-и таким образом выясним электронное строение гомоядерных двухатомных молекул от Li2 до N62- Во всех этих молекулах имеется прежде всего четыре электрона, которые в изолированных атомах находились на внутренних 15-орбитал51х. В двухатомной молекуле два из этих четырех внутренних электронов находятся на связывающей молекулярной орбитали а1 а два-на разрыхляющей орбитали а, . Однако эти четыре электрона не оказывают никакого влияния на химическую связь, и поэтому можно считать, что они по-прежнему находятся на атомных 1х-орбиталях. Химическая связь в рассматриваемых здесь молекулах определяется только внешними электронами с атомных уровней с квантовым числом п = 2, поэтому необходимо рассматривать только те молекулярные орбитали, которые образованы атомными 2з-и 2р-орбиталями. [c.525]

Итак, геминали могут быть использованы только в некоторых случаях. Биорбитали и геминали подобны молекулярным орбиталям и орбиталям химических связей молекулу всегда можно описать с помощью молекулярных орбиталей, однако рассматривать в ней орбитали химических связей возможно только тогда, когда в молекуле действительно имеются локализованные химические связи. Так же геминали могут использоваться только для лоджий, соответствующих двум олектронам (например, Z-оболоч-ка, неподеленная пара электронов, двухэлектронная локализованная связь) а биорбитали можно использовать и для лоджий, соответствующих 2п электронам (когда и >2, как это имеет место в случае некоторых делокализованных связей). [c.91]

Излагаются совремеппые представления о строении вещества, о химической связи (теория валентных связей и теория молекулярных орбиталей), основные положения химической термодинамики и химия элементом с нривлечсниен структурных и термодинамических представлений. [c.2]

Дслокализованная л-связь. Рассмотрим химические связи в кар-бона1-ионе СО3. Этот ион имеет треугольное строение. Атом углерода за счет электронов. чр -гибридных орбиталей образует три ст-связк, лежащие в плоскости под углом 120°. Четвертый электрон углерода образует я-связь. Валентное насыщение одного атома кислорода достигается за счет образования л-связи, двух других — за счет присоединения электрона. Строение такого иона изображают следующей формулой [c.77]

Особенно велико различие между энергиями б5- и 6/7-орбиталей. Этим объясняется тот факт, что для р-элементов 6-го периода высшая степень окисления неустойчива. Поскольку бз -электроны уо-элементов 6-го периода принимают участие в химической связи с большим трудом, этот эффе<т получил название эффект инертной б5-пары . [c.267]

Книга всесторонне и доходчиво, а самое главное методологически правильно знакомит с теорией химической связи и результатами ее применения к описанию строения и свойств соединений различных классов. Сначала изложены доквантовые идеи Дж. Льюиса о валентных (льюис овых) структурах и показано, что уже на основе представлений об обобществлении электронных пар и простого правила октета при помощи логических рассуждений о кратности связей и формальных зарядах на атомах удается без сложных математических выкладок, как говорится на пальцах , объяснить строение и свойства многих молекул. По существу, с этого начинается ознакомление с пронизывающими всю современную химию воззрениями и терминами одного из двух основных подходов в квантовой теории химического строения-метода валентных связей (ВС). К сожалению, несмотря на простоту и интуитивную привлекательность этих представлений, метод ВС очень сложен в вычислительном отношении и не позволяет на качественном уровне решать вопрос об энергетике электронных состояний молекул, без чего нельзя судить о их строении. Поэтому далее квантовая теория химической связи излагается, в основном, в рамках другого подхода-метода молекулярных орбиталей (МО). На примере двухатомных молекул вводятся важнейшие представления теории МО об орбитальном перекрывании и энергетических уровнях МО, их связывающем характере и узловых свойствах, а также о симметрии МО. Все это завершается построением обобщенных диаграмм МО для гомоядерных и гете-роядерных двухатомных молекул и обсуждением с их помощью строения и свойств многих конкретных систем попутно выясняется, что некоторые свойства молекул (например, магнитные) удается объяснить только на основе квантовой теории МО. Далее теория МО применяется к многоатомным молекулам, причем в одних случаях это делается в терминах локализованных МО (сходных с представлениями о направленных связях метода ВС) и для их конструирования вводится гибридизация атомных орбиталей, а в других-приходится обращаться к делокализованным МО. Обсуждение всех этих вопросов завершается интересно написанным разделом о возможностях молекулярной спектроскопии при установленни строения соединений здесь поясняются принципы колебательной спектро- [c.6]

Метод молекулярных орбиталей. Как было показано в предыдущих параграфах, метод ВС позволяет понять способность атомов к образованию 01]ределенного числа ковалентных связей, объясняет направленность 1 овалентной связи, дает удовлетворительное описание структуры и свойств большого числа молекул. Однако в ряде случаев метод ВС пе может объяснить природу образующихся химических связей или приводит к неверным заключениям о свойствах молекул. [c.141]

Переход электронов с атомных Ь-орбиталей на связывающую МО, приводящий к возникновению химической связи, сопровои<-дается выделением энергии. Напротив, переход электронов с атомных 15-орбнталей на разрыхляющую МО требует затраты энергии. Следовательно, энергия электронов на орбитали 15 ниже, а на орбитали 15 выше, чем на атомных 1з-орбиталях. Это соотно-щение энергий показано на рис. 45, па котором представлены как исходные 15-орбнтали двух атомов водорода, так и молекулярные орбитали 15 и Ь. Приближенно можно считать, что при переходе Ь -электропа на связывающую МО выделяется столько же энергии, сколько необходимо затратить для его перевода на разрыхляющую МО. [c.145]

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]

Г = 1 атомные единиць.1 (1 атомная единица длинй равна = 0,529 А), на которой вероятность обнаружения электрона всюду равна нулю. Плотность вероятности принимает максимальное значение на расстоянии 4 атомных единиц от ядра, что совпадает с радиусом боровской орбиты при и = 2. Электрон на 2 -орбитали может быть с большой вероятностью обнаружен на расстояниях от ядра ближе или дальше чем г = 2, но на поверхности сферы с радиусом г — 2 вероятность его обнаружения точно равна нулю (рис. 8-20). 3 -Орбиталь имеет две такие сферические узловые поверхности, а 4 -орбиталь-три. Однако эти особенности не играют столь важной роли при объяснении химической связи, как то обшее свойство [c.369]

Хотя 45-орбиталь проникает ближе к ядру, чем З -орбиталь, и, следовательно, имеет более низкий энергетический уровень, большая часть плотности вероятности для 4х-орбитали оказывается дальще от ядра, чем для З -лрбитали. Электрон на 45-орбитали оказывается в среднем дальще от ядра, чем З -электрон, но тем не менее 45-электрон более устойчив, потому что он имеет небольшую, но не пренебрежимо малую вероятность проникать к ядру на более близкое расстояние. Для образования химической связи различие в энергии электронов на столь близко расположенных атомных уровнях не имеет такого большого значения, как различие в расстоянии электронов от их ядер. Поэтому 45-электроны оказывают тем большее влияние на химические свойства атомов, чем сильнее погружены вовнутрь общего атомного электронного облака З -электроны. За исключением Сг и Си, все элементы от Са до 2п имеют одинаковую ва- [c.397]

В рабочий язык химии прочно вощли льюисовы представления и элек-тронно-точечные структурные формулы. Если известна льюисова структура молекулы, можно кое-что сказать об устойчивости, порядке, энергиях и длинах связей этой молекулы. А если воспользоваться методом ОВЭП, часто удается предсказать и геометрическое строение молекулы. В данной главе будет показано, что можно продвинуться еще дальще в определении электронного строения молекул, исходя из рассмотрения пространственной направленности и энергии валентных атомных орбиталей, принимающих участие в образовании химической связи. Этот более глубокий метод анализа известен под названием теории молекулярных орбиталей. [c.509]

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]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология