Другие конфигурации с d-орбитами

При последовательном переходе от одного элемента к другому электронные орбиты постепенно заполняются электронами. При этом необходимо, чтобы все р-электронные облака имели по одному электрону, прежде чем какое-либо из них сможет принять второй электрон (правило Гунда). В основном состоянии электронные конфигурации первых элементов периодической системы Менделеева изображены в табл. 1. [c.24]

Существует также пять АО -типа (см приложение) с более сложной конфигурацией Орбитали других типов в органических соединениях почти не встречаются [c.44]

ПИЯ Лапорта, в соответствии с которыми запрещены переходы V между термами, выведенными для одной и той же электронной конфигурации. Отсюда следует, между прочим, запрещение переходов электронов с одних -орбит на другие (например, переходы и с одних /-орбит на другие. Причину появления в спектре полос, отвечающих этим переходам, многие авторы видят в том, что в комплексах, не имеющих центра инверсии (тетраэдрические, пирамидальные и некоторые другие конфигурации), возможно частичное смешивание и р-орбит. В таком случав переход электрона осуществляется уже не просто с одной -орбиты на другую -орбиту, а с орбиты, имеющую смешанную d,p-характеристику на -орбиту. Переходы же типа —> р и наоборот разрешены. [c.29]

Когда ге=1, энергия будет минимальна и атом будет находиться в своем самом устойчивом состоянии. Поэтому конфигурация с электроном, занимающим ls-орбиталь атома водорода, будет основным состоянием, а другие конфигурации, где электрон занимает орбитали с п>1, будут возбужденными состояниями более высокой энергии и, следовательно, менее устойчивыми. [c.24]

Вспомним пространственную конфигурацию р-орбит. Каждая из них направлена вдоль одной их трех осей координат (см. рис. 15-9). Если электроны расположены на орбитах, как показано на схеме (20), то два электрона занимают р-орбиту, направленную вдоль оси х (р , а два других — р-орбиту, направленную вдоль оси у (ру). Если же электроны распределены, как показано на схеме (21), то два электрона находятся на р -орбите, только один электрон — на ру-орбите и последний — на р -орби-те. Таким образом, расположение электронов (21) отличается от (20) перемещением одного электрона с ру-орбиты в другую часть пространства — на Рг-орбиту. Поскольку электроны отталкивают друг друга, мы можем ожидать, что конфигурация (21), при которой электроны расположены дальше друг от друга, будет обладать меньшей энергией. Опыты показывают, что это действительно так, поэтому все рассуждения мы будем [c.421]

Диаграмма энергий на рис. 13, строго говоря, применима только для одноэлектронного случая. Ее можно использовать как для конфигурации сР , так и для конфигурации в которой на одной орбитали находится пара электронов, а на остальных четырех — неспаренные электроны (конфигурация эквивалентна плюс 1, где конфигурация представляет собой полностью заполненный набор орбиталей с L = 0). Эту же диаграмму можно использовать для рассмотрения других конфигураций Рассмотрим сначала конфигурацию Если не происходит спаривания [c.63]

На первый взгляд кажется удивительным, что в случае неспаренного р-электрона возникает изотропное сверхтонкое расщепление. Однако данное недоразумение исчезает, если принять, что конфигурация основного состояния описывает истинное электронное строение радикала только в нулевом приближении. К основному состоянию посредством конфигурационного взаимодействия могут примешиваться другие конфигурации возбужденных состояний, включающие 5-орбитали. Например, если бы мы рассмотрели атом азота, который в основном состоянии имеет конфигурацию. ..2з 2р 5, более точно его электронное строение следовало бы описывать смесью данного состояния и состояния с конфигурацией. ..2з 2р 8. Последняя конфигурация могла бы быть ответственной за наблюдаемое изотропное расщепление. [c.30]

Низкоспиновое Fe . Конфигурация t g имеет только терм Т -Этот терм характеризуется шестью компонентами и, если пренебречь другими конфигурациями, образует базис для представления спин-орбитального взаимодействия, искажений низкой симметрии поля лигандов и электронного зеемановского взаимодействия. Орбитальными волновыми функциями в этих сильно связанных комплексах являются молекулярные орбитали. Это требует введения орбитального фактора уменьшения к, который должным образом нужно учитывать в сверхтонком взаимодействии, рассматриваемом в следующем разделе. Фактор к можно определить путем замены матричных элементов оператора орбитального углового момента L, действие которого распространяется на молекулярные орбитали, оператором кЬ, определяемым в пространстве Эта матрица теперь зависит от к, и соответствующее сопоставление с экспериментальными данными позволяет оценить величину к. Когда ковалентность незначительна, к = когда же эффекты связи существенны, к<. [c.443]

Для Мп+2 менее характерно комплексообразование,. чем для других ионов -элементов. Это связано с электронной конфигурацией иона Мп +. В высокоспиновом комплексе электроны заполняют по одному все -орбитали [c.546]

Молекула На. Электронная конфигурация молекулы Н2 в основном состоянии Нг Ь), молекулярный терм (дублет сигма). Единственный электрон молекулы на ag связывающей орбитали обеспечивает химическую связь. Молекула Нг — свободный радикал. Радикалами называют частицы с открытыми оболочками. Радикальный характер молекулы Нг легко обнаруживается по ее парамагнетизму, обусловленному только спином электрона, так как орбитальный магнитный момент молекулы равен нулю. Другие свободные радикалы также парамагнитны. В молекуле Нг между единственным электроном и ядрами нет экранирующих электронов, поэтому она характеризуется самым высоким значением ПИ = 16,25 эВ и СЭ = = 15,4261 эВ, намного превышающим СЭ других молекул. [c.75]

Катализаторы — комплексные соединения переходных металлов. Реакции восстановления, гидрирования, окисления, гидратации ненасыщенных соединений, изомеризации, полимеризации и многие другие в промышленных условиях осуществляются в растворах в присутствии комплексных катализаторов. По типу применяемых катализаторов эти процессы иногда объединяют в группу координационного катализа. В качестве катализаторов в таких процессах применяются комплексные соединения катионов переходных металлов. Сюда относятся металлы УП1 группы Ре, Со, N1, Ни, КЬ, Рс1, Оз, 1г, Р1, а также Си, Ag, Hg, Сг и Мп. Сущность каталитического действия заключается в том, что ионы металлов с -электронной конфигурацией с/ —могут взаимодействовать с другими молекулами, выступая как акцепторы электронов, принимая электроны на свободные /-орбитали, и как доноры электронов. На рис. 200 показано взаимодействие ВЗМО этилена со свободной -орбиталью иона металла (а) и одновременное взаимодействие заполненной -орбитали металла с НСМО этилена (б). Донорно-акцепторное взаимодействие, обусловленное переходом электронов с я-орбитали этилена, уменьшает электронную плотность между атомами углерода и, следовательно, уменьшает энергию связи С=С. Взаимодействие, обусловленное переходами электронов с -орбитали иона металла на разрыхляющую орбиталь молекулы этилена, приводит к ослаблению связей С=С и С—Н. [c.626]

Верхние индексы означают число электронов на орбитали. Основное состояние молекулы формальдегида — син-глетное, поскольку спины обоих электронов на каждой орбитали спарены. Так как процесс фотохимического возбуждения связан с переходом электрона на другую орбиталь, то снимается запрет Паули, и теперь для одной и той же электронной конфигурации возможны два состояния [c.277]

Атом бора имеет электронную конфигурацию W2s 2p с одним неспаренным электроном, но образует соединения ВХ,, в которых атом бора находится в центре правильного треугольника, образуемого атомами X. Рассуждения, аналогичные предыдущим, приводят к образованию трех линейных комбинаций из одной s- и двух р-орбиталей. Требование одинакового соотношения s- и р-характера в этих орбиталях позволяет сконструировать три sp -гибридные орбитали, расположенные в одной плоскости и направленные под углом 120° друг к другу (рис. III.II). [c.181]

Атом азота, обладающий электронной конфигурацией 15 25 2р , имеет три р-орбитали, расположенные во взаимно перпендикулярных направлениях - по осям х, у и г. Предположим, что два атома азота приближаются друг к другу, двигаясь [c.94]

Неполное укомплектование электронами орбиталей (24 или е, нарушает симметрию комплексов это нарушение может быть очень сильным. Так, у иона Си , имеющего конфигурацию с/ , 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 иона Си сильно искаженный октаэдр, в котором четыре лиганда, находящиеся в плоскости дгу, 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 ионов N1 , Р(1 , , имеющих конфигурацию [c.134]

Атом бора имеет три валентных электрона и четыре валентные орбитали. Обычно он использует три орбитали, образуя 5р -гибриды в таких соединениях, как ВРз- Углерод имеет четыре валентных электрона и четыре орбитали. За исключением тех случаев, когда он образует кратные связи, эти орбитали используются для 5р -гибридизации. Атом азота имеет пять валентных электронов и четыре орбитали. Как правило, он образует три связи с другими атомами в структурах с тетраэдрической конфигурацией, а четвертая гибридная 5р -орбиталь у него занята неподеленной электронной парой (разд. 13-3). Углерод и азот способны образовывать двойные и тройные связи в результате я-перекры-вания, обсуждавшегося в разд. 13-4. По сравнению с длиной простой связи длина двойных связей, образуемых этими элементами, сокращается на 13%, а длина тройных связей-на 22%. Прочность кратной связи повыщается благодаря наличию электронов на связывающей молекулярной п-орбитали, возникающей в результате перекрывания атомных я-ор-биталей. Но перекрывание я-типа между орбиталями становится достаточно больщим для возникновения связи только при близком расположении атомов. По этой причине 81 и другие элементы третьего и следующих периодов неспособны образовывать кратные связи. Кремний имеет 10 внутренних электронов по сравнению с 2 в атомах С и N. Отталкивание этих внутренних электронов не позволяет двум атомам 81 сблизиться настолько, насколько это необходимо для достаточного я-перекрывания р-орбиталей и возникновения двойных связей. Несмотря на все попытки химиков синтезировать соединения со связями 81=81 и 81=С, ни одна из них до сих пор не увенчалась успехом. За небольшими исключениями, образование двойных и тройных связей ограничено элементами второго периода, в атомах которых число внутренних электронов не превышает 2. Исключения, к числу которых относятся 8=0, Р=0 и 81=0, объясняются перекрыванием между р- и -орбиталями, этот вопрос будет рассмотрен в разделе, посвященном кремнию. [c.271]

Нижние индексы 1 и 2 при орбитали используются для того, чтобы различить два разных представления а , которые вытекают из f,g в группе более низкой симметрии. Поскольку первое, четвертое и ще-стое двойные произведения, которые записаны выще, соответствуют двум электронам, занимающим одну и ту же op6nrajib (а ,, а 2 и соответственно), произведения должны быть синглетными состояниями Ад, Ад и Ад С О ОТ ВС т СГ В С н н О. Второе, третье и пятое двойные произведения соответствуют электронам на различных орбиталях и приводят к синглетному и триплетному состояниям Ы + А и 2 6 4-2 В . Состояния в точечной группе С приведены в левом столбце табл. 10.5. В правом столбце даны коррелирующие состояния в 0 из табл. 10.4. Поскольку в jh возможны три триплетных состояния симметрии В , Вд и Ад, они должны вытекать из состояния Все другие состояния, вытекающие из tjg, синглеты. Другие возможные корреляции отсутствуют. Таким же образом можно коррелировать состояния конфигураций t gel. [c.81]

Здесь конфигурация расщепляется на компоненты и Поскольку два электрона находятся на стабилизованной Й1д-орбитали и только один электрон занимает дестабилизованную -орбиталь, молекула как целое стабильна. Чем это обусловлено, легко понять, если обратиться к простой электростатической теории кристаллического поля орбиталь, направленная на лиганд, дестабилизована, и чем ближе находится лиганд, тем вьипе энергия. Тетрагональное растяжение (удлинение двух связей М — Ь вдоль оси г и укорачивание четырех других связей вдоль осей X и V) дестабилизует 4 - ( Ьорбиталь и стабилизует орбиталь. Точно так же тетрагональное сжатие должно поднимать ,2 и понижать 2-у2. Ян и Теллер первыми отметили, что такое искажение нелинейной молекулы происходит в том случае, когда оно сопровождается понижением энергии. Таким образом предполагается, что ян-теллеровское искажение происходит всегда, если имеется орбитально вырожденное (Е или Т) состояние и если существует подходящее по симметрии колебание, позволяющее молекуле менять геометрию. Один неспаренный электрон на двукратно вырожденной паре е-орбиталей приводит к состоянию Е, а один или два неспаренных электрона на трехкратно вырожденных орбиталях г приводят к состоянию Т. [c.87]

Теория кристаллического поля объясняет хорошо известный химикам факт, что поны элементов вставных декад окрашены, в то время как ионы, имеюш,ие конфигурацию благородных газов, бесцветны. В ионах -элементов происходит расщепление энергетических уровней валентных электронов в поле лигандов наоборот, воздействие всех лигандов на 5- или р-орбитали одинаково и в этом случае расщепление уровней отсутствует. Становится также понятным, почему ноны Си+ бесцветны, тогда как ионы Си + окрашены ион Си+ имеет конфигурацию ° в нем заполнены все -орбитали, поэтому переходы электронов с одной -орбитали на другую невозможны, у иона Си + ((1 ) одна -орбиталь свободна. По той же причине бесцветны имеющие электронную конфигурацию ионы Ад- -, Zn +, С3 + и [c.124]

Таким образом, теория кристаллического поля объясняет, что ноны большинства комплексных соединений окрашены. Становится также понятным, почему в водном растворе ионы Си+ бесцветны, тогда как ионы Си + окрашены гидратированный (комплексный) ион Си+ имеет конфигурацию Здесь заполнены все орбитали и поэтому переходы с одной -орбитали на другую невозможны. У гидратированного (комплексного) иона Си + ( ) одна -орбиталь свободна. По той же причине бесцветны имеющие электронную конфигурацию ионы А +, 2п +, Сс1 + и Hg +. Когда электронная конфигурация центрального иона содержит больше одного -электрона поверх замкнутой оболочки, картина возможных энергетических уровней и их расщепленне в поле лигандов заметно услои<няется. Существенную роль в этом случае играет взаимодействие -электронов между собой. Это взаимодействие может быть трех видов межэлектронное, спин-орбитальное и электронное с кристаллическим полем. В зависимости от соотношения между ними различают 1) слабое поле, когда взаимодействие электронов с кристаллическим полем меньше межэлектронного и спин-орбиталь-ного 2) среднее поле, когда взаимодействие электронов с кристаллическим полем меньше межэлектронного, но больше спин-орби-тального 3) сильное поле, когда взаимодействие электронов с кристаллическим полем больше как спин-орбитального, так и межэлектронного. [c.48]

Итак, среди свободных атомов различных химических элементов наиболее стабильной электронной конфигурацией обладают атомы гелия (ls ) и атомы остальных благородных газов (пз пр ). Можно ожидать, что атомы других химических элементов стрюмятся приобрести электронную конфигурацию ближайшего благородного газа как отвечающую минимуму энергии и, следовательно, наиболее стабильную. Например, это становится возможным при образовании электронных пар, в одинаковой мере принадлежащих соединяющимся атомам и взаимодополняющих их электронные орбитали до устойчивой конфигурации типа ls или пs лp . Так образуются, например, все двухатомные молекулы простых веществ [c.31]

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]

Амплитуда колебаний атомных ядер во много раз (пропорцжо-нально квадратному корню из отнощения масс) меньше, чем электронов. Поэтому атомные ядра, принадлежащие данной молекуле, вместе со всеми своими электронами, кроме валентных (т. е. атомные остовы), связанные направленными межатомными связями, представляют собой довольно резко локализованный остов молекулы. Понятно, что форма молекулы зависит от строения остова, которое в свою очередь определяется характером межатомных связей, их направлением. Но, как мы знаем, направление межатомных связей задается той или иной комбинацией атомных орбита-лей, т. е. пространственной конфигурацией соответствующих электронных волновых функций, связанной с симметрией поля сил между атомным ядром и электронами, Так, в результате коаксиальной -гибридизации трехатомные молекулы галогенидов элементов И группы в газообразном состоянии имеют остов линейной формы. Четырехатомные молекулы, например ВРз, благодаря 5р2-гибридизации приобретают остов, в котором все соединяющие атомные остовы три связи располагаются в одной плоскости под углом 120° друг к другу. Тетраэдрическое строение остова пятиатомных молекул типа СН4 и ССЦ обусловлено р -гибридизацией к такой же конфигурации остова молекул приводит х -гибриди-зация.. Существуют также октаэдрическая ( р -гибридизация, плоская квадратная 5/7 -гибридизация, тригональная бипирами-дальная ( 5,о -гибридизация, каадратная пирамидальная 5р -гиб-ридизация и др. [c.84]

Попытаемся теперь представить образование связи межд> двумя атомами, электроотрицательности которых одинаковы, н шри-мер между двумя атомами Н. Оба атома имеют электронную конфигурацию 18. Поскольку внешним оказывается первый уровень, а он может максимально содержать 2 электрона, до завершения внешнего уровня каждому атому не хватает одного электрона. Однако нет оснований для передачи электрона одного атома другому, т. к. их электроотрицательности одинаковы. При сближении атомов до определенного расстояния происходит перекрывание их 1з-ор-биталей (Рис. 23). В результате между центрами обоих ядер возникает молекулярная орбиталь. Вероятность нахождения элеирона в этой области пространства увеличивается вдвое. Благодаря этому возрастает отрицательный заряд, приходящийся на эту область. Как следствие, возрастает притяжение между ядрами и молекулярной орбиталью. Итак, за счет перекрывания атомных орбиталей образуется новая молекулярная орбиталь. На этой орбитали находятся два [c.61]

Таким образом, в возбужденном состоянии в атоме углерода четыре неспаренных элек1ро-на и его злектронная конфигурация 2 2р или 2s 2p 2py 2pJ. Вы помните, что р-орбитали похожи иа гантельки, расположенные в пространстве перпендикулярно друг другу, т. е. вытянутые по осям Ох, Оу и Oz, а s-орбиталь похожа на толстостенный, но полый внутри шарик. [c.190]

Центральные атомы элементов 3-го и последующего периодов предоставляют для комплексообразования а-, р-, ( -орбитали. При переходе от одного элемента длинного периода к другому слева направо наблюдаются две противоположно действующих тенденции. Первая связана с электронной конфигурацией атома или иона комплексообразователя. Число электронов комплексообразователя, участвующих при образовании МО комплекса, определяется заселенностью его ( -орбиталей и к концу ряда ( -элементов близко к 10 (Ag . ..4( °, Си +. .. 3( , Zn +. .. Зй °). Вместе с электронами лигандов (например, при координационном числе 4 лиганды предоставляют для заполнения МО комплекса 2-4 = 8 электронов), их число становится достаточным для заполнения всех связывающих МО комплекса. Иллюстрацией это.му является упоминавшееся правило 18 электронов (см. предыдущий разд.). Поэтому с увеличением числа (п — l)(i-элeктpoнoв происходит сначала увеличение прочности комплексных соединений, достигающее максимума к середине периода (УП1 и соседние к [c.364]

В органических соедпнеипях атом углерода имеет электронную конфигурацию Ф2 2рх2ру2р2 и способен пребывать в нескольких валентных состояниях. В насыщенных углеводородах он образует четыре эквивалентные или близкие по параметрам связи, направленные к вершинам правильного тетраэдра, хотя в их образовании участвуют разные по форме и энергии АО (одна 5- и три р-орбитали). Этот факт нашел объяснение на основании предположения о том, что валентные АО атома углерода способны смешиваться и образовывать четыре эквивалентные гибридные орбитали, обеспечивающие наиболее эффективное перекрывание с АО других атомов. Таким образом, в алканах атом углерода находится в состоянии 5/ -гибридизации и имеет тетраэдрическую ршнфигурацию- [c.26]

Расщепление октаэдрическим окружением -подуровня на уровни t-ig п eg с тремя и двумя орбиталями обнаруживается в закономерностях изменения других свойств комплексных соединений. Аналогично тому, что каждый подуровень (р, d, /) обладает повышенной устойчивостью в состоянии, наполовину и полностью заполненном электронами, наблюдается повышенная устойчивость уровней ( g и eg, если они не заполнены или заполнены наполовину и полностью. Влияние числа электронов на этих уровнях проявляется во многих свойствах октаэдрических комплексов, в том числе и в ионных радиусах комплексообразователей (рис. 4.26). В ряду -элементов четвертого периода при переходе от Са + к обнаруживается уменьшение ионных радиусов. Это означает, что окружающие молекулы или ионы (лиганды) подходят на более близкие расстояния к ионам-комплексообразователям. У иона Са + -электроны отсутствуют двухзарядный ион скандия неизвестен. Ион Ti + имеет конфигурацию , и два электрона находятся на двух орбиталях из трех dxy, dy илиd . В октаэдрическом окружении эти орбитали располагаются в пространстве не на осях координат, а а областях, наиболее удаленных от лигандов. Поэтому лиганды могут подойти ближе к центральному иону, а это означает уменьшение размера иона. Аналогичным способом объясняется дальнейшее уменьшение ионного радиуса у иона V +. [c.207]

Механизм образования химической связи удобнее всего рассмотреть на примере образования молекулы водорода из атомов. Формула электронной конфигурации ато1 водорода — 15, т. е. у него имеется только один неспарен ный электрон. В соответствии с законами квантовой механики атом водорода, содержащий неспаренный электрон, находится в неустойчивом состоянии, поскольку обладает избытком потенциальной энергии. Такой атом будет притягивать к себе другой атом водорода при условии, если спин его электрона имеет противоположное направление. Взаимное притяжение атомов приводит к тому, что их атомные орбитали перекроются, при этом оба электрона станут в равной мере принадлежать обоим атомам, т. е. образуется пара электронов с противоположно направленными спинами, которая осуществляет химическую связь. Электронное облако, образуемое этой парой электронов, охватывает, связывает воедино ядра обоих взаимодействующих атомов. Такая связывающая два одинаковых атома двухэлектронная связь называется ковалентной. [c.69]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология