ВН3 пустые валентные орбитали

Согласно теории валентных связей к комплексным соединениям относятся соединения с так называемыми донорно-акцепторными и дативными связями. Донорно-акцепторной связью называется парная связь, делокализованная в одной плоскости, когда оба электрона для ее образования поставляются лигандом (донором), а металл выступает в качестве акцептора этой электронной пары, участвуя в связи своими пустыми атомными орбиталями. [c.44]

Составьте диаграмму распределения электронов в атоме хрома и в ионе Сг +. К иону Сг + присоединяются шесть ионов СЫ , так что пары электронов заполняют полностью пустые 45- и 4р-орбитали и оставшиеся Зс -орбитали иона хрома. Укажите тип гибридизации валентных орбиталей иона хрома. Сколько неспаренных электронов имеет ион Сг(СЫ)в и каковы его магнитные свойства [c.58]

В молекуле воды Н—О—Н атом кислорода имеет две неподеленные электронные пары. Они могут быть поделены с атомом, которому они необходимы, чтобы завершить свою валентную оболочку. У протона Н + есть пустая Ь-орбиталь. Принимая электронную пару от кислорода, он заполняет 15-оболочку [c.91]

Наличие структур И, HI и IV объясняет укорочение расстоя-ний между валентно не связанными атомами иода. Поскольку при этом бутадиеновая структура IV (соответствующая связи между атомами 3 м4) приводит к близкому контакту двух положительно заряженных атомов иода, она является энергетически невыгодной и ее вес достаточно мал. Поэтому расстояние I3—Ц (4,05 А) больше, чем расстояние I3—12 и I4—Ii (3,57 А). Другим обстоятельством, также способствующим укорочению расстояний между валентно не связанными атомами иода, является взаимодействие донорно-акцепторного типа между неподеленными парами р-электронов одних и пустыми d-орбиталями других атомов иода. [c.116]

Двойная связь в этой молекуле обусловлена а- и л-взаимодействием сера — кислород. Последнее реализуется благодаря перекрыванию заполненных р- -орбиталей атома кислорода и соответствующих пустых dr. -орбиталей серы. Координация сульфоксида около положительного иона металла атомом кислорода должна ослаблять связь —dx, что согласуется с экспериментально наблюдаемым в этом случае понижением частоты валентного колебания связи S—О. [c.161]

Ранее было отмечено, что даже если все наполовину заполненные валентные орбитали атома уже заняты в связях, образовавшаяся молекула все еще может быть реакционноспособной при условии, что у нее имеются другие, пустые валентные орбитали. Мы уже видели такие примеры СНа, который вступает в реакцию едва ли не при первом же столкновении ВНз, реакционноспособность которого такова, что до сих пор спектроскописты не могут его исследовать, и ВеРз, получить который возможно в газовой фазе только при высоких температурах, тогда как в твердом состоянии между группами ВеРз возникают прочные химические связи. Связи, образованные молекулами, которые включают атомы с незаполненными валентными орбиталями, в химии играют большую роль. Мы начнем исследование этих связей с ВНз и его фторного аналога ЕРд. [c.206]

Данные табл. 35 показывают, что связь пустой р-орбитали с атомом уменьшается при движении от к К (подобно связи валентного -электрона), а радиус увеличивается связь пустого Зй-орбиталя, [c.147]

Рассмотрим октаэдрический комплекс типа МГ переходного металла М, имеющего валентные 3 -, 45- и 4р-орбитали. Пусть каждый лиганд Ь обладает двумя а-электронами, способными взаимодействовать с центральным ионом. Необходимо рассчитать МО комплекса, которые образуются при взаимодействии девяти АО металла (одна 5-, три р- и пять -орбиталей) с шестью ст-орбиталями лигандов. Подберем для каждой АО металла группу перекрывающихся с ней орбиталей лигандов, которая приводит к наибольшему взаимодействию по условиям симметрии. Эти орбитали лигандов можно рассматривать как одну групповую орбиталь и записать по методу МО ЛКАО в виде [c.45]

Рассмотрим радикал, имеющий 2п+1 валентных электронов. Пусть МО, соответствующая наивысшему занятому энергетическому уровню, описывается спин-орбиталью 11)0. Волновая функция системы в таком случае является детерминантом, в котором все МО различны [c.21]

На самом деле правильна промежуточная точка зрения атом в молекуле , сохраняя свое ядро и ближайшие к нему электроны все же изменен. Это касается особенно заметно внешних валентных электронов, общих для всей молекулы. При этом не только заряд каждого электрона может распространиться диффузно на весь объем молекулы, но и все состояние электрона, характеризуемое квантовыми числами, становится смешанным электрон оказывается заселяющим не только ту орбиталь, которая упоминается в электронной конфигурации молекул, но и виртуально присутствует в некоей, может быть, иногда и небольшой мере на условно пустых возбужденных позициях. [c.181]

С развитием квантовомеханических представлений об атоме валентность стали определять числом неспа-ренных электронов, участвующих в образовании химических связей. Кроме неспаренных электронов, валентность атомов также зависит от числа пустых и полностью заполненных орбиталей валентного электронного слоя. [c.93]

Введение Коулсоном понятия порядков связей в рамках метода молекулярных орбиталей произошло при заметном влиянии идей Полинга и особенно Пенни. Наоборот, введением понятия свободной валентности теоретическая химия обязана только Коулсону. Пусть N — сумма порядков связей, примыкающих к атому. Если это число большое, можно сказать, что данный атом уже связан прочно и у него осталось очень мало свободной валентности , если оно малое — атом обладает остаточной валентностью , и, вероятно, будет особенно легко подвергаться действию, например, молекул кислорода [81, с. 266]. Такую идею Коулсон высказал в связи с вопросом о направлении реакций окисления органических соединений, [c.169]

В соединении НзК-ВРз азот и бор — четырехвалентны, Атом азота повышает свою валентность от 3 до 4 в результате использования неподеленной электронной пары для образования дополнительной химической связи. Атом бора повышает валентность за счет наличия у него пустой орбитали на валентном электронном уровне. Таким образом, валентность элементов определяется не только числом неспаренных электронов, но и наличием неподеленных электронных пар и свободных орбиталей на валентном электронно.м уровне. [c.75]

Если -оболочка симметрична, т. е. пустая ( ), наполовину заполнена однократно заселенными орбиталями ( ) или полностью заселена (d ), очевидно, что в этом случае она не оказывает влияния на расположение электронных пар на внешней валентной оболочке. Когда число -электронов невелико, например от одного до трех, взаимодействие -оболочки со связывающими электронными парами обычно очень слабое, и любыми нарушениями в расположении поделенных электронных пар можно пренебречь по крайней мере они слишком малы, чтобы их можно было обнаружить. Если -оболочка достаточно заполнена ( , и ) в общем случае она достаточно сильно взаимодействует со связывающими электронными парами, что отражается ца их расположении. Это влияние можно предсказать, [c.211]

Оба представления (6-6) и (6-7) предсказывают линейную структуру с эквивалентными 5р-сзязями. Как и б случае ВНз, можно предположить, что ВеНз будет чрезвычайно реакционноспособной молекулой из-за пустых валентных орбиталей 2ру и 2р бериллия. В ВеРз положение более выгодное, поскольку 2ру- и 2рг-орбитали фтора могут образовать молекулярные орбитали с орбиталями бора и предоставить электроны для повышения прочности связи. [c.177]

Таким образом, представление об электронных донорно-акцеп-торных связях позволяет исследовать связи в комплексе тригало-генида бора с аммиаком, кристаллическом ВеС12, гидратированных катионах и аммиачных комплексах с водой, окислах хлора и даже в окиси ксенона. Мы видим, что электронную донорно-акцепторную связь можно встретить в молекулах самых различных типов. Еще более важно то, что эта связь снова демонстрирует уже известное нам правило образование любой связи происходит потому, что электроны оказываются одновременно вблизи двух ядер. Наличие незаполненной валентной орбитали позволяет участвовать в связи в ничуть не меньшей степени, чем если бы валентная орбиталь атома была заполнена наполовину. Атом (или молекула), у которого имеется пустая валентная орбиталь, должен найти партнера, которому нужно избавиться от своих валентных электронов, — донора электронов. Атому (или молекуле), валентная орбиталь которого заполнена лишь наполовину, необходимо найти партнера с такой же заселенностью орбиталей — другой атом с наполовину заполненной валентной орбиталью. Атом или молекула продолжает проявлять остаточную способность к образованию связи до тех пор, пока не использует с максимальной эффективностью все валентные орбитали. По существу это просто перефразированное классическое правило атом стремится достичь конфигурации инертного газа. [c.218]

Максимальное число а-связей, которые могут образоваться из валентных в- и р-орбиталей одного атома, равно четырем. Поэтому непереходные эле енты второго периода образуют соединения с максимальным координационным числом 4. Эти элементы не имеют заполненных -орбиталей или доступных для образования связей пустых -орбиталей в следующей, надвалентной оболочке. Например, в молекуле СН центральный атом углерода насыщает свои валентные возможности, образуя четыре а-связи. Однако если центральным атомом является переходный металл четвертого периода (первого переходного периода), то в дополнение к четырем х- и р-орбиталям он имеет еще пять валентных -орбиталей. [c.222]

Природа связи в карбонилах металлов будет рассмотрена подробно после описания их строения. Для установления структурных закономерностей необходимо рассмотреть один из аспектов вопроса о природе связи. Атомы металла имеют девять валентных орбиталей Ind , ( +l)s, (rt+l)p ] и при образовании связей стремятся использовать все свои орбитали. Не пытаясь описать истинное распределение электронов, а лишь ради простоты можно предположить, что в концевой группе МСО молекула СО отдает два электрона на пустую орбиталь атома металла. В то же время относительно мостиковой группы М(СО)М полагают, что каждая М—С-связь образуется за счет одного электрона атома металла и одного электрона атома углерода. Так, в Ре(С0)5 для образования а-связей Fe—С используется пять орбиталей, на которых располагаются электроны, при-надлежаш,ие группам СО. Остальные четыре орбитали заполняются электронами атома Fe, которые также участвуют в образовании я-связей. Поскольку концевые группы СО имеют пары электронов, то все одноядерные соединения М(СО)п с атомами металла, имеющими нечетное число электронов (например, Мп, Со), должны содержать неспаренный электрон. Чтобы использовать этот электрон, один фрагмент М (СО)n соединяется с другим и возникает связь металл — металл. Единственным исключением является V( O)g, поскольку в этом случае стерические факторы препятствуют димеризации. Приведенное рассуждение об использовании в связях всех валентных орбиталей атома металла по существу повторяет в иной форме упомянутое выше правило инертного газа. [c.118]

На рис. 100 приведена схема валентных связей в 2п5Ь. В ней каждый атом цинка образует две связи с двумя ближайшими атомами сурьмы, а каждый атом 5Ь связан с тремя ближайшими атомами. При этом у атома сурьмы остается по одной паре неподеленных электронов. Следовательно, связи образуются только между атомами, которым соответствуют наименьшие межатомные расстояния. Эти связи образуют непрерывную сетку ковалентных связей (с небольшой долей ионности), охватывающую весь кристалл. Свободные связи 2п—2п и 2п—8Ь с межатомными расстояниями 2,58 и 2,74 А не дают непрерывной сетки в кристалле, так как они располагаются изолированно друг от друга. По этой схеме 5- и р-орбитали валентных оболочек сурьмы полностью заполнены. Наличие пустых металлических орбиталей у цинка не нарушает полупроводимости, так как атомы цинка не связаны между собой. [c.214]

В теории валентных связей для того, чтобы объяснить устойчивость квадратных или тетраэдрических комплексов Си(П), необходимо предположить, что Зй-электрон возбуждается на пустую 4р-орбиталь. Для этого процесса в газовой фазе требуется энергия 340 ктл [95], и, по-видимому, для того чтобы в комплексе произошло возбуждение электрона с Зd- на 4р-орби-таль, необходима значительная доля этой энергии. Трудно понять, откуда берется энергия, необходимая для ее компенсации. С этой точки зрения Си(П) должна исключительно легко окисляться до Си(П1), что противоречит эксперименту . Аналогичное предположение, что в комплексах Си(П), в которых происходит спаривание электронов, имеет место промотирование электрона на 5з-орбиталь, точно так же ненравдоподобно. В газовой фазе для этого требуется энергия 485 ккал [95]. [c.100]

Необходимо было объяснить две аномалии. Первая касается необычного положения азота в ряду других элементов V группы, входящих в состав фенил ониевых солей. Ридд объяснил это, предположив, что в молекулах всех солей, кроме аммонийных, осуществляется особый вид сонряжения —-К-сопряжение), которое обусловлено наличием пустых -орбиталей у электроотрицательных элементов. л-Электроны ароматического кольца сопрягаются с пустыми Зс -орбиталями фосфора, 4сг-орбиталями мышьяка и 5й-орбиталями сурьмы азот не имеет валентных й-орбиталей, поэтому —/ -сопряжение невозможно. Наиболее сильно такое сопряжение проявляется в случае фосфора, так как его ( -орбитали малы и должны меньше деформироваться для обеспечения эффективного сопряжения, чем большие -орбитали мышьяка и сурьмы. -Орбитали деформируются (сжимаются) под влиянием положительного заряда. Тот факт, что сжатие -орбиталей в потенциальном поле может в значительной мере облегчить я — рл-связывание, был впервые отмечен Крейгом [22]. Подобные эффекты должны проявляться и в фенил-ониевых ионах элементов VI группы — серы и селена. [c.236]

Наличие у атома хлора пяти -орбиталей обеспечивает при возбуждении атома (поглои1,ение энергии) возможность рас-ш,еплония электронных пар и перехода электронов на пустые орбитали. При расщеплении трех электронных пар валентность хлора, изменяясь на 2, в пределе достигает 7. [c.202]

Как и в ковалентных кристаллах, валентные электроны взаимодействующих атомов полностью заполняют зону с более низкой энергией (валентная зона). Зона же проводимости, образованная внешними орбиталями второго атома, пуста, и переброс в нее электронов требует затраты энергии. В кристалле ЫаС1, например, все Зр-электро-ны атомов хлора и Зз-электроны атомов натрия заполняют зону с более низкой энергией, образованную взаимодействием Зр-орбиталей атомов хлора. Зона же, соответствующая Зз-орби-талям атомов натрия (зона проводимости), оказывается незаполненной, причем ширина запрещенной зоны достигает 7 эВ. Электронная проводимость большинства ионных кристаллов примерно на двадцать порядков ниже, чем у металлов. Известен ряд ионных кристаллов, ширина запрещенной зоны у которых не так велика и составляет порядка 2—3 эВ, как, например, у кристаллов СигО. Такие вещества при высоких температурах проявляют полупроводниковые свойства. [c.86]

Теория метода валентной связи для молекулц водорода. Впервые научное обоснование ковалентной связи было дано Гейтле-ром и Лондоном. Они нащли приближенное рещение уравнения Шредингера для молекулы водорода. Рассматривая молекулу водорода как систему из двух атомов водорода (рис. 16), эти авторы построили молекулярные функции для Нг из атомных 15-орбиталей каждого атома водорода. Пусть гра и фь — собственные функции электронов изолированных атомов водорода На и Нь, где (1) и (2) - символы простран- ,д хема расположе- [c.77]

Полярная молекула НГ. На рис. 1.16 дана форма МО простейшей двухатомной гетероядерной молекуш>х НР. Поскош>ку валентная оболочка атома фтора описьшается одной и тремя 2/ -атомными орбиталями, а атом водорода имеет Ь -орбиталь, обш ее число образуюш ихся молекулярных орбиталей в молекуле равно пяти. На четырех нижних по энергии орбиталях фг ц 4 попарно размеш аются восемь электронов, пятая орбиталь пустая. На рисунке, кроме обьемньгх изображений МО, приведены также эскизы орбиталей, даюшде представление о симметрии и о том, какие АО атома фтора использованы для образования данной МО. [c.46]

При таком строении я-элекгронная система не принимает участия в стабилизации фенил-катиона. Кроме того, наличие -гибридной вакантной орбитали делает его менее стабильным по сравнению с алкильными катионами, где пустой является негибридная р-орбиталь (гл.9). В самом деле, в алкильных катионах шесть валентных электронов располагаются на трех 5р -гибридных орбиталях, а в фенил-катионе четыре электрона занимают две 5р -орбитали (ст-углерод-углеродные связи), а два являются п-электро-нами, т.е. находятся относительно далеко от ядер и слабее с ними взаимодействуют. Значит, фенил-катион должен быть менее [c.617]

В 3-м периоде восемь элементов у них валентными являются только 35- и Зр-орбитали. Наличие свободной Зй-орбитали остается главной особенностью членов 3-го периода. Электроны, находящиеся па 35-Орбиталях, способны проникать к самому ядру, иоэ-тому, несмотря на экранирование, такие электроны сильнее притягиваются ядром. Форма р- и в еще большей степени -орбита-лей такова, что они обращаются у ядра в нуль и, значит, находящиеся на них электроны никогда не находятся вблизи ядра. В результате ослабления действия положительного заряда на эти орбитали отталкивание электронов друг от друга более эффективно. Энергия р-орбиталей выше 5-орбитали, а, в свою очередь, энергия -орбиталей еще более высокая. Разница становится настолько велика, что 3 -орбиталь приближается по энергии к 45- и 4р-поду-ровням (так же как дальше 4с -орбиталь располагается рядом с 55- и 5р-орбиталями). При образовании соединений некоторые из пустых З -вакансий могут быть заселены. При этом довольно часто образуются донорно-акцепторные и дативные связи. Атомы элементов 3-го периода акцептируют своими свободными Зс -орбита-лями электронные пары соответствующих атомов. Наиболее показательны в этом смысле свойства фосфора и серы. В соединениях РР5 и 8Рб атомы фосфора и серы передают по а-связям часть своего заряда атомам фтора и одновременно благодаря дативным связям принимают от фтора на свои свободные З -орбитали часть электронной плотности. Расщепление 5-, р- и й-орбиталей и принцип Паули позволяют понять изменение характера элементов по всему Знму периоду. Будем пользоваться концепцией однозлектронного приближения и рассматривать каждый появляющийся электрон в отдельности в поле возрастающего заряда ядра и усредненном поле других электронов. [c.241]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология