Орбитали вакантные

Сколько вакантных З -орбиталей имеют возбужденные атомы а) С1 б) V в) Мп [c.45]

Молекул о чисто ионной связью практически нет. Во всех приведенных примерах были рассмотрены так называемые бинарные соединения, т. е. соединения, в состав которых входили атомы только двух разных элементов, а химическая связь возникала при взаимодействии электронов, имеющих антипараллельные СПИНЫ. При сближении двух атомов, у одного из которых валентная атомная орбиталь вакантна (свободна), а у другого — полностью заполнена, также появляется возможность обобществления пары электронов двумя атомами, причем поставщиком (донором) обоих электронов является один из атомов. Второй атом принимает электронную пару (акцептор) на свою свободную орбиталь. Такая химическая связь называется донорно-акцепторной (дативной, координационной, семиполярной) связью. Так, в молекуле аммиака ЫН а атом азота имеет неподеленную пару электронов (25 ), которая может участвовать в образовании донорно-акцепторной связи с подхо- [c.23]

Такие электронные структуры соответствуют нормальному, т. е. невозбуждер -ному, состоянию их атомов. Однако наличие на втором уровне вакантных орбиталей в подуровне 2р делает возможным возбуждение этих электронов до 2р-сос-тояния с затратой сравнительр.ю небольшого количества энергии, которое впоследствии полностью и даже с избытком компенсируется энергией, освобождающейся нри образовании новых с вязей. Электронные формулы возбужденных атомон бериллия и бора I.s 2.s2p и s 2 2р , а их структуры имеют следующий вид [c.45]

Энергия связи 51—О (461 33 кДж/моль) гораздо выше, чем у связей С—С и С—О (335 4-356 кДж/моль), а ее полярность 1 = (4,35,0) 10 ° Кл-м намного меньше вычисленной из электроотрицательностей кремния и кислорода, хотя и выше полярности связи С—О [д, = (3,03,7) 10 ° Кл-м. Длина связи (0,163 нм) ца (Ц)2 нм меньше суммы ковалентных радиусов 51 и О. В силоксанах угол связи 51—О—51 (130—160°) значительно больше обычного валентного угла кислорода в 5/ -гибридизации (109°) и не является жестким. Электронодонорные свойства кислорода в них заметно ослаблены по сравнению с их углеродными аналогами. Эти аномалии объясняются участием р-электронов си-локсанового кислорода и вакантных З -орбиталей кремния в Рл — л-сопряжении, которое усиливается под влиянием электроноакцепторных и ослабляется под влиянием электронодонорных заместителей у кремния. Оно не препятствует свободному вращению вокруг связи 51—О, потенциальный барьер которого очень мал (не более нескольких десятых килоджоуля на моль). В цикло- [c.462]

Во всех приведенных примерах рассмотрены так называемые бинарные соединения, т. е. соединения, в состав которых входят атомы только двух разных элементов, а химическая связь возникает при взаимодействии электронов, имеющих антипараллельные спины. При сближении двух атомов, у одного из которых валентная атомная орбиталь вакантна (свободна), а у другого — полностью заполнена, также появляется возможность обобществления пары электронов двумя атомами, причем поставщиком (донором) обоих электро- [c.41]

В кристалле натрия 35-зона занята лишь наполовину и полностью свободна перекрывающаяся с ней 3 -зона. В кристалле магния 3 -зона занята полностью, но, как и у натрия, с ней перекрывается свободная р-зона. У алюминия 35-зона занята целиком, а Зр-зона только на 1/6, т. е. из максимально возможного числа 6Л электронов в /7-зоне содержится лишь N электронов, Ш орбиталей вакантны., Благодаря наличию вакантных орбиталей в [c.85]

При этом пара электронов занимает связывающую орбиталь, а разрыхляющая орбиталь вакантна (рис. 139. а). Так объясняется, например, образование связей в молекулах [c.268]

В образовании связи я-аллильных лигандов с металлом принимают участие молекулярные орбитали, охватывающие три атома углерода. Донорно-акцепторная связь образуется за счет взаимодействия электронов аллильного лиганда с вакантными гибридными 5р-орбиталями металла, в то время как донорно-дативная связь возникает за счет вакантной разрыхляющей молекулярной орбитали аллильной группы и пар электронов, находящихся на уг-орбитали (или комбинации йдг — ру) металла. Перекрывание орбиталей, как правило, невелико и дативная связь в я-аллильных комплексах, хотя и способствует стабилизации, но не определяет ее [61]. В присутствии лигандов типа Р(СбН5)з, галогенов и неко-1 торых других стабильность я-аллильных комплексов возрастает, что объясняется низким энергетическим уровнем разрыхляющих орбиталей этих лигандов, которые принимают участие в образовании дативных связей. Стабильность комплексов я-аллильного типа [c.107]

Пространственная структура комплексных частиц может быть объяснена с позиций метода валентных связей (метод ВС). Этот метод предполагает, что комплексная частица возникает в результате образования ковалентных связей между комплексообразователем и лигандами. При этом ковалентная а-связь образуется в результате перекрывания вакантной орбитали атома (или иона) комплексообразователя (акцептора) с заполненными, т. е. содержащими не-поделенные пары электронов, орбиталями лигандов (доноров). Максимальное возможное число с-связей определяет координационное число комплексообразователя. [c.209]

Для того чтобы молекула СО могла быть акцептором электронной пары от марганца, она должна иметь вакантную орбиталь. Вакантная орбиталь у атома углерода в СО образуется за счет разрыва донорно-акцепторной связи С- 0. [c.386]

В основном состоянии два электрона находятся на наинизшей я-молекулярной орбитали грп, а остальные 4 я-электрона располагаются по два на дважды вырожденном уровне, характеризуемом волновыми функциями и г зу1. Остальные три уровня я-моле-кулярных орбиталей вакантны. [c.38]

Поскольку в этих системах п-орбиталь вакантна, то длинноволновая полоса поглощения может быть обусловлена л—я-переходом. [c.211]

Для объяснения строения и свойств соединений р-элементов в настоящее время широко применяются представления о двух- и трехцентровых орбиталях. Двухцентровая двухэлектронная связь образуется за счет непарных электронов орбитали центрального атома (А) и орбитали лиганда (Ь). Напомним, что согласно теории МО это отвечает образованию двухцентровых связывающей 1 + = и разрыхляющей —4JL молекулярных орбиталей. При этом пара электронов занимает связывающую орбиталь, а разрыхляющая орбиталь вакантна (рис. 139. а). Так объясняется, например, образование связей в молекулах [c.268]

В случае конфигураций типа квадратной антипризмы и додекаэдрической существует d-орбиталь, не использующаяся для образования ст-связей эта орбиталь может участвовать в образовании я-связей с лигандами. В додекаэдрической конфигурации орбиталь dx2—y2 образует я-связи только с лигандами В (см. рис. 11.37 в), но в структуре типа квадратной антипризмы любые лиганды могут быть связаны с металлом я-связью с помощью орбитали dz2. В додекаэдрической структуре в иопах с электронной конфигурацией df орбиталь вакантна, так что она может [c.276]

Согласно другой точке зрения различие свойств кремния и углерода объясняется наличием в атоме кремния вакантных 3 -орбиталей. [c.410]

Дополнительный электрон должен поступить на низшую вакантную молекулярную п-орбиталь С Н , которая относится к вырожденному набору я, п. Сле- [c.578]

Если я-электронная система ненасыщенного углеводорода имеет большую протяженность (охватывает большее число 2р-орбиталей), чем в этилене, разность энергий между высшей занятой я-орбиталью и низшей вакантной п -орбиталью становится меньше и поглощение энергии происходит при больших длинах волн. Такие протяженные я-электронные системы присущи сопряженным полиенам-соединениям, обычные структурные формулы которых содержат чередующиеся простые и двойные связи [c.593]

Другие два случая, когда исходная р-орбиталь содержит только один электрон или совсем не содержит электронов, как правило, характерны только для свободных радикалов и катионов соответственно. В аллильных свободных радикалах имеется один электрон на несвязывающей орбитали, причем эта орбиталь вакантна, а заселена только связывающая орбиталь. Таким образом, структура орбиталей аллильных карба-нионов, свободных радикалов и катионов отличается только тем, является ли несвязывающая орбиталь заполненной, наполовину заполненной или вакантной. Поскольку это орбиталь с нулевой энергией связи, то, следовательно, в трех рассматриваемых системах энергии я-связей относительно электронов на 2р-орбиталях свободных атомов одинаковы. Электроны несвязывающей орбитали не дают никакого вклада в энергию связи, ни положительного, пи отрицательного. [c.55]

Связывающая молекулярная орбиталь водорода (На) с низкой энергией предоставлена обоим электронам для образования связи. Молекулярная орбиталь с высокой энергией называется разрыхляющей (антисвязывающей) молекулярной орбиталью (рис. 2-10), поскольку она представляет собой как бы прерывность электронной плотности. Разрыхляющая молекулярная орбиталь имеет более высокую энергию, чем атомные орбитали, образующие ее. Эта орбиталь вакантна. [c.33]

МО с высокой энергией, полученная путем вычитания волновых функций, называется разрыхляющей (антисвязывающей). Для разрыхляющей МО вероят ность нахождения электронов между ядрами равна 0. Эта орбиталь вакантна [c.33]

Не все карбены присоединяются к олефинам сте-реоспецифично. Для любого карбена сушествует два возможных электронных состояния [8—10] —синглет-ное и триплетное очевидно, что только синглетное состояние обусловливает стереоспецифическое присоединение. Если рассматривать сам карбен СНг, то в синглетном состоянии (в котором все электроны спарены) гибридизацию углерода можно приближенно определить как sp . Две из хр -орбиталей используются для образования простых связей с водородом, в то время как третья содержит неподеленную пару электронов (действительно, спектроскопические данные [11] подтверждают, что эта орбиталь имеет больший s-характер, чем две другие). Остающаяся р-орбиталь вакантна. Таким образом, синглетное состояние подобно иону карбония, если исключить отсутствие протона. В триплетном состоянии СНг углерод находится в состоянии sp-гибридизации (приближенно), причем каждая из sp-гибридных орбиталей используется для образования простых связей С—Н [11, 12] оба неспаренных электрона атома углерода [c.155]

СЯ для образования ковалентных связей в кристаллической структуре кремния, у фосфора остается еще один электрон. При наложении на кристалл электрического поля этот электрон может смещаться в сторону от атома фосфора поэтому говорят, что фосфор является донором электронов в кристалле кремния. Для высвобождения донируемых электронов требуется лищь 1,05 кДж моль эта энергия превращает кристалл кремния с небольшой примесью фосфора в проводник. При введении в кристалл кремния примеси бора возникает противоположное явление. Атому бора недостает одного электрона для построения необходимого числа ковалентных связей в кристалле кремния. Поэтому на каждый атом бора в кристалле кремния приходится одна вакансия на связывающей орбитали. На эти вакантные орбитали, связанные с атомами бора, могут быть возбуждены валентные электроны кремния, что дает возможность электронам свободно перемещаться по кристаллу. Подобная проводимость осуществляется в результате того, что на вакантную орбиталь атома бора перескакивает электрон соседнего атома кремния. Вновь образовавшаяся вакансия на орбитали атома кремния тут же заполняется электроном со следующего за ним другого атома кремния. Возникает каскадный эффект, при котором электроны перескакивают от одного атома к следующему. Физики предпочитают описывать это явление как движение положительно заряженной дырки в противоположном направлении. Но независимо от того, как описывается это явление, твердо установлено, что для активации проводимости такого вещества, как кремний, требуется меньше энергии, если в кристалле содержится небольшое количество донора электронов типа фосфора либо акцептора электронов типа бора. [c.632]

Карбенами называют органические частицы, содержащие двухвалентный атом углерода с двумя несвязанными электронами (8.11). Наличие такого электронного секстета формально сближает карбены с карбониевыми ионами. Однако карбены могут существовать в двух электронных состояниях, отличающихся своей мультиплетностью. В более богатом энергией син-глетном состоянии несвязанные электроны занимают одну и ту же орбиталь и имеют противоположные спины, а в более стабильном триплетном состоянии эти электроны занимают разные орбитали, но имеют параллельные спины . Поведение карбена в триплетном состоянии определяется, по-видимому, бирадикальным характером несвязанных электронов и мало чем напоминает поведение карбониевых ионов. Синглетные карбены содержат атом углерода, в котором одна орбиталь вакантна, а другая заполнена двумя электронами по этой причине их можно сравнивать как с карбониевыми ионами, так и с карба-нионами. Можно ожидать, что их поведение будет в значительной степени зависеть от полярности связанных с карбеновым центром атомов или групп электронодонорные заместители будут усиливать карбанионный характер синглетного карбена. [c.345]

При координации 1,3-диена с атомом переходного металла образуются я-комплексы, в которых углеводород использует для связи свои я-орбитали. Перекрывание заполненных я-орбиталей дполефпна п вакантных ii-орбяталей металла приводит к образованию донорно-акцепторной о-связи (мономер выступает в роли донора, а металл — акцептора электронов). При наличии у металла электронов на других d-орбиталях может происходить образование я-связи за счет их перекрывания с разрыхляющими или антисвязывающими я -орбиталями непредельного соединения. При этом образуется донорно-дативная связь, в которой металл выступает уже в роли донора, а мономер — акцептора электронов. [c.105]

Углерод (ls 2s 2p ) может образовать, подобно кремнию, соединение Ср4, но при этом валентные возможности углерода будут исчерпаны (иет неспареиных электронов, исподелениых пар электронов и вакантных орбиталей на валентном уровне). Ион СР образоваться не может. [c.56]

Потому что 1) разность элсктроотрицательно-стей атомов в молекуле ВРз больше, чем в молекула ННз 2) молекула ВРз имеет плоское строение, а молекула ЫНз — пирамидальное 3) у атома азота есть неподеленная пара электроиов, а у атома бора — свободная (вакантная) валентная орбиталь. [c.67]

Механизм образования связи — обменный или донорно-акцеп-торный — не влияет на тип гибридизации электронных орбиталей атомов-партнеров. Линейная молекула ВеС12 может образоваться в газовой фазе как из атомов Ве и С1, так и из ионов Бе2+ и С1 . В последнем случ ае ион Ве + (акцептор) предоставляет вакантные 2х- и 2р-орбитали, а ионы С1 (доноры) — неподеленные электроны Оба механизма в конечном итоге приводят к одному и тому же 5р-гибридному состоянию. [c.54]

При заселении орбиталей с одинаковой энергией (например, пяти 3 /-орбиталей) электроны в первую очередь расселяются поодиночке на вакантных орбиталях, после чего начинается заселение орбиталей вторыми электронами. Это происходит в соответствии с правилом Гунда, согласно которому на орбиталях с одинаковой энергией электроны остаются по возможности неспаренньши. Такая особенность объясняется наличием электрон-электронного отталкивания. Два электрона, один из которых находится на р Орбитали, а другой на р -орбитали, имеют возможность находиться на большем расстоянии друг от друга, чем два электрона, спа--репные на одной р -орбитали (см. рис. 8-22). Следствием правила Гунда является особая устойчивость полузаполненного набора орбиталей (полного набора всех орбиталей с одинаковой энергией, на каждой из которых находится по одному электрону). При заселении набора из пяти -орбиталей шестым электроном он вынужден спариваться с другим электроном, уже находящимся на какой-либо из орбиталей. Взаимное отталкивание отрицательно заряженных электронов приводит к тому, что для удаления (ионизации) этого шестого электрона требуется меньшая энергия, чем для удаления одного из пяти электронов из полузаполненного набора пяти -орбиталей. По аналогичной причине четвертый электрон, заселяющий набор из трех р-орбиталей, удерживается в атоме менее прочно, чем третий электрон. [c.387]

Ионная связь образуется между атомами с очень сильно отличающимися энергиями ионизации и сродством к электрону. При таких условиях один из двух атомов передает один или несколько валентных электронов своему партнеру. Например, атом Na настолько отличается по свойствам от атома С1, что в Na l атомы не в состоянии равномерно обобществлять между собой электроны. Атом Na имеет относительно пебольщую ЭИ, (498 кДж моль и малое СЭ (117 кДж моль ). Поэтому в присутствии атома с большим СЭ он легко образует ион Na . Атом хлора имеет СЭ 356 кДж моль и ЭИ, 1255 кДж моль К Он с трудом отдает свой электрон, но зато весьма склонен приобретать дополнительный электрон. В результате образуется двухатомная молекула Na l с ионной связью, обладающая структурой Na С1 , в которой валентный Зх-электрон Na перешел на вакантную Зр-орбиталь С1. [c.403]

Энергия расщепления кристаллическим полем, Д , оценивается путем измерения энергии, поглощаемой при возбуждении одного электрона с уровня на уровень (рис. 20-12). Величина этой энергии очень важна при объяснении магнитных свойств комплексов. Если энергия А невелика, как в комплексе СоР , щесть -электронов иона Со расселяются по всем пяти -орбиталям (рис. 20-13), потому что при минимальном спаривании электронов достигается выигрыщ в энергии. И наоборот, если энергия расщепления, Д , достаточно велика по сравнению с энергией спаривания двух электронов на одной орбитали, больщая устойчивость достигается, если на каждой из трех орбиталей нижнего энергетического уровня 3, располагается по два спаренных электрона, а две орбитали верхнего уровня остаются вакантными. Такая ситуация реализуется в комплексе Со(ЫНз)й . Из-за различного числа неспаренных электронов в двух рассмотренных структурах ион Со (N113) + называется низкоспиновым комплексом, а ион СоР -высокоспиновым комплексом. [c.231]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология