Валентность гибридная

Фосфор Р (Is 2s 2/f 3s Зр ) по числу валентных электронов является аналогом азота. Однако как элемент 3-го периода он существенно отличается от азота — элемента 2-го периода. Это отличие состоит в том, что у фосфора больше размер атома, меньше энергия ионизации, большее сродство к электрону и большая поляризуемость атома, чем у азота. Максимальное координационное число фосфора шесть. Как и для других элементов 3-го периода, рл — рл-связывание для атома фосфора не характерно и поэтому в отличие от азота sp- и sp -гибридные состоянья орбиталей фосфора неустойчивы. Фосфор в соединениях проявляет степени окисления от —3 до +5. Наиболее характерна степень окисления +5. [c.365]

Наличие в молекуле аммиака или в ионе аммония, а также в молекулах метана и воды четырех равноценных гибридных орбиталей (вр -гибридизация) предопределяет их равномерное взаимное расположение в пространстве по направлениям от центра молекулы к вершинам описанного тетраэдра независимо от соотношения между участвующими в образовании связи незанятыми орбиталями. Из-за слабого отталкивания, существующего между орбиталями, участвующими в образовании связи, и незанятыми орбиталями, валентный угол изменяется от 109°28 в молекуле метана (все четыре гибридные орбитали участвуют в образовании связи) до 107°18 в молекуле аммиака (одна орбиталь из четырех не занята) и до 104°30 в молекуле воды (не заняты две орбитали из четырех) 1). [c.36]

Делокализованная л-связь. Рассмотрим химические связи в карбонат-ионе С0 Этот ион имеет треугольное строение. Атом углерода за счет электронов р -гибридных орбиталей образует три связи, лежащие в плоскости под углом 120°, Четвертый электрон углерода образует л-связь. Валентное насыщение одного атома кислорода достигается за счет образования л-связи, двух других -за счет присоединения электрона. Строение такого иона изображают формулой [c.71]

Химическая связь в координационных комплексах. Электростатическая теория. Теория валентных связей. Гибридные и хр внешнеорбитальные комплексы. Теория кристаллического поля. Энергия расщепления кристаллическим полем. Низкоспиновые комплексы и высокоспиновые комплексы. Сильные и слабые лиганды. Теория молекулярных орбиталей. я-Взаимодействие между лигандами и металлом. Дативное л-взаимо-действие между металлом и лигандами. [c.204]

С позиций модели гибридизации орбиталей рассмотрим состав и пространственную конфигурацию молекул СН4, HзN и Н2О. У атомов С, N и О валентными являются 2х-, 2р -, 2ру- и 2рг-орби-тали. На четыре хр -гибридные орбитали атомов С, N и О приходится соответственно 4, 5 и 6 электронов [c.67]

Влияние несвязывающей электронной пары центрального атома на строение молекул. Выше мы рассмотрели правильные геометрические формы молекул и комплексов с валентными углами 180, 120, 109,5, 90°. Однако, согласно экспериментальным данным, значительно чаще встречаются молекулы и комплексы с несколько иными значениями валентных углов. Валентные углы в молекулах НзЫ и НгО, например, составляют /1НЫН =107,3° и .НОН =104,5°. Согласно теории гибридизации центральные атомы этих молекул образуют химические связи за счет электронов хр -гибридных ор-бита/ ей. У атома углерода на четыре ар -гнбридиые орбитали приходится четыре электрона [c.71]

Стереометрическое расположение осей валентных гибридных орбиталей центрального атома после образования связей с атомами-партнерами характеризуется углом между связями, или валентным углом. [c.122]

Полагая известным направление валентных гибридных орбита-лей атома азота, можно в ряде случаев представить их через волновые функции атомных орбиталей. Задаваясь в общем виде заселенностью молекулярных орбиталей, можно, пользуясь теорией Таунса — Дейли, выразить и т) через величины, равные заселенностям молекулярных орбиталей [136] [c.204]

Геометрическая форма частиц АВ определяется стереохими-ческнм (пространственным) расположением осей валентных гибридных орбиталей атома А, т. е. расположением в пространстве о-связей А —В, что, в свою очередь, зависит от типа гибридизации орбиталей атома А. [c.48]

В представлениях теории валентных связей это распределение электронов означает, что в ионе МпО имеются четыре ст- и пять я-связей, а атом Мп находится в 8р - (или 5-) гибридном СОСТОЯНИИ, стабилизированном я-связыванием. [c.516]

ВзН см. разд. 13-2). В этой молекуле к центральному атому бора присоединены три атома водорода. Согласно теории локализованных молекулярных орбиталей, связь в этой молекуле осуществляется в результате гибридизации 2х-орбитали и двух 2р-орбиталей атома бора с образованием трех эквивалентных хр -гибридных орбиталей (рис. 13-3). Каждая гибридная орбиталь имеет на одну треть 5-характер и на две трети р-характер. Поскольку любые две р-орбитали лежат в одной плоскости, а х-орбиталь не имеет пространственной направленности, три хр -ги-бридные орбитали лежат в одной плоскости. Эти три хр -гибридные орбитали, перекрываясь с тремя водородными 1х-орбиталями, образуют три эквивалентные локализованные связывающие орбитали. Каждая из таких связывающих (хр -ь 1х)-орбиталей занята в молекуле ВН3 парой электронов, как это схематически показано на рис. 13-4. На основании представления о гибридньгх орбиталях можно предсказать, что молекула ВН3 должна иметь плоскую тригональную структуру. Угол между межъядерными осями Н—В—Н, называемый валентным углом Н—В—Н, должен составлять 120°. [c.553]

Причина неожиданной неустойчивости молекулы циклопропана заключается в том, что она сильно напряжена. Трехчленный углеродный цикл имеет валентные углы по 60° вместо обычных для углерода тетраэдрических углов 109,5°. Если обратиться к представлениям теории молекулярных орбиталей, можно понять, что перекрывание между гибридными хр -орбиталями атомов углерода в молекуле циклопропана должно быть небольшим, а это означает, что связи оказываются слабыми. В молекуле циклобутана напряжение, или деформация связей, несколько смягчается, а в молекуле циклопентана этот эффект выражен еще меньше. Данные [c.32]

Кремний 81(15 2 2р 35 Зр ) по числу валентных электронов является аналогом углерода. Однако у кремния больший размер атома, меньшая энергия ионизации, большее сродство к электрону и большая поляризуемость атома. Поэтому кремний — элемент 3-го периода — по структуре и свойствам однотипных соединений существенно отличается от углерода — элемента 2-го периода. Максимальное координационное число кремния равно итести, а наиболее характерное — четырем. Как п для других элементов 3-го периода, рл — ря-связывание для кремния не характерно и потому в отличие от углерода р- и зр -гибридные состояния для него неустойчивы. Кремний в соединениях имеет степени окисления +4 и —4. [c.410]

Теоретическое объяснение этого факта было предложено Слейтером и Полингом. Оии показали, что при качественном рассмотрении и расчете химической связи несколько различных орбиталей, не очень сильно отличающихся по энергии, можно заменить тем же числом одинаковых орбиталей, называемых гибридными. Волновая функция гибридной орбитали составляется из волновых функций валентных электронов, умноженных на некоторые коэффициенты. Так, гибридные волновые функции электронов углерода, [c.85]

При образовании максимального числа а-связей (и отсутствии гс-связей) для всех указанных состояний азота характерна р -гибридизация атомных орбиталей, причем каждая неподелен-иая пара занимает одну гибридную орбиталь. Формирование наряду с о-свя зями л-связей обусловливает другие типы гибридизации— 5р -(эдна я-связь) или зр (две я-связи). В валентном электронном слое атома азота нет -орбиталей, поэтому атом азота ие может образовать более четырех ковалентных связей. [c.394]

V Сопоставление теорий МО, ВС и КП. Теория молекулярных орбиталей дает самый общий подход к описанию свойств комплексных соединений, объединяя идеи как теории валентных связей, так и теории кристаллического поля. Шести сг = -орбиталям октаэдрического комплекса в рамках теории валентных связей отвечают шесть а-связей, возникающих за счет донорно-акцепторного взаимодействия psp -гибридных орбиталей комплексообразователь и электронных пар шести лигандов (рис. 215). Что же касается молекулярных л - и [c.513]

Прочная ковалентная связь осуществляется за счет -вакансий металлов, а также остаточных валентностей гибридных орбит, если плотность -уровней у поверхности Ферми достаточно велика (как, например, у никеля, платины, палладия), причем необходимо, чтобы возбуждение электронов адсорбируемого вещества компенсировалось достаточно большим выигрышем энергии при их переходе на поверхность Ферми. Следовательно, для образования ковалентной адсорбционной связи выгодно, чтобы уровень Ферми (Ф) был расположен в металле достаточно низко. Критерием расположения уровня Ферми является величина работы выхода электрона (ф), т. е. энергия, необходимая для удаления электрона из кристаллической решетки металла за пределы действия ее сил. Чем ниже Ф, тем ботьше ф. Величина ф связана со значением химического потенциала я и заряда электрона е соотношением [c.58]

Геометрическая форма частиц АВп выведена из метода валептных связей, т. е. из стереохимического расположения осей валентных гибридных орбиталей центрального атома А, и следовательно, а-связей А—В. [c.138]

Из ковалентных нитридов наибольшее практическое значение имеет нитрид водорода H3N — аммиак. В обычных условиях это бесцветный газ с резким удушаюш,им запахом. Молекула H3N имеет форму тригональной пирамиды ( nh — 0,1015 нм, HNH = 107,3°). Согласно теории валентных связей атом азота в молекуле H3N находится в состоянии sp -гибридизации. Из четырех sp -гибридных орбита- [c.346]

В этиленовых углеводородах атомы углерода, связанные двойной связью, находятся во втором валентном состоянии (sp -гио-ридизация). Только два и один -валентные электроны каждого атома углерода участвуют в образованш 3-х гибридных а-сво-зей, а один р (я)-электрон остается свободным и участвует е образовании л-связи. [c.110]

Пространственная конфигурация молекул и комплексов. Характер ги-бридишции валентных орбиталей центрального атома и их пространственное расположение определяют пространственную конфигурацию 1юлекул и комплексных ионов. Так, при комбинации одной 5- и одной р-орбитали возникают две р-гибридные орбитали, расположенные симметрично под углом 180° (рис. 48). Отсюда и связи, образуемые с участием электронов этих орбиталей, также располагаются юд углом 180°. Например, у атома бериллия ер-гибридизация орбитллей проявляется в молекуле ВеСЬ, которая вследствие этого имеет линейную форму [c.73]

Как указывалось (см. рис. 50), молекула воды имеет угловую форму, что согласно теории валентных связен соответствует sp -гибридному состо шию атома кислорода. В молекуле HjO две sp -гибридные орбитали атома кислорода участвуют в образовании двух связей О — Н. На диух других 5/5 -гибридных орбиталях расположены две несвязывающие электронные пары (см. рис. 50). Валентный угол в молекуле воды НОН составляет 104,5°. [c.311]

Азот (15 2з 2р ) — типичный неметаллический элемент, по электро-стрицательности (3,0) уступает лишь фтору и кислороду. Как и у других р-элементов 2-го периода, у азота четыре валентные орбитали могут находиться в состоянии р , или 5р-гибридизации. При двух госледних гибридных состояниях возможно образование соответст-Еенно одной и двух л-связей. Степени окисления азота в соединениях [c.344]

Вопрос о теоретическом расчете геометрии молекулы весьма актуален, так как в настоящее время далеко не для всех молекул ее можно определить экспериментально, особенно для короткоживущих радикалов. Единственный строгий путь предсказания равновесной конфигурации — это решение уравнения Шредингера в возможно высоком приближении аЬ initio. Однако из-за трудности неэмпирических расчетов часто пользуются различными способами определения конфигурации, не имеющими строгого теоретического обоснования. Так, для этого используется концепция гибридизации в методе ВС. Зная валентные возможности центрального атома, представляют, какие гибридные эквивалентные орбитали он может образовать, и по аналогии со строением изученных соединений с той же гибридизацией ожидают соответствующую равновесную конфигурацию [c.103]

При этом за счет распаривания электронов образуются две ковалентные связн и происходит 5р-гибрндпзацня валентные э. юк-троны образуют два равноценных р-гибридных облака, вытяну-тых в противоположных направлениях. Таким образом, молекулы ВеХг имеют линейное строение. Более подробно 5р-гибрндпзация орбиталей в атоме бериллия рассмотрена в 43 см. также рнс. 39 на стр, 137. [c.610]

Эти локализованные молекулярные орбитали показаны на рис. 13-2. На них располагаются четыре валентных электрона, образующих две локализованные связывающие электронные пары, в согласии с льюисовой структурой связи для ВеН2. Каждая из линейных хр-гибридных орбиталей имеет наполовину р-характер и наполовину 5-характер, а две хр-орбитали позволяют центральному атому Ве в ВеНз присоединять к себе два атома водорода. [c.552]

Метан, СН4, имеет четыре эквивалентных атома водорода, присоединенных к центральному атому углерода. Для соединения с четырьмя атомами водорода углероду приходится использовать все свои валентные орбитали. Путем гибридизации одной 2з- и трех 2р-орбиталей можно получить четыре эквивалентные 5р -гибридные орбитали (рис. 13-5). Каждая 5р -ги-бридная орбиталь имеет на одну четверть 5-характер и на три четверти р-характер. Все четыре хр -орбитали направлены к вершинам правильного тетраэдра, поэтому хр -орбитали иногда называют тетраэдрическими гибридами. В результате перекрывания каждой хр -гибридной орбитали с 1х-орбиталью атома водорода образуются четыре локализованные связывающие орбитали. Наилучщее перекрывание между и 1х-орбиталями получается при помещении четырех атомов водорода в вершины правильного тетраэдра, как это показано на рис. 13-6 (где изображен куб, чередующиеся вершины которого образуют вершины упоминаемого тетраэдра). В молекуле метана восемь валентных электронов (четыре от атома углерода и по одному от каждого из четырех атомов водорода), которые должны [c.555]

Две вышеизложенные модели электронного строения КНз предсказывают различные величины валентного угла Н—N—Н, но одинаковую форму молекулы. (Под формой молекулы мы понимаем положения атомов, которые могут быть установлены экспериментально, но не положение неопределенной пары электронов, о котором можно только строить предположения.) Обе модели связи в КНз позволяют утверждать, что эта молекула имеет тригонально-пирамидальную форму. Однако модель образования связей из 2р-орбиталей азота и 15-орбиталей водорода предсказывает, что валентный угол Н—N—Н имеет величину 90° (угол между р-орбиталями), тогда как, согласно модели образования связей из гибридных хр -ор-биталей азота и Ь-орбиталей водорода, валентный угол Н—N—Н имеет тетраэдрическое значение 109,5° (угол между гибридными 5р -орбиталя-ми). [c.561]

Теория молекулярных орбиталей позволяет дать и другое объяснение двойной связи в этилене оно основано на представлении о sp -гибридиза-ции валентных орбиталей атомов углерода. Согласно этой модели, две из четырех sp -орбиталей каждого атома углерода перекрываются с двумя аналогичными орбиталями другого атома углерода. В этом случае два углеродных тетраэдра имеют общее ребро, подобно тому как это было описано ранее для. BjHg (см, рис. 13-9). Однако суммарное перекрывание атомных орбиталей в рамках этой модели оказывается меньшим, чем в рамках модели с sp -гибридизацией, откуда следует, что связь должна быть не столь прочной. Кроме того, тетраэдрическая модель с двумя изогнутыми связями предсказывает, что угол Н—С—Н ближе к тетраэдрическому значению 109,5°, чем к значению 120°, основанному на представлении о хр -гибридизации. Экспериментально наблюдаемое значение этого угла (117°) свидетельствует в пользу модели двойной связи, изображенной на рис. 13-19, а не в пользу модели с изогнутыми связями, основанной на представлении о sp -гибридных орбиталях углерода. [c.568]

Один из первых значительных успехов в объяснении существования октаэдрических комплексов был достигнут, когда Полинг в 1931 г. показал, что набор из шести 5-, р- и -орбиталей может быть гибридизован аналогично тому, как осуществляется зр - или 5р"-гибридизация при этом образуются шесть эквивалентных орбиталей, направленных к вершинам октаэдра. Для такой гибридизации могут использоваться валентные 5-орбиталь и три р-орбитали, а также 2 2- и ,2-орбитали, расположенные (по энергии) непосредственно под или над валентными 5- и р-орбиталями центрального атома. Указанные -орбитали выбраны потому, что их области максимальной плотности ориентированы вдоль шести осевых направлений октаэдра, подобно трем р-орбиталям. Возникающие в результате шесть октаэдрически ориентированных орбиталей называются "хр - или sp" "-гибридными орбиталями в зависимости от того, меньше на единицу главное квантовое число -орбиталей, чем у и р-орбиталей, или же совпадает с их главным квантовым числом. [c.225]

Обнаружено, что некоторые комплексы платины являются активными противораковыми препаратами. К их числу относятся 1 ис-Р1(ННз)2С14, 1/ис- 1 (ННз)2С12 И цис-Р1 (сп)О2 (ни один из транс-изомеров не эффективен в этом отношении). Воспользуйтесь теорией валентных связей для объяснения диамагнетизма этих комплексов. Являются ли эти комплексы внутриорбитальными или внешнеорбитальными Какие гибридные орбитали используются для образования химических связей в этих комплексах [c.250]

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]

В л-комплексах образуются гибридные Пе-, Пр- и (гг—1)< -орбн-тали (п — валентная оболочка). Если общее число электронов на этих орбиталях меньше числа электронов на аналогичных орбиталях благородного газа, незаполненные орбитали могут быть использованы для координации и последующего химического изменения молекул, окружающих комплекс, и тогда л-комплекс может проявлять каталитические свойства. Другой, более существенной причиной каталитической активности л-комплексов является неравномерность электронного облака, если металл окружен разными лигандами, как, например, в случае комплекса (СеН5СМ)2 Р(1С12. [c.102]

Гибридные волновые функции имеют небольшое значение по одну сторону от ядра, и большое — по другую. Таким образом, гибридная орбиталь сильно вытянута в одну сторону от ядра, что обусловливает гораздо более сильное перекрывание таких орбита-лей орбиталями электронов, принадлел<ащих другим атомам, чем перекрывание орбиталей 5- и р-электронов. В соответствии с третьим положением метода валентных связей это приводит к образованию более проч1ЮЙ- связи. Поэтому гибридизация приводит к образованию более устойчивых молекул. [c.86]

Четыре пары электронов в этих молекулах занимают четыре орбитали, которые близки к гибридным. Отличи е валентных углов от тетраэдрических объясняется тем, что гибридизация в данном случае является неполной. - [c.88]

На основании представления о гибридизованных АО углерода субстрата, реагента и активированного комплекса Витвицкий 1242] предложил метод количественной оценки энергии активации реакций (15.1). Проще всего этот метод проиллюстрировать на примере реакции Н(1) + К(2)Н- К(1)Н К(2) + (3, в которой реагирующий атом углерода исходного радикала находится в гибридном р -состоянии, а атом углерода исходной молекулы — в состоянии 5р . Для отрыва Н-атома от 5/7 -гибридизованного атома углерода субстрата необходимо, чтобы валентная оболочка этого атома перешла в 5р -гибридизованное состояние, что требует затраты 57,5 кДж-моль- 1242]. Поэтому с учетом теплоты реакции энергетический барьер, который должна преодолеть исходная система, равен [c.154]

Все связи в комплексных соединениях являются равноценными. Математически по теории валентных связей это можно описать как смешение з-, р- и /-орбиталей и образование так называемых гибридных орбиталей. В координационных соединениях переходных металлов (с незаполненными -орбиталями) большое значение имеет гибридизация с участием -орбиталей. Так, например, шесть связей между ионом Ре + и шестью ионами Р в комплексном ионе [РеРв] " согласно теории валентных связей следует рассматривать как образованные шестью гибридными орбиталями 3 /Ч 4р ( зр -орбитали), а шесть связей между ионами Ре + и ионами СЫ — как образованных шестью орбиталями (яр й -орбитали). [c.45]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология