Орбиты атомные и валентность

Правило октета играет очень важную роль при составлении льюисовых структурных формул. Для неметаллических элементов второго периода В, С, N, О, F) исключения из этого правила крайне редки. Нетрудно объяснить, почему это так. Атомы элементов второго периода имеют устойчивые 2s- и 2р-орбитали, и магическое число 8 соответствует завершенной валентной конфигурации 2s"2p . Добавление новых электронов к такой замкнутой оболочке невозможно, потому что следующие доступные для заселения электронами атомные орбитали у элементов второго периода-это расположенные намного выше по энергии 3 -орбитали. [c.475]

В гетероядерной двухатомной молекуле АВ, где В-более электроотрицательный атом, чем А, связывающая молекулярная орбиталь содержит больший вклад атомной орбитали атома В, а разрыхляющая молекулярная орбиталь больше напоминает атомную орбиталь атома А. Если разность электроотрицательностей атомов А и В очень велика, как, например, в КР, валентные электроны локализуются на более электроотрицательном атоме (в данном случае Р) и представление о ковалентной связывающей орбитали теряет свой смысл. В такой ситуации правильнее говорить об ионной структуре К Р . Большинство гетероядерных двухатомных молекул имеют промежуточный характер связи между ионными парами и ковалентно связанными атомами другими словами, они имеют частично ионный характер связи и могут описываться структурами А В . [c.544]

В 45 было показано, что при взаи.модействин двух одинаковых атомов вместо двух энергетически равноценных исходных атомных орбиталей образуются две молекулярные орбитали, отвечающие различным уровням энергии (рнс. 45), Если взаимодействуют три атома, причем их валентные орбитали заметно перекрываются, то возникают не две, а три молекулярные орбитали, в равной степени принадлежащие всем трем атомам (д е л о к а-лизованные орбитали) н характеризующиеся треми различными значения.ми энергии. При последовательном увеличении числа взаимодействующих атомов добавление каждого из них приводит к образованию еще одного энергетического уровня н к дальнейшей делокализации молекулярных орбиталей (т. е. к распространению их на большее число атомов) общее число энергетических уровней будет при этом равно числу взаимодействующих атомов. Схема подобного проиесса представлена на рис. 135. [c.531]

Атомные орбиты и валентность 31 [c.31]

Атомные орбиты а валентность 35 [c.35]

Атомные орбиты и валентность 37 [c.37]

Атомные орбиты к валентность 59 [c.39]

В рамках МВС эти факты объясняются на основе концепции гибридизации атомных валентных орбиталей. Согласно данной концепции, в образовании ковалентных связей участвуют не чистые , а так называемые гибридные, усредненные по форме и размерам (а следовательно, и по энергии) орбитали. Число таких орбиталей равно числу исходных орбиталей. Гибридные орбитали более вытянуты в пространстве, что обеспечивает их более полное перекрывание с орбиталями соседних атомов (рис. 5.7). Гибридные орбитали вследствие особой симметрии в образовании л-связей участия не принимают. [c.65]

Гибридизация и валентное состояние — это вспомогательные теоретические концепции. Ни гибридизованные атомные орбитали, ни валентное состояние атома не имеют, как таковые, спектроскопически констатируемой реальности. [c.259]

Атомные орбиты и валентность 33 [c.33]

Проведенные расчеты урр и урд показывают, что усредненная, эффективная атомная орбиталь, участвующая в образовании МО. соответствующей ряду электронных состояний бензола, близка по распределению заряда к орбитали для валентного состояния С". [c.234]

При решении задач методом молекулярных орбит предполагается, что при образовании химической связи сначала сближаются только ядра и лишь затем на образующихся многоцентровых молекулярных орбитах размещаются валентные электроны, причем при расчете молекулярных орбит используется, тот же подход, что и при расчете атомных орбит [c.37]

АТОМНЫЕ ОРБИТЫ И ВАЛЕНТНОСТЬ Введение [c.30]

Более совершенную модель металлической связи позволяет создать теория молекулярных орбиталей. Согласно этой модели, весь кристалл металла следует рассматривать как одну гигантскую молекулу. Все атомные орбитали определенного типа взаимодействуют в кристалле, образуя совокупность делокализованных орбиталей, простирающихся по всему кристаллу. Число валентных атомных орбиталей в отдельном кристалле достигает 10 . Чтобы представить себе, как происходит взаимодействие столь большого числа валентных орбиталей, рассмотрим гипотетическую последовательность линейных молекул лития, Ыг, з, в которых основную роль играют валентные 25-орбитали. На рис. 14-24 показано образование молекулярных орбиталей для трех указанных молекул. Отметим, что вследствие делокализации молекулярных орбиталей ни одному из электронов не приходится располагаться на разрыхляющей орбитали. По мере удлинения цепочки атомов в молекуле расстояние между орбитальными энергетическими уровнями все более сокращается. В предельном случае для кристалла, состоящего из 10 атомов, комбинация атомных орбита-лей приводит к возникновению широкой полосы, или, как говорят, зоны, тесно расположенных энергетических уровней. [c.625]

Орбитали энергетической зоны заполняются двумя электронами, как и орбитали атома и молекулы, в порядке их расположения по энергиям и в соответствии с принципом Паули. Следовательно, максимально возможное число электронов в зонах, возникающих за 1 чет перекрывания s-, р-, d-, /-... атомных орбиталей, соответственно равно 2N (s-зона), 6N (р-зона), 10 N (/ -зона), 14 N (/-зона)... Зона, которую занимают электроны, осуществляющие связь, называется валентной (на рис. 75 степень заполнения валентной зоны показана штриховкой). Свободная зона, расположенная энергетически выше валентной, называется зоной проводимости. [c.116]

Атомные орбиты и валентность 41 [c.41]

Атомные орбиты и валентность 43 [c.43]

Атомные орбиты и валентность 45 [c.45]

Атомные орбиты и валентность 47 [c.47]

Здесь 11— атомные (внутренние) электроны, точками обозначены валентные электроны, т. е. электроны в связывающих орбитах, кружками —металлические орбиты, V —валентность атома металла в каждой электронной структуре. В 5п (А) нет металлических орбит и, следовательно, нет металлической фазы четыре электрона гибридизированы и образуют связи по тетраэдрическим орбитам зр . И действительно, неметаллическая форма олова (серое олово) кристаллизуется в тетраэдрической структуре типа алмаза. Паулинг считает, что металлическая форма олова (валентность 2,44) состоит из Зп(В), резонирующего с 5п(Л). Первая из этих структур имеет больший статистический вес. Потеря энергии вследствие уменьшения числа связей в значительной степени компенсируется выигрышем за счет энергии резонанса. [c.15]

Связывающие орбитали. Гибридизация. Более тяжелые атомы, чем атом водорода, используют для образования ковалентных связей все незанятые или частично занятые орбитали их валентной оболочки. Возникающие молекулярные орбитали тем устойчивее и выделяющаяся при этом энергия тем больше, чем сильнее перекрываются атомные орбитали, из которых они образуются. [c.96]

Ядерные квадрупольные константы, определенные для молекулы обладают ярко выраженной асимметрией. Если принять валентный угол в молекуле равным 90°, то р- орбита не может привести к появлению какой-либо асимметрии. Для объяснения асимметрии было сделано предположение о р -гибридизации орбит серы и на основе экспериментальных значений ядерных квадрупольных констант вычислены коэффициенты, определяющие вклад исходных атомных орбит в гибридную орбиту [13]. Валентному состоянию серы приписывалась при этом конфигурация [c.238]

После этого заполняются наиболее глубоко погруженные в атомное электронное облако (и — 2)/-орбитали, если они имеются. Такие орбитали существуют только при (и — 2) > 3, т.е. лишь в шестом и седьмом периодах. Соответствующие элементы обладают практически одинаковыми валентными электронными структурами и, следовательно, очень близкими химическими свойствами и относятся к внутренним переходным металлам (лантаноидам или актиноидам). [c.399]

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]

Для объяснения большинства соединений, в которых число валентных электронов не меньше числа валентных орбиталей, достаточно воспользоваться представлением о двухатомных химических связях, которое позволяет рассматривать одновременно только пары атомов. Однако, как мы уже знаем из обсуждения бензола (разд. 13-5), локализованные молекулярные орбитали являются лишь приближенным описанием того, что имеет место в действительности. Иногда приходится конструировать делокализованные молекулярные орбитали из атомных орбиталей, принадлежащих нескольким или даже всем атомам молекулы. В случае молекулы бензола можно рассматривать раздельно связи С—Н и а-связи С—С, но шесть р-орбиталей атомов углерода приходится рассматривать совместно. [c.272]

Орбитали атомного остова можно не учитывать, так как они имеют сферическую симметрию и не дают вклада в <7/. На практике поляризация внутренних электронных оболочек все-таки имеет место и, как указывалось, может учитываться фактором Штернхаймера. Но поправка пренебрежимо мала и при рассмотрении причин возникновения градиента поля на ядре сумма в уравнении (1У.23) берется только по валентным орбиталям атома А. Более того, возможны следующие дальнейшие упрощения. Сферически симметричные 5-орбитали не дают вклада в 9,- , а вклады р-, (1- и /-орбиталей относятся (если использовать водородоподобные функции) как 21 3 I. Тогда можно ограничиться рассмотрением только р-орби-талей, а сумму (IV.23) представить в виде [c.107]

Орбитали, содержащие валентные электроны, а также ближайшие к ним по энергии вакантные орбитали, можно выделить в валентную группу молекулярных орбиталей (МО). Различают связывающие, несвязывающие и разрыхляющие МО. Связывающими называются такие, переход электронов на которые с соответствующих атомных орбиталей (АО) энергетически выгоден, разрыхляющими — такие, для которых этот переход невыгоден. Несвязывающие МО как по энергии, так и по форме электронного облака мало отличаются от соответствующих АО. Электронная плотность у связывающих орбиталей сосредоточена в пространстве между ядрами связываемых атомов, у разрыхляющих — вне этого пространства. При локализации электронной плотности МО между двумя ядрами образуется двуцентровая МО, которая в обычной структурной формуле изображается чертой. Многоцентровые МО с трудом учитываются в структурных формулах. [c.20]

Таким образом, в линейную комбинацию вводится по одной функции для атома водорода и по пяти функций для атомов угаерода Построенные таким образом ЛКАО, в которых фигурируют лищь атомные орбитали основного валентного состояния, называются функциями минимального базиса Как правило, в подавляющем больщинстве практических расчетов используется именно такой минимальный базис На первый взгляд может показаться, что имеется противоречие, заключающееся в том, что атом угаерода вносит в молекулу 6 электронов, а соответствующих функций вводится лшпь пять На самом деле никакого противоречия нет Вводимые в базис ЛКАО атомные функции нужны дпя построения пространственных составляющих молекулярных орбиталей (МО) и соответствующих приближенных значений уровней энергии Затем эти пространственные составляющие дополняются спиновыми с учетом того, что на каждом уровне энергии можно разместить не более двух электронов Следовательно, прежде всего надо получить достаточно хорошую пространственную часть МО, а для этого в ней должны участвовать, как минимум, все различные АО, соответствующие основному состоянию соот- [c.236]

В карбонат-ионе, имеющем форму плоского треугольника, атом С находится в зр -гибридизованном состоянии, а орбиталь Рг образует я-орбиталь. С другой стороны, три эквивалентных атома О также 8р -гибридизованы, а их орбитали р представляют собой п-орбитали (в ряде приближенных методов полагают, что атом О зр-гибридизоваи, но при этом не возникает различий участвующих в связи орбиталей). Атомы С и О в валентных состояниях образуют показанные на рис. 4.1 молекулярные орбитали, и а-орбитали расщепляются на трехкратно вырожденные связывающую и разрыхляющую орбитали. Однократное связывание атомов за сче я-орбита-лей приводит к образованию четырех молекулярных орбиталей, две из которых вырожденны. 24 атомных валентных электрона заселяют орбитали, начиная с нижней, и одна молекулярная я-орбиталь и разрыхляющая а-орбиталь оказываются вакант ными (карбонат-ион диамагнитен, и все электроны спарены). [c.158]

НО занятые так называемые атомные валентные орбитали. Таким образом, каждая диаграмма Румера (стр. 91) приобретает вполне определенный химический смысл. [c.200]

Литий. Атом лития имеет один валентный электрон, поэтому молекула может иметь не больше двух связывающих электронов. Эти электроны спарены на низшей доступной для них молекулярной орбитали, о,. Следовательно, в молекуле Li2 имеется одна ковалентная связь. Длина этой связи (2,67 А) превышает длину связи в молекуле Н2 (0,74 А), потому что в молекуле лития связь образуется более протяженными атомными орбиталями сп = 2, анесп = 1. По этой же причине связь в слабее, чем в Н2 энергия связи в 2 равна ПО кДж мoль , а в Н2-432 кДж моль Ч Ядра атомов лития расположены дальше друг от друга, электронное облако распределено в большем объеме и силы притяжения между электронами и ядрами соответственно ослаблены. [c.525]

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 последние полтора десятилетия вопрос о моле кулярно-орбитальной интерпретации понятия валентности, а также кратности химической связи обсуждался не раз. Были предложены различные определения эФих величин, причем все исследователи исходили из математического представления атома А некоторым набором АО или A O. Как было отмечено С. Г. Семеновым, под набором спин-орбиталей, представляющим атом А в составе молекулы, нецелесообразно понимать спин-орбитали изолированного атома, так как эти спин-орбитали при сближении атомных ядер оказываются, в общем случае, неортогональными и в этом смысле частично, включают друг друга .. ..Для математического моделирования химически связанного атома целесообразно использовать... функций ортонормированного базиса . [c.221]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология