Орбиты прочность и энергия связ

Эффект образования связи обусловлен взаимодействиями иона металла с растворителем и лигандом. Суммарная энергия связи определяется как стерическими, так и электронными факторами. Очевидно, что чем более объемистым является лиганд, тем более вероятно возникновение стерических препятствий к координации этого лиганда со стороны других лигандов, присутствующих в системе, и, следовательно, тем ниже будет энтальпия образования комплекса. Электронные эффекты можно в общем разделить на энергию о- и я-связей и, в случае переходных металлов, на энергию кристаллического поля. Чем больше а-донорная способность лиганда (т. е. чем более основен лиганд), тем выше прочность а-связи металл — лиганд. Аналогично чем выше электроноакцепторная способность металла, тем более устойчивые комплексы он образует. Акцепторная способность тем выше, чем больше электроположительность, выше степень окисления, и для данного иона металла с данной степенью окисления тем выше, чем больше положительный заряд на центральном атоме комплекса. я-Дативное взаимодействие, обусловленное переходом электронов с заполненных орбиталей иона металла соответствующей симметрии на вакантные орбитали лиганда той же симметрии, также повышает энтальпию комплексообразования. Однако я-дативное взаимодействие не зависит от основности, так как под основностью подразумевается способность донора к взаимодействию с протонами, а поскольку у протонов нет заполненных р-орбиталей, то они и не могут участвовать в образовании я-связей. В случае переходных металлов следует также учесть влияние природы лиганда на энергии ( -орбиталей металла. Энергетические уровни пяти -орбиталей, равноценные в свободном ионе металла, в поле лиганда расщепляются. Рассмотрим приближение группы из шести отрицательно заряженных лигандов к иону металла при этом заряд лигандов равномерно распределяется по сферической поверхности, окружающей ион металла. Энергии всех -орбиталей повышаются в результате электростатического отталкивания между отрицательно заряженной сферой и отрицательно заряженными -электронами (рис. 14.2,а). Если затем эти шесть лигандов расположить по вершинам октаэдра в виде [c.250]

При этом на МО надо разместить три электрона, два из которых заполнят связывающую Oj-MO, а третий, разместится на разрыхляющей а -МО (в соответствии с рядом уровней энергии МО). Таким образом, частица Het будет иметь электронное строение HeJ (0515) (0 Is)]. Порядок связи у молекулярного иона равен V2, и он может быть достаточно устойчив. Экспериментально доказано существование этого иона. Однако прочность химической связи в частице меньше, чем в молекуле Нг, из-за наличия одного электрона на разрыхляющей aj -орбитали. [c.59]

По длине химической связи косвенно можно судить о такой ее важнейшей характеристике, как прочность. Чем ближе располагаются взаимодействующие атомы, тем полнее перекрываются их атомные орбитали. Следовательно, химическая связь тем прочнее, чем меньше ее длина. Количественно прочность связи характеризуют энергией. Энергия связи Е равна работе, которую необходимо затратить на разрыв связи, и измеряется в килоджоулях, отнесенных к одному молю вещества. В молекуле водорода энергия связи высока н,=435 кДж/моль, что объясняется небольшими размерами взаимодействующих атомов. [c.47]

Представление о валентном состоянии потребовалось для того, чтобы сказать, что при переходе атома, например атома углерода С, в связанное состояние необходимо сначала затратить энергию на возбуждение в валентное состояние (так называемое промотирование электронов на гибридные орбитали), после чего эта затрата с лихвой компенсируется энергией, выделяющейся при образовании химических связей. Представления о роли валентных состояний одно время привлекали для сравнения прочности различных связей, сравнения прочности химических соединений, выявления близости характера атомов в различных соединениях и т.п. [c.339]

Используя данные по энергиям связи металлов (табл. 2.13), для каждого из больших периодов можно построить график, доказанный на рис. 3.10. Приняв инертные газы за нулевой уровень, получаем два больших максимума с минимумом между ними, соответствующим подгруппе ПБ. Оставляя в стороне незначительные отклонения, можно выделить большой пик в -области подгрупп VA — VIA и меньший пик в районе IVB. Дж. С. Гриффитс объясняет эту картину следующим образом. Можно считать, что, когда в изолированных атомах совершенно не заполнены ( —l)d- и яз-орбитали (га — главное квантовое число внешней оболочки), связь образуется за счет этих орбиталей если они заняты, то образование связи обусловлено ns- и гар-орбиталями. При этом нет оснований утверждать, что чем больше число связей, тем больше энергия связей в целом. Для образования связи от каждого атома требуется один электрон, причем в том случае, когда (га —l)d- и ras-орбитали в сумме дадут 6 неспаренных электронов, число ковалентных связей достигает максимума. Именно так можно объяснить появление пика в области подгруппы VIA, поскольку при увеличении числа электронов по сравнению с этим количеством число неспаренных электронов в d-оболочке будет уменьшаться за счет спаривания. Можно полагать, что у элементов подгруппы ПБ, характеризующихся конфигурациями (р—l)d s, прочность связи будет в значительной степени ослаблена. У элементов подгруппы IVB структуры элементарных веществ образованы связями, для которых предполагается зр -гибридизованное состояние, и их энергия достигает максимума. [c.133]

Несколько причин обусловили проявление углеродом выше отмеченных свойств. Доказано, что энергия связи (прочность связи) С—С сопоставима с прочностью связей С—О. Для сравнения укажем, что связь Si—О намного прочнее связи Si—Si. Углерод обладает возможностью проявлять не одну, а целых три разновидности гибридизации орбиталей в случае яр -гибридизации образуются четыре гибридных орбитали, имеющие тетраэдрическую ориентацию с их помощью образуются простые ковалентные связи в случае яр -гибридизации образуются три гибридные орбитали, ориентированные в одной плоскости, и с их помощью образуются двойные кратные связи наконец, с помощью двух яр-гибридизованных орбиталей, имеющих линейную ориентацию, между атомами углерода возникают тройные кратные связи. Сейчас хорошо известно, что атомы углерода способны образовывать простые, двойные и тройные связи не только друг с другом, но также и с другими элементами. Таким образом, современная теория строения молекул (ее основы см. в 3) объясняет и огромное число органических соедине- [c.276]

Процесс возникновения ковалентной связи происходит следующим образом. При сближении двух атомов их орбитали перекрываются, т. е. взаимно проникают одна в другую. Образуется одна общая орбиталь, охватывающая одновременно оба атома. Электроны, находившиеся ранее на орбиталях двух атомов, становятся общими. При этом в промежутке между ядрами возрастает электронная плотность, что приводит к стягиванию положительно заряженных ядер. При образовании ковалентной связи выделяется энергия, и поэтому получающаяся молекула устойчивее, чем отдельные атомы. Этим объясняется высокая Прочность ковалентной связи. Пара электронов, образующая ковалентную связь, обозначается черточкой. [c.37]

В ацетилене мы можем описать тройную связь углерод— углерод, как состоящую из одной а-связи и двух тг-связей указанного выше типа. Эта валентная форма соответствует известной линейной конфигурации ацетилена. Поскольку 2/7-орбиты в и-связи перекрываются меньше, чем орбиты в а-связи, то следует ожидать, что тг-связь будет слабей, чем а-связь, и, следовательно, что С = С-связь по прочности превышает —С-связь не в два раза, а меньше. Экспериментальные данные энергии связей следующие 59 ккал. для С —С, 100 ккал, для С = С, 123 ккал. для С С, что находится в согласии с нашими ожиданиями. [c.298]

Характеристика элемента. Атом углерода имеет 6 электронов ls 2s 2p . Последние два электрона располагаются на отдельных р-орбиталях и являются неспаренными. В принципе, эта пара могла бы занимать одну орбиталь, но в таком случае сильно возрастает межэлектронное отталкивание. По этой причине один из них занимает 2рх-, а другой либо 2ру, либо 2рг-орбиталь. Электронная конфигурация з 25 2рх 2ру 2р2°. Различие энергии 5- и р-подуровней внешнего слоя невелико, поэтому атом довольно легко переходит в возбужденное состояние, при котором один из двух электронов с 25-орбитали переходит на свободную 2р. Возникает валентное состояние, имеющее конфигурацию 1з 2з 2рх 2ру 2р2 Именно такое состояние атома углерода характерно для решетки алмаза. Тетраэдрическое пространственное расположение, одинаковая длина я энергия связей объясняются возникновением четырех равнозначных функций д в результате взаимного наложения 5- и р -функций. Это явление, как известно, называют 5рз-гибридизацией, а возникающие функции — рЗ-гибридными (рис. 62, а). Если принять прочность связи, возникающей в результате объединения з-элект-ронных пар, за единицу, то прочность р-связи оказывается равной уз, а 5р -гибридной связи 2. Таким образом, образование четырех 5рЗ-связей обеспечивает атому углерода более устойчивое состояние, чем три р — р- и одна 5 — -связи. Помимо р -гибридиза-ции у атома углерода наблюдается также зр - и р-гибридизация (рис. 62,6, в). В первом случае возникает взаимное наложение [c.212]

Высокополярный характер связи Р- 0 способствует образованию я—ря-связей [44, 51]. Увеличение рл-экспоненты групп А, В и С связано с уменьшением энергии я-связи в Р=0-группе (см. табл. 17). Вследствие такой конкуренции за й я-орбитали и относительной прочности я-связей Р = 0 другие группы могут использовать оставшиеся -орбитали (например, в уже рассмотренной Сз -системе), несмотря на повышенную энергию поля лиганда. Такое я-связывание, которое не влияет на связь Р=0 [c.82]

Уже было высказано предположение, что все химические силы, т. е. типы химической связи, могут быть объяснены одновременным притяжением одного или нескольких электронов к двум или нескольким ядрам. Из данных рис. 5.10 следует, что прочность химической связи может изменяться в широких пределах. Прочные связи возникают только в тех случаях, когда атомы достаточно сближаются друг с другом, так чтобы их орбиталн могли хорошо перекрываться, поскольку они еще не полностью заполнены электронами. Именно поэтому атомы благородных газов, у которых заполнены все орбитали, образуют друг с другом слабые связи, а атомы С или N могут перекрываться несколькими частично заполненными орбиталями и образовывать прочные связи. Число электронов, участвующих в образовании связи, также оказывает влияние на ее прочность — например, энергия связи в молекуле N2 (6 электронов) равна 225 ккал/моль, в молекуле Нг (2 электрона)—104 ккал/моль, в Н/ (1 электрон)—62 ккал/моль. Энергии большинства двухэлектронных связей находятся в пределах 30—140 ккал/моль. [c.202]

Энергия связи и прочность орбиты. В соответствии с результатами, полученными на основе постулата о перекрываний связывающих орбит, кривые на рис. 15 показывают, что 5-орбиты дают наиболее слабые связи, р-орбиты в какой-то мере упрочняют связи, а гибридные хр-орбиты образуют еще более прочные связи. Энергии связей, представленные минимумом на кривых 2, 2р и 8р, соответствуют максимальным значениям [c.135]

По данным Джонсона [9] энергии связей С—и С=0 имеют значения примерно 350 и 750 кДж/моль соответственно. Видно, что двойная связь по крайней мере вдвое прочнее одинарной В то же время в диоксиде кремния больший размер атома кремния приводит к увеличению расстояния 81—О и уменьшению тенденции к образованию я-связи кроме того, атомные Зр -орбитали кремния имеют слишком диффузный характер, чтобы в заметной степени перекрываться с 2р,1-орбиталями кислорода. Не следует забывать, что из-за значительно меньшей электроотрицательности кремния связи 81—О значительно более полярны, чем связи С—О. Ионный характер должен приводить к упрочнению 81—О-связи. Это увеличение прочности одинарной связи 81— О подтверждается измерением энергии связи 81—О в 8102, которая примерно равна 460 кДж/моль, что значительно превышает энергию одинарной связи углерод — кислород. [c.161]

В валентной оболочке атома углерода имеются четыре орбиты. Это 25- и три 2/>-орбиты с прочностью 1 и 1,732. Но они не являются теми орбитами, которые используются, когда атом образует связи (они специально приспособлены для описания свободного атома). Если бы квантовая теория разрабатывалась не спектроскопистами, а химиками, то, возможно, что вместо 5- и р-орбит фундаме -тальную роль играли бы описанные ниже тетраэдрические орбиты. Вообще волновая функция для системы может быть построена путем сложения разных функций. Волновой фун- кцией основного состояния будет та, при которой энергия системы минимальна (раздел 3). Энергия системы, состоящей из атома углерода и четырех присоединенных атомов, будет минимальной в том случае, когда энергия связи имеет нан-большое значение. Оказалось, что связывающая орбита, образованная линейной комбинацией 5- и р-орбит, взятых с определенными числовыми коэфициентами, имеет большую прочность связи чем 5- или р-орбита в отдельности. Прочность наилучшей гибридной 5 — р-орбиты составляет 2. Зависимость этой орбиты от углов изображена на рис. 18. Как видно, орбита сильно сконцентрирована в направлении связи (т. е. в направлении оси, по которой она обладает симметрией вращения). Легко понять, что эта орбита будет сильно перекрываться с орбитой другого атома и будет образовывать очень прочную связь. [c.88]

Самое примитивное применение принципа Паули (не более двух электронов на орбитали) для диаграммы молекулярных орбиталей в методе ячеек представлено на рис. 3.8. В (Не)2 третий валентный электрон должен расположиться на разрыхляющей -орбитали. Вместо того чтобы повышать прочность связи, этот третий электрон приводит к ее ослаблению, сводя к нулю благотворное действие одного из связывающих электронов. Действительно, из эксперимента известно, что энергия связи молекулярного иона Нез равна 72 ккал, что очень близко к энергии связи в hJ. Далее, в гипотетической молекуле (Не)2 четвертый электрон также должен находиться на разрыхляющей а -орбитали. Теперь, когда в молекуле есть два связывающих и два разрыхляющих электрона, связь вообще не возникает. Этот вывод подтвержден экспериментально. Два атома гелия лишь очень слабо притягиваются друг к другу — химическая связь здесь практически отсутствует. Мы убедились в том, что принцип Паули для молекул не менее справедлив, чем для атомов. Это поможет нам понять природу химических связей и предсказывать их свойства. [c.87]

Не считая выясненным вопрос об энергии связи, кратко рассмотрим смысл термина прочность связи . В квантовой химии термин прочность связи или, более точно, прочность связи атомных орбиталей связана с эксцентриситетом (гибридной или негибридной атомной орбитали). Прочность связи оценивается по максимуму углового распределения интенсивности волновой функции по сравнению со сферически-симметричной 5-орбиталью [1]. Таким образом, прочность хр -гибрида равна 4 1 (0 = 54°44, ф = 45°)/(1/4я) /2 = 2. Другие представляющие интерес гибриды имеют следующие прочности связи прочность связи р -гибрида (пирамидального) равна 1,732 хр-гибрида (плоского треугольного) 1,991 и хр-гибрида (линейнего) 1,932. [c.107]

Удаление атома водорода из углеводорода приводит к образованию радикала. Электронное распределение последнего вблизи радикала атома С отличается от первоначального. В насыщенных углеводородах 45р -гибридные орбитали заменяются на Зх/ -гибриды. Свободный электрон радикала считается локализованным, его поведение описывается совершенно независимой собственной я-функцией, которая не взаимодействует с а-системой. Прочность связи, соединяющей атом С с радикалом атома С (С), теперь определяется главным образом взаимодействием гибридов зр и зр . Энергия связи, полученная путем перекрытия зр - и р -гибридов, не меньше энергии связи двух хр -гибридов. Подобный результат обусловлен значениями энергии диссоциации С—С-связей в соединениях КСНа—СНгК (337 кДж/моль) и КСНг—СеНз (381 кДж/моль). Предположение о том, что замена в связях 5р -орбиталей на 5р2-орбитали не будет вызывать уменьшения энергии связи, в дальнейшем подтверждается следующим фактом энергия связи С(8р )—Н в Н2С=СН2 одинакова по величине с энергией связи С(8р=)—П в НзС—СНз (436 кДж/моль). Увеличение [c.113]

Рассмотрим полученные выражения. Первое соотношение не содержит, резонансного интеграла р. Энергия электрона на соответствующей орбитали практически такая же, как и в изолированных атомах,— кулоновский интеграл а выражает энергию электронов в отсутствие химической связи. Эта орбиталь называется несвязьшающей. Электрон, попадающий на такую орбиталь, согласно методу Хюккеля, не оказывает влияния на прочность связи в молекуле. Это, конечно, упрощение в действительности данный электрон вносит некоторый вклад в энергию связи, но этот вклад невелик и при ориентировочной оценке им можно пренебречь. [c.198]

Лучшим теоретическим критерием, который ид1еется для прочности связи данной электронной пары, является, конечно, энергия, освобождающаяся при образовании связи. Однако из предыдущего видно, что даже в простом случае Н2 требуются довольно длительные и трудоемкие расчеты, чтобы получить даже приближенное значение этой энергии. Очевидно, желателен более простой, даже менее точный критерий, и такой критерий существует. Полинг и Мал-ликен установили, что есть качественное, а при некоторых вполне определенных условиях даже полуколичественное соотношение между энергией связи и перекрыванием атомных орбиталей, образующих связь. Нетрудно понять, почему хорошее перекрывание способствует прочности связи чем больше две связывающие орбитали перекрываются, тем больше концентрируются связывающие электроны между ядрами, вследствие чего уменьшается взаимное отталкивание ядер и заодно возрастают силы притяжения между электронами и ядрами. [c.88]

Таким образом, число гибридных орбиталей всегда равно суммарному числу исходных орбиталей. Кроме того, при возникновении гибридных орбиталей необходимо соблюдение следующих условий Г) хорошее перекрывание гибридизу-емых электронных орбиталей 2) небольшая разница в энергиях атомных орбита-лей, участвующих в гибридизации. Например, Х -орбитали не могут гибридизо-ваться с 2 норбиталями, так как у них различные значения главного квантового числа, а потому их энергии сильно различаются. Гибридизация всегда сопровождается изменением формы электронного облака. При этом гибридное электронное облако асимметрично имеет большую вытянутость по одну сторону от ядра, чем по другую. Поэтому химические связи, образованные с участием гибридных орбиталей, обладают большей прочностью, чем связи за счет чистых негибридных электронных облаков. Гибридизация одной 5-орбита,ди и одной р-орбитали приводит к возникновению двух гибридных облаков, расположенных под углом 180° (рис. 36). Это так называемая р-гибридизация, в результате которой гибридные облака располагаются по прямой. Отсюда легко объяснить прямолинейность молекулы ВеС12 в- и р-орбитали атома бериллия подвергаются в -гибриди-зации и образуют две гибридные связи с двумя атомами хлора (рис. 37). У каждого атома хлора имеется по одному неспаренному р-электрону, которые и являются валентными. [c.80]

Энергия связи двух атомов тем большё, чем выше плотность заряда между ними, т. е. чем сильнее перекрываются атомные орбитали (см. рис. 2.2, а). Это наглядно объясняет более высокую прочность ковалентных связей, образуемых р-орбиталями в сравнении с 8-орбиталями. Отсюда вытекает и качественное объяснение предпочтительных пространственных направлений ковалентных связей. В противоположность -электронам, р-электроны образуют 3 аксиально-симметричные орбитали, оси которых расположены взаимно перпендикулярно. [c.415]

Начиная с" молекулы кислорода, порядок связи и ее прочность понижаются, поскольку после N2 в молекулах остаются лишь антисвязывающие орбитали, доступные для заполнения. Два дополнительных электрона входят на разрыхляющую яг-орбиталь, понижая порядок связи от 3 в N2 до 2 в О2. Соответственно возрастает длина связи, а энергия связи понижается. Самый важный факт это то, что электроны на яг-орбитали не спарены (как и электроны на Ярорбитали в молекуле Ва). Это согласуется с экспериментальным фактом, что молекула кислорода парамагнитна и имеет два неспаренных электрона. Простота предсказания этого факта при помощи теории МО контрастирует с трудностями его объяснения в рамках обычных представлений, когда считают, что атомы так обобществляют электроны, чтобы вокруг каждого атома образовался полный октет. На этом основании можно записать [c.83]

Молекулярные фториды как металлов, так и неметаллов обычно представляют собой газы или летучие жидкости. Их летучесть обусловлена тем, что между молекулами нет других связываюш,их сил, кроме вандерваальсовых, так как поляризуемость фтора очень мала, и у него нет внешних орбиталей, пригодных для взаимодействий другого типа. Если центральный атом имеет доступные вакантные орбитали и в особенности в том случае, когда полярность простых связей М—Р такова, что на атоме М возникает значительный заряд, как, скажем, в случае 8Рб, могут возникнуть кратные связи за счет перекрывания заполненных р-орбиталей фтора с вакантными орбиталями центрального атома. Это взаимодействие, определяет укорочение и высокую прочность многих связей фтора. Вследствие высокой электроотрицательности фтора связи в таких соединениях сильно полярны. Вследствие низкой энергии диссоциации Рг и относительно высокой энергии связей фтора с многими другими элементами (С—Р, 486 М—Р, 272 Р—Р, 490кДжХ Хмоль " ) молекулярные фториды часто образуются с большим выделением тепла. [c.385]

Повышенная прочность а-связей в квадратных комплексах. В октаэдрических и в квадратных комплексах орбиталь а точнее МО, имеющая преимущественно характер орбитали является сильно разрыхляющей по отношению к четырем лигандам, расположенным в плоскости ху. В квадратных комплексах эта орбиталь остается незаполненной это увеличивает прочность (т-связей и повышает устойчивость четырехкоординационного соединения, несмотря на некоторую затрату энергии, необходимую для спаривания электронов при переходе от конфигурации к конфигурации Кроме того, поскольку г -орбиталь не принимает участия в образовании связей с лигандами, она может быть гибридизована с з-орбиталью, что улучшает условия для образования четырех а-связей. При этом пара несвязывающих электронов занимает гибридную орбиталь, расположенную в основном выше и ниже плоскости комплекса. [c.106]

Хорошо известно, что энергия связи ряда элементов с кислородом значительно выше энергии связи Si O, и, следовательно, введение таких элементов, как В, Sn, Ti, Р и других, может повысить термостойкость полимеров [189—194]. К повышению термостойкости должно приводить и увеличение полярности связей вследствие различий в электроотрицательности. Этим же обусловливается повышенная устойчивость к гомолитическому распаду и к окислительно-восстановительным процессам. Особенно значительных эффектов такого рода достигают при введении в цепь переходных металлов [192— 195], которые могут ингибировать цепные радикальные процессы благодаря этому возможно повышение температуры эксплуатации и срока службы изделий. Возможно также увеличение прочности связей за счет повышения их кратности, обусловленной делокализацией неподеленных электронных пар кислорода на вакантные орбитали гетероатома, Особенностью гетеросилоксановых полимеров является возможность межмолекулярных взаимодействий с участием гетероатомов, которые могут влиять на скорость процессов полимеризации, а также определять особенности строения и свойств полимеров. [c.117]

В разделе 16 дан обзор магнитных данных для четырехковалентного состояния никеля. Анализ вопроса показывает, что в случае двухвалентной меди следует ожидать образования четырех ковалентных связей с плоской конфигурацией, а не четырех тетраэдрических зр ковалентных связей (прочность 2,694 вместо 2). Но двухвалентная медь имеет одним электроном больше, чем двухвалентный никель, и при обычном распределении неподеленных электронов по орбитам этот электрон будет занимать пятую 3 /-орбид-у, так что эта орбита будет исключена из образования связей. С другой стороны, вступление неподеленного электрона на третью 4р-орбиту и использование Зс -орбиты для образования связи не требуют затраты энергии если каждая из пяти рассматриваемых орбит (одна Зс/, одна 4 , три 4р) занята либо общей парой, либо холостым электроном, то при любом распределении (холостой электрон на 3(1- и 5р -связи или холостой электрон на 4р- и с/зр -связШ) энергия взаимодействия общей пары с атомом меди будет такой же, как и у холостого неподеленного электрона. Соответственно [c.109]

На рис. 3.7 представлена диаграмма для Н такой орбитальной заселенности (один электрон на связывающей а-орбитали) соответствует уменьшение энергии на 64,5 ккал. Если принцип Паули справедлив, то на этой орбитали сможет разместиться еще один электрон. Тогда молекула превратится в нейтральную молекулу водорода Н2, и, как следует из орбитальной диаграммы, прочность связи между двумя протонами должна увеличиться. Если один электрон на о-орбитали понижает энергию на 64,5 ккал, два электрона могли бы понизить энергию на величину, вдвое большую 2-64,5 = 129 ккал-Конечно, это всего лишь приближение с выключенным межэлек [c.86]

То, что валентные углы в соединениях трехковалентного фосфора занимают промежуточное положение между значениями 90° и 109°28, можно объяснить как эффект, связанный с наличием не-поделенной пары элeктpoнoв . По своему расстоянию от ядра 5-и р-орбитали одного и того же слоя отличаются мало, но они сильно отличаются по угловому распределению. Для р-орбиталей, сконцентрированных вдоль трех перпендикулярных осей, величина углового распределения будет в ]/3 раз больше, чем для з-орбитали. Отсюда следует, что 5—5-связь должна иметь энергию - примерно в 3 раз меньшую, чем 5 — р-связь, и быть слабее р — р-связи примерно в 3 раза, так как расчетным путем было установлено , что энергия связи приблизительно пропорциональна произведению величин угловых частей связывающих орбиталей двух атомов. Величину угловой части связывающей орбитали Полинг называет прочностью связывающей орбитали, причем она равна для 5-орби-тали 1, для р-орбитали 3, для -орбитали Можно показать что прочность гибридной 5р -орбитали имеет в данном масштабе значение 2. Отсюда можно сделать вывод, что при образовании связей, включающих р-орбитали, всегда преобладает тенденция к гибридизации с образованием тетраэдрических орбиталей, так как при этом возникают более прочные связи. [c.33]

Гидриды. Соединения кремния с водородом (силаны) образуют гомологический ряд с общей формулой 81 Н2 + 2 подобно предельным углеводородам, но отличаются от них меньшей прочностью цепей из-за невысокой энергии связи 81—81 (см. с. 335). Максимальное значение п в общей формуле силанов равно 8. Электронные орбитали атома кремния в силанах находятся в состоянии вр -гибридизации, поэтому молекулы первого члена гомологического ряда — моносилана 81Н4 имеют форму тетраэдра. Температуры плавления и кипения в гомологическом ряду силанов увеличиваются быстрее, чем у углеводородов. При обычных условиях только моносилан и дисилан 812Нд — газы. Остальные силаны — летучие жидкости. Все силаны бесцветны, ядовиты, имеют неприятный запах. [c.363]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология