Валентная орбиталь

Р е ш е и и е. Составляем электронную формулу атома кремния 15 25 2р 35 3/ . Валентными орбиталями в этом атоме являются орбитали внешнего (третьего) электронного слоя, т. е. 35-, Зр- и незаполненные Зс(-орбитали. Графически схема заполнения [c.41]

Рис. 12-11. Перекрывание 15-орбитали атома водорода с валентными орбиталями атома фтора. Результирующее перекрывание 2р,- или 2р -орбитали фтора с Ь-орбиталью водорода равно нулю, вследствие чего эти две р-орбитали не могут вовлекаться в образование молекулярных орбиталей молекулы НР.

Записать электронные формулы атамов элементов с зарядом ядра а) 8 б) 13 в) 1<3 г) 23 д) 53 е) 63 ж) 83. Составить графические схемы заиолие-ния электронами валентных орбиталей этих атомов. [c.44]

Атом хлора имеет один непарный электрон, чем и предопределяется его сходство с фтором и водородом. В то же время у хлора по сравнению со фтором больше размер валентных орбиталей, гораздо меньше значение энергии ионизации / он, заметно больше сродство к электрону сРод большая поляризуемость атома [c.286]

Кроме рассмотренных возможны и другие типы гибридизации валентных орбиталей и отвечающие им типы пространственной конфигурации молекул. Комбинация орбиталей типа одной 5-, трех р-и одной приводит к р -гибридизации. Это соответствует простран- [c.71]

Простое вещество. В соответствии с характерным типом гибридизации валентных орбиталей (зр ) у кремния наиболее устойчива [c.410]

При возбуждении атом кремния переходит в состояние, li 2s 2/) 3s 3p а электронное строение его валентных орбиталей соответствует схеме [c.56]

Тетраэдрическое строение комплексного иона [Ве1 4р обусловлено / -гибридизацией валентных орбиталей бериллия. [c.98]

Это бесцветный газ (т. пл. —91,0°С, т. кип. —88,5°С) со слабым приятным запахом. В соответствии с 5р-гибридизацией валентных орбиталей молекула имеет линейное строение ( л = 0,05- 10 Кл - м, =0,113 нм, N0 =0,118 нм), которое может быть передано наложением валентных схем [c.356]

Как же неравноценные по исходному состоянию электроны образуют равноценные химические связи Ответ на этот вопрос дает представление о гибридизации валентных орбиталей. [c.70]

В зависимости от числа о-свя ей координационное число углерода оавно четырем (хр -гибридизация), трем ( р -гибридизация) или двум 5р-гибридизапня валентных орбиталей). [c.390]

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]

В зависимости от числа ст-связей координационное число бора (III) равно 4 или 3, что соответствует sp - или sp -гибридизации его валентных орбиталей. [c.438]

Пространственная структура молекулы определяется видом гибридизации валентных орбиталей центрального атома и числом неподеленных электронных иар, содержащихся в его валентном электронном слое. [c.65]

По мере уменьшения числа валентных электронов и увеличения числа свободных валентных орбиталей, т. е. по мере смещения влево в периодической системе, тенденция к повышению устойчивых координационных чисел усиливается. [c.524]

Кристаллы неметаллических элементов с каркасной структурой, подобные углероду или кремнию, обладают свойствами диэлектриков (изоляторов), т.е. не проводят электрический ток. Применение теории молекулярных орбиталей к обсуждению химической связи в неметаллических каркасных кристаллах сталкивается со значительными трудностями. Достаточно сказать, что в ковалентных каркасных кристаллах обычно удается вести подсчет валентных электронов вокруг каждого атома, подобно тому как это делается при составлении льюисовых структур, и оказывается, что при этом выполняется правило октета. Это объясняется тем, что атомы в неметаллических каркасных кристаллах обычно имеют по крайней мере столько валентных электронов, сколько у них есть валентных орбиталей. Следовательно, в таких кристаллах предпочтительны низкие координационные числа, и между каждым атомом и его ближайшими соседями могут образовываться простые двухэлектронные связи. Низкие координационные числа являются причиной того, что потенциальная энергия электрона внутри таких кристаллов не постоянна она значительно понижается в межъядерных областях, и поэтому электроны не могут свободно перемещаться по кристаллу, подобно тому как это происходит в металлах. [c.629]

Потому что 1) электронная конфигурация валентных орбиталей центральных ионов выражается общей формулой nd 2) ст-связи образуются при участии неодинаковых акцепторных орбиталей сравниваемых центральных ионов. [c.212]

По мере перехода к молекулам, центральный атом в которых имеет все большие размеры, электроны на валентных орбиталях в среднем располагаются все дальше друг от друга. Поэтому межэлектронные отталкивания оказывают все меньшее влияние на форму молекул. Например, атом серы имеет больший эффективный размер, чем атом кислорода, а атомные спектры свидетельствуют о том, что межэлектронное отталкивание для валентных орбиталей серы значительно меньше, чем для валентных орбиталей кислорода. По-видимому, по этой причине валентный угол Н—S—Н в молекуле сероводорода H S равен 92°, что намного ближе к значению 90% предсказываемому в рамках модели связывания, основанной на перекрывании (Зр + lsl-орбиталей (рис. 13-17). Очевидно, отталкивание двух связывающих электронных пар в H2S значительно меньше отталкивания двух связывающих электронных пар в HjO. [c.564]

Расстояния de при одинарной, двойной и тройной связях между атомами у лерода равны 0,154, 0,135 и 0,120 нм, а силовые постоянные k — соответ1 твенно 450, 960 и 156 Н/м. В зависимости от типа гибридизации валентны орбиталей атома углерода длина связи СН составляет 0,1093 нм (sp -гибридизация), 0,1071 нм (sp -гибридизация), 0,1057 нм (sp-гибридизация). Меж1,ядсрпое расстояние в ионе С составляет 0,119—0,124 нм. [c.397]

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]

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]

Определить ТИМ гибридизации валентных орбиталей и пространственную структуру молекулы SO3, если известно, что ее момен" электрического диполя равен нулю. [c.57]

Таким образом, металлические кристаллы образуют элементы, у которых число валентных электронов мало по сравнению с числом 31нергетически близких валентных орбиталей. Вследствие этого хи-мичсс <ая связь в металлических кристаллах сильно делокализована. [c.116]

Вследствие 5р -гнбридизации валентных орбиталей атома азота несвязывающее двухэлектронное облако отчетливо ориентировано в пространстве (см. рис. 50). Поэтому молекула НдЫ — резко выраженный донор электронной пары и обладает высокой полярностью (и, = = 0,49. 10-2 [c.347]

Триоксонитрат (У)-ион NO3 имеет форму плоского треугольника ( ONiO = 120°, NO ==0,122 нм), что обусловлено гибридизацией валентных орбиталей атома азота [c.356]

Решение. Электронная конфигурация атом а кремния ls 2s 2p 3s-3p . Электронное строение его валентных орбиталей в невозбужденном состоя [ии может быть представлено следующей-графииеской схемо] [c.55]

У бериллия (ls 2s ) по сравнению с бором ( s 2s 2p ) в соответствии с увеличением радиуса атома и уменьшением числа валентных электронов неметаллические признаки проявляются слабее, а металлические усиливаются. Бериллий обладает более высокими энергиями ионизации атома (II = 9,32 эВ, /а == 18,21 эВ), чем остальные s-элементы II группы. В то же время он во многом сходен с алюминием (диагональное сходство в периодической системе) и является типичным амфотерным эле.ментом в обычных условиях он простых ионов не образует для него характерны комплексные ионы как катионного, так и анионного типа. Во всех устойчивых соединениях степень окисления бериллия -f2. Для Ве (II) наиболее характерно координационное число 4 (зр -гибри-Д1(зация валентных орбиталей). [c.470]

В атоме углерода в отличие от всех других элементов число валентных электронов равно числу валентных орбиталей. Это одна из основных причин большой устойчивости связи С — С и исключительной склонности углерода к образованию гомонепей. Наблюдается резкое уменьшение энергии связей от углерода к азоту [c.391]

I ибридизации валентных орбиталей атомов бора и азота. (Расстояние между слоями в нитриде бора равно 0,334 нм, т. е. короче, чем в гра-(зите — 0,340 нм.) В отличие от графита BN — белого цвета ( белый [c.440]

Одинаковый характер гибридизации валентных орбиталей атомов предопределяет далеко идущую аналогию между простыми веществами р-элементов IV группы и соединениями, образованными элементами, равноотстоящими от IV группы. Так, межъядерное расстояние в кристаллах AIP (0,235 нм), GaAs (0,243 нм), InSb (0,280 нм) практически ] авно расстояниям в изоэлектронных им кристаллах Si (0,235 нм). Ge (0,245 нм) и a-Sn (0,280 нм). То же самое следует сказать о средней [c.466]

На рис. 212, а, 6 показаны возможные комбинации ст-типа валентных орбиталей центрального атома и отвечающие им по симмет рии сочетания орбиталей лигандов. Если совместить изображения соответствующей орбитали центрального атома и изображение орбиталей лигандов, то возникает картина их перекрывания. Как видно, на рис. 212, 5-орбиталь комплексообразователя благодаря сферической симметрии одинаково перекрывается с орбиталями каждого из шести лигандов, расположенных по осям октаэдра. Это приводит к образованию семицентровых связывающей и разрыхляющей молекулярных о -орбиталей (о/ и о р р). [c.511]

Валентные электроны хлора — За Зр, а марганца — 3 (Чь таким образом, эти элементы не являются электронными аналогами и не должны размещаться в одной и топ же подгруппе. Но на валентных орбиталях атомов этих элементов находится одинаковое число электро110в — 7. На этом осиоваинн оба элемента помещают в одну и ту же седьмую группу периодической системы, но в разные подгруииы. [c.42]

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]

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]

Укажите надлежащую гибридизацию валентных орбиталей центрального атома и предскажите форму и полярность каждой из следующих молекул а) СЗз б) СВГ4 в) РРз г) НзТе д) 81Н4 е) 8р2 ж) ВРз [c.597]

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]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология