Орбитали валентный октет

На примере Н2 и р2 можно понять, что происходит во многих молекулах, где электронные пары образуют связи, в результате чего каждый атом, приобретает замкнутую электронную оболочку. Для построения замкнутой электронной оболочки атому водорода требуются два электрона, которые заполнят его валентную Ь-орбиталь. Каждому атому элемента второго периода требуется для создания замкнутой электронной оболочки восемь- электронов (восьмерка октет), потому что на 2х- и 2р-орбиталях размещается до восьми электронов (2 "2р ). Это требование получило название правила октета. В примере с молекулой 2 каждый атом Р после образования связи оказывается окруженным восемью электронами. [c.467]

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]

Гибридизация в молекулах аммиака и воды. Мы вкратце обсудили геометрическое строение соединений бериллия, бора и углерода, пользуясь концепцией гибридизации. При дальнейшем движении по периоду вправо мы переходим к соединениям азота и кислорода, геометрия которых уже обсуждалась в рамках чистых р-орбиталей. Такое рассмотрение нельзя признать целиком удовлетворительным, если помнить, что экспериментальные значения валентных углов в молекулах HgN (107°18 ) и Н О (104°ЗГ) больше, чем между чистыми р-орбиталями (90°). С другой стороны, экспериментальные величины гораздо ближе к 109°28 — тетраэдрическому углу при sp -гибридизации связей. Так возникла идея о существовании общей для всех элементов второго периода гибридизации атомных s- и р-орбиталей. В применении к молекулам HgN и HjO это выглядит так, как показано на рис. III. 15. Октет электронов вокруг каждого центрального атома располагается на четырех sp -гибридных орбиталях, причем в моле- [c.183]

Следует отметить, что когда увеличение количества неспаренных электронов и, следовательно, валентности элемента достигается за счет использования -орбиталей, нарушается правило октета, требующее наличия в соединении вокруг данного атома восьми внешних электронов, либо принадлежащих только этому атому (ионная связь), либо общих с другими атомами (ко- [c.123]

Отсутствие завершенного октета. Как в молекуле N0, так и в молекуле NOo имеется нечетное число электронов. Следовательно, все атомы не могут завершить свой октет. Конечно, нельзя считать, что неспаренный электрон локализован на каком-либо определенном атоме, но в молекуле как целом есть по крайней мере одна незаполненная орбиталь удовлетворительное описание валентности таких молекул дает метод молекулярных орбиталей. [c.156]

Эта часть будет до некоторой степени обзором и систематизацией принципов, уже упомянутых при рассмотрении элементов первого малого периода. Кроме того, здесь будут рассмотрены соединения тяжелых элементов, в которых выполняется правило октета. Сперва будут описаны случаи, когда все электроны валентного уровня участвуют в образовании простых связей или присутствуют в виде неподеленных пар, а затем те случаи, когда некоторые электроны валентного уровня участвуют в образовании кратных связей, возникших за счет ]о-орбиталей. [c.236]

Отметим еще раз, что, по-видимому, 90% всех известных соединений могут быть представлены электронными структурами, включающими структуры благородных газов, и около 95% веществ, изучаемых во вводных курсах химии, относятся к этой категории. Таким образом, так называемое правило октета , основанное на заполнении валентных р -орбиталей, весьма универсально. [c.384]

В качественном и несколько упрощенном методе основные особенности химических сдвигов "В можно объяснить на основании парамагнитного сдвига. Этот сдвиг возникает из-за различного заполнения электронами связывающих орбиталей Рх я Ру п частично заполненной орбитали Рг. Если не учитывать сверхсопряжение, то связи бора в триметилборе В (СНз) 3 должны быть типа sp2, при этом Pz-орбиталь не занята электронами. Этой особенностью объясняется резонанс в слабом поле в спектре ядерного магнитного резонанса на В, В других молекулах BR3 участие в образовании связи электронов атомов, присоединенных к бору, приводит к тому, что связь между бором и заместителями имеет характер частично двойной связи. Таким образом валентная оболочка бора приближается к электронному октету, и химический сдвиг В сдвигается в более сильное поле. В самом сильном поле должен наблюдаться резонанс на В бор-гидридного иона ВНГ. В боргидридном ионе, по-видимому, имеет место 5рЗ-гибридизация орбиталей бора с полностью тетраэдрической симметрией около этого [c.229]

V группы могут давать два различных типа соединений а) соединения, в которых каждая р-орбиталь заполняется одним электроном с образованием октета соответствующего валентного уровня б) соединения, в которых в образовании ковалентной связи участвуют также -орбитали валентного уровня и в которых имеется более восьми электронов. В первых из этих соединений элементы в соответствии с классическими представлениями называются трехвалентными, во вторых они считаются пятивалентными, но это может быть принято только условно. [c.456]

В ряде случаев кремний проявляет свойства, позволяющие предположить, что в достройке валентного октета участвуют Зс -орбитали [6, 7]. При образовании связей с такими электроотрицательными элементами, как фтор, хлор, кислород и азот, валентный октет кремния достраивается, и его координационное число возрастает с 4 до 5 или 6. Существование соединений с такой структурой дает веские доказательства образования spd-гкбридизованных орбиталей. Известно, например, что как гек-сафторсиликатный ион [8] SiFT. так и катион П1 [9] имеют октаэдрическое строение. [c.35]

Книга всесторонне и доходчиво, а самое главное методологически правильно знакомит с теорией химической связи и результатами ее применения к описанию строения и свойств соединений различных классов. Сначала изложены доквантовые идеи Дж. Льюиса о валентных (льюис овых) структурах и показано, что уже на основе представлений об обобществлении электронных пар и простого правила октета при помощи логических рассуждений о кратности связей и формальных зарядах на атомах удается без сложных математических выкладок, как говорится на пальцах , объяснить строение и свойства многих молекул. По существу, с этого начинается ознакомление с пронизывающими всю современную химию воззрениями и терминами одного из двух основных подходов в квантовой теории химического строения-метода валентных связей (ВС). К сожалению, несмотря на простоту и интуитивную привлекательность этих представлений, метод ВС очень сложен в вычислительном отношении и не позволяет на качественном уровне решать вопрос об энергетике электронных состояний молекул, без чего нельзя судить о их строении. Поэтому далее квантовая теория химической связи излагается, в основном, в рамках другого подхода-метода молекулярных орбиталей (МО). На примере двухатомных молекул вводятся важнейшие представления теории МО об орбитальном перекрывании и энергетических уровнях МО, их связывающем характере и узловых свойствах, а также о симметрии МО. Все это завершается построением обобщенных диаграмм МО для гомоядерных и гете-роядерных двухатомных молекул и обсуждением с их помощью строения и свойств многих конкретных систем попутно выясняется, что некоторые свойства молекул (например, магнитные) удается объяснить только на основе квантовой теории МО. Далее теория МО применяется к многоатомным молекулам, причем в одних случаях это делается в терминах локализованных МО (сходных с представлениями о направленных связях метода ВС) и для их конструирования вводится гибридизация атомных орбиталей, а в других-приходится обращаться к делокализованным МО. Обсуждение всех этих вопросов завершается интересно написанным разделом о возможностях молекулярной спектроскопии при установленни строения соединений здесь поясняются принципы колебательной спектро- [c.6]

Второй период образует атомы от до Ne. В направлении — Ке растет эффективный заряд ядра, в связи с чем уменьшаются размеры атомов (см. Гшах), возрастает потенциал ионизации и осуществляется, начиная с В, переход к неметаллам. Потенциал ионизации отражает не только рост в ряду —Ке, но и особенности электронных конфигураций потенциал ионизации у бора ниже, чем у бериллия. Это указывает на упрочнение заполненных нодоболочек ( у бериллия). Более высокий потенциал ионизации азота по сравнению с кислородом указывает на повышенную прочность конфигурации р , в которой каждая орбиталь занята одним / -электроном. Аналогичные соотношения наблюдаются и в следующем периоде у соседей Mg—А1 и Р—5. У атомов второго периода отрыв электрона с внутреннего Ь -слоя требует такого высокого ПИ (75,62 эВ уже у лития), что в химических и оптических процес--сах участвуют только внешни электроны. Сродство к электрону в ряду Ы—Р имеет тенденцию к возрастанию. Но у берилжя оболочка заполнена, и сродство к электрону эндотермично так же, как и у гелия (1л ). Обладая самым высоким потенциалом ионизации ю всех неметаллов и высоким сродством к электрону, фтор является наиболее электроотрицательным элементом в периодической системе. Для атома неона СЭ (Ке)=—0,22 эВ. Оболочка з р атома Ке, электронный октет, характеризуется суммарным нулевым спином и нулевым орбитальным моментом (терм 5о). Все это, вместе с высоким потенциалом ионизации и отрицательным сродством к электрону, обусловливает инертность неона. Такая же з р конфигурация внешнего слоя характерна для вСех элементов нулевой группы. Исследования последних лет показывают, что 1 п, Хе,Кг и Аг дают химические соединения со фтором и кислородом. Очевидно, что з р конфигурация не влечет как непременное следствие химической инертности. Все атомы со спаренными электронами (терм о) — диамагниты (Не, Ве, Ке и т. д.). Конфигурации внешнего электронного слоя у атомов 2-го и 3-го периодов, стоящих в одних и тех же группах, одинаковы, чем объясняется близость химических свойств элементов, стоящих в одних и тех же группах (сравните Ка иЬ1 в табл. 5). Но наблюдается и различие элементы второго периода обладают постоянной валентностью, а третьего — переменной. Это связано с тем, что у атомов третьего периода есть вакантные -состояния в третьем квантовом слое, а во втором слое таких соединений нет. [c.62]

Сопряжение. Атомы элементов второго периода (от Li до F) располагают для образования ковалентных связей одной 2з-орбиталью и тремя 2р-орбита-лями. Следовательно, эти атомы не могут принимать в свой валентный слой более восьми электронов, что соответствует старому правилу октета, которое здесь строго соблюдается. На основании этих теоретических соображений для хорошо известного соединения азота — азотной кислоты HNO3 — была предложена структурная формула I. В этой формуле один из атомов кислорода (не связанный с водородом) связан с азотом двойной связью (связь а+л ), а другой связан простой координационной связью (а), в которой оба электрона принадлежали атому азота. [c.98]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология