Гибридные орбиты использование орбит

Природа тройной связи. Кроме рассмотренных хр -, или тетраэдрической гибридизации, и зр -, или тригональной гибридизации, имеется еще третий вид гибридизации — комбинация одной 25-орбиты и одной 2р-орбиты. Такая гибридная орбита называется орбитой зр, или линейной орбитой. Две такие эквивалентные гибридные орбиты, обе симметричные относительно оси р-орбиты, использованной для гибридизации (р , и расположенные в противоположных направлениях, могут быть изображены так. как показано на рис. 16, [c.35]

Четыре гибридные орбитали, использованные нами для построения связей, направленных к вершинам тетраэдра, [c.71]

Приближение, в котором считается, что связи возникают вследствие перехода электронных пар от лигандов на вакантные орбитали акцепторного атома металла, удобно при использовании метода валентных связей. Акцепторный атом имеет вакантные гибридные орбитали, благодаря которым образуются сильно направленные связи, что и определяет стереохимию комплекса. Например, использование гибридных хр -орбиталей приводит к образованию октаэдрического комплекса, а использование яр -орбита-лей —к образованию тетраэдрического комплекса. В табл. 11.3 приведена наиболее вероятная стереохимия соединений для различных типов гибридных орбиталей, участвующих в образовании связей. [c.218]

Методики расчета. Расчет проводят по уравнению (2.11), где гибридные орбитали х построены с использованием анализа симметрии. Используем в дальнейшем сплошную нумерацию функций X, без специального указания номера атома, которому они принадлежат [c.191]

Представление о гибридизации играет важнейшую роль при описании строения неорганических и органических молекул. С понятиями гибридизация и гибридные орбитали мы уже сталкивались в разд. 6.6, где было описано, как с учетом симметрии и использованием теории групп строятся гибридные орбитали. В данном разделе мы будем интересоваться физическим аспектом проблемы. Наиболее подробно мы рассмотрим гибридизацию орбиталей атома углерода, поскольку, с одной стороны, этот атом является основной структурной единицей важного и распространенного класса органических соединений, а с другой стороны, данный пример чрезвычайно поучителен. [c.163]

Интегралы перекрывания связей О—1,8—I и N—I были рассчитаны с использованием функции Слейтера [23]. В качестве донорных орбит для атома кислорода брали гибридные орбиты, как 2зр , так и 28р , для серы — Зр-орбиту, для азота гибридную 2. р -орбиту. Акцепторной орбитой молекулы иода является, вероятно, разрыхляющая зц (5 р ) орбита [24]. В первом приближении для расчета интеграла перекрывания можно взять в качестве акцепторной орбиту атома иода 5р [25], или гибридную 5 5р й-орбиту. [c.117]

В число гибридных орбиталей включаются орбитали центрального атома А, как использованные для образования связей А—В, так и содержащие неподеленные пары электронов последние обозначены двумя точками в молекулярной формуле и лепестком в пространственном изображении. Если частица АВ., является радикалом, то на гибридной орбитали вместо пары будет содержаться один электрон. Это легко установить расчетом например, частица АВ2) на одной из гибридных орбиталей содержит пару [c.139]

В атоме азота четыре 5/7 -гибридных орбитали. Три нз них идут на связь с тремя атомами Н в молекуле NHg. Четвертая не блокирована (гл. 5, 8, рис. 5—14, сб). С использованием свободных орбита-лей в оболочке атома-партнера часто образует с ним ковалентную связь по донорно-акцепторному механизму. Таким партнером обычно [c.440]

Во всех этих соединениях четырехвалентные атомы бора и азота имитируют структуру атома углерода четвертая связь В — N возникает за счет использования 5р -гибридной несвязывающей электронной пары азота и свободной 5р -гибридной орбитали атома бора. [c.450]

Природа тройной связи. Кроме рассмотренных р , или тетраэдрической гибридизации, и или тригональной гибридизации, имеется еще третий вид гибридизации — комбинация одной 25-орбитали и одной 2р-орбитали. Такая гибридная орбиталь называется орбиталью зр или линейной орбиталью. Две такие эквивалентные гибридные орбитали, обе симметричные относительно оси р-орбитали, использованной для гибридизации (Рх), и расположенные в противоположных направлениях, могут быть изображены так, как показано на рис. 17. [c.33]

Для промотирования атома в гибридную возбужденную конфигурацию требуется дополнительная затрата энергии, но, поскольку гибридные орбитали обеспечивают образование значительно более прочных связей, часть энергии, выигрываемой при связывании, может компенсировать энергию возбуждения. Если перекрывание при использовании гибридных орбиталей больше, чем с чистыми атомными орбиталями, то с гибридными орбиталями образуются более прочные связи и система оказывается более стабильной. На рис. 2-9 приведены относительные величины интеграла перекрывания для двух одинаковых атомов с использованием идентичных гибридных орбиталей, состоящих из 5- и р-орбиталей. Величина 1 передает степень р-харак- [c.62]

Однако при использовании теории для вычисления констант связи в более сложных молекулах возникают трудности, связанные с тем, что ферми-взаимодействие не равно нулю лишь в том случае, если электронная волновая функция молекулы не обращается в нуль вблизи ядра. Как известно, этому условию отвечают только волновые функции -электронов, в то время как орбиты р-, -электронов и другие, а также гибридные орбиты,-ответственные за образование химических связей в молекуле, в точке ядра равны пулю. Для объяснения возникновения снин-спиновой связи в более сложных молекулах, особенно в системах с сопряженными я-электронами, было введено понятие о так называемом конфигурационном взаимодействии, учитывающем возбужденные состояния молекулы [И]. Дальнейшее развитие теории связано с использованием для расчета констант связи методов молекулярных орбит и валентных связей. Ценность этих методов [12] определяется скорее возможностью качественного объяснения результатов экспериментов, а также количественных расчетов для ряда близких по строению соединений с использованием эмпирических параметров. Точный априорный количественный расчет констант связи для более сложных соединений до настоящего времени представляет значительные трудности. [c.109]

При образовании пятивалентными элементами соединений МХ5 можно ожидать возникновения двух основных конфигураций (рис. 10.14) —тригональной бипирамиды и квадратной пирамиды. Обычно образование связей в таких молекулах описывается с помощью гибридных 5р -орбиталей, хотя, например, возникновение тригональной бипирамиды может быть объяснено и без использования -орбитали гибридные р -орбитали участвуют в образовании трех экваториальных связей а негибридизованная рг-орбиталь в образовании двух аксиальных связей (возникает делокализованная трехцентровая орбиталь, направленная вдоль оси г). При этом можно считать, что в образовании аксиальных связей прини- [c.176]

Иногда бывает полезно при использовании метода МО для молекул с сг-связями (разд. 6.3.4) трансформировать делокализованные МО-функции в гибридные орбитали, подобно тому как это осуществлялось для АО-функций атомов (пример 3 из табл. 10). При этом получают эквивалентные орбитали, которые (если выбрана подходящая линейная комбинация) локализованы в молекуле так, что они соответствуют уже привычным нам валентным структурам. [c.243]

Использование -орбиталей в я-связях может достигать значительных размеров даже в соединениях фтора, кислорода, и, особенно азота, т. е. в случае коротких межъядерных расстояний (при тройных связях), когда энергии возбуждения компенсируются хорошим перекрыванием -облаков. Еще легче может происходить использование -состояний в виде незначительных примесей к а- и я-связям. Однако увеличение числа а-связей, требующее появления в гибридной орбитали целых электронов в -состояниях, например, при гибридизации врЧ или для кислорода или фтора не осуществляется. На этом основании можно составить следующую схему постепенного вхождения в состав химических связей более высоких вторых квантовых чисел в последовательных рядах Системы (табл. 129). [c.335]

Молекулы типа NH3 или HjO могут быть описаны с использованием представлений о локализованных молекулярных орбиталях. Например, в NH3 имеются три связывающие электронные пары на трех локализованных орбиталях типа sp + Is), а также неподеленная пара электронов на оставшейся гибридной sp -орбитали. [c.595]

Направленность гибридных орбиталей часто служила основанием для рассуждений о направленности химических связей, особенно при дополнительном условии, что наиболее прочные химические связи образуются по направлениям максимального перекрывания орбиталей двух соседних центров (критерий, использовавшийся при построении гибридных орбиталей Л. Полингом в начале 30-х годов). Более того, конструкции двух, трех и четырех эквивалентных орбита-лей, которые могут быть построены из одной 5 и трех р орбиталей у данного центра и которые получили название вр, зр и зр гибридных орбиталей, служили в свое время обоснованием линейного, тригональ-ного и тетраэдрического расположения соседних атомов (заместителей) у данного центра, хотя, как следует из всего вышесказанного, не гибридизация определяет расположение заместителей, а именно расположение заместителей определяет характер гибридизации орбиталей у данного центра. В частности, прямыми расчетами было показано, что если в базисе отсутствует 5-функция, то с тремя р-функциями, определяющими в конечном итоге сферическое распределение заряда у данного центра, получаются те же самые результаты для оптимального расположения четырех заместителей, например атомов водорода в метане, что и при использовании построений с гибридными орбиталями. [c.354]

Во всех этих соединениях четырехвалентные атомы бора и азота имитируют структуру атома углерода четвертая связь В—N возникает за счет использования sp -гибридной несвязывающей электронной пары азота и свободной sp -гибридной орбитали атома бора. Распределение электронной плотности отвечает эффективным зарядам В — и В8+—№-, [c.523]

Для начала отметим особое состояние электронной оболочки атомов элементов 14-й группы вообще и атома зтлерода в частности. Мы уже неоднократно говорили о том, что в атомах з- и р-элементов валентными являются четыре орбитали - одна з-АО и три р-АО. У всех элементов 14-й группы на этих орбиталях находится по четыре электрона, и в этом смысле 14-я группа является некоторым водоразделом среди з- и р-элементов слева от нее располагаются электронно-дефицитные элементы, справа- электронно-избыточные. Тем не менее, начиная с кремния, эти элементы могут легко повышать свое координационное число с 4 до 6 за счет использования близко лежащих вакантных -АО, с участием которых образуются зр -гибридные орбитали. Таким образом, фактическое число валентных АО у атомов элементов 14-й группы все-таки больше числа валентных электронов. Из всех элементов группы только зтлерод не имеет вакантных -АО, и, если не считать атома водорода, атом углерода - единственный атом, в котором число валентных электронов, действительно, равно числу валентных орбиталей. [c.302]

В этене каждый атом углерода связан с тремя другими атомами— с двумя атомами водорода и одним атомом углерода. Прочные а-связи с этими тремя атомами образуются с использованием трех орбиталей, возникающих з результате гибридизации 2х-орбитали и двух (из трех) 2р-орбиталей число гибридных орбиталей, которое может образовать данный атом в основном состоянии, равно числу атомов или групп, с которыми он образует прочные ст-связи. Все три результирующие 5р2-гибридные орбитали лежат в одной и той же плоскости и образуют друг с другом углы, равные 120° плоскостные триго-нальные орбитали). При образовании молекулы этена две р -орбитали каждого атома углерода перекрываются с 15-орбита-лями двух атомов водорода, образуя прочные ст-связи С—Н, тогда как третьи хр -орбитали каждого атома углерода перекрываются друг с другом аксиально с образованием прочной ст-связи С—С. Показано экспериментально, что углы Н—С—Н и И—С—С равны 116,7 и 121,6° соответственно. Отклонение от 120° едва ли можно считать неожиданным, поскольку речь идет о разных триадах атомов, образующих связи. [c.17]

Действительно, известны довольно простые молекулы, для которых описание с помощью гибридных орбиталей не пригодно. Например, молекулу этилена описывают как систему с 0- и я-связями между атомами углерода. Угол между связями, равный 120°, объясняют 5/5 -гибридизацией. Для несимметричного гем-дигалогенпроизводного Н2С=СХ2 можно тогда ожидать увеличения Уугла ХСХ вследствие электростатического отталкивания более электроотрицательных атомов галогена. В действительности же этого не наблюдается, а происходит даже уменьшение угла до 114°. Другой пример—угол НОН, равный 104,5°, в молекуле воды. На основании современных представлений с использованием гибридных орбиталей считают, что две неподеленные пары электронов также занимают гибридные орбитали. Однако угол между связями меньше, чем предсказываемый теорией 109° 28. Единственное объяснение этому факту, которое имеет физический смысл, состоит в предположении, что орбитали, участвующие в образовании связи, имеют больший р-характер , а орбитали неподеленных пар —больший 5-характер . Не удивительно, что многие химики находят подобное объяснение с использованием таких терминов, как з-, р-, й- и /-характер, мало удовлетворительным. [c.295]

НИИ связей с шестью одинаковыми атомами,— все орбитали в каждом наборе эквивалентны. Однако в СНдС четыре гибридные орбитали, используемые атомом углерода, неэквивалентны несомненно, атом углерода может образовать более прочную связь с атомом хлора с использованием более или менее различных орбиталей по сравнению с орбиталями, которые он использует при образовании связи с атомами водорода. Три орбитали, используемые для связи с водородом, эквивалентны. Как доказательство этого найдено, что три угла Н-С-Н, так же как и три угла Н-С-С1, равны, но углы Н-С-Н не точно равны углам Н-С-С1. Однако все эти углы весьма близки к тетраэдрическому углу, и рассмотрение четырех гибридных орбиталей, используемых атомом углерода, как примерно зр -гибридов, служит хорошим приближением. Следует помнить, что в этой или какой-либо другой аналогичной ситуации все гибридные орбитали в наборе могут оказаться не точно одинаковыми, т. е. они могут представлять неэквивалентный набор. [c.101]

В терминах теории валентных связей ковалентный вклад в связь в 1з объясняется тем, что центральный атом иода использует /7г г2-гибридные орбитали для связей с двумя концевыми атомами иода. Однако для 1з и некоторых других межгалоидных соединений было предложено [11] рассматривать связь как результат возникновения молекулярных орбиталей с использованием только рг-орбитали центрального атома. Согласно этой точке зрения, из атомной р-орбитали центрального атома и двух атомных орбиталей (по одной от каждого концевого атома) образуются молекулярные орбитали. При этом возникают три молекулярные орбитали, и два электрона размешаются на связывающей орбитали, а два — на несвязывающей. Предположение о том, что -орбиталь центрального атома не участвует в связи, пока не было ни подтверждено, ни опроверг- [c.80]

Поскольку для 5р -гибридной орбитали р = 0,33, а для р -гиб-ридной орбитали р = 0,25, легко видеть, что Усч н должна быть чувствительной мерой степени гибридизации у углерода. Естественная концентрация С (со спином /= /2) равна 1,1%, и два пика, возникающие вследствие этого расщепления, можно увидеть в спектрах концентрированных растворов необогащенных рбразцов. Использование Уди-н для оценки гибридизации орбц- [c.294]

Если же сравнить константу ква рупольной связи для монокристалла 020 с константой для свободной молекулы, то последняя окажется почти на 30% больше первой. Такое резкое различие приписывается изменениям электронной структуры, вследствие образования водородных связей. Расчеты по методу МО ЛКАО показали правильность этого предположения [4, 5]. При вычислении градиента поля на дейтроне в свободной молекуле ОзО предполагалась тетраэдрическая гибридизация 25- и 2р-орбиталей кислорода. Рассматривалось следующее распределение заряда а) точечный заряд +6 на ядре кислорода, которое включает внутреннюю оболочку электронов б) пара электронов на молекулярной орбитали рассматриваемой ОВ связи в) один электрон на тетраэдрической гибридной орбитали вдоль другой ОО связи г) две пары электронов на оставшейся тетраэдрической гибридной орбитали. При использовании экспериментального расстояния 00, равного а = 0,96 А, константа квадрупольной связи получилась равной e QqD = 385 кгц (г] = 0,08), что вполне удовлетворительно согласуется с экспериментом e Qqo = 312 кгц и г, = 0,12). [c.180]

Учет энергетики гибридизации также важен при определении электронного строения молекулы, как и использование принципа наиболее выгодного перекрывания. Для иллюстрации рассмотрим образование гетероядерной двухатомной молекулы, например СО. Наиболее устойчивая гибридная орбиталь атома кислорода получает два электрона, которые становятся неподеленной парой этого атома, поскольку орбиталь энергетически слишком низкая и не может перекрываться с любой орбиталью атома углерода. Наоборот, в атоме углерода низшая sp-гибрид-ная орбиталь подходит высшей по энергии гибридной орбитали атома кислорода для образования сильной а-связи. Для этого должно произойти возбуждение единственного электрона на свя-зываюшей атомной орбитали углерода. Энергия возбуждения, или энергия гибридизации, больше, чем энергия, затрачиваемая на компенсацию при образовании сильной о-связи. Следствием будет наличие свободной пары у атома кислорода на низкоэнергетической ненаправленной s-орбиталн и свободной пары у атома углерода на высокоэнергетической направленной р-орбитали. Этим во многом определяется химическое поведение монооксида углерода. [c.162]

Перекрывание гибридной орбитали с орбиталью лиганда дает лишь очень приближенное представление о связывающей орбитали, и можно показать, что орбитали, образованные из такой линейной комбинации, не удовлетворяют уравнению Шредингера, поскольку они неортогональны. Таким образом, метод гибридных орбиталей — это просто метод построения набора локализованных орбиталей с учетом принципа Паули из атомных орбиталей каждого атома. Он в некоторой степени соответствует представлениям химиков о независимых химических связях и локализованных неподеленных парах, которые определенным образом ориентированы в пространстве. Поэтому представляется разумным взять за основу описания электронов в молекулах непосредственно принцип Паули и использовать то обстоятельство, что электроны с одинаковым спином стремятся избегать друг друга и, следовательно, будут занимать разные области пространства. Представление о том, что электрон с данным спином окружен областью пространства, из которой он выталкивает другие электроны с таким же спином, давно принято и названо ямой Ферми. И действительно, оно играет важную роль в методике, использованной Германном и Скилма для расчета распределения зарядов в атомах методом самосогласованного поля. Такие области пространства в первом приближении можно считать [c.265]

Структура sp if-типа может быть представлена конфигурацией, в которой пять связей, образованных атомом фосфора, направлены к вершинам тригональной бипирамиды (см. рис. 5, П1). Хотя прочность гибридной орбитали такого рода больше, чем прочность sp -орбитали, энергия, необходимая для перевода электронов на d-орбитали, очень велика (см. рис. 1, стр. 2 ). Это обстоятельство дало повод полагать, что гибриды, включающиеd-орбитали, вообще неустойчивы. Хотя структурные конфигурации некоторых соединений типа пятифтористого фосфора и пентафенилфосфорана соответствуют sp id-гибриду, считается, что связи в таких соединениях обладают в значительной степени ионным характером, вследствие тенденции к уменьшению энергии, нужной для использования l-орбиталей. Как установлено теоретическими исследованиями энергии молекулы P I5, в расчетах по.мимо весьма значительного участия структуры типа I необходимо также принимать во внимание участие нескольких структур типов И и П1 (в круглых скобках приведено число структур) [c.35]

Образование комплексных соединений элементов II периода (от лития до фтора) связано с гибридизацией 25-и 2р-орбиталей. Например, образование иона аммония связано с 5р -гибридизацией. Атом азота имеет 3 неспаренных электрона (см. рис. 19). В реакции с водородом они образуют а-связи с 5-электронами атомов водорода, в результате чего получается молекула аммиака (рис. 21,а). Последняя имеет так называемую неподеленную электронную пару (25 ), не использованную для связи с другими атомами или ионами (на рис. 21, а орбиталь этой пары показана кругом). Если к молекуле аммиака приближается ион водорода, неподеленная пара может быть использована для осуществления связи с ним. Для этого происходит гибридизация всех трех 2р-орбиталей и 25-орбитали комплексообразователя. Образуются гибридные орбиталй, направленные к вершинам тетраэдра, в центре которого находится азот (см. д -орбитали на рис. 21, б). Все гибридные орбитали имеют одну и ту же форму и растянуты в направлении лигандов. Поэтому они легко взаимодействуют [c.90]

Однако возникают значительные отличия, когда кремний, фосфор или сера входят в кольцо, так как появляется возможность использования -орбит для образования тг-связей [21]. Эти отличия особенно заметны в фосфонитрилгалогенидах. Можно считать в первом приближении, что в этих соединениях электроны атома азота занимают р -гибридные орбиты, одну в каждой связи с атомом фосфора и две в одиночной паре. Пятый электрон может использовать -орбиту для образования тг-связи, как в пиридине. Атом фосфора имеет пять электронов для четырех связей, расположенных тетра-эдрически. Снова в первом приближении можно считать, что эти связи образуются из 5рЗ-гибридных орбит, а -орбита остается для образования тг-связи. Важное отличие заключается в том, что -орбита имеет -симметрию, принимая во внимание инверсию у ее центра, [c.213]

Для расчета электронной структуры и электронной плотности на атомах серы и кислорода был использован полуэмпирический вариант метода ССП МО ЛКАО в приближении полного пренебрежения дифференциальным перекрыванием (ППДП) без учета вклада 3(1-А0 серы. Геометрия основного состояния диметилсуль-фоксида известна достаточно хорошо, имеет точечную группу симметрии Сз. В качестве базисных функций были взяты Зз- и Зр-орбитали серы и 2з-н 2р-орбитали кислорода, с целью сокращения базисного набора одна зр —гибридная орбиталь углерода от каждой группы СН3. Атомные параметры взяты т литературных данных. При расчете циклических сульфоксидов изменяли угол связи между углеродными атомами от 96,4 до 120°. [c.42]

Расчет электронной структуры молекулы диборана по методу МО приводит к представлению о трехцентровых молекулярных орбиталях, охватываюш,их два ядра бора и расположенный в середине атом водорода. Упрощенный метод построения трехцентровой орбитали состоит в использовании атомной ls-орбитали атома водорода и 5р= -гибридных [c.195]

Орбитали г2 у2 и dг в октаэдрическом комплексе направлены прямо к лигандам и поэтому принимают участие в образовании гибридных 5р -связей. В плоском квадрате гибридные йзр -связи используют только д 2 у2-орбиталь. Из данных табл. 7-6 видно, что величины вычисленных и экспериментально наблюдаемых магнитных моментов хорошо согласуются друг с другом. Также видно, что пространственная конфигурация, предсказанная гибридными орбиталями, находится в полном соответствии с известной стереохимией комплексов. Тот факт, что экспериментально определенные магнитные моменты немного выше вычисленных, можно объяснить использованием для вычислений формулы, учитывающей только спиновый вклад в магнитный момент и полностью исключающей угловой орбитальный момент неспареьных электронов. Это, конечно, не всегда верно, и при расчете нужно учитывать вклад в общий магнитный момент результирующего орбитального момента. [c.252]

Качественно новое явление при рассмотрении молекул состоит в использовании гибридных орбиталей. Наиболее известными являются гибридные зр -, зр -- и 5р-орбитали атома углерода, объясняющие причины многообра-зия органических соединений. Ввиду существования этих типов гибридизации в органических молекулах встречаются преимущественно два типа связи — а-связь и я-связь. Чистая а-связь встречается, например, в насыщенных углеводородах, в которых атом углерода образует гибридные р -орбитали. В ароматических углеводородах вследствие зр -гибридизации наряду с а-связью, образующей остов молекулы, имеется также еще к-связь. В случае а-связи электронное облако располагается симметрично вокруг линии, проведенной через атомные ядра. В случае п-связи электронное облако располагается симметрично по обе стороны от плоскости, проходящей через атомные ядра. В соединениях с гетероатомами к этим двум состояниям электронов добавляются еще одиночные электронные пары гетеро-атома, находящиеся на несвязывающих п-орбиталях. [c.177]

Полинг предполагает, что образование связей в переходных металлах обусловлено электронами в с1-, з- и ]0-состояниях, а не только электронами в -состоянии. Одни лишь -орбитали недостаточны для образования связи, и только гибридизация между й-, 5- и р-ор-биталями может привести к очень стабильным гибридным орбиталям. С этой точки зрения в IV периоде для образования связи пригодны одна 45-, три 4р- и пять 3 /-орбиталей и при полном их использовании связь может осуществляться девятью орбиталями. Если бы для связи использовались все девять возможных орбита-лей, то при переходе от К к Си следовало бы ожидать непрерывного увеличения прочности связи. Однако максимум прочности решетки достигается у хрома, а далее прочность уменьшается по направлению к никелю. Это привело Полинга к предположению, что только некоторые -орбитали пригодны для образования металлической связи, С учеюм магнитных свойств принимается, что для образования металлической связи из пяти -орбиталей пригодны только 2,56. Остальные 2,44 -орбитали являются атомными орбиталями. Электроны на атомных -орбиталях связаны с ядром атома и не участвуют в образовании металлической связи. Электроны связывающих -орбиталей полностью отделены от атома и коллективизированы в системе электронов кристалла. В свою очередь, атомные -орбитали, содержащие электроны с неспаренными спинами, обусловливают магнитные свойства металлов. Таким образом, Полинг различает связывающие -электроны, которые участвуют в ковалентных связях между соседними атомами кристалла и обеспечивают силы сцепления в металле и атомные -электроны, ответственные за парамагнетизм. Связывающие электроны описываются гибридными 5р-функциями, атомные же — просто -функциями. [c.148]

Электронная структура для изолированного иона Ре должна быть такой, при которой четыре З -орбитали должны быть заняты одиночными электронами с параллельными спинами, а одна занята парой электронов. Ион с такой структурой будет иметь магнитный момент, соответствующий параллельно ориентированным спинам четырех неспаренных электронов. Экспериментально установлено, что гидратированный ион железа П) Ре(Н20)б имеет магнитный момент именно с таким значением, в то время как ион гексацианоферрата(П) магнитным моментом не обладает. Отсюда можно сделать вывод, что связи в этих двух комплексных ионах различны по своему характеру в гидратированном ионе железа (И) эти связи, имеющие значительный ионный характер, образованы с использованием 45-орбитали и трех 4р-ор-биталей, в то время как в ионе гексацианоферрата(П) орбитали образуют ковалентные связи. Изучение магнитных свойств комплекса очень часто позволяет сделать вывод о природе орбиталей связи, использованных атомами данного металла. Такой магнитный критерий позволил установить, что комплексы металлов с сильно электроотрицательными атомами или группами обычно имеют в основном ионный характер (без Зй-орбиталей, используемых для связей), тогда как комплексы металлов с менее электроотрицательными атомами или группами носят ковалентный характер (с использованием З -орбиталей в гибридных связывающих орбиталях). [c.473]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология