Орбиты прочность связи

Волновая функция разрыхляющей молекулярной орбитали в области перекрывания представляет собой разностную комбинацию исходных атомных орбиталей, такая орбиталь не концентрирует электронную плотность в межъядерной области. Наоборот, она выталкивает электронную плотность за пределы этой области. Разрыхляющая орбиталь имеет узловую плоскость, на которой молекулярная волновая функция (и электронная плотность) всюду равна нулю. Эта плоскость проходит между ядрами перпендикулярно к межъядерной оси. Энергия электрона на разрыхляющей орбитали больше, чем у электрона на каждой из составляющих ее атомных орбиталей зависимость энергии разрыхляющей орбитали от межъядерного расстояния не имеет минимума, а монотонно возрастает по мере уменьшения межъядерного расстояния. Помещение электрона на разрыхляющую орбиталь уменьшает прочность связи и стабильность молекулы.. [c.543]

Уменьшение прочности связи в молекулах галогенов проявляется в падении их устойчивости к нагреванию данные табл. 19.1 показывают, что при одной и той же температуре степень термической диссоциации молекул возрастает при переходе от СЬ к Вгг и Ь- Однако из этих же данных следует, что фтор выпадает из общей закономерности прочность связи между атомами в его молекуле меньше, а степень термической диссоциации молекул выше, чем у хлора. Такие аномальные свойства фтора можно объяснить отсутствием с -подоболочки во внешней электронной оболочке его атома. В молекуле хлора и других галогенов есть свободные ( -орбитали, и поэтому между атомами имеет место дополнительное донорно-акцепторное взаимодействие, упрочняющее связь. Это показано на схеме (рис. 19.3). [c.478]

С—с. Это и не удивительно, если учесть больший размер атомов Si. Связывающие электроны находятся дальше от каждого из ядер, и поэтому связь оказывается менее прочной. По той же причине Si имеет меньшую энергию ионизации, чем С, и меньшую электроотрицательность (см. табл. 9-1). Но еще более важной причиной различия в свойствах углерода и кремния является аномально высокая прочность связи Si—О. В атоме углерода пустые З -орбитали имеют гораздо более высокую энергию по сравнению с 2р-орбиталями кислорода, занятыми неподеленными электронными парами, поэтому между ними не возникает взаимодейст- [c.279]

Понятно, что эффект проникновения увеличивает прочность связи внешних электронов с ядром. Этим, в частности, определяется порядок заполнения в многоэлектронных атомах 5-, р-, <а - /-... орбита-лей п)и данном п. [c.33]

Влияние на прочность связи электронов с ядром оказывает также взаимное отталкивание электронов одного и того же уоя и в особенности одной и той же орбитали. [c.34]

Кроме указанных факторов некоторое влияние на прочность связи электронов в атоме имеет взаимное отталкивание электронов, принадлежащих к одному и тому д<е слою. Этот эффект также иногда называют экранированием. Такое отталкивание особенно сильно, когда два электрона с противоположными спинами находятся на одной орбитали. [c.42]

Если на данной связи в молекуле сосредоточится энергия, рав ная или большая прочности связи, то эта связь разрывается. Распад связи в принципе может идти с переходом электронов двухэлектронной связи на орбиты разных атомов или одного из атомов. В первом случае (гомолитический распад) образуются два радикала или бирадикал [c.33]

Физический смысл такого определения порядка связи легко выяснить на основании следующего рассуждения. Если электронные орбитали атомов р, и v в значительной степени перекрываются, то между ними образуется прочная связь. Это условие выполняется, если коэффициенты при атомных орбиталях и велики. Произведение коэффициентов С/ц и ,v в уравнении (1,113) характеризует прочность связи, образованной за счет электронной -й орбитали. Рассмотрим два примера для бутадиена [c.40]

Как и следует из общих положений метода молекулярных орбиталей, а изучение природы химической связи в этих соединениях подтвердило такой вывод, прочность связи металла с органическим лигандом тем выше, чем сильнее перекрываются орбитали металла и лиганда, чем ближе энергии этих орбиталей, чем большее число связывающих и меньшее число разрыхляющих молекулярных орбиталей занято электронами. При детальном рассмотрении электронного строения отдельных комплексов показано, что при образовании тг-связи алкена с металлом происходит не только передача тг-электронов на вакантную орбиталь металла. Дополнительно осуществляется перенос электронов с других орбита-лей металла на разрыхляющие орбитали лиганда тг-симметрии. Это объясняет низкую полярность связи металл—лиганд в таких комплексных соединениях и повышает их кинетическую стабильность, [c.599]

Понятие порядка л-связи уточняет классические представления о кратности связи и позволяет количественно оценить вклад л-связи в реальную связь двух атомов. Порядок связи тоже имеет условный характер. Его введение обосновывается тем, что произведение С,С/ количественно характеризует наложение орбита-лей рассматриваемых атомов и прочность связи между ними. [c.41]

Характер и типы ковалентной связи. Гибридизация орбита-лей. Параметры молекул - длина, углы и прочность связей. Изображение структуры молекул [c.24]

В настоящее время установлено, что кратные, или л-связи в комплексах металлов могут получаться, по крайней мере, двумя путями. Во-первых, в результате перенесения с е-электронов, кото рые не могут образовывать а-связи, на пустые рг.-орбитали, локализованные на лигандах, и, во-вторых, перенесением е-электро-нов на пустые йл-орбитали, локализованные на лигандах. Первый тип связи, называемый иногда л — Ря-взаимодействием, имеет место тогда, когда донорным является атом элемента второго периода, например N в N62, С в СО или в СМ". Второй тип связи., названный л— л-взаимодействием, осуществляется в том случае, если донорным атомом будет атом элемента третьего и последующих периодов, например Р, 5 и т. д., которые имеют пустые, пригодные для образования связи -орбитали. Этот так называемый обратный перенос электронов от металла к лиганду обуславливает не только увеличение прочности связи, но и, с другой стороны,, уменьшение чрезмерного отрицательного заряда на атоме металла Третий тип дативных я-связей, включающий рл—рл-перекрыва-ние, существует, как предполагают, в некоторых комплексах бора, но этот случай нужно рассматривать как исключительный. Наконец, было предположено, что в некоторых переходных состояниях комплексов имеет место четвертый тип л-связей, возникающий при переносе л-электронов от лиганда на вакантную -орбиталь металла. Однако этот факт имеет только косвенное подтверждение [c.254]

Смысл введения этого понятия состоит в том, что произведение коэффициентов с ,- и в уравнении для может служить мерой прочности связи, образованной за счет электронов к-й орбитали. [c.61]

Валентные 2s -электроны атомов лития участвуют в образовании аз -связывающей орбитали, а 025-разрыхляющая орбиталь остается вакантной. Это обеспечивает превышение эффекта связывания над эффектом разрыхления — молекула Lij может существовать и действительно существует, причем прочность связи Li—Li довольно велика (25,8 ккал/моль, см. табл. 1.2). В то же время у тяжелых ЩМ прочность двухатомных молекул резко снижается (до —10 ккал/моль у К, Rb и s) и сравнима (ио энергии диссоциаций М2) с водородными связями — сказывается большой размер атомов тяжелых ЩЭ, удаленность валентных электронов от ядра и малое перекрывание s — АО для атомов с большим значением главного квантового числа. [c.11]

Чтобы устранить произвольное толкование понятий ковалентности и прочности связей для классификации комплексных соединений были введены Н01вые термины. Так, Г. Таубе предложил кла1Ссифицировать координационные соединения по электронной структуре комплекса. Относительно стабильные комплексы, образованные ( -орбитами с более низким квантовым числом, гибридизирующиеся с 5р -ор битами с более высоким квантовым числом, Таубе назвал внутриорбитальными. К внешнеорбитальным комплексам он отнес более лабильные комплексы, в кото- [c.7]

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]

На прочность связи влияет форма перекрывающихся электронных облаков. Наиболее прочные связи образуют Р — ис1 — орбитали (рис. 10) [c.26]

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]

К сожалению, в большинстве парамагнитных комплексов ионов переходных металлов число атомов настолько велико, что расчет методом МО всего комплекса практически невозможен. Кроме того, даже если число атомов приемлемо, встает вопрос, может ли расчет, проведенный по расширенному методу Хюккеля или по методу ЧПДП, дать разумные волновые функции для соединений с такой большой разницей в величинах зарядов, какая существует между ионом металла и лигандом. При рассмотрении таких систем предполагается, что ион металла дает по крайней мере меньшее возмущение к вкладу протона в молекулярную орбиталь, представляющую собой главным образом МО неподеленной пары, и в другие молекулярные орбитали свободного лиганда, участвующие в связывании. Это допущение разумно для большинства комплексов, в которых прочность связи металл — лиганд составляет 10—20 ккал/моль. С учетом этого приближения проводится расчет по методу МО свободного лиганда и анализ электронной плотности с использованием волновых функций нейтрального лиганда (см. гл. 3). Последний позволяет определить, какими должны быть величины Л, если на каждой из орбиталей, которые, как ожидается, смешиваются с орбиталями металла при образовании комплекса, находится по одному электрону. Результаты таких расчетов для различных замещенных пи-ридинов представлены в табл. 12.1. [c.182]

Прочность связи А1—О, включающей доиорио-акцепторнбе взаимодействие за счет свободной -орбитали атома А1 и неподеленной электронной пары атома О, объяс11яет химическую стойкость АЬОз, его огнеупорность н твердость, обилие природных соединений, содержащих связи — А1 — О — А1—. При комнатной температуре корунд и е взаимодействует с водой, кислотами, щелочами. [c.340]

Отсюда следует, что связь в На прочнее, чем в молекуле Действительно, 0( 2) =4,47764 эВ больше, а = 0,74142х X 10 м (0,74142 А) короче, чем для Нг. Увеличение прочности связи Нг по сравнению с На объясняется тем, что на а15-связываю-щей орбитали имеются теперь два электрона вместо одного. [c.77]

Характер и типы ковалентной связи. Гибридизация орбита-лей. Параметры молекул - длина, углы и прочность связей. Способы изображения структуры. иолеку.г. Изомерия, конформации [c.26]

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]

Большое внимание в настоящее время уделяется катализу комплексными соединениями. Известно, что 5- и р-уровни электронов внешней оболочки переходных металлов близки к -уровням предыдущей. Это облегчает электронные переходы и создание гибридных орбиталей различной 0 иентации. Взаимодействие атомов или ионов переходног металла с ионами или молекулами других веществ приводит к образованию комплексных соединений металла с одним или нескольмими лигандами, орбитали которых перекрываются орбиталями центрального атома или иона металла. Прочность связи данного лиганда зависит от остальных, одни из связей усиливаются за счет ослабления других связей. [c.361]

Прочность связи А1 - О (включающей донорно-акцепторное взаимодействие за счет свободной /-орбитали атома А1 и неподеленной электронной пары атома О) обьясняет химическую стойкость AI2O3, его огнеупорность и твердость, обилие природных соединений, содержащих связи - AI-0--AI-. При комнатной температуре компактный оксид алюминия не реагирует с водой, кислотами, щелочами. [c.353]

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]

Важной характеристикой, определяющей прочность связи молекулы, является разность между числом электронов на связывающих и разрыхляющих орбиталях эту разность, деленнуьэ на два, называют кратностью связи. Кратность связи молекул Ь12 и Вг равна единице, молекулы Сг — двум. Атомы азота объединяются в молекулу N2, у которой заполнены связывающие орбитали две и разрыхляющие орбитали а 28- Таким образом, кратность связи в молекуле азота равна трем. Известна частица Ыг+, у которой нет одного электрона на верхних связывающих орбиталях, и кратность связи в ней равна 2,5. Эта частица несколько менее прочная, чем молекула N2. [c.70]

Увеличение прочности связи по сравнению с объясняется тем, что на oli связывающей орбитали имеется теперь два электрона вместо одного, электронная плотность между ядрами возрастает, несмотря на межэлектронное отталкивание, возрастаю1Т силы притяжения между электронным облаком и ядрами. [c.113]

С—с в алканах (1,533 0,003 х xlO ° м). Эта переносимость свойств (и фрагментов) из одного углеводорода в другой позволяет лри описании электронной стр /кту-ры алканов широко использовать локализованные молекулярные орбитали для двухцентровых связей С—С и С—Н. Высокая прочность связей С—С и С—Н в этане обусловливает его хорошо известную химическую инертность при обычной температуре, гак же как инертность и других алканов, получивших в свое время название химических мерт вецов . Молекула этана может быть отнесена к нежестким молекулам. Для нее характерна возможность вращения одного квазижесткого фрагмента СНд относительно другого (внутреннее вращение). [c.205]

Аномальные свойства фтора по сравнению с хлором — меньшая теплота образования молекулы, более сильная степень термической диссоциации и др. — объясняются возникновением в молекуле хлора дативных связей между парами 5- и р-электронов одного атома и свободными орбитами в -состоянии другого атома, в результате чего прочность связи в молекуле в целом возрастает. На примере взаимоде 1ствия атомов фтора и хлора покажем различие (образование ковалентно11 связи из холостых электронов отмечено на схеме прямоугольником, а возможные дативные связи отмечены пунктиром) [c.593]

Следует подчеркнуть, что сами по себе орбитали отнюдь не имеют тендеи- ции к взаимному перекрыванию, так как они одноименно заряжены. Их перекрывание является не причиной, а следствием возникновения химической связи. В какой мере оно действительно происходит, зависит от индивидуальных особенностей взаимодействующих атомов. Поэтому оценка перекрывания, исходя только из типов орбита-лей, есть по существу принятие возможного за действительное. Она является схемой, способной более или менее удачно описывать некоторые экспериментальные данные, но не обладающей предсказательной силой. Например, исходя из незначительности взаимного перекрывания двух s-орбиталей, следовало бы ожидать малую прочность связи И—И в молекуле Н2, тогда как на самом деле эта связь одна из самых прочных. По своим познавательным возможностям принцип максимального перекрывания подобен такому чем человек выше, тем он сильнее , В статистическом плане это может быть верным, но оценка силы отдельных людей только по их росту весьма часто была бы ошибочна. [c.545]

Чем больше эти коэффициенты, тем сильнее отличаются молекулярные орбитали от соответствующих атомных. Ч. Коулсон предложил для характеристики прочности связи ввести понятие порядок связи и определить его как произведение коэффициентов общий порядок связи при N электронах на данной занятой орбитали есть рц1 = 1.МС1С . Эти методы характеристики электронных состояний очень наглядно показывают, как физики, испытавшие затруднения, когда им пришлось отказаться от удобных Шариков-электронов, вращающихся по определенным орбитам, и вместо них пользоваться туманными электронными облаками, справились с практическими задачами. Фактическую электронную плотность стали выражать в долях заряда электрона, а прочность связи — в той электронной нагрузке на данную связь, представление о которой дают произведения коэффициентов в линейном выражении молекулярных орбиталей через атомные. [c.123]

Зависимость прочности связи от положения перекрывающихся орбитателей рассмотрим на примере молекулы азота. Атом азота, обладающий конфигурацией 1з , 2 з , 2р имеет три одноэлектронных орбитали, расположенные во взаимно-перпендикулярных направлениях по осям х, у,г. [c.26]