Прочность связи радиус орбитали

В этой связи Полинг считает, что от К до V число электронов на 5р-орбиталях, участвующих в металлической связи, увеличивается от 1 до 5, и ни один электрон не попадает на атомные -орби-тали. Этим объясняется постепенное возрастание прочности связи в ряду К—>-Са—>-5с—Т1—V. При переходе к Сг только 5,78 электрона на атом находятся на связывающих орбиталях, а остальные 0,22 электрона начинают заполнение атомных -орбиталей, не участвующих в сцеплении. Весьма приближенно, учитывая постоянство атомных радиусов, число связывающих электронов остается неизменно равным 5,78 на атом от Сг к N1. Распределение электронов приведено в табл. 6. [c.148]

IV к V периоду — за счет влияния вакантных (и—1)/-орбиталей, при переходе от V к VI периоду — за счет повышения прочности связей в результате аномально малого увеличения радиусов атомов. [c.249]

Так как большое перекрывание связывается с образованием прочной связи, вероятно, можно сопоставить прочность связи с типом орбиталей, с помощью которых она образована. Еще Полинг указал, что так как р-орбитали сконцентрированы вдоль определенных направлений, они должны при заданном межъядерном расстоянии перекрываться более эффективно, чем -орбитали с тем же главным квантовым числом. Можно показать, что если радиус 35-орбита ш равен г, длина оси Зр-орбитали от ядра до границы равна гУЗ. Связь, образованная перекрыванием р-орбита- [c.95]

Мы связывали прочность связи со степенью перекрывания орбиталей, участвующих в ее образовании. При этом в качестве характеристики степени перекрывания использовались радиусы и длины орбиталей. К сожалению, эта идея, которая позволяет наглядно представить себе образование связи, несостоятельна, если рассматривать 5р-гибридную орбиталь. Если считать, что радиус 5-орбитали равен единице, оси гибридных орбиталей, измеренные [c.113]

Основные параметры химической связи. Учение о хими- ад ческой связи рассматривает механизмы образования химической связи, строение молекул, прочность связи атомов в молекулах и способность различных веществ вступать в химические реакции. Основные характеристики химической связи определяются строением и свойствами атомов валентными орбиталями атомов, атомными радиусами, потенциалами ионизации и сродством к электрону атомов, поляризуемостью и поляризующей способностью атомов. [c.41]

Длина связи. Длина связи определяется суммой ковалентных радиусов, рассчитанных на основании экспериментально определенных межатомных расстояний (для определения межатомных расстояний используют методы дифракции рентгеновских лучей, дифракции электронов и др.), и характеризует прочность связи. Чем меньше длина связи, тем связь обычно прочнее. Длина связи зависит от степени перекрывания АО в молекуле, что в свою очередь связано с типом перекрывания (осевое или латеральное), характером перекрывающихся орбиталей ( , р, й) и электроотрицательностью атомов, меладу которыми образуется связь. При образовании неполярных связей наиболее оптимальное перекрывание наблюдается при строго фиксированном расстоянии между ядрами. Это хорошо видно на рис. 4, где изображено образование о-С—С-связи перекрыванием двух гибридизованных р -АО, [c.29]

Относительная прочность о- и л-связей зависит от периода в периодической системе, в котором расположены образующие молекулу атомы. Для атомов элементов второго периода прочность о- и л-связей примерно одинакова. Элементы, расположенные ниже второго периода, достаточно прочных (р — р) л-связей не образуют. Это можно объяснить следующим образом. Как видно из схемы образования л-связи, для перекрывания р-орбиталей атомы должны быть расположены достаточно близко Друг к другу. В группе сверху вниз радиусы атомов увеличиваются, причем наибольшее увеличение радиусов, примерно на 7з, наблюдается при переходе от второго к третьему периоду. Такое увеличение радиусов приводит к тому, что атомы не могут приблизиться на достаточно близкое расстояние, необходимое для перекрывания р-орбиталей с образованием л-связи. Поэтому атомы элементов, расположенных ниже второго периода, образуют друг с другом только ст-связи. Отсюда становится понятным, например, тот факт, что не существует устойчивых молекул 82 и Р2, аналогичных О2 и N2, хотя в простых веществах сера и фосфор соответственно двух- и трехвалентны, так же как кислород и азот. Сера и фосфор образуют различные полимерные молекулы, состоящие из большого количества атомов, только с ст-связями. Полимерное строение молекул серы и фосфора является причиной того, что простые вещества, образуемые этими элементами, находятся при обычных условиях в твердом состоянии. Молекулы, в которых азот и фосфор, кислород и сера образуют только а-связи, имеют одинаковое строение, например, ЫНз и РНз, Н2О и Н23. [c.83]

Теплота сублимации и степень заполнения -орбиталей являются мерой прочности когезионной связи металл — металл. Существуют два аспекта электронной структуры. Один из них определяет зависимость радиуса и плотности и обусловливает связь между -вакансиями и хемосорбционными свойствами металлов восьмой группы, другой определяет величины теплот сублимации и температур плавления и, следовательно, хемосорбционное поведение иных металлов. Кислород хемосорбируется на всех изученных -, 5- и р-металлах, кроме золота. Предполагается, что у кислорода связь носит ионный характер и обусловлена участием в процессе 5- и р-орбиталей. При хемосорбции азота активны только переходные металлы с числом дырок в атомной -зоне, превышающим два У, Та, Мо, Ti, 2г, Ре. [c.152]

Особенности химии хлора. Второй типический элемент VII группы — хлор — характеризуется меньшей неметаллической активностью по сравнению с фтором. Обусловлено это уменьшением потенциала ионизации и ОЭО, а также возрастанием атомного радиуса и энтальпии диссоциации молекул на атомы (см. выше). Большая прочность молекул С1а по сравнению с молекулами Ра объясняется не только эффектом обратного экранирования в атомах фтора, приводящим к ослаблению связи в его молекулах. В молекулах хлора имеет место дополнительное л-связывание за счет /7-электронов и -орбиталей. л-Связывание возникает по донорно-акцепторному механизму, когда каждый атом хлора одновременно является и донором и акцептором электронной пары (дативная связь). В рамках метода ВС дополнительное л-связывание можно представить схемой [c.358]

Прочность химической связи зависит от степени перекрывания атомных орбиталей, плотности электронного облака (плотности вероятности г))2(1у), а также эффективных значений заряда и радиуса атома. [c.249]

Т. е. в той же последовательности, в которой увеличивается прочность и полярность комплексов. Весьма интересным представляется тот факт, что в комплексах BHg с фосфорсодержащими донорами длины ДА-связей немного меньше суммы ковалентных радиусов, причем в комплексе FgP-BHg эта разница достигает 0,14 А. Для объяснения малой длины связи Р. .. В привлекают представления о дополнительной dn — Ря-связи, в которой группа ВНд является it-донором, а РРд — акцептором ( -орбиталь фосфора) [340]. [c.116]

Важно понимать, что хотя электростатическое взаимодействие частично отрицательно заряженного Е и относительно положительного Н является основным фактором образования связи, следует также учитывать другие-факторы. Во-первых, помимо электроотрицательности атома Е, имеет значение еще его размер, поскольку например, хлор, электроотрицательность которого такая же, как у атома азота, но больший атомный радиус, не проявляет сравнимой с азотом способности образовывать водородную связь, хотя он вызывает значительную поляризацию связи Н — С1. Благодаря относительно малому радиусу и поэтому высокой концентрации заряда атомы О, N и Г могут близко подходить к ядру водорода, которое лишь слабо экранировано частично вакантной 15-орбиталью. Величины энергий водородных связей, образуемых этими элементами, зависят, конечно, от природы атома, связанного с водородом, и от молекулярного окружения этого атома, но крайние значения составляют 10 ккал/моль (41,87 10 Дж/моль) для фтора и 2 ккал/моль (8,36-10 Дж/моль) для азота значение прочности Н-связи для кислорода имеет промежуточную величину. [c.105]

Теория молекулярных орбиталей может также ясно объяснить изменение радиусов ионов. Помещение электронов на несвязываю-щую 2й 0рбиталь не будет сильно влиять на прочность связи металл—лиганд, и увеличение заряда ядра будет вызывать уменьшение радиуса. Помещение электронов на разрыхляющие е -орби-тали должно понизить прочность связи и привести к удлинению связи металл—лиганд, которое может быть, а может и не быть равным среднему уменьшению ионного радиуса для последовательно расположенных членов 3 - eмeй твa. Аналогичным образом спаривание спинов, т. е. переход от спин-свободных к, спин-спаренным комплексам, происходит путем перемещения разрыхляющего электрона на несвязывающую орбиталь, что приводит к уменьшению кажущегося радиуса иона. [c.448]

В лигандах типа порфиринов и фталоцианинов большое влияние на прочность комплексов оказывает размер центральной ячейки. Такие крупные ионы, как и РЬ +, могут не поместиться в центре порфиринового ядра [12], в то время как для небольших ионов можно ожидать, что устойчивость комплексов будет уменьшаться с уменьшением радиуса катиона, ибо вследствие жесткости порфиринового ядра степень перекрывания орбиталей иона металла и лиганда будет постепенно падать. Это объяснение прочности комплексов условно рассмотренные комплексы и другие комплексы, включающие полидентатные лиганды, гораздо более устойчивы, чем комплексы с монодентат-ными лигандами. Этот хелатный эффект частично определяется различиями в изменениях энтропии и частично — гораздо большей энергией, требующейся для разрыва всех связей металла в полидентатных комплексах за время, которое мало по сравнению со временем, необходимым для их образования. В добавление к влиянию на комплексообразование размеров ячейки порфиринов и фталоцианинов геометрия этих лигандов требует плоской квадратной конфигурации их комплексов с металлами. [c.57]

Чем больше валентных электронов имеет металл, тем большее число связей он может образовать между соседними атомами. В переходных металлах в образовании металлической связи, помимо s- и р-орбиталей внешнего уровня, принимают участие -орбитали ближайшего уровня, неполностью заполненного электронами (например, у металла четвертого периода — гибридизован-ные 3d°-, 4s- и 4р -орбитали). Максимальное число связей образуют переходные металлы VI группы (в которых каждая из пяти -орбиталей занята одним электроном). Этим объясняется, почему атомные радиусы при переходе от элементов I группы к элементам VI группы уменьшаются, затем остаются постоянными (до VIII группы) и снова увеличиваются у следующих элементов. Другие свойства, например температура плавления, прочность при растяжении и при сжатии и твердость, имеют более высокие значения у металлов с малыми атомными радиусами. Следовательно, максимальным сцеплением в твердом состоянии обладают металлы побочной подгруппы VI и соседних с ней групп периодической таблицы. [c.578]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология