Электронных пар отталкивание гибридизация

В доказательство того, что гибридизация АО является следствием определенной симметрии пространственной структуры молекулы, отвечающей минимуму энергии, а не ее причиной, приведем такой пример. Оказывается, что тетраэдрическая конфигурация молекулы метана для движения электронов является невыгодной по сравнению с другими возможными для нее геометрическими структурами. Но только для тетраэдрической конфигурации достигается минимум энергии суммарного отталкивания ядер молекулы друг от друга. Поэтому [c.137]

С галогенами бор также реагирует при нагревании и образует вещества общей формулы ВГ3. В этих соединениях бор образует с галогенами плоские молекулы с углами между связями Г-В-Г, равными 120°. Такая геометрия молекул ожидается при рассмотрении отталкивания электронных пар валентной оболочки (см. разд. 4.5.5) и на основании -гибридизации орбиталей бора (см. разд. 4.5.6). [c.396]

Во всех подобных соединениях ковалентность и координационное число бора равны четырем, а атом бора образует тетраэдрические структуры, определяемые минимумом энергии. Это объясняется отталкиванием 4-х электронных пар валентной оболочки или зр -гибридизацией атома бора. [c.397]

Такой тетраэдрической направленности всех четырех одинаковых (по прочности и длине) ковалентных сг-связей атома углерода с другими атомами отвечает sp -гибридизация его валентных орбиталей (см. разд. 4.5.6 и рис. 29.2). Данная геометрия следует и из концепции отталкивания электронных пар валентной оболочки углерода, когда четыре связывающих электронные пары стремятся удалиться, как можно дальше друг от друга (см. разд. 4.5.5). Химическая связь в таких соединениях углерода в значительной мере локализована между парами атомов и двухэлектронна. В этой связи предполагается, что коллективные свойства молекулы, т. е. свойства, определяемые движением сразу всех электронов, будут аддитивными. Экспериментальные данные во многих случаях подтверждают это. В молекулах с тетраэдрическими связями атомов углерода длины химических связей и их прочность для одной и гой же пары атомов приблизительно постоянны. [c.552]

Понятие гибридизации АО было введено Л. Полингом и Дж. Слейтером. Это было обусловлено необходимостью объяснения в рамках метода ВС таких явлений, как локализованный характер связей и их направленность в пространстве, в частности, эквивалентность связей С—И и тетраэдрическая геометрия молекулы метана. Хотя в соответствии с современными представлениями геометрия молекулы СН обусловлена не гибридизацией, 0, а отталкиванием ядер атомов водорода, молено говорить о взаимосвязи мел<ду расположением ядер и распределением электронной плотности. [c.27]

Гибридизация одной 5- и одной р-орбитали называется р-гиб-. ридизацией (эс-пэ-гибридизация). Две р-гибридные орбитали под влиянием взаимного отталкивания электронных облаков [c.91]

Энергия всех трех неспаренных электронов выравняется, т. е. произойдет гибридизация одной з- и двух р-орбиталей — 5р2-гибридизация (эс-пэ-два-гибридизация). Образовавшиеся три грушевидные 5р2-гибридные орбитали под влиянием взаимного отталкивания расположатся в одной плоскости под углом 120° (рис. 11). [c.92]

Кроме модели отталкивания электронных пар валентных орбиталей вопросы стереохимии молекул успешно решаются в рамках теории связи на основе представлений о гибридизации атомных орбиталей. Важнейшие типы гибридных орбиталей и соответствующие им конфигурации молекулярных частиц приведены в табл. 18. [c.114]

Если считать, что ковалентные связи в молекуле ЫНз образованы за счет участия трех р-электронов атома азота, то валентный угол между ними должен быть равным 90°. Однако он составляет 107°3, рис. 11.13. Это означает, что связи N—Н в молекуле ЫНз образованы не за счет чистых р-орбиталей атомов водорода и азота, а за счет орбиталей, претерпевших хр -гибридизацию и подвергшихся действию сил отталкивания неподеленной пары электронов. [c.46]

Результаты этого и ряда других весьма сложных расчетов хорошо воспроизводят а в некоторых случаях даже корректируют данные эксперимента по геометрической структуре молекул. Однако главная задача таких расчетов состоит в проверке и оценке точности полуколичественных и качественных стереохимических теорий, непосредственно перебрасывающих мост от структурной формулы химического соединения к геометрической форме его молекулы или иона. Мы рассмотрим три различающихся подхода к описанию геометрической структуры молекул 1) представления о гибридизации атомных орбиталей, 2) теорию отталкивания валентных электронных пар, 3) приближенную теорию МО. [c.137]

Орбитали выбирают так, чтобы отталкивание между электронными парами было минимальным. Идея гибридизации в сущности является продуктом синтеза концепций структурной теории с принципами квантовой механики. Квантовая теория не предусмотрела равноценности валентных сил в таких молекулах, как, например, молекула метана ее тетраэдрическая структура тоже не была этой теорией предсказана. Концепция гибридизации разрешила эти затруднения, не войдя в противоречия ни с химией, ни с квантовыми законами. [c.114]

Форма электронных облаков или ориентация облаков электронных пар молекулы определяется не только типом гибридизации, но и взаимным отталкиванием электронных пар это отталкивание вызвано как чисто электростатическими силами, так и эффектом действия принципа Паули. Общее выражение для силы отталкивания содержит расстояние между центрами облаков в степени —п, где п может быть очень велико. Поэтому конфигурация электронной системы молекулы жестко определяется числом электронных пар. [c.135]

В начале настоящей главы мы расскажем о том, как атомы могут объединяться в молекулы. Рассмотрев различные типы связей, которые существуют в органических соединениях, мы обсудим теорию молекулярных орбиталей и применение этой теории для описания связей в некоторых малых молекулах. Затем мы перейдем к теории отталкивания электронных пар валентной оболочки и к понятию гибридизации, которые помогут нам представить образование связей в более сложных молекулах. Далее мы кратко расскажем о том, как структуры Льюиса используются для представления органических молекул. Часть этого рассказа будет посвящена расчету заряда ( формального заряда ) на атомах в молекулах. Наконец, мы остановимся на очень важной для понимания строения и реакций органических соединений теории резонанса. [c.27]

МЕТАН (СН4), гибридизация и теория отталкивания электронных пар валентно оболочки. Для того чтобы воссоздать картину атома углерода, удерживающего при себе четыре группы, необходимо обратиться к его возбужденному электронному состоянию. Возбужденное состояние атома включает.образование четырех новых внешних орбиталей путем гибридизации 25-орбитали и всех трех 2р-орбиталей. (Квантовая механика постулирует, что мы должны создавать столько же новых орбиталей, сколько вступает в гибридизацию.) Четыре гибридные орбитали обладают одинаковой энергией, и каждая из них обозначается 2 вр (2 означает главное квантовое число, а зр указывает на то, что орбиталь является гибридной и состоит на одну четверть из -орбитали, а па три четверти из р-орбиталей). [c.49]

В настоящей главе мы встретимся и с другими типами гибридизации атома углерода. Во всех этих случаях геометрию гибридизованного атома углерода можно объяснить, исходя из отталкивания электронных пар валентной оболочки. [c.50]

Хотя углы межъядерных связей —С—X в органических соединениях в основном равны 109,5 120 180° (что отражает 5р -, зр - и р-гибридизацию соответственно), отталкивание между парами валентных электронов достаточно велико для того, чтобы вызвать отклонения в идеальной геометрии связен. Рассмотрим структуру молекулы воды. [c.59]

Какая связь существует между теорией отталкивания электронных нар валентных оболочек и гибридизацией Первая позволяет нам изучать структуру и, пытаясь уменьшить отталкивание между электронными нарами, предлагать для них оптимальную геометрию. После этого можно уже правильно представить гибридизацию центрального атома, что и определит необходимую геометрию молекулы в целом. [c.72]

Как и в предыдущих случаях, 25—> 2р-возбудженне электрона у атома углерода приведет к выравниванию энергий всех четырех неспаренных электронов. Такая гибридизация одной 5- и трех р-орбиталей называется р -гибридизацней (эс-пэ-три-гибридизация). Четыре грушевидные р -гибридиые орбитали под влиянием взаимного отталкивания расположатся в пространстве под тетраэдрическими углами, равными 109°. Молекула метана, следовательно, будет иметь пространственное тетраэдрическое строение (рис. 13). [c.93]

Для атомов элементов-неметаллов, вообще говоря, образование одинарных ковалентных связей более выгодно, чем образование кратных связей, которое подразумевает наложение связей (а и п) друг на друга и неизбежно приводит к росту электронного отталкивания, ослабляющего связь. Кроме того, как предполагают, при образовании атомом только одинарных связей (алмаз) осуществляется наиболее полное вьгравнива ше (гибридизация) 5- и / -электронных положений, также дающее энергетическую выгоду. Однако даже у легких неметаллов алмазоподобная структура реализуется в редких случаях (С, 51, В). Все возрастающее по периоду (от В к Р) число электронных пар делает более энергетически выгод.гым и поэтому более вероятным возникновение вместо бесконечных многомерных образований молекулярных структур с кратными (N2, О2) и одинарными (галогены) связями в локальных молекулах. [c.249]

Квантовомеханичеокий расчет структуры молекулы Н2О без учета гибридизации и электронного отталкивания приводит к значению 90° для угла НОН молекулы Н2О. Учет ион-ности связи в предположении, что на атомах водорода сосредоточены заряды по -f0,32 е, увеличивает угол молекулы до 95° (Коулсон, 1965 г.). Авторы, выполнившие расчет угла с учетом ионности связи, пришли к выводу, что более важным фактором, чем ионность, является гибридизация 2s -и 2ру-, 2/ z орбиталей атома кислорода при образовании связи с атомами водорода. В результате гибридизации увеличивается угол НОН и возникает зона отрицательного заряда с противоположной стороны по отношению к кислороду от заряда атомов водорода (неподеленные пары). [c.16]

Как кратко отмечено Уолшем [2], изгиб молекулы привел бы к снятию вырождения к -орбит и свел бы их к орбитам ж группы Сад. Следовательно, нелинейная молекула могла бы находиться в синглетном состоянии. Однако при этом совсем пе очевидно, что именно линейная конфигурация неизбежно имела бы минимум энергии триплетного состояния, хотя иногда предполагают, что дело обстоит таким образом. Так как изгиб молекулы сопровояодался бы изменением гибридизации, то менялись бы относительные величины 5- и р-характера как в связывающ,их, так и в несвязывающих орбитах, что повлекло бы за собой изменение энергий взаимодействия как связывающих, так и несвязывающих электронов. Если уровни орбит А иВ расположены близко друг от друга, то уменьшение электрон-электронного отталкивания легко может стать достаточным для компенсации энергии промо-тирования, требуемой для помещения одного неспаренного электрона на более высокую орбиту при этом нелинейная молекула стала бы тринлетной. [c.270]

В описании двух типов комплексов, данном в этой главе выше, речь не шла о гибридных орбиталях или ковалентной связи. В предложенной модели связь рассматривается как преобладающе электростатическая и образование пар электронов (или сохранение неспаренных электронов) определяется меЖ электронным отталкиванием (а не гибридизацией). Для описания комплексов первого типа используются следующие эквива лентные термины низко спиновые, спин-спаренные, комплексы сильного поля или внутреннеорбитальные, а для комплексов другого типа — термины высокоспиновые, спин-свободные, комплексы слабого поля или внешнеорбитальные. [c.95]

В обеих молекулах имеется по четыре электронных пары (не считая 15-электронов кислорода или азота). Электронное отталкивание стремится ориентировать связи так, чтобы они были направлены к вершинам тетраэдра, так что необходимо использовать хр -гибридизацию для описания связей. Однако для возникновения такой гибри- [c.80]

Атом бора имеет три валентных электрона и четыре валентные орбитали. Обычно он использует три орбитали, образуя 5р -гибриды в таких соединениях, как ВРз- Углерод имеет четыре валентных электрона и четыре орбитали. За исключением тех случаев, когда он образует кратные связи, эти орбитали используются для 5р -гибридизации. Атом азота имеет пять валентных электронов и четыре орбитали. Как правило, он образует три связи с другими атомами в структурах с тетраэдрической конфигурацией, а четвертая гибридная 5р -орбиталь у него занята неподеленной электронной парой (разд. 13-3). Углерод и азот способны образовывать двойные и тройные связи в результате я-перекры-вания, обсуждавшегося в разд. 13-4. По сравнению с длиной простой связи длина двойных связей, образуемых этими элементами, сокращается на 13%, а длина тройных связей-на 22%. Прочность кратной связи повыщается благодаря наличию электронов на связывающей молекулярной п-орбитали, возникающей в результате перекрывания атомных я-ор-биталей. Но перекрывание я-типа между орбиталями становится достаточно больщим для возникновения связи только при близком расположении атомов. По этой причине 81 и другие элементы третьего и следующих периодов неспособны образовывать кратные связи. Кремний имеет 10 внутренних электронов по сравнению с 2 в атомах С и N. Отталкивание этих внутренних электронов не позволяет двум атомам 81 сблизиться настолько, насколько это необходимо для достаточного я-перекрывания р-орбиталей и возникновения двойных связей. Несмотря на все попытки химиков синтезировать соединения со связями 81=81 и 81=С, ни одна из них до сих пор не увенчалась успехом. За небольшими исключениями, образование двойных и тройных связей ограничено элементами второго периода, в атомах которых число внутренних электронов не превышает 2. Исключения, к числу которых относятся 8=0, Р=0 и 81=0, объясняются перекрыванием между р- и -орбиталями, этот вопрос будет рассмотрен в разделе, посвященном кремнию. [c.271]

Более того, квантовомеханические расчеты электронной структуры молекулы метана показали, нто тетраэдрическая конфигурация этой молекулы отвечает наибольшей, по сравнению со всёми другими возможными для нее конфигурациями, электронной энергии. И только благодаря тому, что этой конфигурации соответствует минимум энергии отталкивания ядер, в результате чего полная энергия молекулы (равная сумме ее электронной и ядерной энергий) оказывается все же минимальной, связи С—Н в метане направлены в углы тетраэдра. Таким образом, геометрия молекулы не обусловлена данным типом гибридизации. Последняя лишь устанавливает соответствие между взаимным расположением ядер и пространственным распределением электронной плотности. Но это не единственная, и даже не главная в современной теории строения молекул, функция концепции гибридизации. [c.209]

В свободном атоме кислорода электронная конфигурация 2-го от ядра слоя такова 25 , 2рг , 2р/, 2рх при этом плотность заряда 25 пары электронов распределена по сфере около внутренней электронной оболочки, а плотность заряда 2рг , 2ру, 2р электронов распределяется симметрично около взаимно перпендикулярных осей X, у, г. При связывании двух атомов водорода 2ру-, 2рж-орбн-талями угол 90° увеличивается вследствие электростатического отталкивания, и это возмущение приводит к увеличению гибридизации, Валентный угол, соответствующий минимуму потенциальной энергии молекулы, при участии х-электронов в валентном состоянии, проходящий через максимальную электронную плотность, уве- [c.8]

Молекулы ВеХг, например ВеСЬ, имеют линейное строение, которое наиболее просто и наглядно следует из рассмотрения ее строения методом отталкивания электронных пар валентной оболочки или с привлечением понятия ар-гибридизации орбиталей в атоме бериллия (см. разд. 4.5.5 и 4.5.6). [c.389]

В свободном атоме или ионе комплексообразователя энергии всех ( -электронов, принадлежащих к одной и той же электронной оболочке, одинаковы, т. е. эти электроны занимают один энергетический уровень. В комплексе положительный ион-кэмплексообразователь окружен лигандами, которые могут быть или отрицательными ионами, или полярными молекулами, которые обращены к комплексообразователю своим отрицательным концом. Между электронами /-орбиталей иона-комплексообразователя и отрицательными лигандами действуют силы отталкивания, которые увеличивают энергию /-электронов. При этом электростатическое воздействие лигандов на различные /-орбитали неодинаково, так как поле лигандов не обладает сферической симметрией. Поэтому энергия электронов на /-орбиталях, расположенных близко к лигандам, возрастает больше, а на /-орбиталях, удаленных от лигандов, меньше в результате под Таблица 1.13. Ти/1ы гибридизации и соответствующие им геометрические формы комплексов [c.130]

По своей предсказательной возможности близка к концепций гибридизации теория, учитывающая электростатическое отталкивание локализованных пар электронов [к-19]. Согласно этой теории электронные облака связей и облака неподеленных пар выбирают направления, при которых их отталкивание минимально. Если таких пар четыре, то они должны быть направлены к вершинам тетраэдра, как в молекуле СН4. У молекулы NH3 также четыре пары электронов — три связевых и одна неподеленная. Опять имеем тетраэдр, в центре его атом N, в трех вершинах атомы Н, четвертая занята неподеленной парой. Так как неподеленная пара не вполне эквивалентна связевой паре, угол при вершине молекулы NH3 несколько меньше тетраэдрического. И в молекуле HjO четыре локализованные пары, из них две неподеленные. Атом О занимет центр тетраэдра, два атома Н и две неподеленные пары — его вершины. По тем же причинам, что и в NH3, и угол НОН отличается от тетраэдрического (104°ЗГ23"). Эта концепция, развиваемая [c.202]

Ч. А. Коулсон, — это наука экспериментальная, в которой окончательная модель построена на основе элементарных понятий. Роль квантовой химии—усвоить эти понятия и показать, каковы существенные черты поведения химических систем... Всякое приемлемое объяснение должно быть дано с точки зрения отталкивания между несвязывающими электронами, дисперсионных сил между ядрами атомов, гибридизации орбит и ионного характера. Совершенно не имеет значения, если в крайнем случае ни одно из этих понятий не будет охарактеризовано точно, поскольку химия сама действует па некотором уровне глубины [17, с. 169]. [c.98]

Валентные углы О—Si—О, т. е. углы внутри тетраэдра, определяются тетраэдрической пространственной конфигурацией центрального атома и равны 109°. Валентный угол 51—0—51, т. е. угол между двумя тетраэдрами, изменяется в широких пределах — от 120 до 180°, что обусловлено действием сил отталкивания несвязывающих пар электронов и различными типами гибридизации орбиталей кислорода. [c.27]

Если у атома А молекулы АВ имеется неподелепнаядара электронов, то ее надо учтывать при определении типа гибридизации (она считается направленной к воображаемому партнеру по связи). Примеры-тетраэдрические молекулы ННз и Н2О (рис. 6). Такие тетраэдры называются химически незавершенными (в некоторых вершинах нет атомов Н) кроме того, электростатическое отталкивание атомов Н от неподеленной пары азота или двух пар кислорода несколько искажает тетраэдр и уменьшает углы между связями Н—N—Н и Н—О—Н от значения 109,5° (экспериментальные данные —107° и 105° соответственно). [c.46]

Как правило, из-за взаимного отталкивания эквивалентные орбитали располагаются как можно дальше друг от друга так, две р-орбитали образуют угол 180°. Это означает, что молекула Hg l2, например, должна быть линейной (в отличие от НдО) так и есть на самом деле. Такого вида гибридизацию называют дигональной. р-Гибридная орбиталь образует более прочную ковалентную связь по сравнению как с 5-, так и с р-орбиталью, поскольку она дальше, чем эти орбитали, вытянута в пространстве в направлении орбитали другого атома и потому обеспечивает большее перекрывание. Хотя переход б5-электрона в состояние 6р требует затраты энергии, выигрыш в энергии связи более чем компенсирует эту затрату. [c.20]

С точки зрения приведенного выше представления о молекулярных орбиталях в молекуле этилена каждый атом углерода должен использовать sp -opбитaли для образования связей с тремя атомами. Эти р -орбитали возникают в результате гибридизации 2з-, 2рх - и 2ру -электронов после перехода одного -электрона на р-орбиту, как было показано в разд. 1.3. Можно полагать, что любой атом углерода, связанный с тремя разными атомами, использует для этих связей sp -opбитaли. Таким образом, каждый атом углерода этилена участвует в образовании трех 0-связей по одной с каждым из двух атомов водорода и одной с другим атомом углерода. Поэтому каждый атом углерода имеет еще один электрон иа орбитали 2рг, которая в соответствии с принципом максимального отталкивания перпендикулярна плоскости р -орбиталей. Две параллельные 2 рг-ор-битали могут перекрываться, образуя две новые орбитали, связывающую и разрыхляющую (рис. 1.5). В основном состоянии оба электрона находятся на связывающей орбитали, а разрыхляющая орбиталь остается вакантной. Молекулярные орбитали, образованные при перекрывании атомных орбиталей, оси которых параллельны, называют л-орбиталями, если они являются связывающими орбиталями, и. п -орбиталями, если они являются разрыхляющими орбиталями. [c.22]

ИОНОВ. Часто наблюдаются отклонения валентных углов от предсказываемых теорией, что может быть вызвано еще более сложной гибридизацией или электростатическим взаимодействием атомов и орбиталей. Так, в молекуле Н2О угол между связями равен 104°, что объясняется или р -негибридизированными электронами атома кислорода (теоретический угол 90°) и взаимным отталкиванием перекрывающихся с ними s-орбиталей двух атомов водорода или же 5рЗ-гибридизацией электронов атома кислорода. Уменьшение угла до 105° по сравнению с теоретическим (109°) объясняется отталкивающим действием двух заполненных пйрами электронов орбиталей атома кислорода. [c.230]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология