Орбиталь р-типа

Следовательно, характеры при преобразовании орбиталей ру. будут равны 3, О, —1, 3, при преобразовании орбиталей ру 3, О, 1, 3 и при преобразовании орбиталей Рг 3, О, 1, —3, что приводит к орбиталям типа aj + e для орбиталей р , для [c.309]

Группа орбиталей, получающихся из 2р -орбиталей и имеющих те же самые типы симметрии, что и орбитали, получающиеся из 25-орбита-лей, будет приводить к образованию орбиталей молекулы Се, содержащих как 2рх , так и 25-орбитали. Причем эти орбитали будут сдвинуты вверх. Подобные же рассуждения будут справедливы и для орбитали типа получающейся из 2ру-орбиталей. Орбиталь же egg, будучи слабо С — С-свя-зывающей, подвергается подобному влиянию не очень сильно. С — С-свя-зывающая орбиталь типа 2и (получающаяся из 2р,у-орбиталей) будет только одной орбиталью данного типа симметрии в валентной оболочке и, следовательно, не подвергается влиянию со стороны других орбиталей. Она скорее даже сдвигается вниз по мере сближения атомов углерода, проявляя своп связывающий характер. В молекуле Се данная орбиталь, по всей вероятности, расположена гораздо ниже связывающих орбиталей, получающихся из 2р2-орбиталей (т. е. орбиталей типа ги и eig), поскольку перекрывание для р-орбиталей, расположенных в плоскости молекулы, будет большим, если эти орбитали имеют один и тот же знак у соседних атомов углерода (фиг. 122). [c.414]

В ряде случаев — р-гибридные орбитали можно использовать вместо Рх- И р,у-орбиталей, введенных выше при рассмотрении молекул типа ХУ2, т. е. подобных молекуле Н2О. В частности, в равенствах (111,16) вместо орбиталей (О 2рх) и (О 2рц) можно использовать следующие орбитали (опуская нормировочный множитель -Ь Х ) [c.315]

В молекулах, образованных из одинаковых атомов, различают два типа МО, формы которых можно представить исходя из форм исходных атомных орбиталей это молекулярные орбитали а- и тг типов. а-МО возникает при перекрытии атомных орбиталей вдоль оси, соединяющей ядра взаимодействующих атомов. Например, в молекуле Нг мы имеем дело с (7-МО (связывающей и разрыхляющей), образующимися при перекрытии -орбиталей каждого из двух атомов (рис. 2.7,а,б). Если при образовании МО необходимо комбинировать р-орбитали, то при этом могут образовываться а-МО и тт-МО. Например, примем ось, проходящую через два ядра, за ось г. Если при взаимодействии атомов перекрываются рг-орбитали соседних атомов, то могут образовываться связывающая и разрыхляющая а-МО (рис. 2.7,в,г). При комбинации рг-орбитали одного атома и -орбитали другого также образуется а-МО. С образованием (7-МО могут комбинировать 5-, р- и -АО, если они ориентированы вдоль оси связи. [c.26]

Гибридные орбитали или гибридные волновые функции электронов получаются путем линейной комбинации двух или более индивидуальны волновых функций электронов. Например, dsp-гибридная орбиталь нолу-чается из волновых функций соответственно d-, s- и р-типа (Пелдавг [87]) [c.259]

Захват второго электрона на состояние А сопровождается регибридизацией волновых функций. Так например, на стабилизированной границе 51— вакуум возможно 3 типа гибридизации — рис.5.3. Тип А — неспаренный электрон находится в 5р -гибридизации. Оценки, сделанные на основании анализа спектров СТС ЭПР (расшепление на ядрах 2951) показывают, что гибридная орбиталь на 12 % 5- и на 88% р-типа. [c.156]

Ковалентные связи являются направленными, причем углы между связями зависят от числа и типа электронов, принимающих участие в образовании связи. Так, у элементов IVB подгруппы (С, Si, Ge) электронные оболочки s-орбиталей имеют сферическую форму, а электронные оболочки трех р-орбиталей вытянуты в трех взаимно перпендикулярных направлениях. Образующиеся в кристаллической рещетке этих элементов гибридные sp-орбитали имеют одинаковую форму и направлены к вершинам правильного тетраэдра. У элементов подгруппы VB только три неспаренных электрона каждый атом связан ковалентными связями только с тремя ближайшими соседями (рис. 3,6), при этом образуются двух- [c.8]

N, Р], обладающие сверхпроводящими свойствами. Сверхпроводящее состояние может быть достигнуто в органич. соединениях, имеющих характерный для металлов тип проводимости при низких темп-рах (см. Органические проводники). Исследование органич. проводников показало, что электрич. проводимость металлич. типа наблюдается у органич. кристаллов с достаточно хорошим перекрытием электронных орбиталей (по крайней мере, в двух направлениях). Возможность достижения сверхпроводимости в соединениях без единого атома металла, но с двумерным (слоистым) характером электронного движения была установлена П. Грином (Р. L. Green) и др. (1975) в результате синтеза полимера полисульфур-нитрида (SN)a (рис. 1). Молекулы в кристаллах этого полимера сближены настолько, что движение электронов в двух направлениях практически изотропно, проводимость кристаллов достигает значений 5-10 Ом" см при 4 К, ниже кри-тич. теми-ры Гд — 0,3 К наблюдается сверхпроводимость. [c.467]

Экспериментальные факты можно объяснить с помощью гипотезы о возникновении гибридных орбиталей, которые могут обеспечить более эффективное перекрывание ор талей при образовании связей, чем исходаше S- и р-ор тали. В рамках указанной гипотезы валентность углерода обьясняется переходом атома из основного состояния в возбужденное с образованием гибридизованных орбиталей, энергетически более выгодных для образования связей. Тип возникающих орбиталей зависит от числа связей, образуемых атомом углерода. [c.39]

Валентные углы равны 60° для металлических связей в плотных кубических и гексагональных структурах, 70,5° между восьмью металлическими связями вдоль <111> в ОЦК структурах и 90° между шестью ковалентными а-связями в ОЦК решетках К2 = 6). Последние связи — одинарные а-типа, а все металлические связи — резонансного типа, в которых участвуют валентные электроны, приходящиеся на одну связь. Важную роль в формировании кристаллической структуры металлов играют внешние электроны атомных остовов. Число и симметрия спиноворасщепленных р (а )-орбиталей обусловливают ОЦК координацию атомов и возникновение ковалентных связей в направлениях <100>. Отсутствие спинового расщепления р ( )-оболочек означает сферическую симметрию такой невозбужденной оболочки, приводящую к плотной упаковке. [c.36]

Рассмотрим теперь механизм мартенситного превращения в аспекте электронного строения. Свободный атом железа имеет внешнюю электронную конфигурацию 3d 4s (рис. 31, а) с четырьмя неспаренными электронами, создаюш.ими магнитный момент на атоме. При сближении атомов железа происходит возбуждение и перекрытие самых внешних 45-орбиталей, имеющих форму сферических s-оболочек. Возникающие по кратчайшим направлениям между ядрами соседних атомов перекрытия, где концентрируются 45-электроны, представляют сильные металлические связи, образующиеся с выделением энергии. Из принципа минимума свободной энергии число металлических связей каждого атома с соседями в конденсированной системе должно быть максимальным и, следовательно, при отсутствии связей другого типа должна быть устойчива плотная ГЦК упаковка у-железа (К = 12). В ней остовная оболочка 3(Р образована тремя парами электронов с антипараллельными спинами пары электронов связаны внутри своего атома (рис. 31, б) и не способны поэтому образовывать связи с соседними атомами. Отсутствие неспаренных d-электронов в ГЦК -фазе подтверждается ее парамагнетизмом [581. [c.70]

Ограничение движения электронов определенными орбиталями предсказывается квантовой теорией, согласно которой для определения состояния электрона в атоме необходимо знать четыре квантовых числа. Главное квантовое число п связано с энергией электрона в данном состоянии, причем отрицательная величина энергии электрона, находящегося в той иди иной основной оболочке, обратно пропорциональна /г . Второе квантовое число является мерой момента количества движения электрона и может иметь значения от нуля до (п — 1). Значения г = О, 1, 2 и 3 связаны с подоболочками, обозначаемыми буквами , р, d и f соответственно. В связи с этим Я -оболочка может содержать только орбитали s-типа, L-оболочка орбитали s- и /)-тина, М-оболоч-ка — орбитали s-, р- и (i-типа и т, д., т. е. при каждом увеличении главного квантового числа добавляется дополнительная под-оболочка (табл. 2). Третье квантовое число mi является мерой проекции момента количества движения на определенное направление (обычно это направление очень слабого внешнего магнитного поля). Это квантовое число может принимать любые значения от до —Z, включая нуль, ограничивая, таким образом, число орбиталей в р-, d и /-подоболочках, как уже отмечалось выше. Четвертое квантовое число т связано с направлением спина электрона, определение которого также требует наличия магнитного поля. Спиновое квантовое число может принимать значения и, следовательно, каждая орбиталь, определяемая квантовыми числами п, I, mi, может содержать два электрона с противоположными спинами, соответствующими квантовым числам ms — +Va И тпа = —Vg. [c.16]

Ковалентная связь отличается от ионной тем, что все ковалентные связи, исходящие от данного атома, жестко связывают его с каждым другим атомом, т. е., иными словами, ковалентные связи являются пространственно нап рае ленными. Точные угловые соотношения между связями зависят как от числа, так и от типа электронов, принимающих участие в образовании связи. Например, известно, что электронные облака s-орбиталей являются сферически симметричными, электронные облака трех р-орбиталей вытянуты в трех взаимно перпендикулярных направлениях, d- и /-орбитали имеют еще более сложное строение электронного облака. Однако у большинства кристаллов в образовании связей принимают участие электроны, располагающиеся на гибридных орбиталях. При этом пространственное расположение связей зависит от того, какие из орбиталей играют доминирующую роль. Например, принято считать, что в случае алмаза один S -электрон может перейти на / -орбиталь, в результате чего все четыре внешних электрона оказываются неспаренными. При этом, если в случае чистых s- и р-орбиталей три р-орбитали располагаются под прямыми углами друг к другу, а s-орбиталь является ненаправленно.й, в алмазе образуются четыре гибридные sp-орби-тали, которые направлены к вершинам правильного тетраэдра (см. фиг. 6, г). [c.23]

Мессмер и Бриант методом молекулярных орбиталей рассчитали электронные орбитали, их уровни энергии и распределение электронной плотности в двух типах кластеров тетраэдре и тетрагональном додекаэдре, в вершинах которых расположены атомы металла-растворителя (Fe, Ni, Сг, Мп), а в центральной поре — атом примеси (Р, S, С, В) (рис, 65) [188, 189]. Такие многогранники широко используют в качестве элементов при моделировании структуры большеугловых границ зерен [176], [c.160]

Возможность образования субионов олова подтверждается фактом завышенных (более 100% в расчете на двухвалентные ионы) анодных выходов по току при низких значениях плотностей тока [5, 7]. Предполагают, что при равновесных условиях и под током при растворении олова образуются ионы пониженной валентности типа 5п+, а не 5п2+. Это согласуется со строением внешних электронных орбиталей иона (6 з р ), при котором они не димеризуются. [c.94]

Следует отметить, что не обязательно все неприводимые представления точечной группы встречаются в качестве типов орбиталей. Так, атомные орбитали будут встречаться лишь следующих типов %, р , dg, Eg, Электронные состояния атомов принадлежат g- или и-тииу в зависимости от того, четна или нечетна S а, следовательно, для отдельных электронов — четно или нечетно Ц. На этом основании индексы g ж и обычно опускаются. Как следствие (табл. 58 приложения IV) для двухатомных или линейных многоатомных молекул (точечные группы v и Dxh) не встречается орбиталей, принадлежащих неприводимому представлению типа 2 , в силу чего для о-электронов верхний индекс плюс обычно опускается. Для остальных точечных групп могут встретиться орбитали всех типов, соответствующих всем неприводимым представлениям, хотя некоторые тины орбиталей и могут появиться только при довольно больших значениях числа I соответствующей атомной орбитали. Например, самое низкое значение I, для которого появляются орбитали типа 2 точечной группы Та, равно 6 (в табл. 58 это значение не включено) аналогично орбитали тина 02g точечной группы О,, появляются впервые тол1.ко при I == 6, а орбитали типа fliu — только при / = 9. [c.301]

Ео "Ь 2р, о -Ь р, 0 — Р и (, — 2р соответственно. Здесь р — так называемый резонансный интеграл, учитывающий взаимодействие соседних атомов С (Коулсон [7]). Интеграл р, как правило, отрицателен, так что орбиталью с низшей энергией ( о + 2р) будет орбиталь типа а и- Значение Е соответствует величине энергии в отсутствие взаимодействия соседних атомов углерода. [c.335]

Остается шесть электронов, занимаюш,их шесть р -орбиталей, центрированных у каждого атома углерода, причем их оси направлены перпендикулярно плоскости ху. Боковое перекрывание двух соседних р -орбиталей будет приводить к образованию л-связи такого же типа, как и в молекуле С2Н4 (фиг. 145, б). Очевидно, что таких я-связей может образоваться только три (рг-орбиталь данного атома углерода может комбинировать только с такой же орбиталью одного из соседних атомов). Таким способом мы получаем ту или иную структуру из двух структур Кекуле. В то время как в каждой структуре Кекуле следует ожидать альтернирования длин связей из-за чередования одинарной и двойной связей, суперпозиция двух структур (т. е. резонанс) приведет к тому, что все длины связей окажутся равными — в полном согласии с экспериментальными результатами ). Кроме того, химические данные никогда еш,е не давали какого-либо указания на различие связей углерод — углерод в молекуле бензола. [c.383]

Несмотря на большое сходство в объяснениях стабильности плоской формы молекулы С2Н4 на основе теории валентных связей и молекулярноорбитальной теории, не следует забывать про одно важное отличие. В теории валентных связей я,-связь обусловливается обменом двух неподеленных пар электронов (р ) по одной от каждой из СНг-групп (фиг. 145, б) в моле-кулярно-орбитальной теории эта связь обусловливается резонансом между двумя 61-орбиталями (который существует независимо от того, заняты эти орбитали электронами или нет) и тем фактом, что низшая по энергии из двух получающихся орбиталей орбиталь типа 6з занята двумя электронами ). [c.410]

На основе молекулярно-орбитальной теории также трудно простым образом объяснить, почему молекулы типа НгР, или Н О или Л Н4 не существуют или имеют сравнительно малые энергии диссоциации на Н + НР, Н Н Н2О и Н + КНз. Другими словами, трудно объяснить, почему валентность атома Р насыщается одним атомом Н, валентность О — двумя атомами Н и валентность атома N — тремя атомами Н. Если на орбитали, изображенные на диаграмме фиг. 123, помещается девять электронов, то иослед-ний электрон должен попасть на разрыхляющую орбиталь 4 , так что в итоге останутся только три связывающих электрона. Из этих соображений следует, что молекула НаЕ, возможно, будет стабильной однако стабильность такой молекулы будет существенно меньшей, чем стабильность молекулы Н2О, прежде всего за счет того, что орбиталь 4а( является сильно разрыхляющей орбиталью, коррелирующей с орбиталью объединенного атома, главное квантовое число которой равно 3. На основе этих соображений следует ожидать малой величины энергии диссоциации молекулы НзЕ на Н и НР. До сих пор не было получено никаких данных о существовании радикала НгР- Тем не менее были получены полимеры НР, [c.411]

Следующий важный тип хемосорбции — образование химической связи с молекулами, обладающими сопряженными связями, включающими в себя делокализованные л-электроны (двойные и тройные связи). Возьмем для примера молекулу бензола. Помимо локализованных о-связей, образованных 5/Р-гибридными орбиталями атомов углерода, в образовании связи принимают участие / .-орбитали, ориентированные нормально к плоскости молекулы (тс-связи). Благодаря делокализации тс-электронов, расчеты их взаимодействий с адсорбционным центром требуют многоэлектронного подхода. [c.214]

Химическая связь атома кремния с другими атомами осуществляется за счет гибридных 8р -орбиталей, когда один З -электрон атома кремния возбуждается при сближении с химически взаимодействующим атомом и переходит в незаполненное Зр-состояние. В результате этого образуется три р-орбитали и одна 3 -орбиталь с неспареннымк электронами. При образовании кристаллической структуры, например кремния, каждый атом, взаимодействуя с соседними, образует спин-связанные. 5 и р-орбитали с восемью электронами, которые обусловливают образование четверной координации с ковалентной связью и кристаллической решеткой типа алмаза. [c.7]

Однако Рх- и р -орбитали уже не могут образовывать а-МО. При комбинировании они образуют тг-орбитали. тг-орбиталь — это такой тип МО, центроузловая линия которой совпадает с молекулярной осью. При взаимодействии двух р-орбиталей, расположенных перпендикулярно оси, содержащей ядра атомов, возникают две области перекрытия. Соответственно тт-МО не обладает цилиндрической симметрией относительно оси, но имеет равное распределение электронной плотности по обе стороны от плоскости, проходящей через эту ось (рис. 2.7,д,е). тт-МО также могут образовываться при перекрытии р- и -орбиталей или двух -орбиталей. [c.28]

Соединения этого типа образуются элементами, симметрично расположенными относительно элементов V подгруппы, в них среднее число валентных электронов на атом равно 5. У обоих атомов s-электроны практически не принимают участия в образовании связей. Согласно представлениям Музера-Пирсона в этих соединениях реализуются две резонансные с кратностью 1/3 (2/6) чистые р-связи, а не sp -гибридные связи. Об этом свидетельствует и кристаллическая структура рассматриваемых соединений. Схема образования р-связей приведена на рис. 2.28. Пустая орбиталь каждого атома РЬ допускает поворотный резонанс двух р-связей между щестью положениями, так что образуется щесть 1/3-связей. Для заполнения s- и р-орбиталей валентной оболочки у каждого атома S достаточно двух р-электронов свинца, и условия для образования полупроводниковой связи выполняются. [c.82]

Смотреть страницы где упоминается термин Орбиталь р-типа : [c.407] [c.70] [c.40] [c.468] [c.394] [c.473] [c.46] [c.15] [c.18] [c.85] [c.90] [c.114] [c.16] [c.315] [c.334] [c.335] [c.341] [c.342] [c.344] [c.358] [c.429] [c.126]

Энциклопедия по машиностроению XXL

Оборудование, материаловедение, механика и ...