Орбитальная гибридизация

В химии орбитальная гибридизация (или гибридизация ) — это концепция смешивания атомных орбиталей с образованием новых гибридных орбиталей (с другой энергией, формой и т. д., чем составляющие атомные орбитали), подходящих для спаривания электронов с образованием химических связей в валентной связи. теория . Например, в атоме углерода, который образует четыре одинарные связи, s-орбиталь валентной оболочки соединяется с тремя p-орбиталями валентной оболочки, образуя четыре эквивалентные sp-орбитали. ³ смеси в тетраэдрическом расположении вокруг углерода для связи с четырьмя различными атомами. Гибридные орбитали полезны для объяснения молекулярной геометрии и свойств атомных связей и симметрично расположены в пространстве. Обычно гибридные орбитали образуются путем смешивания атомных орбиталей сравнимых энергий. ^{[ 1 ]}

История и использование

Химик Лайнус Полинг впервые разработал теорию гибридизации в 1931 году, чтобы объяснить структуру простых молекул, таких как метан (CH ₄ ), с помощью атомных орбиталей . ^{[ 2 ]} Полинг указал, что атом углерода образует четыре связи, используя одну s- и три p-орбитали, так что «можно сделать вывод», что атом углерода будет образовывать три связи под прямым углом (с использованием p-орбиталей) и четвертую, более слабую связь, используя s-орбиталь в некотором произвольном направлении. На самом деле метан имеет четыре связи CH одинаковой силы. Угол между любыми двумя связями представляет собой тетраэдрический валентный угол, равный 109°28'. ^{[ 3 ]} (около 109,5°). Полинг предположил, что в присутствии четырех атомов водорода s- и p-орбитали образуют четыре эквивалентные комбинации, которые он назвал гибридными орбиталями. Каждый гибрид обозначается sp. ³ для указания его состава и направлен вдоль одной из четырех связей CH. ^{[ 4 ]} Эта концепция была разработана для таких простых химических систем, но позже подход был применен более широко, и сегодня он считается эффективной эвристикой для рационализации структур органических соединений . Это дает простую орбитальную картину, эквивалентную структурам Льюиса .

Теория гибридизации является неотъемлемой частью органической химии , одним из наиболее убедительных примеров являются правила Болдуина . Для изображения механизмов реакции иногда необходима классическая картина связи, когда два атома имеют два общих электрона. ^{[ 5 ]} Теория гибридизации объясняет образование связей в алкенах ^{[ 6 ]} и метан. ^{[ 7 ]} Количество символов p или s, которое определяется главным образом орбитальной гибридизацией, можно использовать для надежного прогнозирования молекулярных свойств, таких как кислотность или основность. ^{[ 8 ]}

Обзор

Орбитали представляют собой модель поведения электронов внутри молекул. В случае простой гибридизации это приближение основано на атомных орбиталях , аналогичных полученным для атома водорода, единственного нейтрального атома, для которого уравнение Шредингера может быть решено точно. В более тяжелых атомах, таких как углерод, азот и кислород, используются атомные орбитали 2s и 2p, аналогичные орбиталям возбужденного состояния водорода.

Предполагается, что гибридные орбитали представляют собой смеси атомных орбиталей, наложенных друг на друга в различных пропорциях. Например, в метане гибридная орбиталь C, которая образует каждую углерод - водородную связь, состоит на 25% из символов s и на 75% из символов p и поэтому описывается как sp. ³ (читается как sp-3 ) гибридизированный. Квантовая механика описывает этот гибрид как sp. ³ волновая функция вида $N(s+{\sqrt {3}}p\sigma )$ , где N — константа нормировки (здесь 1/2), а pσ — ар-орбиталь, направленная вдоль оси CH с образованием сигма-связи . Отношение коэффициентов (обычно обозначаемых λ) равно $\color {blue}{\sqrt {3}}$ в этом примере. Поскольку плотность электронов , связанная с орбиталью, пропорциональна квадрату волновой функции, отношение p-символа к s-символу равно λ. ² = 3. Символ p или вес компонента p равен N ²л ² = 3/4.

Виды гибридизации

сп ³

Гибридизация описывает соединение атомов с точки зрения атома. Для тетраэдрически координированного углерода (например, метана CH ₄ ) углерод должен иметь 4 орбитали, направленные к 4 атомам водорода.

углерода равна 1 с. основного состояния Конфигурация ² 2 с ² 2р ² или более легко читать:

С	↑↓	↑↓	↑	↑
С	1 с	2 с	2р	2р	2р

Эта диаграмма предполагает, что атом углерода мог использовать две свои одиночно занятые орбитали p-типа для образования двух ковалентных связей с двумя атомами водорода в молекуле метилена (CH ₂ ), при этом гипотетический валентный угол 90° соответствует углу между двумя p-орбиталями. орбитали одного и того же атома. Однако истинный угол ГХГ в синглетном метилене составляет около 102°. ^{[ 9 ]} что подразумевает наличие некоторой орбитальной гибридизации.

Атом углерода также может связываться с четырьмя атомами водорода в метане путем возбуждения (или продвижения) электрона с дважды занятой 2s-орбитали на пустую 2p-орбиталь, образуя четыре одиночно занятые орбитали.

С*	↑↓	↑	↑	↑	↑
С*	1 с	2 с	2р	2р	2р

Энергия, выделяющаяся при образовании двух дополнительных связей, с лихвой компенсирует необходимую энергию возбуждения, энергетически благоприятствуя образованию четырех связей CH.

С квантовой механики наименьшая энергия получается, если четыре связи эквивалентны, что требует, чтобы они образовались из эквивалентных орбиталей углерода. Можно получить набор из четырех эквивалентных орбиталей, которые представляют собой линейные комбинации s- и p-волновых функций валентной оболочки (основные орбитали почти никогда не участвуют в связывании), ^{[ 10 ]} какие четыре sp ³ гибриды.

С*	↑↓	↑	↑	↑	↑
С*	1 с	сп ³	сп ³	сп ³	сп ³

В CH ₄ четыре sp ³ гибридные орбитали перекрываются 1s-орбиталями водорода , образуя четыре σ (сигма) связи (то есть четыре одинарные ковалентные связи) одинаковой длины и прочности.

Следующее :

переводится как:

сп ²

Другие углеродные соединения и другие молекулы можно объяснить аналогичным образом. Например, этилен (C ₂ H ₄ ) имеет двойную связь между атомами углерода.

Для этой молекулы углерод sp ² гибридизуется, поскольку одна π (пи)-связь между атомами углерода требуется для двойной связи , а на один атом углерода образуется только три σ-связи. В сп ² При гибридизации 2s-орбиталь смешивается только с двумя из трех доступных 2p-орбиталей, обычно обозначаемых 2p _x и 2p _y . Третья 2p-орбиталь (2p _z ) остается негибридизированной.

С*	↑↓	↑	↑	↑	↑
С*	1 с	сп ²	сп ²	сп ²	2р

образуя в общей сложности три sp ² орбитали с одной оставшейся p-орбиталью. В этилене два атома углерода образуют σ-связь путем перекрывания одного sp. ² орбитали каждого атома углерода. π-связь между атомами углерода, перпендикулярными плоскости молекулы, образуется путем перекрытия 2p–2p. Каждый атом углерода образует ковалентные связи C–H с двумя атомами водорода путем s–sp. ² перекрытие, все с валентным углом 120°. Все связи водород-углерод имеют одинаковую прочность и длину, что соответствует экспериментальным данным.

сп

Химическая связь в таких соединениях, как алкины с тройными связями, объясняется sp-гибридизацией. В этой модели 2s-орбиталь смешана только с одной из трех p-орбиталей:

С*	↑↓	↑	↑	↑	↑
С*	1 с	сп	сп	2р	2р

в результате чего образуются две sp-орбитали и две оставшиеся p-орбитали. Химическая связь в ацетилене (этине) (C ₂ H ₂ ) состоит из sp-sp перекрытия между двумя атомами углерода, образующими σ-связь, и двух дополнительных π-связей, образованных p-p-перекрыванием. Каждый углерод также связан с водородом в перекрытии σ s – sp под углами 180 °.

Гибридизация и форма молекулы

Гибридизация помогает объяснить форму молекулы , поскольку углы между связями примерно равны углам между гибридными орбиталями. Это контрастирует с теорией отталкивания электронных пар валентной оболочки (VSEPR) , которую можно использовать для предсказания молекулярной геометрии на основе эмпирических правил, а не теорий валентной связи или орбитальных теорий. ^{[ 11 ]}

сп ^х гибридизация

Поскольку валентными орбиталями элементов основной группы являются одна s и три p-орбитали с соответствующим правилом октетов , sp ^х гибридизация используется для моделирования формы этих молекул.

Координационный номер	Форма	Гибридизация	Примеры
2	Линейный	sp-гибридизация (180°)	СО ₂
3	Тригональная плоская	сп ² гибридизация (120°)	БСl ₃
4	Тетраэдрический	сп ³ гибридизация (109,5°)	ССl ₄
Межглазничные углы ^{[ 12 ]}	$\theta =\arccos \left(-{\frac {1}{x}}\right)$

сп ^хд ^и гибридизация

Поскольку валентными орбиталями переходных металлов являются пять d, одна s и три p-орбитали с соответствующим правилом 18 электронов , sp ^хд ^и гибридизация используется для моделирования формы этих молекул. Эти молекулы имеют тенденцию иметь несколько форм, соответствующих одной и той же гибридизации, из-за задействования разных d-орбиталей. Плоский квадратный комплекс имеет одну незанятую р-орбиталь и, следовательно, имеет 16 валентных электронов. ^{[ 13 ]}

Координационный номер	Форма	Гибридизация	Примеры
4	Квадратный плоский	сп ²г гибридизация	PtCl ₄²⁻
5	Треугольная бипирамида	сп ³г гибридизация	Fe(CO) ₅
5	Квадратно-пирамидальный	сп ³г гибридизация	MnCl ₅²⁻
6	Октаэдрический	сп ³д ² гибридизация	Мо(СО) ₆
7	Пятиугольная бипирамида	сп ³д ³ гибридизация	ЗрФ ₇³⁻
	Закрытый октаэдр		МФ ₇⁻
	Треугольно-призматический с крышкой		TaF_ТаФ7²⁻
8	Квадратный антипризматический	сп ³д ⁴ гибридизация	РеФ ₈⁻
	Додекаэдрический		Мо(CN) ₈⁴⁻
	Двуглавая треугольная призматика		ЗрФ ₈⁴⁻
9	Треугольная треугольная призматика	сп ³д ⁵ гибридизация	РеГ ₉²⁻
9	Квадратный антипризматический с крышкой	сп ³д ⁵ гибридизация

SD ^х гибридизация

В некоторых комплексах переходных металлов с низким числом d-электронов p-орбитали незаняты и sd ^х гибридизация используется для моделирования формы этих молекул. ^{[ 12 ]}^{[ 14 ]}^{[ 13 ]}

Координационный номер	Форма	Гибридизация	Примеры
3	Трехугольная пирамидальная	SD ² гибридизация (90°)	CrO_CrO3
4	Тетраэдрический	SD ³ гибридизация (70,5°, 109,5°)	ТиСl ₄
5	Квадратно-пирамидальный	SD ⁴ гибридизация (65,9°, 114,1°)	Та(СН ₃ ) ₅
6	C _3v Треугольно-призматический	SD ⁵ гибридизация (63,4°, 116,6°)	W(CH ₃ ) ₆
Межглазничные углы ^{[ 12 ]}	$\theta =\arccos \left(\pm {\sqrt {{\frac {1}{3}}\left(1-{\frac {2}{x}}\right)}}\right)$

Гибридизация гипервалентных молекул

Расширение октета

В некоторых учебниках по общей химии гибридизация представлена для координационного номера основной группы 5 и выше с использованием схемы «расширенного октета» с d-орбиталями, впервые предложенной Полингом. Однако сейчас такая схема считается некорректной в свете расчетов вычислительной химии.

Координационный номер	Молекулярная форма	Гибридизация	Примеры
5	Треугольная бипирамида	сп ³г гибридизация	ПФ ₅
6	Октаэдрический	сп ³д ² гибридизация	СФ ₆
7	Пятиугольная бипирамида	сп ³д ³ гибридизация	ЕСЛИ ₇

В 1990 году Эрик Альфред Магнуссон из Университета Нового Южного Уэльса опубликовал статью, окончательно исключающую роль d-орбитальной гибридизации в связывании в гипервалентных соединениях элементов второго ряда ( период 3 ), положив конец спорам и путанице. Частично путаница возникает из-за того, что d-функции необходимы в базисных наборах, используемых для описания этих соединений (иначе это приводит к неоправданно высоким энергиям и искаженной геометрии). Кроме того, велик вклад d-функции в волновую функцию молекулы. Эти факты были неправильно интерпретированы как означающие, что в связывании должны участвовать d-орбитали. ^{[ 15 ]}^{[ 16 ]}

Резонанс

В свете вычислительной химии лучшим решением было бы вызвать сигма-связи резонанс в дополнение к гибридизации, что означает, что каждая резонансная структура имеет свою собственную схему гибридизации. Все резонансные структуры должны подчиняться правилу октетов . ^{[ 17 ]}

Координационный номер	Резонансные структуры
5	Треугольная бипирамида
5
6	Октаэдрический
6
7	Пятиугольная бипирамида
7

Гибридизация в вычислительной теории VB

В то время как простая модель орбитальной гибридизации обычно используется для объяснения формы молекул, гибридизация используется по-другому при расчете в современных программах валентных связей. В частности, гибридизация не определяется априори , а вместо этого вариационно оптимизируется для поиска решения с наименьшей энергией, а затем сообщается. Это означает, что все искусственные ограничения, в частности два ограничения, на орбитальную гибридизацию снимаются:

что гибридизация ограничена целыми значениями (изовалентная гибридизация)
что гибридные орбитали ортогональны друг другу (дефекты гибридизации)

Это означает, что на практике гибридные орбитали не соответствуют простым идеям, которым обычно учат, и поэтому в научных статьях по вычислениям их просто называют sp. ^х, сп ^хд ^и или SD ^х гибриды для выражения своей природы вместо более конкретных целочисленных значений.

Изовалентная гибридизация

Хотя идеальные гибридные орбитали могут быть полезны, в действительности для большинства связей требуются орбитали промежуточного характера. Это требует расширения, включающего гибкие взвешивания атомных орбиталей каждого типа (s, p, d) и позволяющего количественно описать образование связи, когда геометрия молекулы отклоняется от идеальных валентных углов. Количество p-символов не ограничивается целочисленными значениями; т.е. гибридизации типа sp ^2.5 также легко описаны.

Гибридизация орбиталей связи определяется правилом Бента : «Атомный характер концентрируется на орбиталях, направленных к электроположительным заместителям».

Для молекул с неподеленными парами связывающие орбитали изовалентны sp. ^х гибриды. Например, две гибридные орбитали кислорода в воде, образующие связи, можно описать как sp ^4.0 чтобы дать межорбитальный угол 104,5 °. ^{[ 18 ]} Это означает, что они имеют 20% s-характера и 80% p-характера, и это не означает, что гибридная орбиталь образуется из одной s и четырех p-орбиталей кислорода, поскольку подоболочка кислорода 2p содержит только три p-орбитали.

Дефекты гибридизации

Гибридизация s- и p-орбиталей с образованием эффективных sp ^х гибриды требуют, чтобы они имели сопоставимую радиальную протяженность. В то время как 2p-орбитали в среднем менее чем на 10% больше, чем 2s, что отчасти объясняется отсутствием радиального узла на 2p-орбиталях, 3p-орбитали, имеющие один радиальный узел, превышают 3s-орбитали на 20–33%. ^{[ 19 ]} Разница в размерах s- и p-орбиталей увеличивается дальше по группе. Гибридизацию атомов в химических связях можно анализировать, рассматривая локализованные молекулярные орбитали, например, используя естественные локализованные молекулярные орбитали в схеме орбиталей естественной связи (NBO). В метане , CH ₄ , расчетное соотношение p/s составляет примерно 3, что соответствует «идеальному» sp. ³ гибридизация, тогда как для силана SiH ₄ отношение p/s ближе к 2. Аналогичная тенденция наблюдается и для остальных 2p-элементов. Замена водорода на фтор еще больше снижает отношение p/s. ^{[ 20 ]} Элементы 2p демонстрируют почти идеальную гибридизацию с ортогональными гибридными орбиталями. Для более тяжелых элементов p-блока это предположение об ортогональности не может быть оправдано. назвал дефектами гибридизации Эти отклонения от идеальной гибридизации Куцельнигг . ^{[ 21 ]}

Однако вычислительные группы VB, такие как Герратт, Купер и Раймонди (SCVB), а также Шайк и Хиберти (VBSCF), идут еще дальше и утверждают, что даже для модельных молекул, таких как метан, этилен и ацетилен, гибридные орбитали уже дефектны и неортогональный, с гибридизациями, такими как sp ^1.76 вместо сп ³ для метана. ^{[ 22 ]}

Фотоэлектронные спектры

Одно из заблуждений относительно орбитальной гибридизации состоит в том, что она неправильно предсказывает ультрафиолетовые фотоэлектронные спектры многих молекул. Хотя это верно, если теорема Купманса применяется к локализованным гибридам, квантовая механика требует, чтобы (в данном случае ионизированная) волновая функция подчинялась симметрии молекулы, что подразумевает резонанс в теории валентных связей. Например, в метане ионизированные состояния (CH ₄⁺) можно построить из четырех резонансных структур, приписывающих вылетевший электрон каждой из четырех sp ³ орбитали. Линейная комбинация этих четырех структур, сохраняющая число структур, приводит к тройному вырожденному состоянию Т2 _и состоянию _А1 . ^{[ 23 ]}^{[ 24 ]} Разница в энергии между каждым ионизированным состоянием и основным состоянием будет равна энергии ионизации , которая дает два значения, согласующиеся с экспериментальными результатами.

Два разных состояния для CH ₄⁺ существуют (A ₁ и T ₂ ), оба из которых возникают в результате ионизации CH ₄ . Это приводит к появлению двух уникальных пиков на фотоэлектронном спектре метана.

Локализованные и канонические молекулярные орбитали

Связующие орбитали, образованные из гибридных атомных орбиталей, можно рассматривать как локализованные молекулярные орбитали, которые могут быть образованы из делокализованных орбиталей теории молекулярных орбиталей путем соответствующего математического преобразования. Для молекул в основном состоянии такая трансформация орбиталей оставляет неизменной общую многоэлектронную волновую функцию. Таким образом, гибридное орбитальное описание основного состояния эквивалентно делокализованному орбитальному описанию полной энергии и электронной плотности основного состояния, а также геометрии молекулы, которая соответствует минимальному значению полной энергии.

Два локализованных представления

Молекулы с несколькими связями или несколькими неподеленными парами могут иметь орбитали, представленные в терминах сигма- и пи-симметрии, или эквивалентные орбитали. Различные методы валентных связей используют любое из двух представлений, которые имеют математически эквивалентные полные многоэлектронные волновые функции и связаны унитарным преобразованием набора занятых молекулярных орбиталей.

Для кратных связей представление сигма-пи является преобладающим по сравнению с эквивалентным орбитальным представлением ( изогнутая связь ). Напротив, для нескольких неподеленных пар в большинстве учебников используется эквивалентное орбитальное представление. Однако представление сигма-пи также используется, например, Вайнхольдом и Лэндисом в контексте естественных орбиталей связи , теории локализованных орбиталей, содержащей модернизированные аналоги классических (валентная связь / структура Льюиса) связывающих пар и неподеленных пар. ^{[ 25 ]} Например, для молекулы фторида водорода две неподеленные пары F представляют собой по существу негибридизованные p-орбитали, а другая представляет собой sp-орбитали. ^х гибридная орбиталь. Аналогичное соображение применимо и к воде (одна неподеленная пара O находится на чистой p-орбитали, другая - на sp ^х гибридная орбиталь).

См. также

Ссылки

^ Хаускрофт, Кэтрин Э.; Шарп, Алан Г. (2005). Неорганическая химия (2-е изд.). Пирсон Прентис-Хэл. п. 100. ИСБН 0130-39913-2 .
^ Полинг, Л. (1931), «Природа химической связи. Применение результатов, полученных из квантовой механики и теории парамагнитной восприимчивости к структуре молекул», Журнал Американского химического общества , 53 (4): 1367–1400, номер документа : 10.1021/ja01355a027.
^ Бриттин, МЫ (1945). «Валентный угол тетраэдрического атома углерода». Дж. Хим. Образование. 22 (3): 145. Бибкод : 1945ЖЧЭд..22..145Б . дои : 10.1021/ed022p145 .
^ Л. Полинг Природа химической связи (3-е изд., Oxford University Press, 1960), стр. 111–120.
^ Клейден, Джонатан ; Гривз, Ник; Уоррен, Стюарт ; Уотерс, Питер (2001). Органическая химия (1-е изд.). Издательство Оксфордского университета. п. 105. ИСБН 978-0-19-850346-0 .
^ Органическая химия , третье издание Мэри Энн Фокс Джеймс К. Уайтселл 2003 ISBN 978-0-7637-3586-9
^ Органическая химия, 3-е изд. 2001 Паула Юрканис Брюс ISBN 978-0-130-17858-9
^ «Кислоты и основания» . Орго стало проще . Проверено 23 июня 2015 г.
^ Исайя Шавитт (1985), Геометрия и синглет-триплетная энергетическая щель в метилене: критический обзор экспериментальных и теоретических определений . Тетраэдр, том 41, выпуск 8, стр. 1531 два : 10.1016/S0040-4020(01)96393-8
^ МакМюррей, Дж. (1995). Издание для инструкторов по химии с аннотациями (4-е изд.). Прентис Холл. п. 272. ISBN 978-0-131-40221-8
^ Гиллеспи, Р.Дж. (2004), «Преподавание молекулярной геометрии с помощью модели VSEPR», Журнал химического образования , 81 (3): 298–304, Бибкод : 2004JChEd..81..298G , doi : 10.1021/ed081p298
^ Перейти обратно: ^а ^б ^с Вейнхольд, Фрэнк; Лэндис, Кларк Р. (2005). Валентность и связь: взгляд на донорно-акцепторную орбитальную орбиту естественной связи . Кембридж: Издательство Кембриджского университета. стр. 367, 374–376, 381–383. ISBN 978-0-521-83128-4 .
^ Перейти обратно: ^а ^б Бэйс, Крейг; Холл, Майкл (1999). «Прогнозирование геометрии простых полигидридных комплексов переходных металлов с помощью анализа симметрии». Дж. Ам. хим. Соц. 121 (6): 1348–1358. дои : 10.1021/ja981965+ .
^ Каупп, Мартин (2001). « Структуры, не относящиеся к VSEPR, и связь в системах d (0)». Angew Chem Int Ed Engl . 40 (1): 3534–3565. doi : 10.1002/1521-3773(20011001)40:19<3534::AID-ANIE3534>3.0.CO;2-# . ПМИД 11592184 .
^ Магнуссон, Э. (1990). «Гиперкоординированные молекулы элементов второго ряда: d-функции или d-орбитали?». Дж. Ам. хим. Соц . 112 (22): 7940–7951. дои : 10.1021/ja00178a014 .
^ Дэвид Л. Купер; Терри П. Каннингем; Джозеф Герратт; Петр Борисович Карадаков; Марио Раймонди (1994). «Химическая связь с гиперкоординированными атомами второго ряда: d орбитальное участие против демократии». Журнал Американского химического общества . 116 (10): 4414–4426. дои : 10.1021/ja00089a033 .
^ Ричард Д. Харкорт; Томас М. Клапотке (2003). «Повышенная валентность (качественная валентная связь) описания электронных структур богатых электронами фторсодержащих молекул». Журнал химии фтора . 123 (1): 5–20. дои : 10.1016/S0022-1139(03)00012-5 .
^ Фрекинг, Гернот; Шайк, Сасон, ред. (2014). «Глава 3: Взгляд NBO на химическую связь». Химическая связь: фундаментальные аспекты химической связи . Джон Уайли и сыновья. ISBN 978-3-527-66471-9 .
^ Каупп, Мартин (2007). «Роль радиальных узлов атомных орбиталей для химической связи и таблицы Менделеева» . Журнал вычислительной химии . 28 (1): 320–325. дои : 10.1002/jcc.20522 . ISSN 0192-8651 . ПМИД 17143872 . S2CID 12677737 .
^ Каупп, Мартин (2014) [1-й. Паб. 2014]. «Глава 1: Химическая связь элементов основной группы». Во Френкинг, Гернод и Шайк, Сасон (ред.). Химическая связь: химическая связь в периодической таблице . Вайли-ВЧ. ISBN 9781234567897 .
^ Куцельнигг, В. (август 1988 г.). «Ортогональные и неортогональные гибриды». Журнал молекулярной структуры: THEOCHEM . 169 : 403–419. дои : 10.1016/0166-1280(88)80273-2 .
^ Шайк, Сасон; Данович, Дэвид; Хиберти, Филипп (2022). «О природе химической связи в теории валентной связи». Журнал химической физики . 157 : 090901. дои : 10.1063/5.0095953 .
^ Андрей М. Токмачев; Андрей Львович Чугреев; Игорь Алексеевич Мисуркин (2001). «Потенциалы ионизации в рамках полуэмпирического антисимметричного продукта подхода строго локализованных геминалов». Международный журнал квантовой химии . 85 (3): 109–117. дои : 10.1002/qua.1060 .
^ Сасон С. Шейк; Филипп К. Хиберти (2008). Руководство химика по теории валентных связей . Нью-Джерси: Wiley-Interscience. стр. 104–106. ISBN 978-0-470-03735-5 .
^ Вейнхольд, Фрэнк; Лэндис, Кларк Р. (2012). Открытие химии с помощью естественных орбиталей связи . Хобокен, Нью-Джерси: Уайли. стр. 67–68. ISBN 978-1-118-11996-9 .

Внешние ссылки

[1] Хаускрофт, Кэтрин Э.; Шарп, Алан Г. (2005). Неорганическая химия (2-е изд.). Пирсон Прентис-Хэл. п. 100. ИСБН 0130-39913-2 .

[2] Полинг, Л. (1931), «Природа химической связи. Применение результатов, полученных из квантовой механики и теории парамагнитной восприимчивости к структуре молекул», Журнал Американского химического общества , 53 (4): 1367–1400, номер документа : 10.1021/ja01355a027.

[3] Бриттин, МЫ (1945). «Валентный угол тетраэдрического атома углерода». Дж. Хим. Образование. 22 (3): 145. Бибкод : 1945ЖЧЭд..22..145Б . дои : 10.1021/ed022p145 .

[4] Л. Полинг Природа химической связи (3-е изд., Oxford University Press, 1960), стр. 111–120.

[5] Клейден, Джонатан ; Гривз, Ник; Уоррен, Стюарт ; Уотерс, Питер (2001). Органическая химия (1-е изд.). Издательство Оксфордского университета. п. 105. ИСБН 978-0-19-850346-0 .

[6] Органическая химия , третье издание Мэри Энн Фокс Джеймс К. Уайтселл 2003 ISBN 978-0-7637-3586-9

[7] Органическая химия, 3-е изд. 2001 Паула Юрканис Брюс ISBN 978-0-130-17858-9

[8] «Кислоты и основания» . Орго стало проще . Проверено 23 июня 2015 г.

[shav-9] Исайя Шавитт (1985), Геометрия и синглет-триплетная энергетическая щель в метилене: критический обзор экспериментальных и теоретических определений . Тетраэдр, том 41, выпуск 8, стр. 1531 два : 10.1016/S0040-4020(01)96393-8

[10] МакМюррей, Дж. (1995). Издание для инструкторов по химии с аннотациями (4-е изд.). Прентис Холл. п. 272. ISBN 978-0-131-40221-8

[11] Гиллеспи, Р.Дж. (2004), «Преподавание молекулярной геометрии с помощью модели VSEPR», Журнал химического образования , 81 (3): 298–304, Бибкод : 2004JChEd..81..298G , doi : 10.1021/ed081p298

[NBO_Perspective-12] Перейти обратно: ^а ^б ^с Вейнхольд, Фрэнк; Лэндис, Кларк Р. (2005). Валентность и связь: взгляд на донорно-акцепторную орбитальную орбиту естественной связи . Кембридж: Издательство Кембриджского университета. стр. 367, 374–376, 381–383. ISBN 978-0-521-83128-4 .

[Bayse_Hall-13] Перейти обратно: ^а ^б Бэйс, Крейг; Холл, Майкл (1999). «Прогнозирование геометрии простых полигидридных комплексов переходных металлов с помощью анализа симметрии». Дж. Ам. хим. Соц. 121 (6): 1348–1358. дои : 10.1021/ja981965+ .

[d0_systems-14] Каупп, Мартин (2001). « Структуры, не относящиеся к VSEPR, и связь в системах d (0)». Angew Chem Int Ed Engl . 40 (1): 3534–3565. doi : 10.1002/1521-3773(20011001)40:19<3534::AID-ANIE3534>3.0.CO;2-# . ПМИД 11592184 .

[ReferenceA-15] Магнуссон, Э. (1990). «Гиперкоординированные молекулы элементов второго ряда: d-функции или d-орбитали?». Дж. Ам. хим. Соц . 112 (22): 7940–7951. дои : 10.1021/ja00178a014 .

[16] Дэвид Л. Купер; Терри П. Каннингем; Джозеф Герратт; Петр Борисович Карадаков; Марио Раймонди (1994). «Химическая связь с гиперкоординированными атомами второго ряда: d орбитальное участие против демократии». Журнал Американского химического общества . 116 (10): 4414–4426. дои : 10.1021/ja00089a033 .

[hypervalent_resonance-17] Ричард Д. Харкорт; Томас М. Клапотке (2003). «Повышенная валентность (качественная валентная связь) описания электронных структур богатых электронами фторсодержащих молекул». Журнал химии фтора . 123 (1): 5–20. дои : 10.1016/S0022-1139(03)00012-5 .

[18] Фрекинг, Гернот; Шайк, Сасон, ред. (2014). «Глава 3: Взгляд NBO на химическую связь». Химическая связь: фундаментальные аспекты химической связи . Джон Уайли и сыновья. ISBN 978-3-527-66471-9 .

[Kaupp2007-19] Каупп, Мартин (2007). «Роль радиальных узлов атомных орбиталей для химической связи и таблицы Менделеева» . Журнал вычислительной химии . 28 (1): 320–325. дои : 10.1002/jcc.20522 . ISSN 0192-8651 . ПМИД 17143872 . S2CID 12677737 .

[The_Chemical_bond-20] Каупп, Мартин (2014) [1-й. Паб. 2014]. «Глава 1: Химическая связь элементов основной группы». Во Френкинг, Гернод и Шайк, Сасон (ред.). Химическая связь: химическая связь в периодической таблице . Вайли-ВЧ. ISBN 9781234567897 .

[21] Куцельнигг, В. (август 1988 г.). «Ортогональные и неортогональные гибриды». Журнал молекулярной структуры: THEOCHEM . 169 : 403–419. дои : 10.1016/0166-1280(88)80273-2 .

[22] Шайк, Сасон; Данович, Дэвид; Хиберти, Филипп (2022). «О природе химической связи в теории валентной связи». Журнал химической физики . 157 : 090901. дои : 10.1063/5.0095953 .

[23] Андрей М. Токмачев; Андрей Львович Чугреев; Игорь Алексеевич Мисуркин (2001). «Потенциалы ионизации в рамках полуэмпирического антисимметричного продукта подхода строго локализованных геминалов». Международный журнал квантовой химии . 85 (3): 109–117. дои : 10.1002/qua.1060 .

[24] Сасон С. Шейк; Филипп К. Хиберти (2008). Руководство химика по теории валентных связей . Нью-Джерси: Wiley-Interscience. стр. 104–106. ISBN 978-0-470-03735-5 .

[25] Вейнхольд, Фрэнк; Лэндис, Кларк Р. (2012). Открытие химии с помощью естественных орбиталей связи . Хобокен, Нью-Джерси: Уайли. стр. 67–68. ISBN 978-1-118-11996-9 .

[ 1 ]

[ 2 ]

[ 3 ]

[ 4 ]

[ 5 ]

[ 6 ]

[ 7 ]

[ 8 ]

[ 9 ]

[ 10 ]

[ 11 ]

[ 12 ]

[ 13 ]

[ 14 ]

[ 15 ]

[ 16 ]

[ 17 ]

[ 18 ]

[ 19 ]

[ 20 ]

[ 21 ]

[ 22 ]

[ 23 ]

[ 24 ]

[ 25 ]

v т и Лайнус Полинг
Publications	The Nature of the Chemical Bond (1939 book) Sickle Cell Anemia, a Molecular Disease (1949 paper) Vitamin C and the Common Cold (1970 book) How to Live Longer and Feel Better (1986)
Concepts	Valence bond theory Orbital hybridisation Resonance Pauling Electronegativity Scale Pauling's rules
Founded	Linus Pauling Institute International League of Humanists
Related	Ava Helen Pauling (wife) Molecular medicine Vitamin C megadosage Intravenous ascorbic acid Linus Pauling Award Pauling Field 4674 Pauling