Билет 8.

1.Метод валентных связей.

Был впервые применен немецким ученым гейтлером и лондоном при при рассмотрении молкулы водорода.

Рассматривая два атома водорода,находящихся на расстоянии гораздо большем,чем радиус орбитали.(На таком расстоянии электроны и ядра разных атомов взаимодействуют очень слабо)

При постепенном сближении атомов взаимодействие возрастает и когда расстояние между ядрами становится меньше радиуса орбитала происходит перекрывание электронных орбиталь.При таком сближении они уже не могут двигаться независимо.

Хим.связь между атомами возникающую между ВС путем перекрывания атомных орбиталей и обобщения электрон.пары называется ковалентной.

Т.О. вследствие перекрывания орбиталей атомы постоянно обмениваются электронами,если их спиновые числа противоположны по знаку.

Противоположная направленность спинов обусловлена принципом Паули,который запрещает электронам с одинаковыми спиновыми числами находится на одной орбитали.

В результате обмена электрона между атомами возникает сильное притяжение.Такой тип взаимодействия называется обменным(90% от связи).

Помимо обменного взаимодействия,определенный вклад в энергию атм.связи вносят кулоновские силы,действующие между электронами и ядрами.

Т.О. энергия взаимодействия между атомами складывается Е=Еоб+Еq

И так в итоге в основе метода ВС лежат полодения:

1.Ковалентная связь образуется двумя электронами с противоположно направленными спинами,причем эта элетрон.пара принадлежит двум атомам.

2.Ковалентная связь тем прочнее,чем больше степени перекрывания электрон.облаков.

2.Благородные газы.

Благородные газы это элементы 8 А группы.Имеют элетронную конфигурацию

По мере возрастания порядкового номера растут атомные радиусы и их поляризуемость.

Поляризация-физическое свойство веществ приобретать электрический или магнитный дипольный момент во внешнем электромагнитном поле.

Это приводит к усилению межмолекулярных взаимодействий,и повышению температур плавления и кипения,к увеличению растворимости газов в воде и др.растворителях.

Низкая химическая активность связана с тем,что внешние электронные оболочки полностью заполнены(2 электрона у гелия и по 8 у остальных),что не допускает никаких валентных связей.

Благородные газы кристаллизуются в кубической гранецентрированной решетке.

В небольших количествах они присутствуют в воздухе и некоторых горных породах, а также в атмосферах некоторых планет-гигантов.

Инертные газы отличаются крайне низкой хим.активность.

Тем не менее, в 1962 году Нил Барлетт показал, что все они при определённых условиях могут образовывать соединения (особенно охотно со фтором). Наиболее «инертны» неон и гелий: чтобы заставить их вступить в реакцию, нужно применить много усилий, искусственно ионизируя каждый атом. Ксенон же, наоборот, слишком активен (для инертных газов) и реагирует даже при нормальных условиях, демонстрируя чуть ли не все возможные степени окисления (+1, +2, +4, +6, +8). Радон тоже имеет высокую химическую активность, но он сильно радиоактивен и быстро распадается, поэтому подробное изучение его химических свойств осложнено, в отличие от ксенона. Атомы благородные газы имеют полностью заполненные внеш. электронные оболочки (s² для Не и s²p⁶ для всех остальных), что обусловливает их низкую реакционную способность. Благородные газы (кроме Не) получают как побочные продукты при производстве N₂ и О₂ из воздуха. Гелий выделяют из подземных гелионосных газов. Используют благородные газы в качестве инертной среды в металлургии, атомной и ракетной технике, в производстве полупроводниковых материалов и других, как наполнитель в электронике, электротехнике и др., рабочее вещество в лазерной технике. 

При повышенных давлениях благородные газы оказывают вредное действие на нервную систему (усиливающееся с увеличением атомной массы элемента), которое быстро проходит при вдыхании чистого воздуха.

Биологическое действие.

Энертные газы не ядовиты,однако атмосфера с увеличением концентрации инертных газов и соответственным снижением концентрации кислорода может оказывать удушающее воздействие на человека вплоть до потери сознания или смерти.

Вдыхание радиоактивного радона может вызывать рак.

Инертные газы обладают биологическим действием которое проявляется в наркотическом воздействии на организм и по силе этого воздействия располагаются по убыванию в след.порядке: Xe,Kr,Ar/Ne,He

Кардиотическое действие неона и гелия в опытах не регистрируется,так как под давлением возникают др.симптомы ”нервного синдрома высокого давления”.

Билет 9.

1.Теория электролитической диссоциации. Константа и степень электролитической диссоциации.

Теория эл. диссоциации

Для объяснения особенностей водных растворов электролитов шведским ученым С. Аррениусом в 1887г. была предложена теория электролитической диссоциации.

Современное содержание этой теории можно свести к следующим трем положениям:

1. Электролиты при растворении в воде распадаются (диссоциируют) на ионы – положительные и отрицательные. Ионы находятся в более устойчивых эл? состояниях, чем атомы. Состоят из одного атома – простые ионы (Na⁺, Mg²⁺) из двух – сложные (NO₃^-, SO₄^2-)

2. Под действием эл. тока ионы приобретают направленное движение: положительно заряженные ионы движутся к катоду, отрицательные – к амоду (поэтому первые называются катионы, а вторые – анионы)

3. Диссоциация – обратимый процесс: параллельно с распадом молекул на ионы (диссоциация) протекает процесс соединения ионов (ассоциация). Поэтому в уравнениях ЭД вместо знака равно стоит знак обратимости:

KA ⇄ K⁺ + A^-

Константная степень электролитической диссоциации

Электролитической диссоциацией называют процесс распада молекул на ионы под действием растворителя. Вещества, молекулы которых подвергаются диссоциации, называются электролитами. К ним относятся кислоты, гидроксиды, соли. Причиной диссоциации является взаимодействие между растворенным веществом и растворителем, в результате которого в растворе образуются гидратированные ионы:

КА + (n+m)H₂O ↔ [K(H₂O)_n]⁺ + [A(H₂O)_m]^-

В хим. литературе уравнения электролитич диссоциации обычно символизируют только процесс распада молекул электролитов на ионы, не включая связанные с ним процессы гидратации (сольватации) образовавшихся ионов. Это связано со сложностью установления количества молекул растворителя, образующих сольватную оболочку. Одним из главных отличий электролитов от неэлектролитов является способность их в водных растворах проводить электрический ток. При погружении в водный раствор электролита электродов, подключенных к источнику постоянного тока, положительно заряженные ионы (катионы) будут перемещаться к отрицательному электроду – катоду, а отрицательно заряженные ионы (анионы) к положительно заряженному электроду – аноду. Ионы могут быть простыми, например: Na⁺, H⁺, Ca²⁺, Al³⁺, Cl^-, S^2- и др, и сложными:OH^-, SO₄^2-, PO₄^3- и др. Степень диссоциации α- выражается отношением числа молекул распавшихся на ионы (n) к общему числу растворенных молекул (n+N):

α = или α = * 100%

Степень электролитической диссоциации α зависит от природы растворенного вещества и растворителя, температуры, концентрации раствора (величина эта тем больше, чем более разбавлен раствор), добавления одноименных ионов (α понижается). Степень диссоциации различных электролитов при постоянной температуре и концентрации колеблется в широких пределах. Электролиты называются сильными, если α > 0,3 (>30%). К ним относятся многие к-ты (H₂SO₄, HNO₃, HCl, HBr, HI, HClO₄, HMnO₄, H₂Cr₂O₄ и др.), гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов, почти все растворимые соли.

Электролиты называются слабыми, если α < 0,03 (α <3%). К ним относятся многие к-ты (НNO₂, HF, H₂CO₃, H₂SiO₃, H₃BO₃ и др.), вода, водный раствор аммиака NH₃ * H₂O, гидроксиды метал. и др.

Иногда в отдельную группу выделяют электролиты средней силы: H₃PO₄, H₂SO₃, H₂C₂O₄. Их значения степени диссоциации (α) находятся в интервале от 0,03 до 0,3. Для более точной оценки силы слабых электролитов служит константа электролитич. диссоциации (К_д). Константа электролитической диссоциации характеризует способность данного электролита в среде данного растворителя распадаться на ионы. Чем выше ее значение, тем больше концентрация ионов в сравнении с концентрацией нераспавшихся на ионы молекул электролита.

В общем виде для процесса электролитич диссоциации, выражаемого уравнением:

K_mA_n mKⁿ⁺ + nA^m-

константа диссоциации (К_д) равна:

К_д =

Напр., для HF выражение К_д имеет следующий вид:

HF H⁺ + F^-

К_д =

Значение К_д зависит от природы электролита, природы растворителя, температуры и не зависит от концентрации раствора. Данное свойство К_д позволяет определить силу слабых электролитов, пользуясь табличными значениями К_д. Чем больше К_д к-ты (основания), тем сильнее к-та (основание). Например, К_{д HCN} = 7,2 * 10^-10; К_{д HF} = 7,2 *10^-4, следовательно, плавиковая к-та (HF) более сильная, чем синильная (HCN).

Cтупенчатая дисс-ция

Многоосновные к-ты и многокислотные основания в водных растворах диссоциируют ступенчато, т.е. вначале от молекулы отщепляется один из ионов, затем другой и т. д. Каждая такая ступень характеризуется своей константой – ступенчатой костантой дисс-ции

Например, серная к-та H₂SO₄ – сильная двухосновная к-та, диссоциирует в две ступени.

I ступень: H₂SO₄ H⁺ +HSO₄^-

II ступень: HSO₄^- H⁺ + SO₄^2-

Степень дисс-ции (α) серной к-ты по каждой ступени близка к 1, поэтому для серной к-ты можно записать суммарное уравнение дисс-ции:

H₂SO₄ 2H⁺ + SO₄^2-

Для слабых многоосновных кис-т суммарное уравнение дисс-ции писать некорректно, т.к. наибольшую конц-цию ионов водорода обеспечивает дисс-ция по I ступени.

I ступень: H₂S H⁺ + HS^- К_дI = 8,9 * 10^-8

II ступень: HS^- H⁺ + S^2- К_дII = 1,3 * 10^-15

К_дI > К_дII

Значения 2х констант дисс-ции показывают, что процесс дисс-ции во второй ступени практически не протекает. Все вышесказанное относится и к растворам многокислотных сильных и слабых гидроксидов (оснований)ю Например, гидроксид бария Ba(OH)₂ – сильный гидроксид:

I ступень: Ba(OH)₂ BaOH⁺ + OH^-

II ступень: BaOH⁺ Ba²⁺ + OH^-

Cуммарное уравнение: Ba(OH)₂ Ba²⁺ + 2OH^-

Гидроксид магния Mg(OH)₂ - слабый гидроксид:

I ступень: Mg(OH)₂ MgOH⁺ + OH^-

II ступень: MgOH⁺ Mg²⁺ + OH^-

Азотная кислота и ее свойства

Азотная кислота – сильная кислота, в разбавленных водных растворах полностью диссоциирует на ионы:

HNO₃ H⁺ + NO₃^-

Физические свойства:

Это одна из важнейших неорганических кислот. Она представляет собой индивидуальное вещ-во, бесцветную жидкость, кипящую при 86 и затвердевающую при -42. Смешивается с водой в любых соотношениях, характерен резким запахом.

2.Азотная кислота и её свойства.

Атомные орбитали азота Sp² гибридны. Образуют с p орбиталями трех атомов кислорода при G – связи. Свободная p-орбиталь атома азота перекрываясь с аналогичными р-орбиталями двух атомов кислорода образует - связь. Кроме того, один из атомов кислорода связан G-связью с атомом водорода.

Хим. свойства:

Является сильным окислителем

1. Разбавленная азотная кислота проявляет все свойства сильных кислот, в водных растворах она диссоциирует по следующей схеме:

HNO₃ = H⁺ + NO₃^-

безводная кислота:

2HNO₃ = NO₂ + NO₃^- + H₂O

Постепенно, особенно на свету или при нагревании азотная кислота разлагается, при хранении раствор становится коричневатым из-за диоксида азота:

4HNO₃ = 4NO₂ + 2H₂O + О₂

2. Азотная кислота взаимодействует почти со всеми металлами. Разбавленная азотная кис-та со щелочными и щелочноземельными металлами, а также с железом и цинком образует соответствующие нитраты, нитрат аммония или оксид азота(I) в зависимости активности метала и воду:

Fe + 4HNO₃ = Fe(NO₃)₃ + NO + 2H₂O,

5Fe + 12HNO₃ (оч.разб) = 5Fe(NO₃) ₃ + N₂ +6H₂O,

3Cu + 8HNO₃ = 3Cu(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O.

Концентрированная азотная кислота при взаимодействии со щелочными металлами образует соответствующие нитраты, воду и выделяется оксид азота(I)

8Na + 10HNO₃ = 8NaNO₃ + N₂O + 5H₂O

Такие металлы как железо, хром, алюминий, золото, платина, иридий, тантал

Концентрированная кислота пассивирует, т.е. на поверхности металла образуется пленка оксидов не проницаемая для кислоты. Другие тяжелые металлы при взаимодействии с концентрированной азотной кислотой образуют соответствующие нитраты, воду и выделяется оксид или диоксид азота:

Ag + 2HNO₃ = Ag NO₃+ N₂O + 5H₂O

Обычно процесс восстановления идет в нескольких направлениях в зависимости от силы восстановителя, концентрации и температуры.

3. Азотная кислота способна растворить золото, платину и другие благородные металлы. Но в смеси с соляной кислотой в отношении 3 объема концентрированной соляной кислоты и один объем концентрированной азотной кислоты называют «царской водкой». Действие царской водки заключается в том, что азотная кислота окисляет соляную до свободного хлора, который соединяется с металлами:

HNO₃ + HCl = Cl₂ + 2H₂O + NOCl

2NOCl = 2NO + Cl₂

Царская водка способна растворить золото, платину, родий, иридий и тантал, которые не растворяются ни в азотной, а уж тем более в соляной кислоте:

Au + HNO₃+ 3HCl = AuCl₃ +NO+NOCl

HCl + AuCl₃ = H[AuCl₄]

4. Неметаллы также окисляются азотной кислотой до соответствующих кислот, разбавленная кислота выделяет оксид азота:

3P + 5HNO₃ +2H₂O = 3H₃PO₄ +5NO

Концентрированная кислота выделяет диоксид азота:

S + 6HNO₃ = H₂SO₄ + 6NO₂ +2H₂O

Ge + 4HNO₃ = GeO₂ + 4NO₂ +2H₂O

Азотная кислота способна также окислять некоторые неорганические соединения:

3H2S + 8HNO₃ 3H₂SO₄ + 8NO + 4 H₂O

5. Азотная кислота взаимодействует также со многими органическими веществами.

6. Качественная реакция на азотную кислоту «проба коричневого кольца» - взаимодействие с раствором сульфида железа и серной кислоты, в случае присутствия азотной кислоты выпадает в осадок коричневый комплекс:

2HNO₃ + FeSO₄ + 3H₂SO₄ 2|Fe(NO)|SO₄ + 3Fe₂(SO₄)₃ + 4H₂O

Получение азотной кислоты.

1. Промышленный способ. Каталитическое окисление аммиака до оксида азота:

4NH₃ + 5O₂ (800C, Pt(+10%Rh)) = 4NO + 6H₂O

Окисление оксида азота в избытке кислорода до диоксида азота, для ускорения реакции снижают температуру и давление:

2NO + O₂ = 2NO₂

Поглощение диоксида азота водой в присутствии избытка кислорода:

4NO₂ + 2H₂O + O₂ = 4HNO₃

2. В лаборатории азотную кислоту получают действием концентрированной серной кислоты на кристаллические нитраты калия или натрия:

KNO₃ + H₂SO₄ = K HSO₄ + HNO₃

3. Разложение азотистой кислоты:

HNO₂ = HNO₃ + 2NO +H₂O

Применение азотной кислоты. Для производства комплексных и азотных удобрений, минеральных кислот, взрывчатых веществ, красителей. Применяется для травления и растворения металлов в металлургии. Дымящая азотная кислота в качестве окислителя ракетного топлива.

Биологическая роль.

Азотная кислота применяется для производства многочисленных лекарственных средств.

10 билет.

1.Окислительно-0восстановительные реакции.

Окислительно-восстановительными реакциями называют хим. процессы, сопровождающиеся переносов электронов от одних молекул или ионов к другим.

При ОВР протекают два взаимосвязанных процесса: окисление и восстановление.

Окисление - процесс потери электронов.

Восстановление - процесс присоединения электронов.

Вещества (атомы) ионы которых отдают электроны, называют восстановителями.

Присоединяют электроны окислители.

СО. Одним из основных понятий неорг. химии является понятие о степени окисления.

СО - формальный заряд атома элемента, вычисляемый из предположения, что валентные электроны переходят к атомам с большей относительной электроотрицательностью (ОЭО) и все связи в молекуле соединения являются ионными.

При окислении элемента СО увеличивается. Восстановление уменьшается.

Таким образом можно дать еще одну формулировку ОВР: это реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов элементов, входящих в состав реагирующих веществ.

Окислители и восстановители

-Типичными окислителями являются простые в-ва, атомы которых имеют большую ОЭО>3,0.

Из наиболее сильных окислителей известны: KMnO₄, MnO₂, K₂Cr₂O₇, K₂CrO₄, HClO, HClO₃, H₂SO₄(к), HNO₃(к), H₂O₂.

-К типичным восстановителям относятся простые в-ва, атомы которых имеют малую ОЭО<1,5.

Представители: H₂S, NH₃, C, H₂, CO, H₂SO₃.

Вещества содержащие атомы в макс. Или мин. Степени окисления являются соответственно только окислителями/восстановителями.

Виды ОВР:

1)Межмолекулярные-реакции в которых окисляющиеся или восстанавливающиеся атомы находятся в молекулах разных в-в.

Пример: H₂S+CL₂S+2HCL

2)Внутримолекулярные-реакции, в которых окисляющиеся и восстанавливающиеся атомы находятся в молекулах одного и того же в-ва.

Пример: 2H₂O2H₂+O₂

3)Диспропорционирование (самоокисление-самовосстановление) реакции в которых один и тот же элемент выступает как окислитель и как восстановитель

Пример:CL₂+H₂OHCLO+HCL

4)Репропорционирование – реакции, в которых из двух различных степеней окисления одного и того же элемента получается одна степень окисления.

Пример:NH₄NO₃N2O+2H₂O

2.Аммиак и его свойства

Аммиак NH₃- бесцветный газ с резким запахом, очень хорошо растворим в воде.

(В мед. Практике применяют 10%-ный р-р аммиака, нашатырный спирт для вывода из обморочного состояния)

В молекула аммиака атом азота находится в состоянии sp³- гибридизации:

Присутствие одной из гибридных орбиталейнеподеленной пары эл. Определяет способность атома азота в аммиаке к образованию связей с др.атомами или ионами по донорно-акцептороному механизму.

Химические свойства аммиака

1.Взаимодействие с простыми веществами:

4NH₃+3O₂2N₂+6H₂O

2NH₃+2Na=2NaNH₂+H₂

2.С водой аммиак образует гидрат аммиака или гидроксид аммония, который дает щелочную среду:

NH₃+H₂O=NH₃H₂O(NH₄⁺ + OH^- )

3.При взаимодействии с кислотами образует соли аммония:

2(NH₃H₂O)+H₂SO₄=(NH₄)₂SO₄+H₂O

Пары аммиака и соляной кислоты образуют белый дым хлорида аммония:

NH₃+HCl=NH₄Cl

4.Восстанавливает оксид меди:

2NH₃+3CuO=3Cu+N₂+3H₂O

5.Качественные реакции на аммиак.Как было указано выше,образование белого дыма в присутствии хлороводорода. Изменение голубого раствора медного купороса на ярко-синий:

4NH₃+CuSO₄+H₂O= [Cu(NH₃)₄]SO₄H₂O

При взаимодействии с реактивом Несслера K₂[HgI₄] выпадает в осадок красно-коричневый хлопьевидный комплекс HOHgNHHgI.

Почернение бумажки смоченной раствором динитрата ртути Hg₂(NO₃)₂ из-за выделения металла.

Получение аммиака

1.В промышленности, взаимодействием азота с водородом:

N₂+3H₂(500, 25 МПа, Fe+MeOH+SiO₂)=2NH₃

2.В лаборатории взаимодействием соли аммония со щелочью:

NH₄CL+KOH=KCL+H₂O+NH₃

Разложением нитридов металлов водой:

Mg₃N₂+6H₂O=3Mg(OH)₂+2NH₃

Взаимодействием нитрата натрия с цинком в щелочной среде:

NaNO₃+4Zn+7NaOH+6H₂O=NH₃+4Na₂[Zn(OH)₄].

Биологические свойства.

Высокие концентрации аммиака вызывают состояние удушья, сильное слезоточение, рвоту, головокружение, приступы кашля, боли в желудке. Нарушение обменных процессов в коре головного мозга и способность организма усваивать кислород.

В случае сильных отравлений может развиваться отек гортани и легких, остановиться дыхание, развиться сердечная недостаточность, приводящая к летальному исходу.

В практике в качестве мочегонного средства используют соль аммиака NH₄CL. Так же эта соль служит средством против защелачивания крови.

Билет 11.

Гибридизация атомных орбиталей.

Гибридизация – образование одинаковых по энергии и форме орбиталей атома в результате сложения разных по энергии и форме орбиталей при возбуждении этого атома

(Л.Полинг в 1901г. Предложил усовершенствовать метод ВС . Он выдвинул дополнительные положения о возможности гибридизации атомных орбиталей при образовании химической связи.)

При образовании молекулы (с гибридными орбиталями) форма и взаимное расположение атомных электронных облаков (*) изменяется по сравнению с их формой и расположением в свободных атомах. В результате достигается более полное перекрывание орбиталей(*) при образовании химической связи. Такая деформация электронных облаков требует затраты энергии, но более полное перекрывание приводит к образованию более прочной связи , и в целом получается выгодным энергетически. Этим и объясняется возникновение гибридных орбиталей.

Форма гибридной орбитали может определяться математически путем сложения волновых функций исходных орбиталей:

В результате сложения волновых функций s- и p- орбиталей с учетом их знаков оказывается, что плотность электронного облака по одну сторону от ядра повышена, а по другую – понижена.

Процесс гибридизации включает следующие этапы:

- возбуждение атома(*)

-гибридизация орбиталей возбужденного атома, образование связей с другими атомами

(Затраты энергии на первые два этапа происходят с выигрышем энергии при образовании более прочных связей с гибридными орбиталями)

Тип гибридизации определяется типом и количеством участвующих в ней орбиталей.

1. Гибридизация одной s- и одной p- орбитали (sp-гибридизация) происходит при образовании галогенидов берилия, цинка, кадмия, ртути (Атомы этих элементов в нормальном состоянии имеют во внешнем слое два спаренных s – электрона, в результате возбуждения один из s-электронов переходит в p-состояние – появляется два неспаренных электрона , из которых один s, а другой p – электрон. При образовании химической связи (*) эти две различные орбитали преобразуются в две одинаковые гибридные орбитали (sp-орбитали), направленные под углом 180 градусов друг к другу.

2. Гибридизация s- и двух p- орбиталей (sp2-гибридизация) - образование соединений бора

Возбужденный атом бора обладает тремя неспаренными электронами – одним s- и 2 p- из трех орбиталей образуются три эквивалентные sp2 – гибридные орбитали, расположенные в одной плоскости под углом 120 градусов.

3. Гибридизация одной s – и трех p-орбиталей (sp3-гибридизация) характерна, например, для углерода и его аналогов – кремния и германия. В этом случае sp3 гибридные орбитали расположены под углом 109 градусов 28 минут друг к другу, объясняется тем, что гибридизация является неполной.

2.Фософор. Физическая, химическая и биологическая роль.

В земной коре фосфор содержится в связанном состоянии, в соединениях, содержащих фофат ионы PO4 (3-)

Известны три аллотропных модификаций фосфора: Белый(молекулярная решетка, чесночный запах, воскообразный, плохо растворяется в воде, хорошо в этаноле и СS2), Красный(атомная решетка, без запаха, твердый, плавится только при повышенном давлении, выше 280 градусов переходит в пары белого фосфора, практически не растворим), Черный (атомная решетка, без запаха, относительно мягкий , плавится только при повышенном давлении, выше 280 градусов переходит в пары белого фосфора, практически не растворим)

Получение: 2Ca3(PO4)2 + 6 SiO2+10C=6CaSio3+10CO+P4

В периодической системе находится в 5 группе. Электронная формула внешней оболочки атома ns2 np3

Фосфор имеет d-подуровень , поэтому при возбуждении происходит распаривание s – электронов, и переход одного из них на d – подуровень ns1 np3 nd1

Поэтому фосфор может образовывать 3, а максимум 5 ковалентных связей.

Но такие свободные 3 d –орбитали могут участвовать в образовании еще нескольких аналогичных связей , и по донорно-акцепторному механизму, выступая в качестве акцептора электронных пар атомов-доноров. Этим объясняется характерность для атома фосфора таких координационных чисел как 5 (sp3d –гибридизация) и 6 (sp3d2-гибридизация)