Действительные атомные орбитал

Аналитические выражения "действительных" атомных орбиталей принято разделять на две части радиальную и угловую. Волновая функция г является их произведением, Величина радиального сомножителя зависит только от расстояния г точки до ядра и всегда содержит [c.75]

Важность третьего критерия становится особенно понятной, если рассмотреть, например, базис, состоящий из т действительных атомных орбиталей. Тогда в процессе вычислений надо будет [c.304]

Мы Представили Т в виде линейной комбинации действительных атомных орбиталей ярд и фд. Чтобы можно было воспользоваться вариационным исчислением, введем в качестве варьируемых параметров коэффициенты линейных комбинаций (вместо , грд, % запишем т з, фд, фв) [c.198]

Для объяснения большинства соединений, в которых число валентных электронов не меньше числа валентных орбиталей, достаточно воспользоваться представлением о двухатомных химических связях, которое позволяет рассматривать одновременно только пары атомов. Однако, как мы уже знаем из обсуждения бензола (разд. 13-5), локализованные молекулярные орбитали являются лишь приближенным описанием того, что имеет место в действительности. Иногда приходится конструировать делокализованные молекулярные орбитали из атомных орбиталей, принадлежащих нескольким или даже всем атомам молекулы. В случае молекулы бензола можно рассматривать раздельно связи С—Н и а-связи С—С, но шесть р-орбиталей атомов углерода приходится рассматривать совместно. [c.272]

При р2-гибридизации электронные облака располагаются в одной плоскости под углами 120° друг относительно друга. Из экспериментальных данных действительно следует, что молекула этилена имеет плоское строение (рис. 47). Химическая связь, для которой линия, соединяющая атомные ядра, является осью симметрии связывающего электронного облака, называется а-связью. а-Связь возникает при лобовом перекрывании атомных орбиталей. В молекуле этилена каждый атом углерода образует по три а-связи одну друг с другом, а две — с двумя атомами водорода. Имеющиеся у атомов углерода негибридные орбитали образуют одну так называемую я-связь. Химическая связь, для которой связывающее электронное облако имеет только плоскость симметрии, проходя- [c.110]

Наиболее употребительные действительные функции, описывающие угловую зависимость s-, р- и d-атомных орбиталей, приведены в табл. 2. [c.24]

Оболочечная модель ядра. Магические числа нуклонов. При рассмотрении вопросов формирования ядра из нуклонов следует учитывать принцип Паули, согласно которому две частицы не могут находиться в совершенно одинаковом состоянии (в химии принцип Паули часто трактуется применительно лишь к квантовым числам электронов, располагающихся на атомных орбиталях). Так, одноименные нуклоны (р — р или п) могут соединиться лишь в том случае, если они обладают противоположно направленными спинами. Применение принципа Паули к объяснению некоторых особенностей строения атомного ядра приводит к выводу, что нуклоны в ядре, так же как электроны в электронной оболочке атома, расположены на энергетических оболочках — уровнях. Действительно, эксперимент показывает, что ядра, содержащие 2, 8, 20, 50, 82 либо 126 [c.13]

Вначале разберем следствия того, что для каждого атома имеется более чем одна атомная орбиталь, В качестве примера рассмотрим твердый бериллий. Предположим, что имеется решетка, в которой межатомные расстояния очень велики (в действительности металл имеет плотноупакованную гексагональную структуру, однако это не важно для качественных рассуждений). Энергетические зоны будут концентрироваться вблизи орбитальных энергий свободных атомов (1 , 2 , 2р, 3 , Зр, Зii и т. д.), причем зоны будут очень узкими, так как ширина зоны определяется интегралом взаимодействия между орбиталями соседних атомов. Так, в предыдущем разделе было показано, что ширина зон линейного полиена пропорциональна резонансному интегралу р. [c.229]

Теперь рассмотрим образование молекулы. Для удобства можно представить этот процесс как соединение отдельных атомов, хотя в действительности большинство молекул образуется иным путем. Модели молекул обычно делают из деревянных или пластмассовых шариков, которые обозначают различные атомы положение отверстий или зажимов показывает, как их соединять. Таким же образом можно представить воображаемые модели молекул из воображаемых атомов положение атомных орбиталей — некоторые из них воображаемые — покажет, как соединить их вместе. [c.16]

Аналогичным способом можно перейти от комплексных угловых функций do, d i и d 2 к действительным АО, обозначаемым dxy, dxz, dyz, dx -yh d соответственно. Перечень атомных орбиталей с главным квантовым числом п=1, /г = 2ип = 3 приведен в табл. 3.6. [c.42]

При квантовохимическом исследовании какой-либо проблемы расчет начинают с выбора функций, образующих обычно базис приводимого представления, и на основе этих функций ищут вариационное решение. Типичный пример такого подхода — метод МО ЛКАО (разд. 5.6). В этом методе предполагается, что набор атомных орбиталей, используемый для построения молекулярных орбиталей, образует базис приводимого представления группы симметрии, рассматриваемой системы. Иначе базис не имел бы физического смысла, как, например, для движения электрона в электростатическом поле четырех протонов, описываемого гамильтонианом (6.15). Действительно, в этом случае разумно искать волновую функцию [см. (5.63)] в виде линейной комбинации атомных орбиталей (15)ь г= 1, 2, 3, 4, относящихся ко всем ядрам г = 1, 2, 3, 4, которые изображены на рисунке в первом столбце табл. 6.1 [c.138]

На рис. 8-8 показан вывод хорошо известных орбитальных корреляционных диаграмм и диаграмм состояний [2, 8, 27] для дисротаторного в конротаторного раскрытия циклобутена в две стадии. В первой стадии (левая сторона) изображен разрыв связи без какого-либо взаимодействия двух образующихся радикалов с остальной частью молекулы (таким образом, орбитальные энергии этилена не изменяются при этой реакции подобным же образом ведут себя энергии а- и (Т -орбиталей при диссоциации этана на два метильных радикала). Точный способ разрыва а-связи в действительности не существен для такой корреляции рис. 8-8 показывает результат очень приближенных вычислений (МОХ ) в предположении одновременного поворота обеих метиленовых групп, из которого видно, что первоначальное а-взаимодействие двух атомных орбиталей, образующих а-связь, постепенно уменьшается, в то время как я-взаимодействие увеличивается, но еще остается небольшим, и в расчетах им можно пренебречь, как и было сделано в случае самого бутадиена. На второй стадии а- и а -орбиталям позволяют взаимодействовать с этиленовой двойной связью взаимодействие остается нулевым для геометрии циклобутена с неправильной симметрией, но я-компоненты атомных орбиталей, из которых составлены а- и а -орбитали, постепенно увеличиваются с увеличением [c.332]

Каким образом можно количественно описать распределение электронного заряда Уравнение Шредингера является линейным, однородным дифференциальным уравнением. Его решения имеют характер волновых амплитуд. Молекулярная волновая амплитуда может быть аппроксимирована суперпозицией атомных волновых амплитуд, как в уравнении (1), и это как раз то приближение, которое соответствует концепции электронного распределения. Наиболее важной особенностью волновых явлений является то, что наложение волновых амплитуд не приводит к наложению плотностей (или интенсивностей)—это тот эффект, который обычно называют интерференцией. Поэтому следует ожидать, что распределение электронного заряда может быть охарактеризовано интерференцией взаимодействующих атомных орбиталей. Действительно, молекулярная плотность [c.263]

Чтобы понять физическое содержание теории ЛКАО-МО, проанализируем рис. 3.10. Сплошные линии показывают "фа и (квадраты использованы потому, что особенно интересно распределение электронной плотности вдоль линии, соединяющей ядра). Точечные линии соответствуют электронным плотностям на индивидуальных атомных орбиталях, т. е. они показывают фд и фв- Очевидно, электрон в имеет более высокое распределение плотности между ядрами, в то время как в "фд он имеет очень низкое распределение в этой области. 11)0 действительно проходит через нуль в средней точке. Дополнительное указание важности величин и заключается в том, что их можно сравнить с величиной V 1/2фд+К 1/2фВ) представленной графически штриховой линией. Функция V 1/2фд + 4-]/1/2фв дает распределение одного электрона, проводящего время в равной мере на фд и фв, которые остаются, однако, самостоятельными атомными орбиталями. Множитель 1/2 нормирует общую электронную плотность на каждой ф к 1/2. Ясно, что и -фд [c.103]

Гетероядерную молекулу СО можно рассматривать как возмущенную молекулу азота. С и О, различаясь порядковыми номерами всего на две единицы, обладают атомными орбиталями, которые довольно похожи образование МО поэтому должно быть почти таким же, как показано на рис. 3.13 для гомоядерной двухатомной молекулы, хотя энергии двух наборов атомных орбиталей не могут быть в данном случае подобраны точно. Действительно, поскольку орбитали атома кислорода несколько более стабильны, они могут внести несколько больший вклад в связывающие МО, чем орбитали углерода, в то время как последние внесут несколько больший вклад в разрыхляющие МО. Таким образом, хотя десять валентных электронов включают шесть электронов кислорода и четыре электрона углерода, низкую полярность молекулы можно объяснить тем, что восемь из них находятся на связывающих орбиталях, где они расположены ближе к ядру О, чем к ядру С, способствуя, таким образом, нейтрализации большего заряда ядра атома кислорода. В этом случае, как и для N2, можно предсказать порядок связи, равный 3, что находится в согласии с экспериментально определенной энергией связи, равной 256 ккал/моль. [c.114]

Действительно, максимальное перекрывание 5р -гибридизованных орбита-лей атома углерода происходит при тетраэдрическом строении метана, так как при этом направления С—Н-связей и атомных орбиталей совпадают и угол, образованный этими связями или осями орбиталей, одинаков и равен 109°28. [c.27]

Молекула Ы . Конфигурация Li2[(als) (a ls) (a 2s) J (терм 41g). Первые четыре электрона находятся на внутренних als-орбиталях, образованных из АО АГ-слоя (Is-орбиталей атомов лития). Их размещение подобно размещению в молекуле Неа (см. рис. 24), когда равное число электронов на als- и a ls-MO приводит к отсутствию связи. Можно считать и здесь, что эти МО не вносят вклад в энергию связи молекулы, и электроны на этих орбиталях сохраняют в молекуле характер атомных АГ-электронов, принадлежа попарно соответствующим ядрам (/С-остов). Этому отвечает запись конфигурации в форме Li2[/ ( r2s) ], из которой видно, что связь обусловлена парой электронов, находящихся на связывающей а25-орбитали. Точный квантовомеханический расчет действительно показывает, что als- и а Ь-орбитали имеют вид, близкий к виду двух атомных орбиталей, каждая из которых сосредоточена в основном вокруг одного из двух ядер (рис. 26), и электроны на этих орбиталях условно считают несвязывающими, как четыре электрона в Неа. Молекула Ыг диамагнитна (спины электронов спарены). [c.78]

Принцип запрета, или принцип Паули. В 1925 г. швейцарский физик Вернер Паули сформулировал основополагающий принцип, описывающий поведение электронов, который не может бьуь выведен из более общих законов природы. Этот принцип целиком связал со спином электрона. Для учета спина полная волновая функция представляется в виде произведения пространственной и спиновой волновых функций. Таким образом, величина I г ) Р есть вероятность нахождения электрона с данным спином в данной точке пространства. Принцип Паули первоначально сформулирован так не может быть двух электронов с одинаковой пространственной частью волновой функции (т. е. занимающих одну орбиталь) и одинаковым спином. Этот принцип ограничивает предельное число электронов на одной орбитали. Действительно, если каждая атомная орбиталь характеризуется тремя числами п, I а т, а спиновое число принимает только два разных значения, то на орбитали не может быть более двух электронов. Спины этих электронов должны быть противоположны по направлению, или спарены. [c.170]

Одной из наиболее ценных идей, которая, по-видимому, должна быть введена в стереохимию вслед за первыми применениями теории валентной связи, является утверждение, что при определении структур молекул соединений непереходных элементов не-тюделенные, или свободные пары электронов так же важны, как и связывающие пары. Однако следует отметить, что при определении стереохимии соединений переходных элементов свободные пары, вероятно, не играют такой же роли, как в случае непереходных элементов. У атомов переходных элементов свободные пары и одиночные неспаренные электроны находятся в предпоследнем п — 1) -подуровне, т., е. на негибридных металлических атомных орбиталях, тогда как у непереходных элементов они расположены на внешнем квантовом уровне, т. е. на гибридных орбиталях. Действительно, октаэдрическая конфигурация комплексов переходных металлов не зависит от числа несвязывающих электронов. Так, ион Мо(СМ)б имеет додекаэдрическую форму несмотря на то, что валентная оболочка атома молибдена содержит девять электронных пар. [c.199]

Каждая конкретная атомная орбиталь описывается набором значений трех квантов лх числе. Например, атомная ррбиталь 2рг имеет п=2, 1=1 и т =—1. Если бы состояние электрона в атоме определялось значениями также только трех квантовых чисел, то в каждой АО (как в области пространства, где вероятность нахождения электрона максимальна) могло бы находиться не более одного электрона. Действительно, при совпадении значений всех квантовых чисел у двух электронов они, находясь в одной области пространства, должны стать неразличимыми. Это учитывается принципом Паули (1925) в атоме не бывает двух электронов, описываемых набором одинаковых квантовых чисел. [c.35]

Очевидно, что атом углерода при связывании с четырьмя другими атомами не использует одну освободившуюся 25-орбиталц и три 2р-атомные орбитали, поскольку это должно было бы приводить к образованию трех взаимно перпендикулярных связей (с тремя 2р-орбиталями) и одной отличной от них, не имеющей направления связи (со сферически симметричной 25-орбиталью), чего в действительности нет. В таком -соединении, как, например, метан, все четыре СН-связи, как известно, тождественны и расположены симметрично (тетраэдрически) одна по отношению к другой под углом 109°28 Это можно обг/ясиить тем, что одна 25- и три 2р-атомные орбитали объединяются с тем, чтобы образовать четыре новые идентичные орбитали, способные давать более прочные химические связи (см. стр. 21). Эти новые орбитали известны под названием 5/> -гибридных атомных орбиталей, а их возникновение называют, соответственно, гибридизацией. Следует, однако, иметь в виду, что вопреки приведенной выше схеме гибридизация не есть реально протекающий физический процесс термин гибридизация отражает лишь используемый нами способ рассмотрения реального распределения электронов в молекуле, который состоит в том, что реальные орбитали мы рассматриваем как результат объединения 5- и р-орбиталей. [c.20]

Очевидно, в этом случае могут возникать перекрывания атомов I . 2, 3 4, 5 б или 1 б, 5 4, 3 2, приводящие к структурам соответствующим структурам Кекуле Vila и VII6. В действительности же любая из р-орбиталей может перекрываться в обоих направлениях, в результате чего BoaHmiaror делокализо ванные молекулярные орбитали (ср. бутадиен). Шесть атомных р-орбиталей могут дать шесть молекулярных орбиталей (п атомных орбиталей всегда приводят к п молекулярным орбиталям), энергетические уровни которых схематически могут быть выражены следующей схемой [c.30]

Тем не менее, такая картина хоть и наглядна, но малопродуктивна. О валентном состоянии (кроме простейших сл> чаев) можно судить лишь после выполнения квантовохимического расчета, а не до него. В качестве стандартных выбирают некоторые условные валентные состояния, которые (за исключением молекул типа СН4) практически не отвечают тому, что имеет место в действительности. Дальнейшее перечисление таких проблем введения понятия валентного состояния вряд ли целесообразно. Интерес к этому понятию существенно снизился за счет двух факторов не ясно, как его вводить при расширении базиса атомных орбиталей и при учете много конфигурационного характера волновой функции (используемая подчас запись с дробными числами заполнения орбиталей опять-таки обладает своими интерпретационными недостатками). Можно, конечно, попытаться вьщелить доминирующую конфигурацию и для нее ввести понятие валентного состояния, либо выделить в базисе те атомные орбитали, которые входят в молекулярные орбитали с наибольшими весами. При этом, однако, искусственность конструкции настолько возрастает, что ее применение теряет сколько-нибудь значительный смысл. [c.339]

Как показали конкретные численные расчеты множества молекул, все эти критерии локализации приводят к весьма близким результатам, которые кратко сводятся к следующим. Орбитали действительно получаются локализованными, относясь в основном к одному, двум либо трем центрам для соседних (ближайших по межъя-дерному расстоянию) центров такие локализованные орбитали могут быть соотнесены со связевыми орбиталями, в которых с максимальными весами фигурируют атомные орбитали двух соседних центров, с остовными атомными орбиталями и с орбиталями неподелен-ных пар, т.е. гибридными орбиталями, образованными атомными орбиталями валентных оболочек атома. Для ненасыщенных соединений, например алкенов, двойной связи отвечают две эквивалентные (или почти эквивалентные) локализованные орбитали (см. рис. 7.3.1), представляющие собой линейную комбинацию а- и л -орбита-лей того локализованного фрагмента молекулы, который включает двойную связь тройной связи отвечают три локализованные и экви- [c.359]

В гл. 3 подразумевалось, хотя и не было сказано явно, что имеется определенная свобода в задании волновых функций вырожденных состояний. Были описаны два вида волновых функций атомных орбиталей (за исключением 5-орбиталей) действительная [см., например, уравнения (3.13) — (3.15)] и комплексная [см., например, уравнение (3.26)]. Эти две формы связаны преобразованием (3.25). Такую ситуацию можно пояснить следующим образом. Предположим, имеются два решения уравнения Шрёдингера (2.27) [c.148]

Из содержания предыдущих глав должно быть ясно, что математические трудности при расчете молекулярных волновых функций возрастают с увеличением размера молекулы. Так, с ростом числа атомов должен увеличиваться размер базисного набора атомных орбиталей в ЛКАО-модели молекулярных орбиталей, и это значит, что надо рассчитать большее число гамильтониановских интегралов и интегралов перекрывания и что размерность секулярных уравнений (6.74) увеличится. Ввиду этого может показаться, что расчет энергий и волновых функций полимеров и твердых тел представляет собой непреодолимую проблему. В действительности это не так вследствие симметрии, в данном случае трансляционной симметрии. [c.216]

При наличии заместителя, несущего неподеленные электронные пары, появляется возможность переходов другого типа. Простейшим примером может служить иодистый метил СНз1. Здесь неподеленные пары сосредоточены в атоме иода на орбиталях, по существу атомных, которые по энергии являются промежуточными между связывающими и разрыхляющими орбиталями, образованными из атомных орбиталей углерода и иода. В основном состоянии ЙОДИСТОГО метила орбитали полностью заняты вплоть до несвязывающих (п) орбиталей включительно, а разрыхляющие а -орбитали свободны. В таком случае можно ожидать, что переход одного электрона с несвязывающей орбитали на свободную а -орбиталь (переход п а ) будет происходить при значительно более низких энергиях, чем переход что в действительности и наблю- [c.54]

Дли некоторых реакций диенового синтеза образование я-комплексов доказано спектрофотометрическим и кинетическим методами (А. И. Коновалов). На примере реакции малеинового ангидрида с полициклическнми ароматическими углеводородами приближенным расчетным методом МО—ЛКАО (молекулярные орбитали — линейная комбинация атомных орбиталей) показано, что течению диенового синтеза действительно должно предшествовать образование я-комплекса, обладающего энергетическим минимумом. [c.33]

Такой метод решения уравнения Шредингера для. многоатолшой системы путем разложения собственных функций эффектпвног одноэлектронного гамильтониана в сумму АО называется методом линейной комбинации атомных орбиталей (ЛКАО). При этом в случае молекулярных систем говорят о методе МО ЛКАО, в случае кристаллов его часто называют также методом сильной связи. Естественно, что метод ЛКАО является особенно удобны .[ способолг исследования проблем химической связи, по крайней мере в том смысле, как они сформулированы во введении. Действительно, многоатомная система рассматривается здесь как состоящая из ато.мов (а не просто из электронов и ядер), и эта точка зрения непосредственно отражается в математическом аппарате теории, в котором решения уравнения Шредингера также рассматриваются как состоящие из атомных функций. [c.22]

К сожалению, однако, эта эквивалентность не имеет особой практической ценности, ибо в общем случае, за исключением самых маленьких молекул, вычислительные трудности не позволяют осуществить суперпозицию всех подходящих конфигураций, основанных на данной серии атомных орбиталей. Действительно, волновые фуйк-ции, применяемые к органическим молекулам, почти всегда являются молекулярноорбитальными или валентносвязными волновыми функциями простейшего возможного типа. [c.51]

Реакционная способность алкенов превосходит реакционную способность алканов вследствие того, что электроны двойной связи углерод — углерод можно считать более доступными (в смысле большей уязвимости для атаки реагентов извне), чем электроны простой связи углерод — углерод. Это особенно хорошо видно на моделях этилена, построенных с помощью атомных орбиталей (гл. 5, стр. 132—135). Электроны, образующие связи между двумя ненасыщенными углеродами, выталкиваются наружу вследствие их взаимного отталкивания. Таким образом, они в целом оказываются значительно более удаленными от оси связи, чем электроны простой связи (рис. 7-1). При этом можно ожидать, что реагенты, действие которых при химических реакциях сопровождается принятием электронов (электрофиль-ные — электролюбы ), окажутся наиболее подходящими для инициирования реакций двойных связей. Это в действительности так с другой стороны, реагенты, обладающие электронодонорными свойствами (нуклеофильные — ядролюбы ), чрезвычайно мало подходят для того, чтобы начать реакцию с двойной связью углерод — углерод, если только при ней не находятся [c.160]

Очевидно, что при связывании атома углерода с четырьмя другими атомами не используются одна 25-орбиталь и три 2/7-орбитали, так как это привело бы к образованию трех взаимно перпендикулярных связей (с тремя 2р-орбиталями) и одной связи, отличающейся от них и не имеющей направления (со сферически симметричной 25-орбиталью). В действительности, четыре С—Н-связи, например в метане, как известно, равноценны и расположены симметрично (тетраэдрически) под углом 109°28 друг к другу. Это можно объяснить тем, что одна 2х- и 2р-орбитали объединяются так, чтобы образовать четыре новые (идентичные) орбитали, способные дать более прочные связи (ср. разд. 1.5). Эти новые орбитали известны под названием хр -гибридных атомных орбиталей, а процесс их образования [c.12]

Как правило, для описания занятых т-МО требуется, чтобы на один атомный уровень приходилась одна орбиталь ф,-, так что величина М определяется размером обычного минимального базисного набора. Уравнение (II. 48) не означает, однако, что молекулярные орбитали ifi построены как стандартные комбинации М атомных орбиталей, так как фт не являются обычными АО. Действительно, если базисный набор АО включает число орбиталей Ь > М, то орбитали фт — линейные комбинации L базисных функций. В этом случае уравнение (II. 48) просто означает, что всегда имеется возможность найти набор М функций ( т-ПАО), пригодных для описания N занятых МО (а также небольшого числа незанятых фгМ10), несмотря на то что для этой же цели потребовалось бы большее число стандартных АО. [c.114]

Теперь проанализируем некоторые схемы гибридизации с точки зрения типов атомных орбиталей, необходимых для построения гибридов. Поскольку необходимые орбитали свободны, то возможно существование определенного набора гибридов. Однако существуют некоторые энергетические требования, которые также важны. Еслн одной или большему числу орбиталей, требующихся для гибридизации, соответствует значительно большая энергия, чем у других, то энергетически невозможно, чтобы для атома в действительности была достигнута полная гибридизация. Так, если обратиться к метану (рис. 3.2) и предположить, что энергия возбуждения намного выше, скажем >П5 ккал/г-атом (а не 96 ккал/г-атом), то конфигурация СНг должна быть более устойчива, чем СН4. Другой пример сера, хотя и имеет б электронов во внешнем слое, образует небольшое число соединений, в которых используются шесть гибридных <1 8р -орбиталей, так как энергия, необходимая для возбуждения атома серы из [Ме]35 3р -основного состояния в [Ме]353р 3 -состояние, столь велика, что не компенсируется (за редким исключением) энергией образования шести связей. По энергетическим соображениям возможна также и смесь гибридных состояний. Две схемы гибридизации, дающие набор тетраэдрически направленных орбиталей, а именно хр и 5 , являются только крайними случаями, и возможно, что набор тетраэдрических гибридов образуется с использованием 5-орбитали и части каждого из двух наборов й у, И рх, Ру, рх- Для углеродз величина -характера, несомненно, неизмеримо мала, так как низшая свободная -орбиталь, а именно Ы, настолько выше 2р-орбитали, что ее использование возможно только с крайним энергетическим дефицитом. В тетраэдрических ионах МпО ", СгО и т. д. Зй-орбитали имеют примерно ту же энергию, что и 4 х-орбиталь, а 4р-орбитали несколько большую. Гибридизация орбиталей атомов Мп и Сг в этих случаях, вероятно, представляет смесь и 5р -гибридов с -характером, большим, чем р-характер. [c.100]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология