Молекулярные орбитали локализованные

Теория связи была приведена для объяснения некоторых свойств металлов, однако можно заметить, что если допустить отсутствие перекрывания энергетических зон, то с ее помощью можно объяснить ряд свойств неметаллов—отсутствие электропроводности и различное поглощение света. Химические свойства неметаллических элементов можно также объяснить с помощью теории связи, используя представление о локализованных орбиталях (см. стр. 67—71). Важно, чтобы любой из подходов применялся в надлежащих случаях. На стр. 67 было указано, что существует предположение, согласно которому молекулярная орбиталь локализована между двумя атомами зонная теория не допускает такого приближения. [c.77]

В гетероядерной двухатомной молекуле АВ, где В-более электроотрицательный атом, чем А, связывающая молекулярная орбиталь содержит больший вклад атомной орбитали атома В, а разрыхляющая молекулярная орбиталь больше напоминает атомную орбиталь атома А. Если разность электроотрицательностей атомов А и В очень велика, как, например, в КР, валентные электроны локализуются на более электроотрицательном атоме (в данном случае Р) и представление о ковалентной связывающей орбитали теряет свой смысл. В такой ситуации правильнее говорить об ионной структуре К Р . Большинство гетероядерных двухатомных молекул имеют промежуточный характер связи между ионными парами и ковалентно связанными атомами другими словами, они имеют частично ионный характер связи и могут описываться структурами А В . [c.544]

Нейтральная двухатомная молекула ОН наблюдается в космическом пространстве. Опишите ее электронное строение в рамках теории молекулярных орбиталей, принимая во внимание только 2р-орбитали кислорода и Ь-орбиталь водорода. На молекулярной орбитали какого типа находится неспаренный электрон в молекуле ОН Распределена ли эта орбиталь по атомам кислорода и водорода или же она локализована только на одном из этих атомов Если локализована, то на каком атоме [c.548]

При расчете эффективного поля, созданного электронами и ядрами системы, приходится решать многоцентровую проблему, представляющую большие математические трудности. Поэтому для практического решения задачи необходимо ввести упрощения. Предполагается, что большинство электронов не участвует в образовании молекулярной орбитали, а локализованы вблизи отдельных ядер. В образовании молекулярных орбиталей участвуют лишь внешние валентные или часть валентных электронов. Волновая функция молекулярной орбитали представляется в виде линейной комбинации атомных орбиталей (приближение МО ЛКАО). [c.49]

Одна связывающая я-МО локализована между атомами 2 и 3, другая молекулярная орбиталь является делокализованной трехцентровой и связывает все три атома N. Строение HN] можно также представить наложением валентных схем (резонанс структур) [c.404]

Если, например, в молекуле имеется п молекулярных орбита-лей (отвечающих низшим энергетическим уровням) и на каждой по два я-электрона (всего 2п), то удаление из этой системы одного электрона, который локализуется на определенном атоме, уменьшает на единицу число я-электронов. Теперь по новым молекулярным орбиталям надо разместить 2п—1 электронов. [c.165]

ХИМИЯ ввела удачное представление о комбинации всех четырех негибридизованных 2р-орбиталей с образованием четырех молекулярных я-орбиталей. Наименьшую энергию имеет орбиталь, которая сверху и снизу охватывает сразу все четыре атома углерода, как показано на рис. 22. На этой орбитали размещены два из четырех электронов негибридизованных 2р-орбиталей, еще два электрона заполняют следующую по энергии молекулярную орбиталь, которая имеет иную форму. Таким образом, я-электроны распределены вдоль всей цепи, а не локализованы на двойных связях, как следовало бы из классической формулы бутадиена-1,3. Поэтому мы говорим о делокализованных п-электронах. Пример бутадиена-1,3 показывает, что классические формулы не всегда могут точно отразить структуру соединения. [c.65]

Энергия связывающей а-орбитали, образовавшейся между различными атомами, ниже, чем соответствующих атомных орбиталей, и молекулярная орбиталь обладает характеристиками, подобными атомной орбитали с низкой энергией (велико взаимодействие с другими атомными ядрами). Энергия разрыхляющей а-орбитали выше, чем у каждой атомной орбитали, и она обладает свойствами, подобными атомной орбитали с более высокой энергией. В карбонат-ионе а-орбиталь а-связи локализована в плоскости орбиталей О, и взаимодействие с ядром О сильнее, чем с ядром С. Это четко проявляется в сдвиге в сторону кислорода участвующих в связи электронов (табл. 4.4). Напротив, плоскость, в которой локализована молекулярная я-орбиталь, перпендикулярна плоскости, в которой локализована а-орбиталь, и она обладает совершенно иными свойствами. Обычно стабилизация при образовании молекулярных орбиталей тем больше, чем меньше разность энергий валентных состояний двух атомов. [c.158]

Ранее (см разд 1 3 2) были рассмотрены сопряженные диены - системы, содержащие цепь чередующихся простых и двойных С—С-связей В бензоле такая цепь замкнута и образует плоское кольцо В этом случае п-электронная плотность, как уже отмечалось, равномерно распределена по всей п-системе - де-локализована При этом шесть / -орбиталей атомов углерода кольца комбинируются, образуя шесть молекулярных орбита-лей-три связывающие и три разрыхляющие Однако в отличие от нециклических триенов (см разд 1 3 2 3), где все молекулярные орбитали различаются по энергии, для бензола характерно наличие шести молекулярных орбиталей, из которых две связывающие и две разрыхляющие молекулярные орбитали, имеют попарно одинаковый энергетический уровень При этом все связывающие орбитали заполнены, а разрыхляющие - пустуют (рис 11 2) [c.70]

При обсуждении природы ковалентной связи, возникающей между двумя атомами, мы уже подчеркивали роль перекрывания атомных орбиталей, на которых находятся электроны связи. Такое же перекрывание атомных орбиталей предполагает и теория МО. Однако в отличие от правила октетов, согласно которому каждая пара электронов локализована в ковалентной связи или представляет собой НЭП, основной тезис теории МО гласит Электроны в молекулах не принадлежат одному атому или паре атомов они принадлежат всей молекуле и находятся на молекулярных орбиталях . [c.70]

В а-донорах высшей занятой молекулярной орбиталью является а-орби-таль. Алканы и циклоалканы, в которых ВЗМО локализованы в области С-С- и С-Н-связей, могут выступать в качестве доноров электронов при взаимодействии со сверхсильными кислотами и комплексами переходных металлов. Примеры таких реакций рассмотрены в гл. 2. [c.102]

Здесь суммирование проводится по всем атомным орбиталям (обозначенным индексом а), локализованным на атоме /, и по всем атомам /, из которых состоит молекула. Молекулярная орбиталь (решение стандартной одноэлектронной задачи) имеет ненулевые коэффициенты во всем пространстве молекулы из теоремы 6.1 (см. разд. 6.4) следует, что эти коэффициенты должны принимать такие значения, чтобы функция фг принадлежала к базису одного из неприводимых представлений группы симметрии молекулы. Однако функция ф должна быть локализована в определенной части молекулы. Например, наилучшая локализация орбитали, описывающей связь между атомами А и В, достигается в том случае, когда коэффициенты а е (А) и р е (В) существенно отличны от нуля, а вклады остальных атомов пренебрежимо малы. Аналогично в том случае, когда ф описывает внутреннюю электронную оболочку или [c.303]

При качественном рассмотрении ВС можно считать, что изменение полной энергии ММВ при электронном возбуждении определяется перераспределением электронной плотности в молекуле, на которой локализовано возбуждение. Например, в комплексах, приведенных в табл, 2 и 3, акцептор протона содержит карбонильную группу. Верхняя заполненная молекулярная орбиталь в таких молекулах, благодаря наличию неподеленной лары электронов на атоме кислорода, относится к /г-типу. У молекул, имеющих один атом кислорода, и-орбиталь существенно локализована. При переходе п-электрона на 1г -орбиталь электронная плотность на атоме кислорода существенно уменьшается. Протоноакцепторная способность атома кислорода понижается, что вызывает ослабление ВС, В молекулах, имеющих га-орбиталь, делокализованную на [c.33]

Переход, при котором электрон переносится от одного атома (или группы) в молекуле к другому, называется переходом с переносом заряда. Если говорить более точно, речь идет о переходе между молекулярными орбиталями, которые в основном локализованы у различных атомов. При таких переходах возникают очень интенсивные полосы с молярными коэффициентами экстинкции порядка 10 или выше. Частота максимума поглощения Умакс часто, но ОТНЮДЬ не всегда соответствует ультрафиолетовой области. Очень интенсивные полосы такого типа ваблю- [c.169]

Описание химической связи в методе молекулярных орбиталей (МО). Метод валентных связей (МВС) широко используется химиками. В рамках этого метода большая и сложная молекула рассматривается как состоящая из отдельных двухцентровых и двухэлектронных связей. Принимается, что электроны, обусловливающие химическую связь, локализованы (расположены) между двумя атомами. К большинству молекул метод валентных связей может быть применен с успехом. Однако имеется ряд молекул, к которым этот метод неприменим или его выводы находятся в противоречии с опытом. [c.117]

Граничные поверхности молекулярных орбиталей в молекуле ВеНг показаны на рис. 4.16. Каждая из молекулярных орбиталей является единой для трех ядер (Ве и два Н), электронная плотность ее делокализована (т. е. распределена на более чем два ядра). Такой подход к объяснению формирования многоцентровых молекулярных орбиталей принципиально отличает метод МО от метода ВС (по которому при образовании о-связей электронная плотность может принадлежать максимум двум центрам, т. е. она всегда локализована). Были попытки превратить делокализованные молекулярные орбитали в локализованные [12, 14], но они оказались непродуктивными. Единственное, что объединяет оба подхода, так это учет относительного вклада различных орбиталей либо при гибридизации (в методе ВС), либо при смешивании (в методе МО). [c.102]

В кристаллах диамагнитная восприимчивость часто оказывается анизотропной, и определением главных восприимчивостей можно воспользоваться для получения информации о структуре кристалла. Этот метод применяется в основном к плоским ароматическим молекулам. В случае молекул такого типа, нам приходится несколько иначе интерпретировать значение в уравнении (12.3). В ароматической системе я-электроны не локализованы у одного атома, а находятся на молекулярных орбиталях, охватывающих всю молекулу. Величина поэтому имеет порядок уже не атомного, а молекулярного радиуса. Следовательно, можно ожи- [c.258]

Переходы внутри лиганда электронные переходы между двумя молекулярными орбиталями, которые локализованы главным образом на лигандах и на которых координация с атомом металла слабо сказывается. Часто эти переходы перекрываются очень интенсивными переходами ПЗ. [c.40]

ТОГО, чтобы сделать обоснованное предположение о тех взаимодействиях, которые являются главными источниками связывания. Тем не менее, как было показано при рассмотрении связи металл — я-аллильный лиганд можно в первом приближении выбрать те комбинации орбиталей металла и бутадиена (рис. 17), где перекрывание между орбиталями будет значительным. Интересно рассмотреть на основании метода МО некоторые предположения о характере связи бутадиен — металл, которые на рис. 18 представлены с помощью теории валентных связей. На этом рисунке структура А отражает тот случай, когда электроны локализованы так же, как в свободном бутадиене [5] структура Б показывает значительную локализацию электронов как на имеющей ст-характер связи металла с концевыми атомами углерода, так и на связи между Сз—Сз-ато-мами углерода диена. Структура Б была предложена на основании аномального вида спектров ПМР некоторых диеновых комплексов [15]. Структура В отражает полную делокализацию электронов бутадиена. Можно показать, что в рамках теории молекулярных орбиталей структура А означает, что основной вклад в образование связи с металлом вносят г]) - и особенно 1(з2-орбитали бутадиена, в то время как из структуры Б видно, что связывание АО металла и грз-МО лиганда также значительно. В структуре В все три орбитали бутадиена (1]31, г1)2 и г1)з) принимают одинаковое участие в образовании связи с металлом. [c.99]

Следовательно, способность двух несвязывающих молекулярных орбиталей локализоваться на различных наборах атомов (возможна для основного синглетного состояния циклобутадиена, но невозможна для основного триплетного состояния триметиленметана) является решающим фактором при определении основного состояния сопряженных бирадикалов [84]. [c.101]

Метод молекулярных орбиталей, с которым мы познакомились на примере двухатомных молекул, может быть использован также для объяснения свойств многоатомных систем. Общий способ построения молекулярных волновых функций для многоатомных молекул заключается в составлении линейных комбинаций из атомных орбиталей. Электроны на таких молекулярных орбиталях не локализованы между двумя атомами многоатомной молекулы, скорее они делокализованы между несколькими атомами. Эта модель принципиально отличается от представлений Льюиса, согласно которым пара электронов, обобществленых двумя атомами, эквивалентна одной химической связи. [c.551]

Кроме колебательной структуры, в спектрах УФС наблюдается и другая тонкая структура. Первый пик (т. е. с низшей энергией связывания) в спектрах СН3С1, СНзВг и СНз1, очевидно, обусловлен высшей занятой молекулярной орбиталью она локализована в основном на атоме галогена (некоторый С—Н-связывающий характер и X—Н-разрых- [c.341]

Разумеется, метод наложения валентных схем, использующий различные варианты представления волновой функции электронов в молекуле, например, для СвНв — менее точный (1П.66) и более точный (111.67), является лишь математическим приемом. Истинное распределение электронной плотности в молекуле, находящейся в данном энергетическом состоянии, вполне определенное и единственное, никаких изменений в нем не происходит. Поэтому неправильно было бы считать, что бензол содержит смесь молекул, находящихся в пяти различных состояниях, или что структура молекул, определяющая свойства этого соединения, является наложением (резонансом) пяти реально существующих структур. Наложение валентных схем нельзя считать физическим явлением. Это способ квантовомеханического рассмотрения состояния электронов, движение которых не локализовано около определенной пары атомов. Данный прием используется только в методе валентных связей и не фигурирует в другой квантовохимической теории — методе молекулярных орбиталей, хоторыи мы рассмотрим в дальнейшем. [c.177]

Если перекрывание двух атомных орбиталей происходит вдоль их главных осей, то возникающую при этом связываю-ш,ую молекулярную орбиталь называют а-орбиталью, а обра зующуюся связь — соответственно о-связью а-Молекуля,риая орбиталь и находящиеся на ней электроны локализованы симметрично относительно линии, соединяющей ядра атомов, участвующих в образовании связи. Так, например, при образовании связей с атомами водорода в метане четыре гибридных 5р -атомных орбиталей атома углерода перекрываются с 15-атомными орбиталями четырех атомов водорода, образуя четыре идентичных прочных а-связи под углами 109°28 (тетраэдрический угол). Сходная, строго симметричная тетраэдрическая структура возникает также при образовании ССЦ. В случае же СН2С12 структура будет уже несколько отличаться от полностью симметричной, хотя в целом она останется тетраэдрической два объемистых атома хлора будут занимать несколько большую часть пространства, чем атомы водорода, и углы между связями Н—С—Н и С1—С—С будут несколько отличаться от величины 109" 28 и один от другого. . [c.22]

СОПРЯЖЕНИЕ И ДЕЛОКАЛИЗАЦИЯ. Прежде чем перейти к обсуждению молекулярных орбиталей, необходимо четко усвоить различие между сопряженными и делокализованными двойными связями. (Термин сопряженная система означает лишь, что в молекуле имеется цепь чередующихся простых и двойных связей —С=С—С=С— этот термин не говорит о распределении я-электроппой плотности внутри такой структурной единицы.) Дело-кализованный означает, что п-электронная плотность не локализована между двумя соседними / -орбиталями, но распределена по всей л-орбиталь-пой системе. Например, хотя оба изображенных пиже фрагмента являются сопряженными, делокализация возможна только во втором фрагменте, ибо только в нем опа позволена конформацией вокруг центральной простой связи. [c.565]

Если = л, то молекулярная орбиталь может быть названа полностью делошлизованной. Если /с <С и и коэффициенты i J, i ,. , J существенно отличны от нуля, то орбиталь локализована на атомах, которым принадлежат атомные орбитали ф ,, ф ,, . ф . Двухцентровая орбиталь представляет собой простейший частный случай локализованной молекулярной орбитали. Так как, вообще говоря, связывающие орбитали [c.247]

Переходы молекулы из одного состояния в друтое сопровождаются перераспределением электронной плотности. Имеется несколько способов разделять наблюдаемые переходы по типам изменений, происходящих в молекуле под действием электромагнитного излучения. Электронные спектры поглощения молекул, наблюдаемые в УФ- и видимой областях спектра, связаны, главным образом, с возбуждением электронов валентной оболочки. Принято считать, что при возбуждении меняется состояние (энергия и волновая функция) только одного электрона. Одноэлектронные волновые функции молекулы (молекулярные орбитали) принято обозначать в соответствии с типом связи между атомами. Орбитали, симметричные относительно оси связи, обозначаются а. Если орбитали не меняют знака вдоль связи, они являются связывающими. Им соответствуют наиболее глубоко расположенные энергетические уровни. Электроны, находящиеся на этих орбиталях, обеспечивают а-связь между атомами. Если а-орбиталь меняет знак между связываемыми атомами, она является разрыхляющей и обозначается а. Соответствующий ей энергетический уровень расположен много выше уровней орбиталей несвязанных атомов. Орбитали, меняющие знак на оси связи, обозначаются как тг-орбитали, которые тоже могут быть как связывающими (тс), так и разрыхляющими (тг). Уровни этих молекулярных орбиталей расположены соответственно ближе к уровням несвязывающих атомных орбиталей. При возбуждении могут меняться и состояния электронов, не участвующих в связи, орбитали которых локализованы на отдельных атомах ( -электроны). В спектрах комплексов ионов переходных металлов участвуют электроны, расположенные на с1-орбиталях. Электронные переходы обычно обозначают символами, соответствующими исходному и конечному одноэлектронным состояниям (например, а->а, тг->тг, п- а, и—). Однако по мере увеличения числа атомов в молекуле классификация электронньгх переходов усложняется. [c.221]

Локализованные функции, вычисленные с использованием свойства инвариантности матрицы плотности, являются в определенном смысле эквивалентными молекулярными орбиталями. Такие локализованные орбитали, разумеется, не локализованы только на каких-то отдельных частях молекулы, наоборот они свидетельствуют о наличии определенной ненулевой плотности электронов практически во всем пространстве молекулы. Следовательно, невозможно изолировать электронные пары так, чтобы каждая из них занимала часть молекулы, определяемую исключительно одним или двумя центрами, что было бы идеальным свойством для трансферабельной (переносимой) орбитали, описывающей, например, какую-либо связь, которая не изменяется при переходе от молекулы к молекуле. Эксперименты по комптоновскому рассеянию рентгеновских лучей [10] убедительно подтверждают локализованность и трансферабельность связей в некоторых молекулах и показывают, что теоретический анализ волновых функций молекул с учетом затронутых вопросов имеет практическое значение. [c.304]

Обсуждение качественных теорий . На право называться теорией может претендовать лишь концепция, обладающая истинной предсказательной силой. Этот критерий не распространяется на обсуждаемые качественные теории, основанные на аналогиях и на сравнении с известными экспериментальными данными и не имеющие предсказательных возможностей. С теоретической точки зрения, по-видимому, более удовлетворительна первая гипотеза, основанная на постулированном Хэммондом переходном состоянии, хотя она и не так широко применяется. Вторая теория, согласно которой фрагментация определяется местом локализации заряда, по-видимому, противоречит постулату Хэммонда. Нет причин предполагать, что для фрагментации необходим некий пусковой механизм , направляющий ее по какому-либо определенному пути. Электроны в молекуле находятся на молекулярных орбиталях, и отрыв одного из них может оказывать различное влияние на структуру в целом. Даже неподеленная электронная пара не локализована строго на атоме, хотя такая локализация является хорошим приближением для описания свойств органических молекул в основном состоянии Dewar, Worley, 1969). Например, было установлено, что электроны неподеленной пары кислорода в молекуле метанола на 25% делокализованы по всей молекуле. Такие соображения, по-видимому, могут способствовать некоторому совмещению двух качественных теорий масс-спектрометрической фрагментации. Удаление электрона с молекулярной орбитали должно в различной степени изменять частоты колебаний и силы связей в разных участках нона. Для осуществления фрагментации необходимо только,, чтобы достаточная колебательная энергия была сконцентрирована по координате реакции. Хотя дефицит электрона в ионе размазан по всей молекулярной орбитали, тем не менее он может быть сконцентрирован в некоторой части иона (локализация заряда). Часто ири объяснении направления фрагментации с точки зрения локализации заряда на самом деле используют аргумен- [c.72]

Как видно, при расположении четырех электронов в сопряженном диене (1а) на двух связывающих орбиталях суммарная энергия соединения ниже, чем (по аналогии с этеном) при расположении электронов на двух локализованных л-связях. Электроны в диене становятся делокализованными и принадлежат всей сопряженной системе, а не локализуются над двумя парами атомов углерода в л-связях, как в этене или структуре (16). Распределение четырех электронов на связывающих молекулярных орбиталях Ч ] и Ч 2 ведет к образованию делокализованного заряженного электронного облака, как, например, в структуре (3) [c.22]

Различные уже известные нам факты свидетельствуют о том, что во многих молекулах электроны не локализованы между двумя индивидуальными атомами. Теория молекулярных орбиталей также исходит из того, что электроны распределяются вдоль всей молекулы, и эти предположения ограничиваются в основном свойства1МИ симметрии молекулы и энерпией электронов. Но в таком случае молекулы со сходной симметрией и одинаковым числом электронов вполне могли бы обладать аналогичными заселенностями молекулярных орбиталей и проявлять сходные химические свойства (см. табл. 17.2). Изменения, обусловленные неодинаковой симметрией изоэлектронных молекул, иллюстрируются данными табл. 15.5. [c.529]

Несвязывающая орбиталь (мы будем ее часто обозначать символом п) локализована на отдельном атоме, тогда как орбитали ст и я обычно распространяются на два или более атома в молекуле. На рис. 79 показано относительное расположение энергетических уровней, соответствующих указанным молекулярным орбиталям. На этой диаграмме видно, что уровень несвязывающей орбитали расположен выше уровней связывающих ст- и я-МО. В основном состоянии СТ-, я- и несвязывающие орбитали обычно заняты электронами, а ст - и я -МО остаются свободными. Поэтому поглощение света происходит в результате переходов с занятых орбиталей на [c.195]

Применение теории молекулярных орбиталей и интерпретация многоатомных молекул встречают большие трудности. Для упрощения предполагают, что при наличии в молекуле нескольких различных атомов молекулярные орбитали можно рассматривать как двухцентровые. Правомочность такого допущения подтверждается энергетическими данными. Например, теплота образования молекулы воды (219 ккал1моль) лишь на 10% отличается от удвоенной теплоты образования радикала ОН (2 99,4 = 198,8 ккал/моль). На этом основании можно полагать, что связи в НаО сходны со связями в ОН и что связывающие электроны локализованы в пределах каких-то определенных связей. [c.83]

Для фотохимика-органика представляют интерес пять типов молекулярных орбиталей. Это пи-связывающая (л), пи-разрыхляющая (л ), несвязывающая ( ), сигма-связывающая (сг) и сигма-разрыхляющая (а ) орбитали. Простая связь между двумя атомами осуществляется ст-орбиталями, а электроны, локализованные в такой орбитали, называются ст-электронами. Это сильно связывающие электроны, и они в значительной степени локализованы. Следовательно, для возбуждения ст-электронов нужна большая энергия, чем для возбуждения электронов л-орбиталей, т. е. орбиталей, осуществляющих кратные связи. Каждой ст- и л-орбитали соответствуют разрыхляющие а - и л -орбитали. С введением некоторых гетероатомов (например, кислорода или азота) появляются п-орбитали, которые локализованы на одном атоме для них нет соответствующих разрыхляющих орбиталей. [c.20]

Имеются две количественные модели, основанные на теории молекулярных орбиталей, которые способны правильно отразить эффекты заместителя. Первая базируется на электронных состояниях изосопряженного углеводорода, а вторая оперирует двумя типами орбиталей одни локализованы на углеводороде, другие — [c.153]

Альтернантные углеводороды, которые обладают нечетным числом атомов углерода, называются нечетными альтернантами . Соотношение парности связывающей и разрыхляющей молекулярных орбиталей для них остается справедливым кроме того, такие молекулы обладают несвязывающей орбиталью с энергией Е = а. которую занимает неспаренный электрон. Эта орбиталь локализована на атомах, отмеченных звездочкой на приведенной выше схеме, и имеет узел в месте расположения атомов, не отмеченных звездочкой. Самым лучшим из известных примеров является радикал бензила, для которого распределение неспаренного электрона легко рассчитывается. Ниже приведено распределение спиновой плотности и константы СТС протонов. [c.124]

Символ я (4pz), например, обозначает молекулярную групповую л-орбиталь, которая имеет ту же симметрию, что и 4 С72-орбиталь металла yi и 2i — это ру- и уО -орбиталн первого лиганда 01 — это 0-орбиталь (2s или 2рх) того же лиганда. Схема молекулярных орбиталей, полученных комбинацией орбиталей металла и лиганда, показана на рис. 10.12. Отметим прежде всего, что все связывающие орбитали заполнены и каждая содержит по два электрона. Из них eg, tiu и tzg локализованы преимущественно на атомах фтора. Кроме того, имеются несвязывающие орбитали (tig и tzu) фтора, которые также заполнены. Наиболее интересным является положение пяти 20- и е -орбиталей, на которых находятся неспаренные электроны энергия этих орбиталей повышена вследствие образования ковалентной связи разность их энергий представляет собой обычное расщепление в поле лигандов (Л). Более высоко расположенные разрыхляющие орбитали для рассмотрения несущественны. Отметим, что окончательная картина расщепления уровней (А) в основном такая же, как и в простой электростатической теории, в которой лиганды заменяются точечными отрицательными зарядами, окружающими ион металла. Симметрия, пространственное расположение и принципиальные особенности орбиталей, на которых находятся неспаренные электроны, те же самые, как и в модели кристаллического поля. [c.221]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология