Молекулярные орбитали перекрывание

Рис. 12-11. Перекрывание 15-орбитали атома водорода с валентными орбиталями атома фтора. Результирующее перекрывание 2р,- или 2р -орбитали фтора с Ь-орбиталью водорода равно нулю, вследствие чего эти две р-орбитали не могут вовлекаться в образование молекулярных орбиталей молекулы НР.

Рис. 14-25. Энергетические зоны делокализованных молекулярных орбита-лей металлического лития. Исходные атомные 2х- и 2р-орбитали обладают настолько близкими энергиями, что это приводит к перекрыванию зон молекулярных орбиталей. Поскольку атом лития имеет на 2 -орбитали один электрон, зона делокализованных молекулярных орбиталей, образованных атомными 2 -орбиталями, заполнена

Как известно, в представлениях теории молекулярных орбиталей при взаимодействии двух атомов происходит перекрывание атомных орбиталей с образованием связывающих и разрыхляющих молеку- [c.115]

Спектрохимический ряд лигандов. Последовательность расположения лигандов в спектрохимическом ряду (стр. 118) в рамках метода молекулярных орбиталей можно объяснить следующим образом. Как известно (см. стр. 88), чем больше степень перекрывания исходных АО, тем больше энергетическое различие между связывающими и разрыхляющими орбиталями и тем больше А. Иначе говоря, А растет с усилением а-связывания металл — лиганд. На величину А, кроме того, существенное влияние оказывает я-связывание между центральным атомом и лигандами. [c.125]

Способ перекрывания орбиталей Образование молекулярных орбиталей перекрыванием атомных орби- [c.49]

Согласно качественным представлениям теории молекулярных орбиталей, перекрывание р-орбиталей атомов углерода и кислорода с образованием я-связи приводит к появлению 1) связывающей (я) молекулярной орбитали, которая близка по энергии атомной орбитали кислорода и в которой существует несимметричное распределение заряда между двумя атомами в пользу атома кислорода, и 2) разрыхляющей (я ) орбитали с более высокой энергией, которая близка по энергии атомной орбитали углерода. Существует множество теоретических работ, посвященных карбонильной группе, и ст, я-модель углерод-кислород-ной двойной связи не является единственным употребимым подходом. [c.490]

Если лиганды имеют орбитали (пустые или заполненные), которые по условиям симметрии способны к перекрыванию с й у-, с1у -и а г-орбиталями центрального атома, то диаграмма молекулярных орбиталей комплекса существенно усложняется. В этом случае к молекулярным орбиталям и -типа добавляются молекулярные орбитали я - и я-рз= р -типа. [c.514]

Молекулярная орбиталь-это волновая функция электрона в молекуле. Обычно она представляет собой аддитивную (суммарную) или разностную комбинацию атомных орбиталей атомов, связанных в молекулу. Орбитали взаимодействующих атомов, как правило, перекрываются, особенно в межъядерной области. Такое перекрывание называется орбитальным перекрыванием. [c.542]

Причина неожиданной неустойчивости молекулы циклопропана заключается в том, что она сильно напряжена. Трехчленный углеродный цикл имеет валентные углы по 60° вместо обычных для углерода тетраэдрических углов 109,5°. Если обратиться к представлениям теории молекулярных орбиталей, можно понять, что перекрывание между гибридными хр -орбиталями атомов углерода в молекуле циклопропана должно быть небольшим, а это означает, что связи оказываются слабыми. В молекуле циклобутана напряжение, или деформация связей, несколько смягчается, а в молекуле циклопентана этот эффект выражен еще меньше. Данные [c.32]

АО, образующие МО, должны перекрываться. При этом ядра располагаются так, чтобы перекрывание было максимальным принцип максимального перекрывания). Необходимость перекрывания АО очевидна. Чем полнее перекрываются АО при образовании МО, тем сильнее понижение энергии при переходе электрона с атомной на молекулярную орбиталь, тем прочнее связь, образующаяся в молекуле. [c.62]

Гибридная функция состоит из двух неравных долей. Наличие у гибридной функции одной очень широкой доли, простирающейся далеко от ядра, обеспечивает хорошее перекрывание таких функций при образовании молекулярных орбиталей. [c.101]

Штриховой линией и пунктиром на этой схеме показаны трехцентровые связи здесь общая пара электронов занимает молекулярную орбиталь, охватывающую три атома — мостиковый атом водорода и оба атома бора. Такая орбиталь образуется вследствие перекрывания 1з-орбитали атома водорода с ер -гибридными орбиталями двух атомов бора (см. рис. 15.1). Четыре концевых атома водорода связаны с атомами бора обычными двухцентровыми двухэлектронными связями. Таким образом, из двенадцати в ентных электронов, [c.397]

Органические соединения класса пиридинов широко используются в качестве ингибиторов коррозии в сероводородсодержащих минерализованных коррозионных средах. В последнее время находят широкое применение их четвертичные соли, такие как хлористые аминопиридины. Однако не все соединения проявляют достаточную эффектив1юсть в одних и тех же условиях. Для установления зависимости степени заш иты стали индивидуальными соединениями от квантово-химических параметров последних были проведены расчеты методом пренебрежения двухатомным перекрыванием с помощью программы АМРАС таких параметров как дипольный момент молекул, энергии на верхних заполненных молекулярных орбиталях (ВЗМО) и на нижних свободных молекулярных орбиталях (НСМО), максимальный и минимальный заряды на атомах. [c.289]

ПО условиям симметрии способны к перекрыванию с йху-, йу - и й г-орбиталями центрального атома, то диаграмма молекулярных орбиталей комплекса существенно усложняется. В этом случае к молекулярным орбиталям (т-типа добавляются молекулярные орбитали я-типа. [c.126]

Книга всесторонне и доходчиво, а самое главное методологически правильно знакомит с теорией химической связи и результатами ее применения к описанию строения и свойств соединений различных классов. Сначала изложены доквантовые идеи Дж. Льюиса о валентных (льюис овых) структурах и показано, что уже на основе представлений об обобществлении электронных пар и простого правила октета при помощи логических рассуждений о кратности связей и формальных зарядах на атомах удается без сложных математических выкладок, как говорится на пальцах , объяснить строение и свойства многих молекул. По существу, с этого начинается ознакомление с пронизывающими всю современную химию воззрениями и терминами одного из двух основных подходов в квантовой теории химического строения-метода валентных связей (ВС). К сожалению, несмотря на простоту и интуитивную привлекательность этих представлений, метод ВС очень сложен в вычислительном отношении и не позволяет на качественном уровне решать вопрос об энергетике электронных состояний молекул, без чего нельзя судить о их строении. Поэтому далее квантовая теория химической связи излагается, в основном, в рамках другого подхода-метода молекулярных орбиталей (МО). На примере двухатомных молекул вводятся важнейшие представления теории МО об орбитальном перекрывании и энергетических уровнях МО, их связывающем характере и узловых свойствах, а также о симметрии МО. Все это завершается построением обобщенных диаграмм МО для гомоядерных и гете-роядерных двухатомных молекул и обсуждением с их помощью строения и свойств многих конкретных систем попутно выясняется, что некоторые свойства молекул (например, магнитные) удается объяснить только на основе квантовой теории МО. Далее теория МО применяется к многоатомным молекулам, причем в одних случаях это делается в терминах локализованных МО (сходных с представлениями о направленных связях метода ВС) и для их конструирования вводится гибридизация атомных орбиталей, а в других-приходится обращаться к делокализованным МО. Обсуждение всех этих вопросов завершается интересно написанным разделом о возможностях молекулярной спектроскопии при установленни строения соединений здесь поясняются принципы колебательной спектро- [c.6]

В металле число атомных орбиталей, участвующих в образовании отдельной молекулярной орбитали, чрезвычайно велико, поскольку каждая атомная орбиталь перекрывается сразу с несколькими другими. Поэтому число возникающих молекулярных орбиталей тоже оказывается очень большим. На рис. 22.20 схематически показано, что происходит при увеличении числа атомных орбиталей, перекрыванием которых создаются молекулярные орбитали. Разность энергий между самой высокой и самой низкой по энергии молекулярными орбиталями не превышает величины, характерной для обычной ковалентной связи, но число молекулярных орбиталей с энергиями, попадающими в этот диапазон, оказывается очень большим. Таким образом, взаимодействие всех валентных орбиталей атомов металла с валентными орбиталями соседних атомов приводит к образованию огромного числа чрезвычайно близко расположенных друг к другу по энергии молекулярных орбиталей, делокализованных по всей кристаллической решетке металла. Различия в энергии между отдельными орбиталями атомов металла настолько незначительны, что для всех практических целей можно считать, будто соответствующие уровни энергии образуют непрерывную зону разрешенных энергетических состояний, как показано на рис. 22.20. Валентные электроны металла неполностью заполняют эту зону. Можно упрощенно представить себе энергетическую зону металла как сосуд, частично наполненный электронами. Такое неполное заселение разрешенных уровней энергии электронами как раз и обусловливает характерные свойства металлов. Электронам, заселяющим орбитали самых верхних заполненных уровней, требуется очень небольшая избыточная энергия, чтобы возбудиться и перейти на орбитали более высоких незанятых уровней. При наличии любого источника возбуждения, как, например, внешнее электрическое поле или приток тепловой энергии, электроны возбуждаются и переходят на прежде незанятые энергетические уровни и таким образом могут свободно перемещаться по всей кристаллической решетке, что и обусловливает высокие электропроводность и теплопроводность металла. [c.361]

Энергия донорно-акцепторного взаимодействия определяется двумя вкладами электростатическим и ковалентным. Электростатический зависит от эффективных зарядов атомов реакционных центров в изолированных молекулах. Ковалентный вклад определяется перекрыванием и энергиями молекулярных орбиталей взаимодействующих реакционных центров в переходном состоянии. [c.192]

Как видно из рис. 35, по условиям симметрии для 2ру- и 2рг-орбиталей атома бериллия подходящих групповых орбиталей нет. (Сочетание 2ру-, 2/ г-орбиталей и l3j-, (з2-орбиталей приводит к нулевому перекрыванию.) Таким образом, 2рц- и 2/Эг-орбитали в образозании молекулярных орбиталей участия не принимают. Они [c.59]

В молекуле НР энергии атомной Ь-орбитали водорода и атомной Ь-орбитали фтора настолько различны, что в сущности между ними отсутствует взаимодействие. Слищком низкой энергией обладает также и 25-ор-биталь атома фтора. Только 2р-орбитали фтора достаточно близки по энергии к Ь-орбитали водорода, чтобы эффективное взаимодействие между ними привело к образованию настоящих молекулярных орбиталей. Но из трех 2р-орбиталей фтора две (2р и 2ру) имеют неподходящую симметрию для комбинации с Ь-орбиталью водорода, как это можно видеть из рис. 12-11. Результирующее перекрывание каждой из этих двух р-орбиталей с Ь-орбиталью сводится к нулю, если учесть знаки волновых функций. Молекулярные орбитали в НР поэтому образуются комбинациями 1х-орбитали атома водорода с 2р -орбиталью атома фтора. Эти комбинации дают две молекулярные орбитали с симметрией а-типа, одну связывающую (ст) и другую разрыхляющую (ст ). [c.532]

Теория молекулярных орбиталей позволяет дать и другое объяснение двойной связи в этилене оно основано на представлении о sp -гибридиза-ции валентных орбиталей атомов углерода. Согласно этой модели, две из четырех sp -орбиталей каждого атома углерода перекрываются с двумя аналогичными орбиталями другого атома углерода. В этом случае два углеродных тетраэдра имеют общее ребро, подобно тому как это было описано ранее для. BjHg (см, рис. 13-9). Однако суммарное перекрывание атомных орбиталей в рамках этой модели оказывается меньшим, чем в рамках модели с sp -гибридизацией, откуда следует, что связь должна быть не столь прочной. Кроме того, тетраэдрическая модель с двумя изогнутыми связями предсказывает, что угол Н—С—Н ближе к тетраэдрическому значению 109,5°, чем к значению 120°, основанному на представлении о хр -гибридизации. Экспериментально наблюдаемое значение этого угла (117°) свидетельствует в пользу модели двойной связи, изображенной на рис. 13-19, а не в пользу модели с изогнутыми связями, основанной на представлении о sp -гибридных орбиталях углерода. [c.568]

На рис. 41 представлено образование двух эквивалентных локализованных молекулярных орбиталей как перекрывание функций рд и 5д, функций уОв и 5в соответственно. На рис. 41, б связывающие ЛМО заштрихованы, МО неподеленных пар не заштрихованы. Благодаря ортогональности -орбиталей эквивалентные ЛМО и грг также ортогональны и образуют между собой прямой угол, и молекула НЮ нелинейна. Поскольку эквивалентные ЛМО г 51 и практически не перекрываются, т. е. не взаимодействуют, энергия связи молекулы НгО может быть приближенно представлена как аддитивная величина, т. е. как сумма равных энергий двух связей О—Н . Таким образом при помощи локализованных молекулярных орбиталей приближенно описаны наблюдаемые свойства геометрическая конфигурация (т. е. направленность валентности ) и аддитивность [c.98]

Черточки в формуле метана пpeд тaвJ яют собой ковалентные химические связи. Для их образования необходимо пространственное перекрывание атомных орбиталей, на каждой из которых может находиться один неспаренный электрон. В результате при таком перекрывании образуется одна молекулярная орбиталь с двумя электронами с противоположными спинами. Значит, чтобы атом углерода мог вступить в реакцию, как говорят, он должен перейти в возбужденное состояние [c.26]

Межмолекулярные силы имеют в основном электрическую природу, обусловленную движением электронов и ядер, составляющих взаимодействующие молекулы [127,128]. В то же время межмолекулярные потенциалы рассматриваются как результат одновременного существования различных типов межмолекулярного взаимодействия (ММВ), каждый из которых вносит свой вклад в результирующий потенциал (табл.2.1). Это позволяет выделить типы ММВ, дающие в данной области межмолекулярных расстояний R наибольший вклад в общую энергию ММВ, обладающие конкретным физическим смыслом и связанные с определенными физическими характеристиками молекул. В этом аспекте различают три области R [128]. Б первой области с R < 0,212 нм, где потенциал имеет характер отталкивания, электронный обмен в связи с перекрыванием молекулярных орбиталей весьма существенен и молекулы теряют индивидуальность, образуя единую взаимодействующую систему (квазимолекулу), основной вклад в межмоле-кулярный потенциал Emi вносят кулоновское E oui и обменное Еех взаимодействия [c.62]

Как известно, в представлениях метода молекулярных орбиталей, при взаимодействии двух атомов происходит перекрывание атомных орбиталей с образованием связывающих и разрыхляющих молекулярных орбиталей, и каждое атомное энергетическое состояние расщепляется на два, в системе из четырех атомов — на четыре, в системе из восьми атомов — на восемь и т. д. молекулярных состояний. Чем больше атомов в системе, тем больше молекулярных состояний. Пусть из атомов образуется кристалл, тогда каждое атомное состояние сместится энергетически и расщепится на N состояний (рис. 95). Так как число атомов N очень велико (в 1 см металлического кристалла содержится —10 атомов ), то 7V состояний сближакугся, образуя энергетическую зону. Энергетическое различие состояний электронов в пределах зоны составляет всего лишь 10 эв, поэтому изменение энергии электрона в зоне можно представить как непрерывную полосу энергии. Орбитали энергетической зоны можно считать аналогами молекулярных орбиталей, простирающихся по всему кристаллу. [c.147]

СЫ- или СО),, т. е. имеет место делокализация электронов, можно показать с помощью спинрезонансной спектроскопии. Необходимо построить молекулярные орбитали комплексных соединений подобно тому, как это было показано при рассмотрении молекулярных орбиталей СН4 (разд. 6.3.4). Для этого берутся определенные линейные комбинации молекулярных орбиталей лигандов, которые имеют такую же симметрию, как и атомные -орбитали центрального иона. Линейные комбинации для октаэдрических комплексов приведены в табл. А.28, а в более наглядном виде—на рис. А.58. (Индексы симметрии а1е, е , (ы и т. д. взяты из системы обозначений, принятых в теории групп, и здесь не обсуждаются.) Молекулярные орбитали комплексных соединений образуются линейной комбинацией таких атомных орбиталей металла и орбиталей лиганда, которые имеют одинаковую симметрию, так как в этом случае наблюдается максимальное перекрывание. Результаты энергетических расчетов молекулярных орбиталей представлены на рис. А.59. Разрыхляющие орбитали отмечены звездочкой. Заполнение электронами происходит, как обычно, попарно. Если в образовании связи принимают участие-12 электронов от шести октаэдрических лигандов и п -электронов металла, то первые заполняют связывающие и- и -орбитали, а -электроны — несвязывающие t2e- и разрыхляющие вг -орбитали. Последние две молекулярные орбитали играют ту же роль, как и в теории поля лигандов. Их расщепление также обозначают 10/) , хотя на энергию расщепления влияет перекрывание при образовании ковалентных связей. [c.136]

Попытаемся теперь представить образование связи межд> двумя атомами, электроотрицательности которых одинаковы, н шри-мер между двумя атомами Н. Оба атома имеют электронную конфигурацию 18. Поскольку внешним оказывается первый уровень, а он может максимально содержать 2 электрона, до завершения внешнего уровня каждому атому не хватает одного электрона. Однако нет оснований для передачи электрона одного атома другому, т. к. их электроотрицательности одинаковы. При сближении атомов до определенного расстояния происходит перекрывание их 1з-ор-биталей (Рис. 23). В результате между центрами обоих ядер возникает молекулярная орбиталь. Вероятность нахождения элеирона в этой области пространства увеличивается вдвое. Благодаря этому возрастает отрицательный заряд, приходящийся на эту область. Как следствие, возрастает притяжение между ядрами и молекулярной орбиталью. Итак, за счет перекрывания атомных орбиталей образуется новая молекулярная орбиталь. На этой орбитали находятся два [c.61]

Смотреть страницы где упоминается термин Молекулярные орбитали перекрывание: [c.11] [c.632] [c.514] [c.26] [c.68] [c.49] [c.39] [c.49] [c.302] [c.100] [c.9] [c.177] [c.177] [c.85] [c.99] [c.96] [c.361] [c.362] [c.494] [c.68] [c.150]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология