Орбиты атомные и молекулярные

Приближенно ковалентность атома может быть оценена по порядку связи, являющемся в большинстве случаев косвенной характеристикой прочности ковалентной связи. Ковалентность примерно равна сумме порядков связей, образуемых этим атомом со всеми остальными атомами молекулы. Для двухатомных систем порядок связи равен полуразности числа электронов, располагающихся на связывающих МО, и числа электронов, располагающихся на разрыхляющих МО. Эти числа электронов, приходящиеся на отдельные МО, называются заселенностями орбиталей. Заселенность любой орбитали (атомной, молекулярной) будем обозначать буквой ш. Поэтому порядок связи (Р) — полу разность заселенностей всех связывающих МО ш(Ф ) и всех разрыхляющих МО ш(Ф ) [c.119]

Состояние электрона описывается одноэлектронной волновой функцией ф , характеризуемой определенным набором квантовых чисел. Функция эта называется молекулярной орбиталью (МО). В отличие от одноцентровой атомной орбитали (АО) молекулярная орбиталь в общем случае многоцентровая, так как число ядер в молекуле не менее двух. Как и для электрона в атоме, квадрат волновой функции определяет плотность вероятности нахождения электрона или плотность электронного облака. [c.59]

На рис. 7 представлены схемы атомных и молекулярных орбиталей м заселенность их электронами (атомные 15-орбитали и молекулярные и орбитали для простоты не приведены). Разрыхляющая молекулярная орбиталь остается незаполненной, а в двух разрыхляющих молекулярных орбиталях и по правилу [c.32]

Орбитали лигандов, способные к п-перекрыванию,— это, например, р- и -атомные орбитали или молекулярные я -и я Р-орбитали двухъядерных молекул. На рис. 79 показаны сочетания орбиталей лигандов [c.126]

Величина не обращается в нуль в точке ядра только тогда, когда неспаренный электрон находится на атомной -орбитали или молекулярной ст-орбитали. При данных обстоятельствах не обращается в нуль и величина а,. Так, например, для изолированного атома водорода а, = 4,0764 А/м. При анизотропном взаимодействии СТС возникает даже в тех случаях, если неспаренный электрон находится на л-орбитали. [c.209]

Энергию молекулы находят как сумму энергий заполненных электронами МО взаимодействием электронов друг с другом в первом приближении можно пренебречь. Переход электрона с атомной орбитали на молекулярную связывающую орбиталь сопровождается уменьшением его энергии — такая орбиталь стабилизирует систему. Наоборот, разрыхляющей орбитали соответствует более высокая энергия — электрону выгоднее находиться в атоме, чем в молекуле. Вопрос об [c.188]

Случай в соответствует перекрыванию 5- и р -орбиталей, не приводящего к образованию молекулярной орбитали. Атомная рзс-орбиталь отличается по симметрии, она изменяет знаки своих долей на обратные при повороте на 180° вокруг оси г. При наложении орбиталей здесь возникают две области перекрывания,- равные по величине и противоположные по знаку, суммарный эффект которых равен нулю. [c.92]

Обобщение всего основного материала современной аналитической химии проведено в книге на базе теории информации, метрологии и в свете практических задач химического анализа. Это, несомненно, здоровая основа для обобщения, однако в ней не хватает, как нам кажется, одного важного элемента — учета специфических структурных уровней организации и движения материи, используемых в анализе (молекулярные орбитали, внешние и внутренние атомные орбитали, ядро атома). Поэтому несколько искусственный и формальный характер имеет объединение в одной главе пяти разделов, посвященных, с одной стороны, атомно-молекулярной спектроскопии и, с другой стороны, ЯМР- и масс-спектроскопии. Такой же характер имеют отчасти и разделы по хроматографии, включенные в гл. 7, посвященную методам разделений. [c.6]

В отличие от атомных, молекулярные орбитали являются многоцентровыми, поэтому по форме они сложнее атомных. [c.82]

И следующим образом представить атомные орбитали через молекулярные [c.200]

Рассмотрим два атома, вступающие в связь, и, как и в методе молекулярных орбиталей, сконцентрируем наше внимание на атомных орбиталях, вступающих во взаимодействие. Однако в отличие от метода молекулярных орбиталей не будем комбинировать эти атомные орбитали в молекулярные, а поместим по электрону на каждую атомную орбиталь. Далее рассмотрим все возможные размещения двух электронов по двум атомным орбиталям. Это позволит нам рассчитать для данной системы электронную конфигурацию, энергия которой минимальна. Такая электронная конфигурация обычно представляет собой смесь нескольких первоначальных электронных размещений и называется поэтому резонансным гибридом. [c.65]

Если интегралы сохраняются, то условие нормировки любой атомной молекулярной орбитали принимает вид [c.168]

О положительном перекрывании атомных орбиталей и образовании связывающей молекулярной орбитали. Результирующая молекулярная орбиталь (МО) может быть записана в виде суммы = А0(1вд) + Л0(18 ,). Сам факт образования химической связи говорит о том, что уровень связывающей МО лежит ниже по энергии, чем исходные уровни 18-Л0 в изолированных атомах (рис. 3.4). В соответствии с принципом минимума энергии в молекуле водорода в основном состоянии связывающая МО заселена двумя электронами. При этом принцип Паули требует, чтобы эти электроны имели противоположные спины. Тогда молекула не имеет постоянного магнитного момента, что подтверждается экспериментально. Если пренебречь межъядерным и межэлектронным отталкиванием в молекуле, то очевидно, что энергия связи соответствует удвоенной разности энергий атомной орбитали 1в и молекулярной орбитали МО . [c.47]

В рассматриваемых нами свободных радикалах неспаренный электрон делокализован по системе имеющихся в радикале связей и может находиться на многих атомах, составляющих остов радикала. Это означает, что такому электрону нельзя приписать какую-либо определенную атомную орбиту, например 5- или р-орбиту. Поведение неспаренного электрона в таких системах следует описывать молекулярными орбитами, охватывающими многие атомные орбиты. Знание молекулярных орбит радикала позволяет рассчитывать такие основные характеристики строения, как распределение спиновой и зарядовой плотности, порядки связей, дипольные моменты, энергии различных молекулярных орбит, электронные спектры поглощения, энергии диссоциации, потенциалы ионизации, длины связей и др. [c.30]

Атомные орбитали и молекулярные орбитали [c.163]

АТОМНЫЕ ОРБИТАЛИ В МОЛЕКУЛЯРНЫХ ВОЛНОВЫХ ФУНКЦИЯХ [c.73]

К реакциям комплексообразования относятся реакции переноса электронных пар с образованием донорно-акцепторных связей. Если они протекают в растворе, их называют реакциями ли-гандного обмена. Они основаны на образовании донорно-акцепторной (координационной) связи, возникающей за счет частичного переноса электронной пары с несвязывающих орбиталей атомно-молекулярных частиц (электронодоноров), на вакантные орбитали атомно-молекулярных частиц (электроноакцепторов). [c.277]

При сложении атомных орбиталей образуется двухцентровая молекулярная орбиталь Сложение означает, что молекулярная орбиталь характеризуется повышенной электронной плотностью в пространстве между ядрами, и поэтому такая орбиталь энергетически более выгодна, чем исходные атомные орбитали. Такую молекулярную орбиталь называют связываюи ей (см. рис. 21) Знак + на изображении молекулярной орбитали означает, что волновая функция везде положительная — имеет один и тот же знак. Орбиталь у-. ла не имеет. [c.48]

Нетрудно видеть, что молекулярные орбитали я-типа (рис. 28) при пово-DOTe на 180° вокруг межъядерной оси молекулы оказываются антисимметрич-шми относительно этой операции знак волновой функции изменяется на противоположный. Аналогично поведение атомной р-орбитали. Поэтому молекулярные орбитали такого типа обозначают греческой буквой я (л — аналог luTHH KOrO р). [c.54]

Орбитали лигандов, способные к я-перекрыванию, — это, например, р- и -атомные орбитали или молекулярные я= - и яр р-орбитали двухъядерных молекул. На рис. 216 показгны сочетания орбиталей лигандов и J .г-opбитaль центрального атома, которые по условиям симметрии могут комбинироваться с образованием молекулярных я-орбиталей. Аналогичным образом могут комбинироваться а г-орбиталь И сочетанив молекулярных я -орбиталей и атомных -орбиталей, а также сочетания других типов орбиталей лигандов. [c.514]

К распространенной разновидности ковалентной связи относится донорно-ащепторная связь. Ковалентная химическая связь в молекуле может образоваться не только в результате перекрывания одноэлектронных атомных облаков, но и за счет имеющейся у одного атома или в атомно-молекулярной структуре (донор) неподе-ленной электронной пары и свободной орбитали у другой частицы [c.105]

Состояние электрона в молекуле описывается одноэлектронной волновой функцией его координат V,., характеризуемой определенным набором квантовых чисел. Функция эта называется молекулярной орбиталью (МО). В отличие от одноцентровой атомной орбитали (АО) молекулярная орбиталь в общем случае многоцентровая, так как число ядер в молекуле не менее двух. Как и для электрона в атоме, квадрат волновой функции определяет плотность вероятности нахождения электрона или плотность электронного облака . Волновая функция электрона, учитывающая такзке и спин, называется молекулярной спин-орбиталью. [c.88]

При построении молекулярных орбиталей по методу МО ЛКАО должны соблюдаться определенные условия. Во-первых, комбинируемые атомные орбитали должны быть близкими по энергии, иначе электрону будет энер-, гетически невыгодно находиться на подуровне с более высокой энергией. Молекулярная орбиталь в этом случае не образуется. Во-вторых, необходимо максимальное перекрывание атомных орбиталей, образующих молекулярную орбиталь. Это связано с тем, что последняя должна описываться одноэлектронной многоцентровой функцией. В-третьих, атомные орбитали, образующие. молекулярные орбитали, [c.91]

В отличие от атомных молекулярные орбитали являются многоцентровыми, поэтому по форме они сложнее атомных. Чаще всего молекулярные орбитали находят с помощью линейной комбинации атомных орбиталей, и тогда метод называется методом ЛКАО МО. При этом молекулярные орбитали рассчитывают сложением или вычитанием волновых функции ijj атомов. Волновая функция молекулярных орбиталей обозначается через ф и может быть представлена как комбинация волновых функций нескольких атомных орбиталей. Для двух атомов А и В волновая функция ф = г1зА С1 зв, где с — коэффициент, учитываю1Дий долю участия атомных орбиталей атома В в образовании молекулярной орбитали и зависящий от электроотрицательности элемента В. Чем [c.66]

В отличие от атомных молекулярные орбитали являются многоцентровыми, поэтому по форме они сложнзе атомных. В наиболее простом приближении молекулярные орбитали представля)от собой линейную комбинацию атомных орбита-лей, Такой метод подхода называют ЛКАО-МО (линейная комбинация атомных орбиталей — молекулярные орбитали). При этом пз N атомных орбиталей образуются N молекулярных орбиталей. [c.57]

В реакциях типа (111.86), идущих через трехцентровый активированный комплекс, принимают, как правило, участие одна атомная и одна молекулярная орбиталь исходных частиц. В активированном комплексе образуются трехцентровые орбитали. Атомная орбиталь атома С и связывающая и разрыхляющая орбитали, соответствующие связи А—Б, образуют связывающую, несвязывающую и разрыхляющую орбитали активированного комплекса. Три электрона в случае гомолитических реакций и четыре в случае гетеролитических могут разместиться на двух низших по энергии орбиталях и реакция не вызывает существенных затруднений. [c.140]

Орбитали лигандов, способные к 1Г-церекрьшанию, — это, надример, р - и -атомные орбитали или молекулярные х- и 5Г -орбитами двухъядерных молекул. На рис. 220 показаны сочетания орбиталей лигандов и д рбиталь центрального атома, которые по условиям симметрии могут комбинироваться с образованием молекулярных jr- орбиталей. Аналогичным образом могут комбинироваться dxz - орбиталь и сочетание молекулярных jr- орбиталей или атомных i - орбиталей, а также сочетания других типов орбиталей лигандов. [c.562]

Если ядра парамагн. частиц имеют магн. момент (Н, О, С, - М, М, 0, и др.), появляется дополннт. сверхтонкое взаимодействие (СТВ) неспаренного электрона с ядрами. Зееманопские уровни при этом расщепляются и появляется сверхтонкая структура спектров ЭПР. Расстояние между компонентами этой структуры зависит от энергии СТВ, к-рая складывается из двух частей — изотропной и анизотропной. Анизотропная часть обусловлена дипольным взаимод. электрона и ядра и зависит от угла между осью р-орбитали неспарениого электрона и направлением пост. магн. поля. Изотропная часть не зависит от ориентации радикала и определяет энергию магн. взаимод. ядра с неспаренным электроном на атомной 5-орбитали или молекулярной а-орбитали. Анизотропное СТВ проявляется в спектрах радикалов только в тв. телах в жидкостях опо отсутствует, поскольку быстрое мол. вращение усредняет ориентацию радикалов относительно внеш. поля. [c.702]

ОПТИЧЕСКИЕ СПЕКТРЫ, см. Молекулярные спектры. ОРБИТАЛИ атомные и молекулярные, функции пространств. переменных одного электрона, имеющие смысл волновых ф-ций электрона, находящегося в поле атомного или молекулярного остова, т. е. в поле одного или неск. ядер и усредненном поле всех остальных электронов. Если такие ф-ции учитывают и спин электрона, они наз. спин-орбиталями и обычно представляются в виде произведения пространств. ф-ции на спиновую. В простейшем случае волновая ф-ция системы электронов аппроксимируется произведением их спин-орбиталей либо линейной комоинавдей таких произведений, удовлетворяющей требованию антисимметрии волновой ф-ции всей системы по отношению к перестановкам электронов. Такое приближение наз. одноэлектронным оно служит основой молекулярных орбиталей метода. [c.412]

В молекулах насыш,еппых соединений локализованные молекулярные орбиты образуются комбинацией одной р -орбиты с одной из атомных орбит другого атома. Так, в метане 15-орбита каждого водородного атома комбинируется с одной, р -орбитой углерода. Метод указывает, что пары электронов связи в таких молекулах в основном локализованы в каждой из четырех одинаковых молекулярных орбит. Подобно атомным 5/) -орбитам новые молекулярные орбиты тетраэдричны в смысле их расположения вокруг центрального углеродного атома. Эта конфигурация присуш,а всем соединениям типа Z4 и, лишь с незначительными изменениями, всем насыщенным атомам углерода в органических молекулах. На рис. 5.9 приведено графическое изображение комбинации 8]э -орбит углеродного атома с четырьмя я-орбитами водородного атома. [c.112]

Орбиты а-связей используют пять нар электронов, оставляя только два валентных электрона этилена, которые должны теперь занять молекулярные орбиты. Неисиользованными в образовании яр -орбит остались два электрона иа р-орбитах по одному у каждого углерода. Оси этих р-орбит параллельны, а два центра достаточно близки друг к другу, и орбиты перекрываются. Молекулярная орбита, образованная сложением двух атомных р-орбит, называется гаи-орбитой (я-орбита). Эти орбиты лишены оси симметрии и обладают свойством менять знак при прохождении через плоскость о-связей . В этой плоскости я-орбиты имеют значение, равное нулю . [c.113]

Такое очень сжатое изложение теории молекулярных орбит в применении к циклическим полиенам иллюстриг рует важность для химии ароматических соединений так называемого правила 4л -Ь 2 . Это правило основывается на том обстоятельстве, что для циклических систем с атомными 2ртг-орбитами все молекулярные тс-ор-биты, за исключением орбиты с наинизшей энергией, являются дважды вырожденными, так что для заполнения всех орбит с энергией меньше определенного значения или равной ему требуется 4л -Ь 2 электрона. Поэтому ненасыщенные шестичленные циклы являются наиболее стабильными не только из-за отсутствия для них углового напряжения в системе о-связей, но также и вследствие того, что 6 есть число вида 4л -Ь 2. Правило 4л [- 2 оказывается, однако, применимым не только к [c.22]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология