Атомная орбиталь диаграмма

Рис. 7-5. Диаграмма энергетических уровней гипотетического октаэдрического комплекса, иллюстрирующая образование молекулярных орбиталей комбинацией атомных орбиталей металла и групповых орбиталей лиганда.

Рис. 9-2. Идеализированная диаграмма энергетических уровней для воло-родоподобных атомных орбиталей, используемая при обсуждении структуры многоэлектронных атомов На каждом уровне указаны символы элементов, в которых появляются СВ(,1е электроны на соответствующем уровне. Обращает на себя внимание близкое расположение энергетических уровней 4.5 и а также уровней 5х и 4(1. затем б5. 4/ и 5(1 и, наконец, 7.ч. 5/ и Близость указанных уровней при-

Составьте энергетическую диаграмму молекулы НР. Почему возможно образование молекулярной орбитали за счет атомных орбиталей с разным значением главного квантового числа [c.35]

Изобразите образование п-связывающей и л -разрыхляю-щей молекулярных орбиталей молекулы этилена из р-атомных орбиталей атомов углерода. Приведите диаграмму уровней энер- [c.15]

Образование молекулярных орбиталей из атомных обычно изображают в виде энергетической диаграммы, где по вертикали откладываются значения энергии орбиталей Е (рис. 22). Слева и справа на диаграмме приводят энергетические уровни атомных орбиталей, в середине — уровни молекулярных орбиталей. [c.45]

На рис. 59 приведена энергетическая диаграмма орбиталей молекулы аммиака. Из семи исходных атомных орбиталей (25-, 2ру-и 2 рг-орбиталей азота и 15-орбиталей трех атомов водорода) возникает семь молекулярных орбита- [c.101]

Определенные выводы об относительных энергиях этих валентных орбиталей можно получить из анализа типов образующих их атомных орбиталей и величины интеграла перекрывания между двумя атомными орбиталями. Так, молекулярные орбитали, образованные из 25-орбиталей, будут иметь более низкую энергию, чем образованные из 2р-орбиталей. Интеграл перекрывания между двумя 2рг-орбиталями в О2 равен 0,3, в то время как интеграл перекрывания между 2рх- (или 2ру) орбиталями составляет примерно 0,15. Соотношение между интегралами перекрывания можно было бы заранее предсказать, рассматривая степени перекрывания на схематических диаграммах (рис. 6.5). Таким образом, следует ожидать, что За -орбиталь более связывающая, чем пи, а За -орбиталь более разрыхляющая, чем Это подтверждается расчетами. Поэтому изменения энергий орбиталей, происходящие при образовании химической связи, могут быть схематически представлены так, как на рис. 6.6. [c.99]

Каково взаимное положение атомных орбиталей разных атомов в энергетических диаграммах гетероядерных двухатомных молекул Как расположены связывающие и разрыхляющие МО относительно атомных орбиталей в таких случаях [c.33]

Р и с. 5. Энергетическая диаграмма относительного расположения атомных орбиталей, изображенных в виде клеток. [c.51]

Чтобы применить полученные результаты для обсуждения электронного строения двухатомных молекул, нужно знать относительные энергии всех молекулярных орбиталей. Порядок устойчивости отдельных орбиталей можно установить экспериментально по молекулярным спектрам в УФ-области. Теоретически удается воспроизвести такую картину, если учесть взаимодействия различных атомных орбиталей, имеющих одинаковую симметрию. Так, например, если разность энергий между 25- и 2р-состояниями невелика, то при построении молекулярной (т-орбитали их необходимо учитывать совместно. В результате возникнут МО, не имеющие чистого 5- или р-характера, с некоторыми гибридными функциями, аналогичными тем, которые были введены в методе ВС. Не вдаваясь в дальнейшие подробности, перейдем непосредственно к окончательному виду энергетической диаграммы. На рис. П1.22 слева и справа находятся атомные уровни, которые при взаимодействии дают систему молекулярных уровней, изображен- [c.188]

Рнс. 24. Энергетическая диаграмма образования связывающей и разрыхляющей молекулярных орбиталей 4 А, и Фа, из двух эквивалентных атомных орбиталей [c.61]

Энергетическая диаграмма на рис. 12 является приближенной. Она описывает порядок заполнения электронами атомных орбиталей большинства элементов. Однако в некоторых случаях наблюдаются отклонения, особенно для атомов тяжелых элементов, в которых относительное расположение соседних уровней может изменяться. [c.46]

С помощью энергетической диаграммы можно изобразить любое состояние любого многоэлектронного атома. Для этого необходимо рассмотреть основные состояния атомов, т. е. состояния с наименьшей возможной общей энергией, которая представляет собой суммарную энергию всех электронов. Очевидно, что для этого необходимо начинать заполнение атомных орбиталей с наинизшего энергетического уровня. [c.46]

А0. Формы молекулярных орбиталей можно ориентировочно представить на основе форм исходных атомных орбиталей. Образование молекулярных орбиталей из АО можно также представить энергетической диаграммой (рис. 11.15). Горизонтальные линии по краям диаграммы соответствуют энергиям каждой из АО отдельных атомов, а в середине — энергиям связывающей и разрыхляющей орбиталей молекулы. [c.50]

Схему МО представляют в виде диаграммы,у которой вертикальная ось соответствует энергии орбиталей (чем выше расположена орбиталь, тем менее она выгодна энергетически), а каждая орбиталь изображается горизонтальной чертой. При качественном построении такой диаграммы обычно считают, что МО возникает при взаимодействии нескольких АО. Соответствующий количественный метод известен под названием молекулярная орбиталь — линейная комбинация атомных орбиталей (МО ЛКАО). При построении МО из АО используются следующие правила [c.20]

Идея и принципы построения корреляционных диаграмм непосредственно вытекают из атомных корреляционных диаграмм Хунда и Малликена [19]. Они оказались очень удобными для оценки разрешенности той или иной согласованной реакции. При построении корреляционных диаграмм нужно принимать во внимание как энергию, так и симметрию системы. На диаграмме с одной стороны приближенно изображаются уровни энергии реагентов, а с другой-то же самое, но для продуктов. Следует так же учитывать, как происходит сближение молекул. Далее необходимо рассмотреть свойства симметрии молекулярных орбиталей с точки зрения точечной группы активированного комплекса. В отличие от метода граничных орбиталей нет необходимости рассматривать ВЗМО и НСМО. Вместо этого все внимание концентрируется на тех молекулярных орбиталях, которые соответствуют химическим связям, разрывающимся или образующимся в ходе химической реакции. Нам известно, что любая приемлемая молекулярная орбиталь должна принадлежать к одному из неприводимых представлений точечной группы избранной системы. Эта МО, по крайней мере для невырожденных точечных групп, должна быть либо [c.322]

Расщепление атомных орбиталей лития в 1х- и 25-зоны. Слева — энергетическая диаграмма металлического, справа — атомарного (газообразного) лития, Го — равновесное кратчайшее расстояние между атомами в кристалле [c.135]

Энтальпии образования веществ могут быть как отрицательными (чаще), так и положительными (см. табл. 8.1 и 8.2). В то же время образование любых молекул из атомов должно сопровождаться выделением энергии. Электроны потому и переходят с атомных орбиталей на молекулярные, что последние энергетически выгоднее, лежат на диаграмме энергий ниже (см. гл. 6). На рис. 8.3 приведен пример вещества с положительной энтальпией образования N0. Энтальпию реакции образования вещества из атомов можно назвать энтальпией химической связи в этом ве- [c.167]

Контурные диаграммы распределения плотностей дают многое для понимания молекул и наглядны, так же как и условные геометрические радиусы атомных орбиталей. Однако следует помнить, что и для атомов химическое поведение больше зависит не от геометрии, а от потенциалов ионизации и возбуждения, а также от поляризуемости электронных облаков. Совершенно так же и для молекул одной геометрической наглядной характеристики контурных графиков общих и разностных плотностей не- [c.254]

З.1.2. Реакция Дильса - Альдера. Взаимодействие ВЗМО НСМО. Реакция Дильса - Альдера является еще одним хорошо известным примером, демонстрирующим применимость правил симметрии в предсказании возможности протекания химической реакции. Эта реакция обсуждалась в основополагающей статье Фукуи [I], посвященной граничным орбиталям. На рис. 7-16 представлены ВЗМО и НСМО этилена (диенофила) и бутадиена (диена). Часть а рисунка поясняет взаимодействие орбиталей на примере, как это принято, атомных орбиталей, а в части б изображены контурные диаграммы [II]. Единственный элемент симметрии, общий для диена и диенофила,-это плоскость симметрии, проходящая через центральную 2,3-связь диена и двойную связь диенофила. Показано также действие этого элемента симметрии на МО. [c.336]

В терминах теории молекулярных орбиталей (МО) расчет в валентном базисе, включающем 8 атомных орбиталей (АО), дает 8 молекулярных орбиталей, из которых 4 - занятые (ф1, ф2, фз, Ф4) и 4 -свободные (ф5, фб, ф7, Фв)- Относительные энергии занятых МО показаны на диаграмме (рис. 2.2). Обратите внимание, что 3 высшие занятые МО метана фг, фз, ф4 являются вырожденными, так как имеют одинаковые энергии [c.12]

На рис. 5.7 приведены полярные диаграммы для а-, л- и б-орби-талей двухатомных молекул. Из рисунка видно большое сход-ство этих диаграмм с некоторыми полярными диаграммами для атомных орбиталей, приведенными на рис. 3.5. В следующей главе будет использовано это важное сходство. [c.75]

Молекулярные орбитали группы СНг мы можем построить пз Четырех атомных орбиталей двух )5-орбиталей атомов водорода н двух гибридных орбиталей углерода, которые могут быть или 5р -типа. Тогда мы получим диаграмму энергетических [c.119]

На рис. 9.7 приведена качественная корреляционная диаграмма для двухатомной гомоядерной молекулы. В отличие от выражений (9.61а) и (9.616) в правой части рисунка, отвечающей изолированным атомам, указаны свойства симметрии атомных орбиталей отдельных систем. Вертикальными пунктирными линиями показаны позиция, описывающая химическую связь в молекуле Ог, и аналогичная позиция для молекулы Вг. Большая привлекательность такого подхода обусловлена тем, что он позволяет на основании сведений о свойствах симметрии атомных орбиталей, участвующих в образовании химической связи, и об эне,ргиях этих орбиталей получить данные об электронном строении молекулы. В последнее время корреляционные диаграммы стали широко использоваться при обсуждении строения комплексных соединений, при анализе механизмов некоторых стерео-специфических реакций циклообразования, а также при интерпретации процессов столкновений между атомами, поэтому данный метод заслуживает пристального внимания. Отметим, что корреляционные диаграммы строят также для гетероядерных молекул (см., например, [9]). [c.203]

Основная идея системы электронных индексов и молекулярной диаграммы состоит в том, что при априорно заданных жестких атомных орбиталях ф,- гибкой характеристикой, в которой должны отражаться, хотя бы в первом приближении, основные черты распределения электронной плотности, возникающие вследствие образования молекулы, являются именно наборы с -у коэффициентов молекулярных орбиталей. [c.247]

Н, рис. 152 приведена энергетическая диаграмма орбиталей молекулы аммиака. Из семи исходных атомных орбиталей (25-, 2рд.-, 2р,1- и 2р -орбиталей азота и Ь -орбиталей трех атомов водорода) возникает семь молекулярных орбиталей три а - -, три араэр- и одна несвязывающая а,-. [c.347]

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]

Зd г 2(g) = Зd /g) соответственно. Из диаграммы на рис. 17 следует весьма важный вывод, что для двухквантовых (л = 2) атомных орбиталей системы разделенные атомы их связывающие АО коррелируют с соответствующими АО системы объединенный атом , у которых главное квантовое число п тоже равно 2. Разрыхляющие же АО системы разделенные атомы коррелируют с АО системы объединенный атом , у которых л на одну или две единицы больше (л = 3 или 4). Исключение составляет лишь Озр-орбиталь выше было сказано, что из-за близости ее энергии с энергией Язр-орбитали они могут меняться местами. [c.611]

Любую молекулярную орбиталь (МО) можно трактовать, подобно любой атомной орбитали, как объем пространства в молекуле, где пребывание электронов можно обнаружить с вероятностью 90 % и где может сосредотачиваться 90 % электронной плотности одного или двух электронов в зависимости от занятости данной МО. На рис, 25, представляющим энергетическую диаграмму образования связи в молекуле водорода по методу молекулярных орбиталей, такой МО, занятой двумя электронами является, например, нижняя- по энергии орбиталь (молекулярные орбитали в отличие от атомных орбиталей представляют круговыми квантовыми ячейками). Здесь рассматриваются только двухцентровые молекулярные орбитали, охватывающие два атомных ядра от них легко перейти к общему представлению о много-центровых молекулярных орбиталях, существующих в многоатомных частицах, например в молекуле бензола (см. ниже рис. 43). [c.115]

Наряду с энергетической диаграммой образования МО (рис. 51) можно показать вид молекулярных электронных облаков, полученных из исходных аТомных орбиталей путем перекрытия их (СМО) или, наоборот, отталкивания (РМО). На рис. 53—55 приведены схемы образования СМО и РМО различной симметрии . На рис. 53 представлено взаимодействие электронных облаков атомов водорода с образованием связывающих и разрыхляюпшх электронных облаков молекулы водорода. На рис. 54 видно, что при взаимодействии р блаков атомов возникают (7 -МО, а не 7Г -МО. Образующаяся СМО обладает осевой цилиндрической Рх Рх [c.91]

Заметим, что процедура антисимметризации сохра цяет указанное выше соответствие фг, ср/ ooy i, j), т. е, И при учете принципа Паули понятие спаривания электронов (а точнее, атомных орбиталей) сохраняется. Выше орбитальное спаривание было показано на глядно в виде диаграмм, которые называют диаграммами Румера. Здесь, правда, надо сделать оговорку,. [c.162]

При построении энергетической диаграммы молекулярных орбиталей иона [ rPeJ следует учитывать, что фтор более электроотрицателен, его атомы сильнее удерживают электроны, и его атомные орбитали более устойчивы, чем атомные ор- итали иона хрома (.- 0 Сг ), поэтому шесть атомг орбита лей ионов фтора (АО Г ) слс. ус7 p i положить d правой части диаграммы и ниже атомных орбиталей нона хрома. [c.209]

Наряду с энергетической диаграммой образования МО (рис. 58) можно показать вид молекулярных электронных облаков, полученных из исходных атомных орбиталей путем перекрытия их (СМО) или, наоборот, отталкивания (РМО). На рис. 59—61 приведены схемы образования СМО и РМО различной симметрии . На рис. 59 представлено взаимодействие электронных облаков атомов водорода с образованием связывающих и разрыхляющих эле]стронных облаков молекулы водорода. На рис. 60 видно, что при взаимодействии р. -облаков атомов возникают Ор .-МО, а не Яр -МО. Образующаяся СМО обладает осевой цилиндрической симметрией, а потому ее нельзя обозначать -МО. В этом факте, в частности, сказывается разница между АО и МО. Только при взаимодействии Рг- и р -орбиталей атомов образуются соответст- [c.123]

Если в центр тетраэдрического ансамбля из четырех атомов водорода поместить атом углерода, то образуется молекула метаив. На рис. 2.19 нрна едена диаграмма взаимодействия атомных орбиталей углерода с групповыми орбиталями ансамбля Н4. [c.170]

Рис. 27.1. Построение МО октаэдрического ансамбля Теперь перейдем к построению МО комплекса МЬе с использованием групповых орбиталей Ьб и атомных орбиталей металла. Соответствующая диаграмма дана на рис.27.2. Слева ив диаграмме показаны девять АО переходного металла, которые классифрщированы в соответствии с системой координат, приведетой иа рис.27.2 справа вверху. Орбнтали расщепляются в соответствии с принципом, ио которому взаимодействовать могут только орбитали одинаковой симметрии (гл.2). Орбиталь ( 2 при взаимодействии с ЦJ(5 дает связывающий уровень Хб и антисвязываю-щий уровень 71 о- Орбнталь взаимодействует с 14/5 и дает связьшающий уровень

Индексы у энергетических уровней молекулярных а- и я-ор-биталей указывают тип атомных орбиталей, из которых образована каждая молекулярная орбиталь. Энергетическим уровням а(или а )-типа соответствует по одной молекулярной орбитали, но уровням я(или тс )-типа соответствует по две молекулярных орбитали (напомним, что у атомов элементов второго периода имеется по три 2р-орбитали два атома образуют друг с другом одну пару МО а-типа в результате встречного перекрывания одной пары 2р-орбиталей и две пары МО я-типа вследствие бокового перекрывания двух пар 2р-орбиталей). Диаграмма, показывающая образование молекулярных орбиталей из валентных атомных орбиталей в двухатомных молекулах элементов второго периода, имеет указанный ниже вид. [c.122]

Электронная структура молекул может быть рассмотрена при помощи принципа построения (разд. 12.25), который применяется при объяснении периодической таблицы. Следуя принципу Паули, согласно которому на одной орбитали могут находиться только два электрона, электроны размещаются по орбиталям, начиная с самой низкой. Для оценки относительных энергий различных молекулярных орбиталей гомоядерных двухатомных молекул удобна корреляционная диаграмма, приведенная на рис. 14.8. При построении этой диаграммы предполагалось, что два удаленных друг от друга атома в указанном электронном состоянии сблил<аются до тех пор, пока их ядра не совпадут, другими словами — до тех пор, пока не образуется объединенный атом с удвоенным зарядом ядра. Диаграмма на рис. 14.8 основана на том представлении, что энергия орбиталей изменяется гладко при переходе от разделенных атомов к объединенным. Абсцисса представляет собой длины связей гомоядерных двухатомных молекул. При проведении линий к объединенному атому следовали принципу, согласно которому молекулярные орбитали с данным угловым моментом соединяются с атомными орбиталями объединенного атома с тем же угловым [c.438]

Это положение требует некоторого пояснения. Из рис. 14, а, на кото ром приведены способы образования МО, отчетливо видно, что нижняя связывающая МО образована из двух 18-атомных орбиталей атомов А и В и она обозначается как СТ],-орбиталь верхняя разрыхляющая молекулярная орбиталь соответственно обозначается как ст, (рис. 14, а). рис. 14, б следует, что нижняя МО, образованная из двух р -орбиталеФ-(связывание по оси х), должна иметь символ Стар, верхняя — ст . Прей должая аналогичные рассуждения, получим (рис. 14, в), что при взаямо- действии 2р атомных орбиталей образуются П2р и п р молекуляршЛ) орбитали. Понятно, что аналогично (при повороте на 90°) могут быть получены и Л2р молекулярные орбитали. Этот тип классификации МО применяется весьма часто особенно важен он для построения корр ляционных диаграмм и электронных оболочек молекул. [c.606]

Так, атомные 28-орбитали разделенных атомов при начале взаимодействия расщепляются согласно принципу ЛКАО на два типа молекулярных орбиталей, различающихся по симметрии Стз, (ё) и ст , (и). Атомные 2р-орбитали аналогично расщепляются на четыре типа МО, различающихся по симметрии ст р (ё), Пзр, = "г ( ). т 2ру = т рЛё) Стгр,(и) индексы соответствуют взаимодействию по оси х. Этим расщеплением и объясняется наличие горизонтальных подуровней в правой части диаграммы на рис. 17. Подобным же образом при начале разъединения атомов системы объединенный атом его атомная орбиталь 2з переходит в Стз, молекулярную орбиталь. [c.610]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология