Атомная орбиталь форма

Таким образом, атомные Ь-орбитали двух атомов можно комбинировать двумя различными способами для получения двух молекулярных орбиталей - одной связывающей, а другой разрыхляющей. Связывающая орбиталь концентрирует электронную плотность между ядрами разрыхляющая орбиталь концентрирует ее за пределами межъядерной области и вообще не имеет никакой электронной плотности на плоскости, проходящей точно посередине между ядрами. Обе эти молекулярные орбитали симметричны относительно вращения вокруг прямой, соединяющей ядра сказанное означает, что при вращении вокруг данной прямой ни форма электронного облака, ни знак комбинации волновых функций не изменяются. Орбитали с такой симметрией называются сигма (а)-орбиталями. Связывающую орбиталь отличают при записи от разрыхляющей орбитали тем, что последней присваивают значок . [Молекулярные орбитали различных типов обозначаются символами сигма (0), пи (и), дельта (5),... по аналогии с обозначениями атомных орбиталей 5, р, [c.517]

В ионе аммония каждый атом водорода связан с атомом азота общей электронной парой, одна из которых реализована по донор-но-акцепторному механизму. Важно отметить, что связи Н—N. образованные по различным механизмам, никаких различий в свойствах (например, в энергии связи, дипольном моменте связей и т. д.) не имеют, т. е. независимо от механизма образования возникающие ковалентные связи равноценны. Указанное явление обусловлено тем, что в момент образования связи орбитали 2в- и 2р-электронов атома азота изменяют свою форму. В итоге возникают четыре совершенно одинаковые по форме орбитали. Поскольку форма этих новых орбиталей есть нечто среднее между формами 8- и р-орбиталей, то эти новые орбитали принято называть гибридными, а процесс их возникновения — гибридизацией атомных орбиталей (б). [c.36]

Особенности микромира. Основные положения квантовой механики. Квантование энергии. Корпускулярно-волновой дуализм. Принцип неопределенности. Волновая функция. Атомная орбиталь. Вероятность и плотность вероятности. Квантовые числа. Энергия, форма и расположение в пространстве атомных орбиталей. [c.17]

Какой тип гибридизации атомных орбиталей азота имеет место при образовании молекулы аммиака. Какую геометрическую форму в связи с этим имеет эта молекула Дать схему перекрывания электронных облаков. [c.146]

На примере молекулы ЫОг рассмотрим более подробно строение трехатомных молекул угловой формы с л-связями. В образовании молекулы ЫОг принимают участие 25-, 2р -, 2ру- и 2р -орбитали атома азота, 2р -, 2ру- и 2р -ор-битали двух атомов кислорода. Из десяти атомных орбиталей образуются десять молекулярных орбиталей. Поскольку молекула N02, как и Н2О, имеет угловую форму, то о-орбитали N 2 аналогичны ст-орбиталям молекулы Н2О (с. 312). Это пять молекулярных орбиталей и и [c.362]

Рис. 4.6. Ориентация р-атомных орбиталей (форма — песочные часы ) при разных значениях магнитного квантового числа т

Рис. 4.7. Ориентация -атомных орбиталей (форма — скрещенные гантели ) при разных значениях магнитного квантового числа

Какая связь между типом гибридизации атомных орбиталей комплексообразователя и геометрической формой комплексного иона [c.88]

Согласно этому представлению химические связи формируются электронами не чистых , а смешанных , так называемых гибридных орбиталей. Последние являются результатом смешения атомных орбиталей. Иначе говоря, при гибридизации первоначальная форма и энергия орбиталей (электронных облаков) взаимно изменяются и образуются орбитали (облака) новой, но уже одинаковой формы и одинаковой энергии. [c.73]

Рассмотрим форму и относительную энергию двухцентровых молекулярных орбиталей, возникающих при линейной комбинации двух 15-орбиталей. Для случая двухатомных молекул с одинаковыми ядрами (гомоядерных молекул) вклад атомных орбиталей в молекулярные будет одинаковым, т. е. == Сг и Сз = с . [c.47]

Квантовый расчет, показывающий, что орбитали с различной симметрией в свободном атоме при образовании химической связи принимают одинаковую форму, называется гибридизацией атомных орбиталей. Часто термином гибридизация обозначают расположение электронных облаков в молекуле, соответствующее данному приближенному расчету. Волновая функция гибридной орбитали составляется из волновых функций валентных электронов, умноженных на некоторые коэ( ициенты. Так, волновые [c.91]

Важнейшим понятием данной главы является процесс заселения атомных орбиталей электронами и его связь с формой периодической таблицы. Следует обратить внимание учащихся на то, что последовательность орбитальных энергий атома можно определить из самой таблицы и ее не нужно заучивать. Нужно указать на отдельные исключения из идеальной последовательности заселения орбиталей, но не стоит останавливаться на этом подробно. Пример 1 (см. т. 1, с. 397) указывает, что конфигурация, предсказываемая принципом заполнения, в подобных случаях оказывается нижним возбужденным состоянием. [c.574]

Область пространства вокруг ядра атома, в которой наиболее вероятно пребывание электрона, называют атомной орбиталью. Орбитали различаются энергией, формой и положением относительно друг друга в пространстве. [c.19]

О вероятностях. Даже если преподаватель решил не останавливаться на подробном обсуждении волнового уравнения Шрёдингера (как бывает, если решено не делать упор на молекулярные орбитали), можно ввести представление о квантовых числах как индексах атомных орбиталей и продемонстрировать взаимосвязь этих чисел с размерами, формой и ориентацией орбиталей. Если эти соотношения удается сделать понятными применительно к атому водорода, их распространение на многоэлектронные атомы обычно не вызывает затруднений у студентов. [c.574]

Число и форму молекулярных орбиталей простых молекул исходя из. атомных орбиталей можно определить следующим образом [c.176]

Химические связи в каждой молекуле этилена состоят из имеющих цилиндрическую симметрию относительно линии, соединяющей ядра, ст-связей каждого атома углерода с атомом водорода и между собой и одной л-связи С—С. Поскольку изменений в симметрии о-связей в данной реакции не происходит, их в дальнейшем рассматривать не будем. п-Связь образуется за счет перекрывания двух 2р2-атомных орбиталей, имеющих форму гантелей, расположенных перпендикулярно плоскости молекулы (рис. 15.4). В зависимости от знака атомных орбиталей при их перекрывании возникает связывающая я-МО или разрыхляющая л -МО. В случае одинаковых знаков атомных [c.293]

Наиболее прочные химические связи возникают в направлении максимального перекрывания атомных орбиталей. Поскольку атомные орбитали имеют определенную форму, то их максимальное перекрывание возможно при определенной пространственной ориентации. Поэтому ковалентная связь характеризуется направленностью. [c.47]

Часто в образовании нескольких химических связей участвуют различные атомные орбитали одного и того же атома. Например, в молекуле метана четыре химические связи образованы путем перекрывания трех р- и одной -орбитали атома углерода с четырьмя -орбиталями атомов водорода. Так как энергия и форма - и р-орбиталей различны, то можно было бы ожидать, что одна из четырех связей в молекуле метана будет отличаться от других связей по прочности и по характеру направленности. Однако эксперименты показали, что все четыре связи в молекуле метана равноценны. Этот и другие подобные факты удалось объяснить при помощи теории гибридизации атомных орбиталей. [c.49]

Согласно этой теории при образовании молекул происходит изменение формы и энергии атомных орбиталей. Вместо неравноценных, [c.49]

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]

Квантовомеханическое описание электрона, данное в гл. 8 учебника, требует наличия у учащихся довольно развитого математического мышления, но многие из них не обладают достаточной для этого подготовкой. Например, дифференциальное уравнение (особенно дифференциальное уравнение второго порядка в частных производных, например уравнение Шрёдингера) может мало о чем говорить среднему студенту. Однако если предполагается подробно обсуждать последующий материал по химической связи (особенно гл. 12 и 13, посвященные молекулярным орбиталям), учащимся необходимо получить твердые представления об атомных орбиталях как о волновых функциях и о возможности составления линейных комбинаций из таких функций как в алгебраической, так и в графической форме. [c.573]

Приведенные в таблице нецелые числа следует понимать как средние значения чисел, соответствующих нескольким электронным конфигурациям шести связывающим и трем атсмным орбиталям или семи связывающим и двум атомным орбиталям. Так, например, ядра никеля в металле должны быть в форме ионов Ni или Ni " с пятью или соответственно четырьмя d-электронами на трех или двух орбиталях и при числе неспаренных электронов, равном единице или нулю. Переход электронов со связывающих на несвязывающие уровни разрешен. [c.32]

Электроны, находящиеся на орбиталях 29 в комплексах, где отсутствуют л-связи, имеют энергию, мало отличающуюся от их энергии Б иесвяз-анном атоме металла приближенно можно считать, что они остаются на своих атомных орбиталях. При строгом рассмотрении считается, что электроны, занимающие в свободном атоме металла орбитали с1ху, с1уг и при образовании комплекса переходят на несвязывающие молекулярные орбитали /2 , которые по энергии и форме электронных облаков мало отличаются от атомных орбиталей. [c.129]

Побочное (орбитальное или азимутальное) квантовое число I определяет форму атомной орбитали. Оно может принимать целочисленные значения от О до п — 1 (1 = 0, 1,. .., п — 1). Каждому значению I соответствует орбиталь особой формы. При 1 = 0 атомная орбиталь независимо от значения главного квантового числа имеет сферическую форму (з-орбиталь). Значению I = 1 соответствует атомная орбиталь, имеющая форму гантели (р-орбиталь). Еще более сложную форму имеют орбитали, отвечающие иысокиы значениям , равным 2, 3 и 4 (с/-, -орбитали). [c.26]

Данные методы, полученные с их помощью результаты и объяснения некоторых расхождений между численными результатами рассмотрены, например, Зауэром и Вудвордом [9]. Несколько ранее Будро [11] попытался непосредственно рассчитать полную (электронную) энергию (цепи ПЭ) в зависимости от формы атомов. С помощью своих расчетов молекулярных орбиталей методом самосогласованного поля (МО—ССП) он получил необходимый набор чисел, которые при использовании их в качестве коэффициентов расчета соответствующих атомных орбиталей позволяют оценить приближение к волновой функции и минимизировать полную энергию . Хан и др. [14] в настоящее время исследуют модель, в основе которой лежит упругое взаимодействие, по существу, жестких валентных 5р -орбиталей, имеющих выступы с четырех сторон (оболо-чечная модель). [c.127]

При формировании качественных представлений об электронном строении атомов важная роль принадлежит приближению центральносимметричного потенциала, на основе которого атомную орбиталь записывают в виде произведений радиальной и сферической функций. Принцип Паули и приближение центрально-симметричного поля позволяют понять оболочечное строение атома и установить конфигурацию основного состояния. В тех случаях, когда можно ожидать несколько конкурирующих конфигураций, вопрос их выбора рещается либо экспериментально, либо численными расчетами в приближении Хартри — Фока. Лишь в исключительных случаях для установления терма основного состояния (см. гл. 3, 7) требуется построение более сложной, по сравнению с методом Хартри — Фока, волновой функции в форме наложения конфигураций. Эту логику рассуждений переносят и на теорию злектрон-ного строения молекул, однако здесь возникают новые вопросы. [c.187]

Состояние электрической асимметрии в молекуле, т. е. появление электрического момента диполя, может быть вызвано несколькими причинами. Во-первых, различие в электрвотрицательностях атомов , образующих связь в молекуле, приводит к смещению электронной плотности в сторону более электроотрицательного атома. В результате такая связь становится полярной, а молекула, содержащая эту-связь, приобретает электрический момент диполя. Вторая причина — неодинаковые размеры атомных орбиталей, образующих связь. Так, если в молекуле химическая связь образована за счет перекрывания орбиталей различной формы, то в этом случае -центр плотности отрицательных зарядов также смещен в сторону от центра положительных зарядов,. [c.166]

Поскбльйу молекулярные орбитали многоцентровые, то по форме они сложнее атомных. В простейшем приближении молекулярные орбитали можно представить как результат линейной комбинации атомных орбиталей. Иными словами, их образование можно представить как результат сложения и вычитания комбинируемых атомных орбиталей Так, если атомные орбитали обозначить фд и фв,то их линейная комбинация (сложение и вычитание) дает молекулярные орбитали двух типов. При сложении возникает молекулярная орбиталь при вычитании [c.84]

ОЗъясните форму и распределение знака в гибридной хр-орбитали исходя из форк ы и распределения знака 1 р-функции в исходных 5- и р-атомных орбиталях. [c.29]

Какая форма отвечает комплексам, образованным при Яхр -гибридизаиии атомных орбиталей [c.120]

Каждому способу движения элеетрона отвечает определенное значение энергии. Каждому значению энергии элеирона в атоме отвечает определенная атомная орбиталь. Каждой атомной орбитали отвечает определенная форма и размер электронного облака. Поэтому иногда говорят о форме атомной орбитали. Для того, чтобы описать состояние электрона, называют ту орбиталь, которая отвечает состоянию электрона. При этом говорят, что элекзрон находится ка этой орбитали. [c.27]

Формы атомных орбиталей, т. е. формы поверхностей, ограничивающих области с-наибольшей вероятностью нахождения электрона, а также их количество в пределах данного внерге-тического уровня определяются квантовыми числами. [c.49]

При таком расспаривании, как видно из схемы, один электрон оказывается на s-, а второй на р-орбитали. У хлора валентный электрон находится на р-орбитали. Если у бериллия валентные электроны будут различными, то в молекуле ВеСЬ одна связь ВеС1 будет (р — р)ст-связью, а вторая (s—р) ст-связью. Очевидно, что связи должны быть неравноценными. Однако опыт показывает, что обе связи ВеС1 в молекуле ВеСЬ одинаковы. Это может быть лишь в том случае, если оба валентных электрона у атома бериллия идентичны, т. е. имеют одинаковую энергию. Следовательно, в процессе расспаривания электронов энергии их выравниваются, s- и р-орбитали смешиваются — происходит так называемая гибридизация атомных орбиталей. Гибридизация, кроме выравнивания энергий электронов, всегда означает еще и изменение формы электронных облаков. В самом деле, сферическая s-орбиталь смешивается (гибридизуется) с гантелевидной р-орбиталью, вследствие чего образуются две новые гибридные орбитали с одинаковой энергией. Такие орбитали характеризуются грушевидной конфигурацией электронного облака [c.91]

Электроны, находящие< я на орбиталях в комплексах, в которых отсутствуют п-связи, имеют энергию, мало отличающуюся от их энергии в несвязанном атоме металла приближенно можно считать, что эти электроны остаются на своих атомных орбиталях. При строгом рассмотрении считается, что электроны, занимающие в свободном атоме металла орбитали / у, и образовании комплекса переходят на не-свяэывающие молекулярные орбитали у, которые по энергии и форме мало отличаются от атомных ороиталей. [c.137]

Угловую форму молекул некоторых ЭП объясняют /-гибридизацией атомных орбиталей. У атома Ве валентные электроны находятся во втором слое, гяе нет -орбитжлей, поэтому для него х /-гибридизация невозможна. У следующих за бериллием элементов с ростом порядкового номера уменьшается [c.334]

Метод валентных связей постепенно заменяется методом молекулярных орбиталей, который становится ведущим методом теоретического исследования строения молекул во многих областях химии, в частности в органической химии. Однако использование этого метода МО, даже в его простейшей форме ЛКАО (линейной комбинации атомных орбиталей), для трактовки природы молекул неорганических соединений еще только начинает приобретать всеобъемлющее значение как в научных исследованиях, так и в педагогической практике. Все сказанное делает понятным огромный интерес химиков, в особенности xи икoв-пeдaгoгoв, к современным воззрениям в неорганической химии. К сожалению, очень мало руководств или монографий на русском языке, излагающих новейшие теоретические представления о природе строения неорганических молекул и пути развития современной неорганической химии. [c.6]

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]