Взаимодействие двух орбиталей

Взаимодействие между орбиталями с одинаковой энергией более эффективно, чем между орбиталями, обладающими различными энергиями (рис. 2,1). Отсюда вытекает два следствия. Во-первых, связи между частицами одинакового характера имеют большею энергию, чем связи между частицами различного характера. Так, Н Р менее ионизован, чем Н 1 это объясняет также то, что водородная связь О- -Н ( жесткий — жесткий ) более устойчива, чем водородная связь 5- - Н ( мягкий — жесткий ). Во-вторых, переходное состояние, включающее реагенты, одинаковые по своей природе, имеет более низкую энергию, чем переходное состояние, которое включает реагенты, различные по природе (разд. 8.1.2.6). [c.47]

НОВОЙ функции системы может быть осуществлено так же, как и построение волновых функций составляющих ее фрагментов. При таком подходе различают два важных типа орбитальных взаимодействий а) взаимодействие вырожденных орбиталей (или орбита-лей, которые очень близки по энергии) и б) взаимодействие невырожденных орбиталей, которые разделяет значительная энергетическая щель. [c.17]

Нетрудно распространить эту качественную теорию с гомоядерных двухатомных молекул на гетероядерные, такие, как СО или N0. Для этого нужно только учесть, что взаимодействуют два набора атомных орбиталей, которые имеют разные энергии. Это-показано на рис. 3.13, где приведены изоэлектронные молекулы N2 и СО. [c.84]

На рис. 8 рассмотрена схема взаимодействия базисных орбиталей, в катионе ВН+ молекулы, содержащей два гетероатома X и К, имеющих неспаренные электронные пары п% и указывающая на механизм резонансной стабилизации катиона ВН+. Перекрывание неспаренных электронных пар н гетероатома N и 15-орбитали протона приводит к образованию локализованной о-связи N+H гетероатома с протоном и вакантной о -орбитали [c.262]

Однако в этом случае трудно себе представить резонанс по типу гиперконъюгации [125]. Поэтому более логичным объяснением УФ-спектра меркапталя является следующее если два атома серы находятся в гел<-положении, то в результате взаимодействия Ы-орбиталей обоих атомов серы между собой образуется общая молекулярная орбиталь, обладающая более низким уровнем энергии по сравнению с уровнем энергии орбитали каждого атома серы в отдельности. Вследствие этого на вновь образованную молекулярную орбиталь переходит один электрон от неподеленной пары атома серы [126]. [c.145]

Известно, что образование промежуточных пятикоординационных соединений в реакциях замещения квадратно-плоскостных комплексов металлов протекает с меньшей энергией активации для лигандов, склонных наряду с ст-донорным к л-дативному взаимодействию, обусловленному переходом электронов -орбиталей переходного металла на пустые или частично пустые орбитали лигандов. Эти представления позволяют разделить основания по их реакционной способности на два типа [c.122]

В молекулах элементов второго периода МО образуются в результате взаимодействия атомных 25- и 2р-орбиталей участие внутренних 15-электронов в образовании химической связи здесь пренебрежимо мало. Так, на рис. 49 приведена энергетическая схема образования молекулы г здесь имеются два связывающих электрона, что соответствует образованию простой связи. В молекуле же Веа число связывающих и разрыхляющих электронов одинаково, так что эта молекула, подобно молекуле Нез, [c.147]

С увеличением числа взаимодействующих атомов в системе увеличивается число орбиталей (энергетических состояний). В системе из двух атомов каждая пара атомных энергетических состояний расщепляется на два энергетических состояния (см. рис. 21) в системе из четырех атомов — на четыре, в системе из восьми — на восемь и т.д. Если кристалл образован Л атомов, тогда каждое атомное энергетическое состояние сместится и энергетически расщепится на N состояний (рис. 63). Так как /V очень велико (в 1 см металлического кристалла содержится 10 —10 атомов ), то велико и /V состояний, совокупность которых составляет энергетическую зону. В пределах энергетической зоны энергетическое различие состояний электрона составляет всего лишь 10 эВ. Орбитали энергетической зоны можно считать аналогами молекулярных орбиталей, простирающихся по всему кристаллу. [c.100]

Соединения водорода кислотного или потенциально кислотного характера, например вода Н2О, два атома водорода которой являются акцепторами электронов, с подходящими донорами электронов образуют водородные связи А — Н...В. Последние длиннее ковалентных, но несколько короче ван-дер-ваальсовских связей между молекулами А — Н и В. По своей природе они близки до-норно-акцепторным связям, усиленным электростатическим взаимодействием А —Н+...В , -де В может быть О, Ы, Р, а также С1, 5 и некоторые другие элементы. Очень важной особенностью водородной связи является то, что она всегда служит продолжением по прямой линии связи А — Н. Это обусловлено тем, что неподеленные электроны атома В находятся на вытянутых гибридных орбиталях зр, 5р2, зр , донорно-акцепторное взаимодействие устанавливается при условии копланарности связи А — Ни орбитальной оси неподеленных электронов В. Таким образом, водородная связь — это строго направленная связь. Энергия водородной связи невелика, обычно всего 3—7 ккал/моль. Но в твердых веществах, а также в растворах одновременно образуется множество водородных связен. Вот почему водородные связи прочно соединяют молекулы и вообще отдельные части структуры твердого вещества. Правда, даже при небольшом нагревании эти непрочные связи распадаются, что мы наблюдаем, например, при таянии льда или свертывании белка при нагревании. [c.89]

Химическая связь возникает благодаря взаимодействию электрических полей, создаваемых электронами и ядрами атомов, участвующих в образовании молекулы или кристалла. Независимо от типов химической связи причина ее образования — одна. Химическая связь образуется, если электроны взаимодействующих атомов получают возможность двигаться одновременно вблизи положительных зарядов нескольких ядер. Задача заключается в том, чтобы достаточно правильно описать главные детали этого движения многих частиц и научиться рассчитывать в различных участках молекулы электронную плотность, обеспечивающую связывание атомов. Оказалось, что получить даже качественно правильные решения уравнения Шредингера удается не всегда. Поэтому в настоящее время применяются для объяснения свойств химической связи разнообразные приближенные теории, часто сильно отличающиеся друг от друга. Из методов квантовой химии наиболее известны два подхода к расчету молекулярных систем — метод валентных связей (метод ВС) и метод молекулярных орбиталей (метод МО). [c.101]

В молекуле аммиака из восьми валентных электронов шесть образуют три ковалентные связи и являются общими для атома азота и атомов водорода. Но два электрона принадлежат только азоту и образуют неподеленную электронную пару. Такая пара электронов тоже может участвовать в образовании ковалентной связи с другим атомом, если во внешнем электронном слое этого атома есть свободная орбиталь. Такая вакантная 1з-орбиталь имеется у иона водорода Н" , вообще лишенного электронов. Поэтому при взаимодействии молекулы NHз с ионом водорода между ними возникает ковалентная связь неподеленная пара электронов атома азота становится общей для двух атомов, в результате чего образуется ион аммония НН . Здесь ковалентная связь возникла за счет электронной пары одного и свободной орбитали другого атома по донорно-акцепторному механизму. В рассмотренном примере донором электронной пары служит атом азота, а акцептором — ион водорода. Опытом установлено, [c.122]

Строение и свойства двухатомных молекул Ы2, В2, Сг, N2, О2, F2, СО, N0 и др. наиболее просто, наглядно и правильно объясняются методом МО. В молекулах элементов второго периода МО образуются в результате взаимодействия атомных 2s- и 2р-орбиталей участие внутренних ls-электронов в образовании химической связи здесь пренебрежимо мало. Так, на рис. 4.20 приведена энергетическая схема образования молекулы Lia здесь имеются два связывающих электрона, что соответствует образованию простой связи. [c.127]

Обсудим это явление на примере рассмотрения химического связывания атомов лития. При взаимодействии двух атомов лития 152 25 ) образуется одна связывающая и одна разрыхляющая молекулярные орбитали, т. е. каждые два атомных энергетических состояния переходят в два молекулярных состояния в системе из четырех атомов лития возникает четыре энергетических состояния по числу молекулярных орбиталей (две связывающие и две разрыхляющие). В системе, состоящей из 1 моль каждое атомное энергетическое состояние расщепляется на Л/а молекулярных состояний (Л д = 6,02-Ю ), так как образуется молекулярных орбиталей. Поскольку число Л л очень велико, соседние молекулярные орбитали энергетически настолько близки друг к другу (различие составляет всего 10 22 эВ), что изменение энергии электронов в Иа молекулярных орбиталях можно представить как непрерывную полосу энергетических уровней. Такое энергетическое состояние Ма атомов носит название энергетической зоны. [c.181]

Допустим, что при образовании кристалла к некоторому первичному атому присоединяются один атом за другим. Взаимодействие двух атомов, как следует из метода МО, приводит к перекрыванию атомных орбиталей и образованию связывающих и разрыхляющих молекулярных орбиталей. Каждое атомное энергетическое состояние расщепляется, таким образом, на два. При взаимодействии последующего числа атомов и разрастания центра кристаллизации до многоатомной с-истемы, включающей N атомов (М в макротеле массой в 1 г равно 10- —10 атомов), вместо каждого первоначального энергетического уровня атома получается целая энергети-чесная зона (полоса), в которую входят N близко расположенных дискретных энергетических уровней (рис. 5.12) с весьма малым различием по энергии (порядка 0 - эВ). [c.123]

Сложение двух атомных орбиталей с образованием одной молекулярной означает, что два электрона в молекуле Нз взаимодействуют [c.185]

Продемонстрировать, насколько изменяется способность молекул к химическим превращениям в электронно-возбужденном состоянии, можно на примере только что рассмотренной реакции димеризации этилена. Если одна из молекул этилена поглотила квант света, то она тем самым перешла в электронно-возбужденное состояние, т. е. один из ее электронов перешел на разрыхляющую я -орбиталь. При встрече возбужденной и невозбужденной молекул этилена, как и в термической реакции, два электрона с л х-орбитали могут перейти на образующуюся о -орбиталь циклобутана (см. с. 284). При другом способе комбинирования п 1- и зг 2-орбиталей возникает разрыхляющая а -орби-таль, на которую может перейти один электрон (см. с 284). На это нужно затратить определенную энергию. Но эта затрата может быть в значительной мере скомпенсирована за счет перехода возбужденного электрона с тсз-орбитали на связывающую Стз-орбиталь циклобутана (см. с. 284). Таким образом, при взаимодействии невозбужденной и однократно возбужденной молекул этилена может образоваться без существенной затраты энергии однократно возбужденная молекула циклобутана. Возбуждение, следовательно, снимает запрет по орбитальной симметрии. [c.287]

В процессе образования кристалла происходит перекрывание внешних электронных облаков атомов по аналогии с образованием химической связи в молекулах. В соответствии с методом МО при взаимодействии двух атомных электронных орбиталей образуются две молекулярные орбиТали связывающая и разрыхляющая. При одновременном взаимодействии N микрочастиц образуется N молекулярных орбиталей. Величина N в кристаллах может достигать огромных величин (порядка 10 ). Поэтому и число электронных орбиталей в твердом теле чрезвычайно велико. При этом разность между энергиями соседних орбиталей будет ничтожно мала. Так, в кристалле натрия разность энергетических уровней двух соседних орбиталей имеет порядок 10 Дж. Таким образом, в кристалле металла образуется энергетическая зона с почти непрерывным распределением энергии, называемая зоной проводимости. Каждая орбиталь в этой зоне охватывает кристалл по всем его трем измерениям. Заполнение орбиталей зоны проводимости электронами происходит в соответствии с положениями квантовой механики. Так, из условий минимума энергии электроны будут последовательно заполнять все орбитали, начиная с наинизшей, причем на каждой орбитали в соответствии с запретом Паули может располагаться лишь два электрона с антипараллельными спинами. С повышением температуры за счет теплового возбуждения электроны будут последовательно перемещаться на более высокие энергетические уровни, передавая тепловую энергию с одного конца кристалла на другой и обеспечивая таким образом его теплопроводность. [c.82]

Так, например, запись атомной структуры алюминия имеет вид Зз ЗрК Это означает, что при заполненных орбиталях 15, 2 , 2р этот атом на орбитали Зв имеет два электрона и на орбитали Зр один электрон. Поскольку атомные орбитали (рис. 1.2) имеют определенную форму, их максимальное перекрывание возможно при определенной пространственной ориентации. Поэтому ковалентная связь характеризуется направленностью. В зависимости от направления перекрывания атомных орбиталей различают а-, я- и б-связи. о-Связь возникает при перекрывании атомных орбиталей вдоль оси, соединяющей ядра взаимодействующих атомов (рис. 1.3) в ее образовании могут участвовать АО две -орбитали, -орбиталь и [c.19]

На рис. 23 изображена схема уровней энергии для двух атомов лития и показано, как образуется МО ио. мере сближения двух атомов до равновесного состояния 2,68 А. На нижней части рис. 23 можно видеть, что 18—орбитали атомов образуют связывающую молекулярную орбиталь ( ,8 ) и разрыхляющую МО (а" 8 ).<з18 и ом5 очень незначительно отличаются по энергии причина этого заключается в том, что при равновесном рассто1янии между атомами взаимодействие 18 — орбиталей между собой очень незначительно ввиду малых размеров 18—орбиталей (средний радиус 18—орбитали атома лития составляет 0,34 А).<з8и а" 8М0 наиболее низколежа-щие, поэтому электроны в первую очередь будут распологать-ся именно на них (ио два электрона на каждой МО) но эти электроны не будут давать вклада в образование связи. Поскольку (а 18, и <3 48) заполнены целиком, разрыхляющая ( а 18 ) орбиталь сводит на нет те благоприятные для образования связи условия, которые создает а 18. Даже независимо от этого взаимодействие очень невелико, поскольку размер орбитали мал по сравнению с длиной связи. Этот вывод представляет собой первое правило, которым мы сможем руководствоваться при выяснении характера связывания в многоэлектронных атомах. Орбитали, расположенные ниже валентных орбиталей, должны быть заполнены (по два электрона на [c.60]

Начнем с лития. В свободном (газообразном) состоянии в атоме лития два электрона находятся на 15- и один на 25-орбиталях. При образовании кристалла АО перекрываются, причем в наибольшей степени, естественно, внешние валентные 2 , и образуется такое же число молекулярных. Мы говорим, что происходит расщепление атомных орбиталей в зону. В литии образуются две такие зоны 15 и 25. Первая из них возникает при взаимодействии внутренних орбиталеи это взаимодействие (перекрывание АО) относительно мало, и потому зона узка. Так как на каждой из 15-АО Ы было по два электрона, то и все образовавшиеся МО этой зоны содержат по два электрона — зона целиком заполнена, следовательно, не дает вклада в энергию связи (ведь число связывающих и антисвязывающих орбиталей в зоне одинаково). Зона, образованная валентными 25-АО, значительно шире и заполнена, очевидно, наполовину. [c.134]

Помимо описанных несвязывающих орбиталей, существует еще другой тип несвязывающих МО. Так, рассмотрим аллильную систему аллильный катион, анион или радикал (рис. 21). Для моделей с тремя атомами, согласно методу свободного электрона, должно быть три МО 4 j, Ч з и Ч з- Первая из них связывающая и не имеет узла 4 2 имеет узел на центральном атоме углерода, и, следовательно, атомные орбитали атома углерода не вносят никакого вклада в общую МО, атомные же орбитали крайних атомов углерода расположены слишком далеко друг от друга для какого-либо взаимодействия, и орбиталь оказывается несвязывающей. Наконец, третья МО Ч з имеет два узла и является разрыхляющей орбиталью. [c.616]

Выше было показано, что общее возмущение получается как сумма самовозмущений, которые претерпевает каждая занятая молекулярная орбиталь. Однако необходимо иметь в виду, что образование новой связи сопровождается поворотом взаимодействующих атомных орбиталей из плоскости перекрывания с другими атомными орбиталями системы и только два электрона могут быть вовлечены в процесс, чтобы занять единственную связываквдую орбиталь новой связи. [c.113]

С антисимметрией связано два обстоятельства появление обменных членов в выражении для энергии и ортогонализация хартри-фоковских орбиталей. Соверс и др. [47, 48] заключили, что вызванная антисимметрией ортогональность огфеделяет изменения, происходящие в каждой орбитали в ходе внутреннего вращения, а соответствующее изменение энергии определяет барьер в этане и метаноле. Основной вклад в барьер вносит отталкивание электронов на локализованных орбиталях связей С-Н. фистиансен и Полк [49], проанализировав барьер в этане в терминах взаимодействий связевых орбиталей (на языке метода ВС), отделили обменный эффект от эффекта ортогс.1ализации и исследовали их отдельно. Оказалось, что, действительно, обменный эффект мал (неясно, правда, так ли это для других молекул), а барьер вызывается ортогональностью между орбиталями связей С-Н на противоположных концах молекулы, что в свою очередь вызвано принципом Паули. Связь С- С роли не играет. [c.11]

Второй максимум должен появиться при 13,1 эВ (не обязательно, но такой вывод можно сделать при сравнении со спектрами винилгалогенидов и этиленов). Действительно, тщательный анализ подтверждает вывод, что в 1,3-дихлорпропене имеется два неэквивалентных атома хлора и что один из них находится вблизи я-связи. Даже при беглом рассмотрении спектров сразу обнаруживается как раз два максимума хлора, относящиеся к одному или двум эквивалентным атомам, находящимся вблизи я-связи. Необходимость последующего детального изучения спектров была вызвана тем соображением, что если бы первоначальная трактовка была правильной, то спектры цис- и транс- изомеров были бы идентичными, в то время как в действительности расстояния между второй и третьей полосами для этих соединений различны (для цис-тои больше). Это, вероятно, является результатом взаимодействия неподеленных орбиталей на двух атомах хлора, возможного в чис-изомере, но невозможного в гране-изомере. [c.84]

Значения Дк ОН) и Д ( В) свидетельствуют о том, что характер изменений электронной плотности на атомах бора и водорода (увеличение электронной плотности на первом и уменьшение ее на втором) в трех типах комплексов практически одинаков, т. е. не зависит от окружения фосфора. На основании этого, а также исходя из констант спин-спинового взаимодействия, о чем речь пойдет ниже, делается вывод, что во всех трех случаях образуются координационные связи В—Р [582]. Что же касается спектров ЯМР то для указанных типов комплексов они оказываются различными. В спектрах соединений ВНд с фосфинами сигналы от сдвинуты в слабые поля, что свидетельствует об обычном для донорных атомов понижении электронной плотности на атоме фосфора. В спектрах комплексов ВНз с фосфитами и аминофосфинами наблюдается аномальный для доноров сдвиг сигналов от Р в сильные поля. Объяснение этому факту можно найти в том, что при комплексообразовании перенос заряда от фосфора к бору усиливает взаимодействие i-орбиталей фосфора с неподеленной парой электронов атома кислорода в фосфитах или азота в аминофосфинах [543, 582]. Таким образом, на параметры экранирования Р в комплексах BHg с фосфитами и аминофосфинами оказывают конкурирующее влияние два фактора — перенос заряда от фосфора к бору и изменение степени занятости d-орбиталей фосфора в связях Р—О и Р—N, причем действие второго фактора играет преимущественную роль. [c.139]

Найдем выражение для полной энергии молекулы с закрытой оболочкой. Из уравнения (2.192) видно, что в него входит интеграл J для каждой пары занятых спин-орбиталей и интеграл К для каждой пары орбиталей электронов с параллельными спинами. Рассмотрим интеграл Он появляется вследствие взаимодействия спин-орбиталей ipm или ipm со спин-орбиталями грп или ipn - У молекул с закрытой оболочкой все четыре спин-орбитали заполнены поэтому член Jmn появляется четыре раза, соответствуя взаимодействиям ярт — грпос, ipma —ярпр, Tpm — р а и tpm —ipn . Членов Ктп окажется по тем же причинам два грт — фпк и ipm — >n . В этом случае появится еще один интеграл Jmm, представляющий собой отталкивание между двумя электронами, расположенными на орбитали грт. Тогда выражение (2.192) примет вид [c.92]

Возникновение гибридных, т. е. смешанных электронных орбита-лей, происходит в тех случаях, когда в образовании химических связей атомом А принимают участие электроны с различными, но не очень сильно отличающимися друг от друга энергетическими состояниями. Такому условию удовлетворяют 5- и р-электроны одного и того же уровня. Так, например, в процессе образования связей возбужденными атомами бериллия (1з 2з2р), бора (ls 2s2p ) и углерода (15 252р ) принимают соответственно участие один 5- и один р- электрон (Ве), один х- и два р-электрона (В) и один 5-и три р-электрона (С). Так как орбитали 5- и р-электронов различны по форме, то предварительной стадией образования химических связей атомами этих электронов является образование гибридных орбиталей, форма которых является результатом взаимного изменения форм орбиталей 5- и р-электронов, из которых они образовались. Такио гибридные орбитали характеризуются симметричной направленностью относительно центра атома и способностью к максимальному взаимному перекрыванию общих электронных орбиталей при последующем их взаимодействии с электронными орбиталями элемента-партнера. [c.53]

Если спин направлен вдоль поля в низкоэнергетической и против поля в на атомах 1 и 3 по сравнению с атомом 2 должно наблюдаться увеличение спиновой плотности, направленной вдоль поля. В 1 /1 при спиновой плотности, направленной против поля, на атоме 2 должна быть большая величина отрицательной спиновой плотности, чем на атомах I и 3. Таким образом, мы не переводим каких-либо неспаренпых электронов на старую орбиталь ф , а только влияем на распределение неспаренных спинов на трех атомах, что приводит к отрицательной (противоположной приложенному полю) спиновой плотности на С . Эта отрицательная спиновая плотность затем спип-поляризуется под действием электронной пары связи С — Н [см. обсуждение уравнения (9.11)] так, что спиновая плотность оказывается на атоме водорода. Обменное взаимодействие неспаренного электрона, находящегося на (главным образом, на С и С ), с парой электронов, находящихся на ф,, снижает энергию v по сравнению с Два атома водорода, связанные с концевым атомом углерода, неэквивалентны по симметрии, но до сих пор мы не говорили ни о каких эффектах, которые могли бы сделать их неэквивалентными с точки зрения распределения спиновой плотности. Такая неэквивалентность выявится с введением обменной поляризации, затрагивающей заполненные молекулярные а-орбитали. [c.28]

Дитиаалканы, содержащие (5—С —5—)-группу. Дитиа-алканы, содержащие (—5—С —5—)-группу имеют два слабых хромофора С—5—С, они могут быть разделены различным числом насыщенных углеводородных звеньев и поэтому взаимодействие между их электронными орбиталями должно изменяться, соответственнодолжны изменяться и спектры поглощения. Хотя спектры поглощения соединений такого типа измерены не для очень большого числа сульфидов, по имеющимся данным в них можно заметить определенную закономерность. [c.188]

Ориентационное взаимодействие обусловливается наличием двух полярных молекул, причем с увеличением температуры энергия этого взаимодействия снижается. Взаимодействие двух молекул, одна из которых является постоянным диполем, а в другой диполь наводится первой, называется индукционным величина энергии индукционного взаимодействия не зависит от температуры. Дисперсионное взаимодействие наблюдается как между полярными, так и неполярными молекулами оно лызвано взаимным возмущением электронных орбиталей, в результате чего образуются два мгновенных диполя. Соотношение всех перечисленных видов взаимодействий зависит от степени полярности компонентов НДС. В системе слабополярных молекул основными являются силы дисперсионного взаимодействия, а с увеличением полярности возрастают силы ориентационного взаимодействия. [c.16]

В результате такого взаимодействия вместо двух локализованных тс-молекулярных орбиталей (охватывающих только по два атома углерода) будет образовьшаться я-молекулярная орбиталь, охватывающая все четьфе атома углерода. Каждая р-элек-тронная пара будет распределяться между несколькими атомами, тс-связь будет делокализованной. [c.104]

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]

В результате такого взаимодействия вместо двух локализованных я-молекулярных орбиталей (охва-тываю1пих только по два атома углерода) будет образовываться и-молекулярная орбиталь, охватывающая все четыре атома угл )ода. Каждая р-элек-тронная пара будет распределяться между нескош>-кими атомами, л-связь будет делокализованной. [c.98]

В рассмотренной выше простой картине расщепления -подуровня все -орбитали считались эквивалентными. Это верно, пока речь идет о размещении на них единственного электрона. Когда нужно разместить два или более электронов, взаимодействие между ними ведет к энергетической неравноценности различных схем заселенности -орбиталей даже в отсутствие внешнего поля. Поэтому сведений о низко- или высокоспиновом характере комплекса и даже о заселенности орбиталей недостаточно для анализа энергетических уровней и тесно связанных с ними спектральных свойств соединения. Энергетическое состояние частицы, соответствующее некоторому уровню на энергетической диаграмме всей частицы, называют термом. Каждому такому уровню соответствует диаграмма энергетики и заселенности орбиталей [c.180]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология