Основы метода молекулярных орбиталей (МО)

На основе метода молекулярных орбиталей (МО) объяснить особенности строения металлов в кристаллическом состоянии. [c.216]

На основе метода ВС трудно объяснить и то, что отрыв электронов от некоторых молекул приводит к упрочнению химической связи. Так, энергия разрыва связи в молекуле F2 составляет 155 кДж/моль, а в молекулярном ионе Fj — 320 кДж/моль аналогичные величины для молекул О2 и молекулярного иона 0 составляют соответственно 494 и 642 кДж/моль. Приведенные здесь и многие другие факты получают удовлетворительное объяснение на основе метода молекулярных орбиталей. [c.105]

Основы метода молекулярных орбиталей (МО) [c.66]

В данном учебнике описание электронного строения молекул и химической связи ведется на основе метода молекулярных орбиталей., [c.59]

Приведенные здесь и многие другие факты получают более удовлетворительное объяснение на основе метода молекулярных орбиталей (метод МО). [c.142]

В своей принципиальной основе метод молекулярных орбиталей достаточно прост. Он распространяет квантовомеханические закономерности, установленные для атома, на более сложную систему — молекулу. В основе метода молекулярных орбиталей лежит представление об орбитальном строении молекулы, т. е. предположение о том, что все электроны данной молекулы (как и в атоме) распределяются по соответствующим орбиталям. Каждая орбиталь характеризуется своим набором квантовых чисел, отражающих свойства электрона в данном энергетическом состоянии. Специфика молекулярного состояния заключается в том, что в молекуле несколько атомных ядер, т. е. в отличие от одноцентровых атомных орбиталей молекулярные орбитали несколько центровые (общие для двух и большего числа атомных ядер). По аналогии с атомными 5-, р-, к-, /-. .. орбиталями молекулярные орбитали обозначаются греческими буквами а-, я-, 6-, ф. .. [c.84]

В связи с указанными-преимуществами метода МО при описании электронного строения молекул в этой книге изложение проблем химической связи ведется на основе метода молекулярных орбиталей. [c.87]

Основу метода молекулярных орбиталей составляет понятие о нелокализованных химических связях, под которым подразумевается, что в многоатомных системах (молекулах, кристаллах) валентные электроны одновременно принадлежат всем связываемым атомам. [c.66]

Теория поля лигандов развита на основе метода молекулярных орбиталей и является более [c.159]

Ни одна модель химической связи не будет в равной мере успешна в объяснении свойств всех соединений переходных элементов, Даже наиболее гибкий в теории химической связи метод молекулярных орбиталей в применении к переходным элементам страдает тем, что на неэмпирическом уровне требует большого объема вычислений, а на полуэмпирическом уровне его очень трудно параметризовать. И только в последние годы расчеты на основе метода молекулярных орбиталей дали до некоторой степени удовлетворительное объяснение структуры и спектров соединений переходных металлов. В противоположность этому эмпирическая теория, известная как теория поля лигандов, оказалась очень успешной в интерпретации свойств соединений переходных металлов важного, хотя и ограниченного класса. [c.249]

Применяя для Нег описание на основе метода молекулярных орбиталей, поместим четыре электрона на связывающую (1(Тй) и разрыхляющую (1(Ти) молекулярные орбитали, волновые функции которых определяются выражениями (6.18) и (6,19). При пренебрежении нормировочными множителями эти волновые функции имеют вид [c.355]

Описание на основе метода молекулярных орбиталей иона дифторида полностью отличается от описания диборана, поскольку для образования мостиковых связей здесь имеются четыре электрона. Равновесная конфигурация молекулы линейная, причем водород находится посредине отрезка Р—Р. Две [c.367]

Индексы химической реакционной способности, введенные на основе метода молекулярных орбиталей, условно разделяются на три группы индексы статического метода и индексы методов локализации и делокализации [2 ]. [c.31]

Проблемы расчета молекулярных структур рассмотрены с ПОМОЩЬЮ ОДНОГО из двух приближений метода валентных связей или метода молекулярных орбиталей. Математической основой метода молекулярных орбиталей служат уравнения Хартри — Фока — Рутана [2, 3]. Модель независимых электронов не учитывает отталкивания между электронами [4а—5]. Из ограничений, накладываемых принципом Паули, следует, что только столкновения электронов с параллельными спинами маловероятны (так как каждый электрон окружен ферми-дыркой ). Основной ошибкой в модели независимых электронов является, следовательно, неучет корреляции между электронами с антипараллельными спинами. [c.25]

Таким образом, поскольку обсуждение электронного строения молекул на основе метода молекулярных орбиталей очень плодотворно, существует настоятельная необходимость в получении количественных опытных данных о последовательности молекулярных орбиталей и разности их энергий. Однако по мере усложнения молекул такие сведения становятся все более скудными. [c.82]

Рассмотрим теперь особенности строения металлов в кристаллическом состоянии. Как уже отмечалось, металлы обладают высокой электропроводностью, причем переносчиками тока в металлах служат электроны. Это говорит о том, что в металлах имеются свободные электроны, способные перемещаться по кристаллу под действием даже слабых электрических полей. В то же время неметаллы в кристаллическом состоянии обычно представляют собою изоляторы и, следовательно, не содержат свободных электронов. Причины этих различий можно объяснить fia основе метода молекулярных орбиталей (метод МО). [c.531]

Указанные представления положены в основу метода молекулярных орбиталей в варианте ЛКАО. В этом методе к системе атомных ядер, закрепленных в своих равновесных положениях, по одному прибавляются электроны, которые располагаются на молекулярных орбиталях. Взаимодействием электронов друг с другом при этом пренебрегают. 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 устойчивости молекулы сводится к энергетическому балансу всех связывающих и разрыхляющих электронов. Грубо ориентировочно можно считать, что один разрыхляющий электрон сводит на нет действие одного связывающего электрона. Если проводить аналогию с методом валентных связей, то можно условно считать, что образованию одинарной связи соответствует наличие в молекуле двух связывающих электронов, действие которых не уничтожено наличием разрыхляющих электронов. [c.196]

В том случае, если строение двухатомной гомо-ядерной молекулы или иона рассматривают на основе метода молекулярных орбиталей, то число (порядок) связей определяют как полуразность между числами связывающих и разрыхляющих электронов. Согласно этой теории, в таких частицах, как Нг, Нг, Нег, Сг, N3, Рг, Ог, Ог, Ог, ОГ, число (порядок) связей (а значит, и валентность) равно /2 1 /г 2 3 1 2 Р/г 2 /2 1 соответственно, т. е. возможна дробная валентность, которую не допускает метод валентных связей. Таким образом, в этих двух методах по-разному трактуется понятие валентности атома в молекуле. [c.5]

Метод молекулярных орбиталей позволяет не только описывать, но и количественно рассчитывать характеристики связей. Основу метода молекулярных орбиталей составляет понятие о нелокализованных химических связях, под которым подразз евается, что в многоатомных системах (молекулах, кристаллах) валентные электроны одновременно принадлежат всем связываемым атомам. [c.82]

I для атомов азота, кислорода и фтора соответственно и ка чествено описывают относительные силы связей в этих молекулах. Однако эти формулы не отражают ни того, что молекула О2 парамагнитна, а две другие диамагнитны, ни тех фактов, например, что ионизация О2 приводит к упрочению химической связи, в то время как ионизация N2 приводит к более слабой связи. Как будет видно, все эти факты легко объясняются на основе метода молекулярных орбиталей. [c.95]

Еще одна причина неудовлетворенности простой электростатической моделью состоит в том, что член электронного отталкивания В, который в теории поля лигандов рассматривают как эмпирический параметр, обычно значительно меньше его значения в свободном ионе. Наиболее вероятной причиной этого является делокализация /-электронов по орбиталям лигандов. В количественной форме наиболее естественно учесть делокализацию на основе метода молекулярных орбиталей, причем этот метод имеет то преимущество, что он допускает как эмпирические, так и неэмпирические подходы. Неэмпирические расчеты комплексов переходных металлов в вычислительном отношении более трудоемки, однако не в такой степени, чтобы быть недоступными для современных ЭВМ, и в дальнейшем они, по-видимому, станут наиболее распространепными. [c.275]

Рассмотрегпте координационной связи на основе метода молекулярных орбиталей не требует введения каких-либо новых понятий. Неэмпирические расчеты были проведены для ВНз ЫНз, молекулы, которую можно со1юставить с изоэлектронной ей ковалентной молекулой этана [4]. Расчет энергии диссоциации на ВНз и ЫНз дает значение 123 кДж-моль , что составляет одну треть энергии диссоциации этана на два метнль-иых радикала. Силовая постоянная для валентного колебания В—N равна половине силовой постоянной для связи С—С. Рассчитанный дипольный момент комплекса велик (5,7 Д), что свя-зано с переносом примерно половины заряда электрона от аммиака к бор а ну. [c.360]

Сопоставим теперь данное выще описание на основе метода молекулярных орбиталей с качественным описаг1ием на языке метода валентных схем. К сожалению, не было предпринято неэмпирических расчетов по методу валентных схем, которые позволили бы провести более подробное сопоставление. Качественная картина валентных схем образует основу малликеновской трактовки донорно-акцепторных комплексов, широко при-менявщуюся с мохмента ее введения в 1950 г. [c.360]

Бороводороды были названы электронодефицитными молекулами, так как они не имеют достаточно электронов для образования того количества двухэлектронных связей, которое, по-видимому, подразумевается их молекулярной геометрией. Диборан имеет восемь связей В—Н, но только четырнадцать валентных электронов. Расчеты на основе метода молекулярных орбиталей показывают, что коьщевые связи представляют собой нормальные двухэлектронные связи, а мостиковые связи следует описывать как трехцентровые двухэлектронные связи. [c.366]

Эта глава посвящена строению ароматических гетероциклических соединений и кратким сведениям об их физических свойствах [1]. При описании строения ароматических гетероциклов нами был использован метод валентных связей. Применение этого метода, как мы полагаем, весьма эффективно при рассмотрении реакционной способности таких соединений кроме того, этот метод наиболее подходит для общих учебников по химии гетероциклических соединений. Более фундаментальный подход к описанию строения гетероциклических ароматических соединений на основе метода молекулярных орбиталей до сих пор не нащел широкого применения при рассмотрении реакционной способности таких соединений. Применение в некоторых случаях метода граничных орбиталей [2], хотя и необходимо, однако рассмотрение таких ситуаций выходит за рамки этой книги. [c.15]

Современная теория электронного строения твердых тел -зонная теория - исходит из тех же представлений, которые лелсзт в основе метода молекулярных орбиталей. Поэтому очень полезно перед изучением этого параграфа вернуться к разд. 3.4 и повторить основы метода МО. [c.87]

Влияние природы заместителя X в молекуле СбНзХ на соотношение орто-/пара- в данной конкретной реакции с одним и тем же электрофильным агентом в одинаковых условиях объяс- няется на основе метода молекулярных орбиталей и модели ме-I ханизма образования ст-комплекса, который включает первона- чальную атаку электрофила не на отдельный атом углерода бен- зольного кольца, а на л-связь. Поскольку электрофил один и Тот же, коэффициент, с которым входит его реакционный центр (например, атом N в N02 в НСМО, постоянен для всех С НзХ. Шостоянен также заряд на реагирующем атоме электрофила. При этих условиях в выражение для энергии возмущения Г 451 [c.451]

Электронное строение кластеров [МевХд] + и [МевХ з] было рассмотрено недавно Коттоном и Хассом [19] на основе метода молекулярных орбиталей. [c.258]

В том случае, если строение двухатомной гомоядер-ной молекулы или иона рассматривают на основе метода молекулярных орбиталей, то число (порядок) связей определяют как полуразность между числами связывающих и разрыхляющих электронов. Согласно этой теории, в таких частицах, как Н , На, H g, С2, N2, 2, О2, О2, О2, 0 , число (порядок) связей (а значит, и валентность) равно V2 [c.5]

Традиционные структурные формулы для двухатомных молекул азота, кислорода и фтора имеют вид N=N, 0 = 0 и F—F, Такие формулы согласуются с нормальными валентностями 3, 2, 1 для атомов азота, кислорода и фтора соответственно и ка-чествено описывают относительные силы связей в этих молекулах. Однако эти формулы не отражают ни того, что молекула Ог парамагнитна, а две другие диамагнитны, ни тех фактов, например, что ионизация Ог приводит к упрочению химической связи, в то время как ионизация N2 приводит к более слабой связи. Как будет видно, все эти факты легко объясняются на основе метода молекулярных орбиталей. [c.95]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология