Атомные орбитали (АО) и молекулярные орбитали (МО)

Рис. 26. Энергетическая диаграмма уровней атомных и молекулярных орбиталей водорода

Каковы правила заполнения электронами атомных и молекулярных орбиталей В чем сущность соблюдения условий минимума энергии, принципа Паули и правила Гунда Покажите их применение на примере атома и молекулы кислорода. [c.53]

Рис. 64. Схема электронных переходов между различными типами атомных и молекулярных орбиталей

Энергетическая диаграмма уровней атомных и молекулярных орбиталей двухатомных молекул элементов 2-го периода показана на рис. 30, а. [c.53]

Для упрощения расчетов по методу МО ЛКАО в теории комплексных соединений, как и в ряде других задач, используют учет особенностей симметрии атомных орбиталей. Дело в том, что не всякие атомные орбитали, даже обладающие близкими энергиями, составляют молекулярную орбиталь — образуют химическую связь. Помимо близости энергий АО необходимо, чтобы они обладали одинаковой симметрией. На рис. 106 показано наложение 5- и р -атомных орбиталей. При этом Р ,-орбиталь расположена перпендикулярно линии, соединяющей центры атомов (ось г). Хотя происходит взаимное наложение орбиталей, однако интегралы перекрывания и обменный в данном случае равны нулю — вклад наложения положительной части ру-орбитали уничтожается противоположным по знаку вкладом отрицательной части — 5- и ру-орбитали обладают различной симметрией относительно вращения вокруг оси г. При повороте на 180° ру-орбиталь меняет знак, а -орбиталь не меняет. Кроме того, -орбиталь совмещается сама с собой [c.226]

Энергетические диаграммы уровней атомных и молекулярных орбиталей молекул элементов 1-го и 2-го периодов имеют следующий вид [c.59]

На рис. 4.14 представлены энергетическая диаграмма атомной и молекулярных орбиталей и энергетическая зона кристаллического лития. [c.181]

Такое приближение по начальным буквам слов линейная комбинация атомных орбиталей — молекулярная орбиталь, обозначается ЛКАО—МО. [c.119]

Более совершенную модель металлической связи позволяет создать теория молекулярных орбиталей. Согласно этой модели, весь кристалл металла следует рассматривать как одну гигантскую молекулу. Все атомные орбитали определенного типа взаимодействуют в кристалле, образуя совокупность делокализованных орбиталей, простирающихся по всему кристаллу. Число валентных атомных орбиталей в отдельном кристалле достигает 10 . Чтобы представить себе, как происходит взаимодействие столь большого числа валентных орбиталей, рассмотрим гипотетическую последовательность линейных молекул лития, Ыг, з, в которых основную роль играют валентные 25-орбитали. На рис. 14-24 показано образование молекулярных орбиталей для трех указанных молекул. Отметим, что вследствие делокализации молекулярных орбиталей ни одному из электронов не приходится располагаться на разрыхляющей орбитали. По мере удлинения цепочки атомов в молекуле расстояние между орбитальными энергетическими уровнями все более сокращается. В предельном случае для кристалла, состоящего из 10 атомов, комбинация атомных орбита-лей приводит к возникновению широкой полосы, или, как говорят, зоны, тесно расположенных энергетических уровней. [c.625]

Рассмотрим молекулу метана — простейшего органического соединения. Атом С находится в центре тетраэдра, атомы Н — в вершинах последнего. Все расстояния С—Н одинаковы, углы НСН равны 109 28. Для метана, как и для воды, молекулярные орбитали многоцентровые. Если записать их как линейные комбинации атомных орбиталей, надо учесть четыре 15-АО водородных атомов д, 5в, 5с и о и четыре внешние орбитали атома углерода 2 , 2р , 2ру и 2р , всего восемь АО (1 -электроны углерода сохраняют атомный характер). Молекулярных орбиталей образуется также восемь четыре связывающих, на которых в основном состоянии молекулы разместятся восемь валентных электронов и четыре разрыхляющие, свободные от электронов. Это обеспечивает высокую стабильность молекулы СН4. Все восемь молекулярных орбиталей метана можно изобразить одной формулой (для упрощения опустим коэффициенты при АО) [c.99]

Пусть электрон находится у атома а, и основное состояние молекулярной орбитали будет выражено атомной орбиталью = Теперь примем, что основным состоянием молекулярной орбитали будет атомная орбиталь == 4 xs ,, что указывает на связь электрона только с атомом Ь. Если ядра будут сближаться, то можно считать получающуюся в результате одноэлектронную молекулярную орбиталь, охарактеризованной двумя атомными орбиталями. Это ведет к приближенному расчету посредством ЛКАО. Поэтому можно считать, что одноэлектронная молекулярная орбиталь для электрона равна [c.145]

Энергетическая диаграмма уровней атомных и молекулярных орбиталей двухатомных молекул элементов 2-го периода показана на рисунке 26. Этой диаграммой можно воспользоваться для выяснения распределения электронов по орбиталям в молекулах. При этом следует учесть энергию орбиталей, принцип Паули и правило Гунда. Так, реакция образования молекулы N2 из атомов может быть записана так [c.49]

Koмби aция из 25-орбиталей (как и Ь-орбиталей) соответствует образованию двух а-орбиталей типа а, и Стх. При комбинации орбиталей р-типа характер перекрывания 2рг-орбиталей существенно отличается от перекрывания 2р - и 2р,/-орбиталей. Комбинация атомных 2/ь-орбиталей, которые вытянуты вдоль оси г, дает молекулярные орбитали а, и (рис. 24), тогда как комбинация двух 2Дг-орбиталей дает молекулярные л-орбитали Пх и я (рис. 25). Если вместо атомных 2р -орбиталей скомбинировать две 2/ у-орби-тали, то получаются аналогичные молекулярные орбитали л-типа, но повернутые на 90° вокруг межъядерной оси молекулы. Поскольку энергия 2рх- и 2ру-орбиталей одинакова и они перекрываются одинаковым способом, возникающие молекулярные орбитали Лх И л, имеют одинаковую энергию и форму то же самое относится к л и л -орбиталям. [c.48]

В 45 было показано, что при взаимодействии двух одинаковых атомов вместо двух энергетически равноценных исходных атомных орбиталей образуются две молекулярные орбитали, отвечающие различным уровням энергии (рис. 45). Если взаимодействуют три атома, причем их валентные орбитали заметно перекрываются, то возникают не две, а три молекулярные орбитали, в равной степени принадлежащие всем трем атомам (делокализованные орбитали) и характеризующиеся тремя различными значениями энергии. При последовательном увеличении числа взаимодействующих атомов добавление каждого из них приводит к образованию еще одного энергетического уровня и к дальнейшей делокализации молекулярных орбиталей (т. е. к распространению их на большее число атомов) общее число энергетических уровней будет при этом равно числу взаимодействующих атомов. Схема подобного процесса представлена на рис. 135. [c.531]

При подходе к химической связи в рамках метода валентных связей (ВС) предполагается, что электроны на атомных орбиталях (часто гибридных) перекрываются с образованием связей. Метод молекулярных орбиталей рассматривает ядра всей молекулы как одно полицентрическое ядро и строит систему молекулярных орбиталей, характеризуемых наборами квантовых чисел, подобно тому, как строятся атомные орбитали в атомах. После построения системы МО добавляются электроны, причем соблюдаются условия, накладываемые принципом Паули. При добавлении электронов сперва занимаются орбитали с более низкими энергиями и учитывается правило Гунда. Часто вводят приближенное предположение о том, что молекулярные орбитали могут быть представлены в виде линейных комбинаций атомных орбиталей. Такое приближение обозначается буквами ЛКАО (линейные комбинации атомных орбиталей). Для того чтобы атомные орбитали могли взаимодействовать с образованием молекулярных орбиталей, они должны, во-первых, иметь близкие энергии, во-вторых, перекрываться в заметной степени и, в-третьих, иметь одинаковую симметрию относительно линии связи в молекуле. [c.69]

Рассмотрим сперва комбинации атомных орбиталей, соответствующие образованию молекулярных орбиталей для двухатомных молекул с одинаковыми ядрами (например. Иг, Ог, N2 и т. д.). В молекуле водорода взаимодействие двух 15-атомных орбиталей двух атомов водорода приводит к возникновению двух молекулярных орбиталей (рис. 2-12). Математически комбинируются волновые функции фа и фв двух идентичных атомов водорода На и Нв в функции фа фв, соответствующие двум [c.69]

Первый этап исследования заключается в построении молекулярных орбиталей. Для этого воспользуемся валентными 2s- и 2р-орбиталями каждого из двух атомов молекулы. На рис. 12-6 схематически изображены их энергетические уровни, а на рис. 12-7 показаны типы различных молекулярных орбиталей, образованных комбинациями этих атомных орбиталей. [c.520]

Первая стадия, несомненно самая трудная, заключается в выборе пробных форм атомных или молекулярных орбиталей, которые должны быть использованы для построения JV-электронной волновой функции. Набор орбиталей (некоторые используются дважды) называется конфигурацией . Принцип запрета требует, чтобы конфигурация содержала по меньшей мере N12 отдельных орбиталей, если N четно, и по меньшей мере N + 1)/2, если N нечетно. Мы увидим, что молекулярноорбитальные волновые функции для основного состояния (но не возбужденного состояния) органических молекул содержат не более этого числа ортогональных орбиталей. [c.41]

Волновая функция разрыхляющей молекулярной орбитали в области перекрывания представляет собой разностную комбинацию исходных атомных орбиталей, такая орбиталь не концентрирует электронную плотность в межъядерной области. Наоборот, она выталкивает электронную плотность за пределы этой области. Разрыхляющая орбиталь имеет узловую плоскость, на которой молекулярная волновая функция (и электронная плотность) всюду равна нулю. Эта плоскость проходит между ядрами перпендикулярно к межъядерной оси. Энергия электрона на разрыхляющей орбитали больше, чем у электрона на каждой из составляющих ее атомных орбиталей зависимость энергии разрыхляющей орбитали от межъядерного расстояния не имеет минимума, а монотонно возрастает по мере уменьшения межъядерного расстояния. Помещение электрона на разрыхляющую орбиталь уменьшает прочность связи и стабильность молекулы.. [c.543]

Орбитали 0,, 02 воплощают идею о взаимодействии каждого валентного электрона в атоме бериллия с соответствующим ls-электроном в атоме водорода. Выбор угла а и был продиктован этими соображениями. При этом оказьшается, что локализованные на связях Ве—Н молекулярные орбитали со,, 02 представляют собой линейную комбинацию s—p гибридизованных атомных орбиталей бериллия и ls-вол-новых функций атома водорода. Такая конструкция МО напоминает соответствующее выражение (4.23) для LiH. На этом примере можно проследить возникновение понятия о валентном состоянии атома в пределах заданной молекулярной структуры. Первоначально это понятие было введено в квантовую химию в качестве априорного предполагалось, что проигрыш в энергии, связанный с возбуждением 2s 2р атома бериллия, будет в дальнейшем скомпенсирован вьшгрышем в энергии при формировании в данном примере двух химических связей Ве-Н. Отметим, что замена в определителе Слейтера орбиталей 2og, 1а их линейной комбинацией со,, 602 является вполне корректным преобразованием, переход же от со,, СО2 к со,, С02 представляет собой уже некоторую аппроксимацию. В литературе подробно изложено построение sp -и sp -гибридизованных орбиталей см. [9], [12], [20]. [c.229]

Теория молекулярных орбиталей позволяет гораздо лучше предсказывать, какие лиганды вызывают большую разность энергий между уровнями 12д И йд В октаэдрических комплексах, а какие вызывают малое расщепление. Для таких предсказаний необходимо обсудить взаимодействия У2 и -орбиталей, которые образуют уровень с атомными [c.235]

АО, образующие МО, должны перекрываться. При этом ядра располагаются так, чтобы перекрывание было максимальным принцип максимального перекрывания). Необходимость перекрывания АО очевидна. Чем полнее перекрываются АО при образовании МО, тем сильнее понижение энергии при переходе электрона с атомной на молекулярную орбиталь, тем прочнее связь, образующаяся в молекуле. [c.62]

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]

Минимальное значение Е определяется при помощи вариационного метода, который заключается в минимизации интеграла (II, 6) путем варьирования параметров атомных орбиталей в волновой функции. Покажем, как это осуществляется на примере расчета состояния я-электронов молекулы этилена. Молекулярную орбиталь ф этилена можно представить в простейшем случае в качестве линейной комбинации двух атомных 2р -орбиталей h и В таком случае [c.47]

Метод молекулярных орбиталей (МО). Метод МО исходит из некоторой фиксированной координации атомных ядер и строит систему многоцентровых молекулярных орбиталей, характеризуемых наборами квантовых чисел, подобно тому, как это делается для атомов. После построения системы молекулярных орбиталей добавление электронов осуществляется при соблюдении принципа Паули и правила Хунда. В обычно используемом варианте метода сами молекулярные орбитали строятся как линейные комбинации атомных орбиталей (ЛКАО). Чтобы атомные орбитали могли взаимодействовать с образованием молекулярных орбиталей, они должны 1) быть близки по энергии, 2) заметно перекрываться, 3) обладать одинаковой симметрией относительно образуемой химической связи. С то4ки зрения используемой терминологии метод ВС можно представить себе как частный вариант метода МО, где используются только двухцентровые МО. [c.184]

Укажите различия между атомной и молекулярной орбиталями. [c.45]

Симметрия молекул, атомных и молекулярных орбиталей характеризуется определенным набором операций симметрии, число которых называют числом симметрии. Указанные наборы операций симметрии называются точечными группами симметрии (название связано с неподвижностью по крайней мере одной точки фигуры при любой операции симметрии). [c.95]

Поскольку эти новые орбитали представляют собой смесь двух исходных орбиталей, их называют гибридными. Так как для образования гибридной орбитали необходимо слияние 5-и р-орбиталей, ее называют р-орбиталью. Каждая р-орбиталь состоит из двух долей большой и очень маленькой. Все р-ор-битали являются атомными орбиталями, хотя они возникают только в процессе образования связи и не отражают возможную структуру свободного атома. Атом ртути образует две связи за счет перекрывания двух больших долей, показанных на рис. 1.3, с орбиталью внешнего атома. Это может быть 5-, р-, й- или /-орбиталь или же другая гибридная атомная орбиталь, но перекрываться могут только доли одного знака. В любом из этих случаев возникающая молекулярная орбиталь будет называться ст-орбиталью, так как она удовлетворяет данному выше определению ст-орбитали. [c.20]

Рис. 62. Схема электронных переходов между различными типами атомных и молекулярных орбиталей а — заполненные в основном систоянни орбитали б —вакантные орбитали

Ядра и электроны являются заряженными частицами, поэтому они создают вокруг себя электрические поля, а состоящие из них атомы, ионы и многоатомные частицы подвержены действию внешних электрических полей. Кроме того, многие ядра имеют не равный нулю внутренний момент импульса (спин), а электроны к тому же могут иметь отличный от нуля момент импульса, обусловленный их нахождением на соответствующих атомных или молекулярных орбиталях. Наличие у заряженной частицы момента импульса означает, что такая частица является магнитным диполем. Поэтому электроны и многие ядра являются источниками локальных магнитных полей и подвержены действию внешних магнитных полей. Все эти явления оказывают некоторое, иногда существенное влияние на химические свойства атомов и молекул. Вместе с тем они создают интересные возможности для изучения строения атомов и многоатомных систем. [c.87]

Молекулярные орбитали, образованные из -атомных орбиталей, мы будем обозначать а а-орбитали, возникшие из р -атомных орбиталей,— Стг (для двухатомных молекул принято считать ось г проходящей через ядра атомов) я-орбитали, образованные из Ру- и р -атомных орбиталей, обозначим соответственно Иу и Разрыхляющие орбитали принято отмечать звездочкой. Часто МО обозначают также, указывая после букв ст или те АО, из которых образовалась МО — сг15, к2рх и т. д. Эти обозначения более строгие, но они длиннее. [c.186]

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]

Граничные, поверхности АО, образующих МО, должны перекрываться. При этом ядра располагаются так, чтобы перекрывание было максимальным. (Принцип максимального перекрывания.) Необходимость перекрывания АО очевидца. Если адра А и В расположены так, что АО двух атомов не перекрываются, то электрон на АО атома-А ни в какой достигаемой им области внутри граничной поверхности не будет испытывать ощутимопэ действия ядра В и, значит, не сможет двигаться иначе, чем в поле ядра А. Чем полнее перекрываются АО при образовании МО, тем сильнее понижение энергии при переходе электрона с атомной на молекулярную орбиталь, тем прочнее связь, образующаяся в молекуле. Мерой эффективности перекрывания является йн-теграл перекрывания 5= Х дх (см. 26). [c.91]

Теперь можно перейти непосредственно к систематике первых десяти МО молекулы- Н . Первые Две, образованные линейной комбинацией атомных орбиталей Ь, уже рассмотрены нами. Молекулярная орбиталь основного состояния + (нормировочный множитель опущен) может быть записана и так = 1 +1 - Так как в состоянии магнитное число /и, =0, то и =0, следовательно, эта орбиталь ст-типа. Символ стЬ указывает и на состояние разъединенных атомов, из орбиталей которых она построена. Как видно на рис, 35, стГ. -орбиталь положительна во всех областях пространства и поэтому при инверсии в центре не изменяет знака эта орбиталь — четная. Ее символ ст . В то же время она связывающая и иногда ее обозначают как Следующая орбиталь. Это тоже ст1л-орбиталь, но, как видно из рис. 35, при инверсии в центре она изменяет знак, поэтому обозначается ст 1. Цен1р симметрии является для ст1 орбитали узловой точкой. Через него проходит перпендикулярно оси молекулы узловая плоскость, где электронная плотность равна нулю. Вследствие этого ст1.у-ор-биталь — разрыхляющая, что и обозначается звездочкой еправа вверху ст 1л . Обе рассмотренные МО относятся к первому квантовому слою. Следующая пара молекулярных орбиталей и ст 25 образована из 2.У атомных орбиталей. Эти МО аналогичны рассмотренным МО первого квантового слоя и отличаются только более высокой энергией. [c.106]

Природа ядерных сил, удерживающих протоны и нейтроны в атомном ядре, окончательно не установлена. Понвндимому, нротрны и нейтроны взаимодействуют между собой за счет обмена примерно такого же характера, как обмен электронами между атомами в ковалентных молекулах. Однако в ядрах атомов вместо электронов на молекулярных орбиталях действуют другие элементарные чаетицы и другие связывающие силы. [c.210]

С точки зрения приведенного выше представления о молекулярных орбиталях в молекуле этилена каждый атом углерода должен использовать sp -opбитaли для образования связей с тремя атомами. Эти р -орбитали возникают в результате гибридизации 2з-, 2рх - и 2ру -электронов после перехода одного -электрона на р-орбиту, как было показано в разд. 1.3. Можно полагать, что любой атом углерода, связанный с тремя разными атомами, использует для этих связей sp -opбитaли. Таким образом, каждый атом углерода этилена участвует в образовании трех 0-связей по одной с каждым из двух атомов водорода и одной с другим атомом углерода. Поэтому каждый атом углерода имеет еще один электрон иа орбитали 2рг, которая в соответствии с принципом максимального отталкивания перпендикулярна плоскости р -орбиталей. Две параллельные 2 рг-ор-битали могут перекрываться, образуя две новые орбитали, связывающую и разрыхляющую (рис. 1.5). В основном состоянии оба электрона находятся на связывающей орбитали, а разрыхляющая орбиталь остается вакантной. Молекулярные орбитали, образованные при перекрывании атомных орбиталей, оси которых параллельны, называют л-орбиталями, если они являются связывающими орбиталями, и. п -орбиталями, если они являются разрыхляющими орбиталями. [c.22]

Два электрона в молекуле На занимают одну связывающую молекулярную орбиталь, образующуюся из 1 -атомных орбиталей. Наличие двух электронов на одной молекулярной орбитали отражено в записи Н2[(о515) ] верхним индексом. Молекула На стабильна, так как оба ее электрона занимают только связывающую а1-орбиталь, энергия которой меньше энергии орбиталей [c.51]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология