Орбиталь связывающие

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]

Если двухатомная молекула образована одинаковыми ядрами, можно просто представить молекулярные орбитали, состоящими из индивидуальных атомных орбиталей. Как видно из рис. 5-7. для 5- и р-орбиталей возможно образование двух различных типов молекулярных орбиталей. Атомные орбитали комбинируются с образованием двух молекулярных орбиталей — связывающей н разрыхляющей, соответствующих симметричной и антисимметричной функциям. Молекулярные орбитали, образованные из 1з-атомных орбиталей, имеют цилиндрическую симметрию относительно линии, соединяющей центры атомов А и В. Такие связи называют ст-связями. При комбинации двух р -орбиталей или р - и з-орбиталей также образуются а-связи. Наоборот, р -орби-тали, как показано на рис. 5-7, имеют совсем другую симметрию относительно оси связи. Такие связи называют я-связями и, так как они образуются при перекрывании р - и р -атомных орбита-лей, их обозначают соответственно или я -связями. Необходимо различать связывающие и разрыхляющие орбитали. Это можно сделать путем обозначения разрыхляющей ст-орбитали через а, а разрыхляющей я-орбитали через я. Такие же обозна- [c.154]

Рис. 12-8. Энергетические уровни молекулярных орбиталей, показанных на рис, 12-7. Среди молекулярных орбиталей, образованных атомными. - и р-орбиталями, связывающие устойчивее

Молекулярные орбитали, полученные из атомных. 5-орбиталей, имеют более низкую энергию, чем полученные из р-орбиталей. Кроме того, из двух молекулярных орбиталей, образованных одн ими и теми же ато.мпы ми орбиталями, связывающая орбиталь должна иметь более низкую энергию, чем разрыхляющая. Таким образом, двумя наиболее устойчивыми уровня.ми являются ст, и ст. Наиболее устойчивыми связывающими орбиталями, полученными из атомных 2р-орбиталей, являются л и ЛJ., а не ст. [c.522]

Рассмотрим образование молекулярных орбиталей в молекуле фтороводорода HF (рис. 33). Поскольку потенциал ионизации фтора (17,4 эВ или 1670 кДж/моль) больше, чем водорода (13,6 эВ или 1310 кДж/моль), то 2р-орбитали фтора имеют меньшую энергию, чем Is-орбиталь водорода. Вследствие большого различия энергий ls-орбиталь атома водорода и 25-орбиталь атома фтора не взаимодействуют. Таким образом, 25-орбиталь фтора становится без изменения энергии молекулярной орбиталью в HF. Такие орбитали называются несвязывающими. Орбитали 2р и 2p фтора также не могут взаимодействовать с ls-орбиталью водорода вследствие различия симметрии относительно оси связи. Они тоже становятся несвязы-аающими молекулярными орбиталями. Связывающая и разрыхляющая молекулярные орбитали образуются из ls-орбитали водорода и 2рд,-орбитали фтора. Атомы водорода и фтора связаны двухэлск-тронной связью с энергией 560 кДж/моль. [c.127]

Константа изотропного " N- TB в N02 составляет 151 МГц, а максимальное значение константы анизотропного СТВ равно 12 МГц. Из величины СТВ 1540 МГц, ожидаемой для одного электрона на 25-орбитали азота, и величины СТВ 48 МГц, ожидаемой для электрона на 2/7-орбитали, рассчитано, что составляет 0,10, и обнаружено, что Рр составляет 0,25 при отношении 2р/2х = 2,5. Для. р -орбитали это соотношение должно быть равно 2,0, поэтому полученный результат предполагает, что орбиталь, связывающая кислород, имеет больший р-характер, чем 5р--орбиталь, и что угол превышает 120"". Из микроволнового спектра N 2 в газовой фазе следует, что угол равен 134 [c.42]

Сравните изменения энергии диссоциации молекул и ионов по группам элементов. С каких молекулярных орбиталей (связывающих или разрыхляющих) отрывается электрон при образовании положительно заряженного иона На какие орбитали входит электрон при образовании отрицательно заряженного иона Укажите элементы, обладающие аномальными свойствами. Укажите другие особенности в поведении рассматриваемых частиц. Попытайтесь объяснить обнаруженные Вами закономерности и несоответствия. [c.47]

Во всех рассмотренных случаях реакций с линейным трехцентровым активированным комплексом происходит разрыв одной химической связи. Если бы этот разрыв предшествовал образованию новой химической связи, то энергия активации реакции была бы равна энергии разрыва связи, а такие реакции могут идти лишь при достаточно высоких температурах. Между тем все приведенные и многочисленные другие реакции замещения идут с измеримой скоростью при комнатной или, по крайней мере, при умеренно высоких температурах. Следовательно, новая связь А—В начинает образовываться при еще не разорванной связи В—D. Значит взаимодействие А с В начинается, когда еще существует молекулярная а- или я-орбиталь, связывающая В с D. [c.282]

Плотность неспаренного электрона в плоскости, проходящей через ядра атомов Н, равна нулю. Однако в спектре радикала СНз четко проявляется изотропная СТС от трех эквивалентных протонов — четыре равноотстоящих линии с соотношением интенсивностей 1 3 3 1 а = 22,5 Э. Это явление объясняется конфигурационным взаимодействием. Предполагается, что к основному состоянию неспаренного электрона в небольшой степени примешано возбужденное состояние, при котором неспаренный электрон находится на ст-орбиталях, связывающих атомы С и Н, и таким образом взаимодействует с протоном. [c.246]

Рис. 24. Схема образования из р томных орбиталей связывающей Ох и разрыхляющей <т орбиталей двухатомной

Сложение и вычитание -электронных плотностей приводит к возникновению двух молекулярных ст-орбиталей, связывающей и разрыхляющей На каждой из орбиталей могут рас- [c.235]

Сравните изменения энергии диссоциации молекул и ионов по группам элементов. С каких молекулярных орбиталей (связывающих или разрыхляющих) отрывается электрон при образовании положительно заряженного иона На какие орбитали входит электрон при образовании отрицательно заряженного иона Укажите элементы, обладающие аномальными свойствами. Укажите другие особенности в [c.53]

Какая из молекул и почему легче и труднее отдает электрон Нарисуйте энергетические диаграммы распределения электронов по молекулярным орбиталям. С каких орбиталей, связывающих или разрыхляющих, удаляются электроны из молекул [c.122]

Единственная внешняя орбиталь, связывающая с карбонильной группой или трехвалентным атомом фосфора. [c.121]

Теория групп не дает никакой информации ни о значениях коэффициентов С1 и С2, ни об энергиях орбиталей. Однако из того, что известно пз гл. 6, можно сделать вывод, что одна пз этих орбиталей — связывающая (для нее коэффициенты имеют одинаковый знак) другая орбиталь — разрыхляющая (для нее коэффициенты имеют противоположные знаки). Аналогично из [c.156]

Таким образом, согласно методу МО, при соединении двух атомов в молекулу электрон может занимать одну из двух орбиталей связывающую или разрыхляющую. При заполнении молекулярных орбиталей электронами действуют те же принципы, что и в многоэлектронных атомах, т. е. действуют принципы наименьшей энергии, запрет Паули и принцип Хунда. Поэтому в ионе Щ электрон находится на связывающей, более низкой по энергии орбитали. Расчет по методу МО ЛКАО дает для этого [c.248]

В карбонилах и цианидах -металлов я-связь образуется за счет перекрывания орбитали й у металла и разрыхляющей орбитали оксида углерода (рис. 35). Таким образом, орбитали t2g (см. рис. 34) становятся связывающими, их уровень снижается, расщепление А увеличивается, что смещает влево положение соответствующих лигандов в спектрохимическом ряду. Как видно из этого примера, разрыхляющая МО, ослабляющая связь внутри молекулы лиганда, становится орбиталью, связывающей его с металлом. Кроме того, мы видим, что центральный атом Ме может выступать не только как акцептор электронов лигандов (на орбиталях 1 , tlц, е,), но и как донор электронов для других [c.274]

В представлении метода МО, сближение атомов приводит к об разованию двух типов молекулярных орбиталей - связывающих л разрыхляющих, т. е. различающихся по энергии. Чем больше число взаимодействующих атомов М, тем больше МО и тем меньше разница в их энергиях (рис. 6.9). При больших N образуется общая система орбиталей, называемая энергетической зоной, причем ширина зоны, т. е. разница энергий самой низкой и самой высокой МО, определяется природой атомов и межатомным расстоянием, но не зависит от N. На каждой МО может находиться не более двух электронов. Если общее число электронов меньше, чем удвоенное число МО, то при температурах, близких к абсолютному нулю, электроны располагаются парами на низших уровнях, тогда как верхняя половина зоны оказывается вакантной (как это показано на рис. 6.10). При таком заполнении зоны уже при 100-150 К часть электронов приобретает энергию, достаточную для того, чтобы [c.87]

Используя этот подход, мы можем найти характеристические орбитали "ф и грг, и, таким образом, природу орбитального пересечения просто на основе знания узловых свойств и приблизительной величины коэффициентов молекулярных орбиталей электро-циклического реагента с меньшим числом я -электронов (по нашим, данным, МОХ- и ППП-методы дают идентичные результаты). Пусть является самой низшей связывающей МО в любом из хромофоров, имеющихся в исходной молекуле, которая сильно взаимодействует со связывающей комбинацией (сг) АО двух атомов углерода, первоначально соединенных простой связью, а т )2 — самой нижней разрыхляющей МО в имеющихся хромофорах, которая сильно взаимодействует с разрыхляющей комбинацией (а ) АО этих же атомов углерода. Если является ВЗМО исходной молекулы и — ее НСМО, орбитальное пересечение будет нормальным, в противном случае — аномальным. Для того чтобы определить, какие орбитали будут наиболее сильно взаимодействовать со связывающей комбинацией АО двух атомов углерода, у которых происходит разрыв связи и которые не имеют узловой плоскости, перпендикулярной этой, связи для дисротаторного раскрытия, но имеют такую плоскость,,, если раскрытие конротаторное (рис. 8-9), необходимо исследовать узловые свойства этих орбиталей, поскольку они должны, иметь соответствие узловым свойствам орбиталей связывающей комбинации исходной простой связи наряду с приблизительной величиной коэффициентов этих МО на атомах, соседних с атомами бывшей простой связи. Подобную же операцию надо проделать и для разрыхляющей комбинации АО разрывающейся связи, помня, что она. имеет узловые свойства, противоположные связывающей комбинации. [c.337]

Оказывается, что орбитали р-типа (и высших типов) могут перекрываться двумя способами, как это изображено на рис. 7.8, где также указаны вид результирующих МО и их симметрия. В соответствии с этой симметрией различают МО двух типов а-МО (симметричные относительно отражения в плоскости, в которой лежит соединяющая ядра прямая) и я-МО (антисимметричные по отношению к отражению в такой плоскости). Следующее важное различие заключается в том, что орбитали первого типа можно, грубо говоря, преобразовать в двухцентровые, т. е. локализованные на двух центрах орбитали (охватывающие главным образом область между ядрами атомов, из АО которых образована данная МО), в то время как для л-орбиталей типична многоцентровость, так что они часто охватывают большее число атомов. Поэтому такие МО называют делокализованными (в отличие от локализованных МО). На рис. 7.9 показана зависимость интегралов перекрывания (для перекрывания а- и я-типа) от расстояния между атомами. Наконец, в табл. 7.3 перечислены все возможные случаи эффективного (5 > 0) и неэффективного (S — О, неэффективность обусловлена симмеТ рией) составления линейных комбинаций атомных орбиталей при построении молекулярных орбиталей. Если интеграл перекрывания равен нулю, говорят, что соответствующие функции ортогональны. На рис. 7.10 приведены примеры перекрывания, ведущего к образованию молекулярных орбиталей о-, я- и б-типа (см. разд. 9.4). На рис. 7.11 показан вид молекулярных орбиталей (связывающих и разрыхляющих, см. разд. 9.1 и 9.4) для некоторых комбинаций атомных орбиталей кроме того, для нескольких простейших углеводородов схематически изображено образование связывающих а- и я-МО (разрыхляющие МО в этих случаях не приведены) в результате перекрывания различных АО. [c.173]

Рис. 2.7. Молекулярная орбиталь, образованная из атомных 5-орбиталей. Связывающее состояние.

На рис. 1.67 изображено установленное методом рентгено структурного анализа строение иона [Р1(С2Н4)СЬ]л Молекула С2Н4 расположена перпендикулярно плоскости, в которой лежат атомы хлора. Построение молекулярных орбиталей, связывающих [c.131]

Возвратимся к орбиталям связывающих и неподеленных электронных пар в молекулах СН4, МНз иНаО. Неподеленные пары электронов здесь оказывают более сильное отталкивающее действие на соседние электронные пары, чем связывающие электронные пары, так как неподеленная пара находится под воздействием одного ядра, а связывающая пара находится в поле двух ядер. Это приводнт, как было показано, к искажению валентных углов между атомами с возрастанием числа неподеленных пар — от МИз к Н2О. [c.104]

На рис. 1.62 изображено установленное методом рентгеноструктурного анализа строение иона (Р((СаН4)СЬГ. Молекула этилена С2Н4 расположена перпендикулярно плоскости, в которой лежат атомы хлора. Построение молекулярных орбиталей, связывающих центральный атом М и лиганд С2Н4, схематически представлено на рис. 1.63. Сплошной линией показаны орбитали центрального атома (иона) М и лиганда, пунктиром-обра- [c.139]

На рис. 111 изображено установленное методом рентгеноструктурного анализа строение иона [Р1(С2Н4)С1з] . Здесь молекула С2Н4 расположена перпендикулярно плоскости, в которой лежат атомы хлора. Построение молекулярных орбиталей, связывающих Р1 и С2Н4, схематически представлено на рис. [c.231]

В гетероядерных молекулах отнесение орбитали к связывающему типу наиболее тесно определяется по соответствующей ей карте дифференщ1альной плотности, т. е. если на связи электронная плотность по сравнению с плотностью свободных атомов увеличивается, то орбиталь связывающая, при уменьшении плотности — орбиталь разрыхляющая. Корреляционная диаграмма, цля гетероядерной двухатомной молекулы строится аналогично корреляционной диаграмме гомоядерной молекулы на основании расчетов и спектральных данных. [c.148]

Принципиальное отличие между этой орбиталью и орбиталью связывающей состоит в том, что третий член в ириведеппой формуле отрицателен, т.е. электронная плотность в межъядерной области уменьшается (рис. 1.5). В плоскости, проходящей через середину связи, где орбитали 1а а и 15в имеют равные амплитуды, отрицательная иптерферепция максимально полная, и ноэтому в орбитали возникает узел. Электрон, занимающий (Ьа-15в)-орбнталь, стремится растолкнуть ядра. Частично это обусловлено тем, что его почти пет в межъядерной области, и он находится в основном снаружи атомов, а ноэтому стремится растянуть связь, чтобы находиться и с внутренней стороны атомов. Вследствие этого (15А-15в)-орбиталь является антисвязывающей (другое название - разрыхляющая). [c.25]

Основной структурной особенностью олефиновых углеводородов является присутствие в молекуле двойной углерод-углеродной связи. Простейшим олефином является этилен (этен) С2Н4. Для описания молекулы этилена обычно используют а-связь между двумя 5р2-гибридизованными атомами углерода и я-связь, включающую набор из двух базисных орбиталей — связывающей (занятой) (1) и разрыхляющей (антисвязывающей, свободной) (2), образующихся за счет двух оставшихся неиспользованными р-орбпта-лей. [c.169]

Последовательность энергетических уровней электронов следующая разрыхляющая а -орбиталь > разрыхляющая л -орбиталь > несвязывающая п-орбиталь > связывающая л-орбиталь > связывающая а-орбиталь. [c.139]

Из этой схемы и из рис. 19 видно, что связывание осуществляется двумя электронами Стзр -орбитали и двумя электронами вырожденных Щр -и Я2р -орбиталей. Связывающее же действие еще двух электронов этих (шя) орбиталей нейтрализуется действием двух разрыхляющих электро- [c.613]

Для октаэдра [Al06] характерны шесть связывающих о- и шесть разрыхляющих о -молекулярных орбиталей, связывающие я- и разрыхляющие я -моле-кулярные орбитали. Кроме того, можно построить несвязывающие п-орбитали. Молекулы углеводородов или других соединений могут взаимодействовать с вакантными атомными или молекулярными орбиталями указанных полиэдров. [c.61]

КОВАЛЕНТНАЯ СВЯЗЬ, центральное понятие теории хим. связи, сформировавшееся еще в рамках теории валентности. К. с. образуют атомы (или группы атомов), на валентных ор-бнта. 1ях к-рых имеются неспаренные электроны. Обобществление последних ведет к формированию общей для связывающихся атомов электронной пары. В зависимости от числа возникающих т. о. электронных пар различают простые связи (одна электронная пара) и кратные связи. Природа К. с. раскрывается полностью лишь при квантовомех. рассмотрении (см. Химическая связь), к-рое выявляет общность сил, ответственных за возникновение как К. с., так и др. типов хим. связи. При образовании К. с. из одинаковых атомов или групп распределение электронной плотности в орбиталях связывающих электронных пар строго симметрично по отношению к обоим атомным центрам (неполярные связи). Если К. с. образованы атомами с разл. электроогри-цател ностью, то электронное облако связи смещено в сторону более электроотрицат. атома (полярные связи). [c.264]

Схематич. изображение в-,я- и Й-СЕкзей а — ст-саязь, образуемая перекрыванием i-атомных (вверху) и р-атокных орбиталей связывающихся центров 6 — л-связи, образуемые Рл— [c.281]

Учебник общей химии (1981) -- [ c.181 ]

Общая химия в формулах, определениях, схемах (1996) -- [ c.68 ]

Общая химия в формулах, определениях, схемах (0) -- [ c.68 ]

Общая химия в формулах, определениях, схемах (1985) -- [ c.68 ]

Общая химия в формулах, определениях, схемах (0) -- [ c.68 ]

Валентность и строение молекул (1979) -- [ c.62 , c.64 ]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология