Орбитали и распределение электронной плотности

Рис. 25. Распределение электронной плотности в молекуле Но (сплошная линия) и сумма вероятностей нахождения электронов на 15-орбиталях двух атомов Н (пунктир)

Радиальное распределение электронной плотности орбиталей. На рис. 8 показано радиальное распределение электронной плотности для S-, р- и -орбиталей атома водорода. Как видно из рисунка, число максимумов на кривой распределения электронной плотности определяется главным квантовым числом. Для s-электронов число максимумов равно значению главного квантового числа, для о-электро-HO J — на единицу меньше, а для -электронов — на две единицы [c.18]

Лекция 7. Основные положения метода молекулярных орбиталей (МО). Энергетические диаграммы распределения электронной плотности в молекулах. Применение метода МО к молекулам, образованным из атомов элементов первого и второго периодов. Объяснение магнитных свойств и возможности существования двухатомных частиц с помощью метода МО. Лекция 6. Межмолекулярное взаимодействие. Природа межмолекулярных сил. Ориентационное, индуктивное, дисперсионное взаимодействие. Водородная связь. Влияние водородной связи на свойства вешества. Конденсированное состояние вещества. Кристаллическое состояние. Кристаллографические классы и втя системы.. Ьоморфизм и полимор( )Изм. Ионная, атомная и молеклярная, металлическая и кристаллическая рещетки. [c.179]

Поскольку точное решение уравнения Шредингера для более сложных молекул, чем Нг, невозможно, возникли различные приближенные методы расчета волновой функции, а следовательно, распределения электронной плотности в молекуле. Наиболее широкое распространение получили два подхода теория валентных связен (ВС) и теория молекулярных связей орбиталей (МО). В развитии первой теории особая заслуга принадлежит Гайтлеру и Лондону, Слетеру и Полингу, в развитии второй теории — Малликену и Хунду. [c.46]

У последнего элемента 3-го периода — аргона Аг (как и у Ые) завершается заполнение х- и р-орбиталей. Его внешний слой (слой М) представляет собой совокупность четырех двухэлектронных облаков (одного в форме шара, трех других — в форме гантели). У атомов элементов 3-го периода в двух первых квантовых слоях (К и ) повторяется электронная конфигурация атома неона (I я 2я 2р"). На рисунке II по максимумам распределения электронной плотности в атоме аргона можно различить К-, L- и Л1-слои. [c.28]

Характер распределения электронной плотности для исходных атомных и образованных молекулярных орбиталей показан на рис. 24. Следует отметить, что поскольку складываются (вычитаются) орбитали (точнее волновые функции), то электронная плотность (характеризуемая квадратом волновой функции) между ядрами больше суммы плотностей электронных облаков изолированных атомов для тех же расстояний. На рис. 25 показано распределение /ектронной плотности в молекуле водорода На- Электронная плот- [c.48]

Так как валентный штрих в методе локализованных пар сопоставляется с локализованной парой электронов, то приведенным двум формулам Кекуле соответствуют по меньшей мере два разных распределения электронной плотности. Но для молекулы в стационарном состоянии существует одно-единственное распределение. Поэтому в методе валентных связей реальное распределение электронной плотности молекулы бензола надо представить как наложение по меньшей мере двух распределений локализованных пар, а для более точной картины—пяти распределений. Это значительно усложняет метод, не облегчая восприятия реальности. Для более сложных молекул число используемых при их описании валентных схем стремительно возрастает. Метод полностью утрачивает преимущества наглядности, а в расчете молекулярных свойств становится менее удобным, чем метод молекулярных орбиталей. [c.58]

Каждая из молекулярных орбиталей охватывает все атомы молекулы и поэтому по характеру распределения электронной плотности i e четыре атома водорода равноценны. Это отвечает наличию четырех [c.64]

Сущность каталитического действия Н+ в рассмотренных реакциях заключается в том, что электрофильный реагент Н+ имеет свободную (незанятую) орбиталь и избыточный положительный заряд. Свободный энергетический уровень Н+ может взаимодействовать с энергетическими уровнями несвязывающих орбиталей, а также с верхними заполненными молекулярными орбиталями кислорода. На свободную орбиталь Н+ смещается электронный заряд с несвязывающей или верхней заполненной орбитали кислорода. В результате возникает связь донорно-акцепторного типа между протоном и атомами кислорода. Распределение электронной плотности в молекуле изменяется. За счет понижения электронной плотности на связях — прочность их понижается, молекула поляризуется. [c.625]

При переходе электронов с ВЗМО на НСМО в возбужденной молекуле появляются две частично заполненные молекулярные орбитали, что приводит к снятию запрета реакции по правилу соответствия атомных орбиталей (см. 214). Изменение распределения электронной плотности в молекуле может сопровождаться изменением геометрической структуры молекул (ср. рис. 199 с рис. 45). Оно может привести к изменению прочности отдельных связей, поляризации и дипольных моментов молекул. Так, например, константы диссоциации /г-крезола и 1-нафтола в исходном (5 о) и возбужденном состояниях характеризуются следующими данными [c.614]

Магнитные свойства комплексных соединений хорошо описываются с позиций теории кристаллического поля. Эта теория основана на предположеиии, что между комплексообразователем и лигандами осуществляется чисто электростатическое взаимодействие. Однако, в отличие от классических электростатических представлений, в теории кристаллического поля учитывается пространственное распределение электронной плотности -орбиталей комплексообразователя. [c.205]

Увеличение скорости безызлучательных синглет-триплетных переходов можно рассматривать как результат возросшего взаимодействия молекул в комплексе по сравнению с взаимодействием свободных молекул. В таких ассоциатах из-за сильного взаимодействия возбужденной молекулы с окружающими молекулами электронная энергия легко превращается в другие виды энергии. Так, увеличение скорости безызлучательных процессов приводит к быстрому превращению электронной энергии в тепловую энергию окружающих молекул. При образовании комплекса молекулярные орбитали деформируются и происходит смешивание а- и л-орбиталей. При этом в результате смешивания с а-орбиталями распределение электронной плотности приобретает более 5-подобный характер, что приводит к увеличению спин-орбитального взаимодействия. [c.75]

За формирование аналитического сигнала ответственными являются d— -d переходы, переходы, с переносом заряда d—>-л, я— d и л—-переходы.ii— - -Переходы характер- ны для аква-ионов и некоторых комплексов соединений d-эле-JweHTOB с неполностью заполненными d-орбиталями, когда возможность осуществления переходов возникает вследствие нарушения симметрии распределения электронной плотности и расщепления основного электронного состояния иона металла в поле лиганда. Переходы с переносом заряда возможны при наличии в молекуле или сложном ионе доноров и акцепторов электронов, когда имеет место электронный переход с орбитали, локализованной на атоме акцептора, на орбитали, локализованные на атоме донора или, реже, наоборот, что, например, объясняет интенсивную окраску тиоцианата железа (1П), гетерополисоединений, сложных ионов типа М.ПО4 , Сг04 , комплексов -элементов с бесцветными органическими реагентами, например, никеля с диметилглиоксимом, железа с 1,10-фенантроли-ном и молекул органических соединений, когда в них одновременно входят электронодонорные и электроноакцепторные заместители. [c.55]

Квадраты этих функций определяют распределения электронной плотности, соответствующие каждой молекулярной орбитали. Все щесть молекулярных орбиталей схематически изображены на рис. 13-25. Три из них являются связывающими, а три-разрыхляющими. Их энергетические уровни показаны на рис. 13-26. Отметим, что на примере рассматриваемых я-орбиталей иллюстрируется общее правило, согласно которому орбитали с больщим числом узловых поверхностей имеют более высокую энергию. Справедливость этого утверждения можно проверить на орбиталях гомоядерных и гетероядерных двухатомных молекул, обсуждавщихся в гл. 12, и даже на волновых функциях атома водорода. [c.575]

При этом электронный заряд перетекает частично с центрального атома на лиганды (так называемое обратное связывание). Так как заряд перетекает на разрыхляющую орбиталь, связь в лиганде между С и О ослабевает, из тройной становится двойной. Поскольку на а-связывающих орбиталях электрон переносится от лигандов к центральному атому, а на <1—л-орбиталях в обратном направлении, достигается равномерное распределение электронной плотности в координационном соединении. Итак, в карбониле Сг(СО)в, как и в других карбонилах, связь возникает в основном за счет обобществления в комплексе электронов неподеленных пар молекул СО и внешних электронов атома металла. [c.128]

Указанное отнесение орбиталей подтверждено исследованием фотоэлектронного спектра воды, в котором обнаружены три полосы, отвечающие отрыву электронов с трех высших орбиталей узкая, характерная для несвязывающих орбиталей, отвечает МО 1 1 [или 2рхо, см. запись (а)1 и две широкие, характерные для связывающих орбиталей, отвечающих МО Зл и 16г [или г[л и г1з2, см. запись (а)1. Энергии орбиталей соответственно равны 12,6 13,7 и 17,22 эВ. Это убедительное доказательство правильности представлений о делокализованных молекулярных орбиталях. Но можно показать, что распределение электронной плотности такое, как если бы существовали две локализованные двухцентровые связи О—Н. Для этого рас- [c.96]

На рис. 27 показан вид гибридной орбитали, возникшей из 5-и р-орбиталей. Гибридная орбиталь имеет большую вытянутость по одну сторону от ядра, чем по другую. Следовательно, химическая связь, образуемая с участием электрона гибридной орбитали, должна быть более прочной, чем за счет участия электронов отдельных з- и р-орбиталей. Таким образом, гибридизация связана с энергетическим выигрышем за счет образования более прочных связей и более симметричного распределения электронной плотности в молекуле. Понятно, что число гибридных орбиталей должно быть равно числу исходных. [c.65]

Формула (IX.11) правильно отражает некоторые особенности спин-орбитального взаимодействия. Энергия этого взаимодействия растет с увеличением заряда ядра, зависит от величины орбитального момента, а также от формы орбитали (точнее функции распределения электронной плотности), так как для всех орбиталей, кроме круговой, величина 1/г должна быть усреднена по орбитали. Константа спин-орбитальной связи X отражает особенности конкретной атомной системы. Ее величина может быть определена нз оптических спектров. [c.229]

Характер распределения электронной плотности для исходных атомных и образованных молекулярных орбиталей показан на рис. 40. [c.85]

Поскольку орбиталь описывается волновой функцией г з, а распределение электронной плотности — ее квадратом форма орбитали (кроме 5-типа) несколько отличается от формы электронного облака. [c.16]

Молекула гелия в невозбужденном состоянии существовать не может, так как число связывающих и разрыхляющих электронов у нее одинаково. Аналогичным образом можно показать, что при одинаковых (параллельных) спинах электронов молекула Нз не существует. В рамках метода МО кривая 1 рис. 22 соответствует нахождению двух электронов на связывающей орбитали, кривая 2—распределению электронов по одному на а 1з- и Ь-орбиталях. Этому соответствует характер распределения электронной плотности в системе из двух атомов водорода (см. рис. 23). [c.87]

Радиальное распределение электронной плотности орбиталей. [c.17]

Каждая из молекулярных орбиталей охватывает все пять атомов молекулы и по характеру распределения электронной плотности все четыре атома водорода равноценны. В рамках метода валентных связей это отвечает наличию четырех равноценных связей С—Н. [c.100]

Квантовохимические расчеты электронной структуры гомологических рядов триметил- и триэтиламмониевых катионов показывают как общие тенденции изменения характеристик ионов с ростом радикала, проявляющиеся, прежде всего, в снижении суммарного положительного заряда гоповы катиона, росте структуры и повышении энергий гранич-Hbix орбиталей, так и аыяаляют существенные различия, связанные с оолее сложным распределением электронной плотности на атомах углерода этильных групп. Последнее указывает на необходимость использования карт электрического потенциала для описания взаимодействия анионов с четвертичными аммонийными катионами. [c.158]

В более благоприятных случаях экспериментальные данные по изомерным сдвигам могут служить основой для квантово-химиче-ских расчетов распределения электронной плотности, заполнения орбиталей и т. п. [c.125]

Поскольку точное решение уравнения Шредингера для атомномолекулярных систем невозможно, возникли различные приближенные методы расчета волновой функции, а следовательно, распределения электронной плотности в молекуле. Наиболее широкое распространение получили два метода метод валентных связей (ВС) и метод молекулярных орбиталей (МО). В развитии первого метода особая заслуга принадлежит Гайтлёру й Лондону, Слетеру и Полингу. Развитие второго метода связано в основном с именами Малликена и Хунда. [c.58]

Радиальное распределение электронной плотности. На рисунке 9 приведены кривые, изображающие распределение относительно ядра электронной плотности S-, р- и d-орбиталей. Кривая показывает вероятность того, что электрон находится в тонком концентрическом шаровом слое радиуса г, толщины dr вокруг ядра. Объем этого слоя dV = inr dr. Вероятность нахождения электрона в этом слое Anr dr V . Это выражение аналогично формуле т=Кр, в которой взаимосвязаны масса тела т, занимаемый им объем V и его плотность р. В выражении dW величина означает плотность оероятности [c.22]

Реакционную способность молекул, как известноП], характеризуют энергии граничных молекулярных орбиталей и распределение электронной плотности. Располагая информацией о геометрии и атомарном составе соединений, применяя методы квантовой химии, можно рассчитать электронную структуру. При переходе к многокомпонентным системам определение электронной структуры становится невозможным, так как отсутствует необходимая информация о структуре и составе Но даже при гипотетическом y JЮвии пол) 1ения такой информации определение энергий граничных. молекулярных орбиталей затруднено, так как возникает задача расчета электронной структуфы бесконечного числа разнообразных частиц с учетом всех возможных взаимодействий. Поэтому для решения проблем реакционной способности необходимы другие подходы, например, метод квазичастиц. [c.90]

Атомы никеля в кристаллической решетке не заряжены и являются мягкими кислотными центрами, к которым присоединяются мягкие основные молекулы СО, имеющие свободную пару электронов. Четыре а-связи между центральными атомом никеля и атомами углерода молекул СО усиливаются я-датив-ными связями, причем электроны заселенных d-орбиталей никеля принимают участие в образовании этой связи за счет незаселенных я-орбиталей атома углерода. Тем самым высокая электронная плотность нейтрального атома металла, которая особенно велика для атомов с низкой степенью окисления, перераспределяется на лиганды, в результате чего достигается более равномерное распределение электронной плотности по всей молекуле. [c.398]

Тремя точками обозначены связи, обусловленные двумя л- и одним л -электронами, что отвечает порядку связи 0,5. Во второй формуле непарные точки означают л1- и л,гЭлектроны. Тройная связь обусловлена Ог, Лд- и лу-электронами, но за счет двух л -электронов порядок связи в молекуле О ., равен 2. Распределение электронной плотности в орбиталях молекулы О2 приведено на рисунке 27. [c.51]

ЭПР комплексов переходных металлов. Важность их изучения обусловлена использованием для идентификации соединений по специфической картине СТС, получаемой информацией о распределении электронной плотности, спиновой плотности на разных ядрах, о том, какие заняты -орбитали, т. е. о направлении ян-теллеров-ского возмущения и т. д. При этом следует, конечно, заметить, что интерпретация спектров указанных комплексов встречает немалые трудности. Дело в том, что переходные металлы могут иметь несколько приближенно вырожденных орбиталей и несколько неспаренных электронов. В свободном ионе 5 /-орбиталей вырождену, но в комплексе взаимодействие их с лигандами различно и происходит разделение на две или более групп орбиталей. Например, в октаэдрическом комплексе имеется трижды вырожденный нижний уровень и дважды вырожденный верхний (у других типов комплексов орбитали группируются по-другому). [c.72]

Такая МО, энергия которой ниже энергии исходной АО, как нам уже известно, называется связывающей МО. В общем случае онгГобозначается как Связывающие МО обеспечивают такое распределение электронной плотности в молекуле, что энергия притяжения ядер к ней и понижение кинетической энергии электронов по абсолютной величине превышают энергию межъядерного и межэлектронного отталкивания в молекуле. Вид связывающих МО таков, что они как бы охватывают взаимодействующие атомы (см. ниже схемы взаимодействия орбиталей разного типа). [c.110]

У последнего элемента 3-го периода— аргона Аг (как и у Ые) завершается заполнение - и р-орбиталей, т. е. внешний слой представляет собой совокупность четырех двухэлектронных облаков (одного в форме шара, трех других — в форме гантели). На рис. 10 показано распределение электррнной плотности в атоме аргона. По максимумам распределения электронной плотности можно различить К, Ь- и М-слои. [c.23]

ВеННОЙ структурной формулой, то волновая функция молекулы Фделон-построенная из делокализованных многоцентровых орбиталей, математическим преобразованием может быть приведена к виду Фдок> выражающему то же самое распределение электронной плотности через локализованные двухцентровые орбитали. Эти орбитали широко используются в химической литературе, ибо с каждой такой ЛМО ассоциируется химическое понятие о связи между двумя атомами в молекуле, о характеристичном свойстве связи — длине, прочности, дипольном моменте, поляризуемости и т. п. [c.101]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология