Форма электронной орбитали

Рис. 1. Формы электронных орбиталей для различных состояний электронов в атомах

Рис. 1. Форма и ориентация электронных орбиталей а — 5-орбитали б — р-орбнтали в — -орбитали

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]

Рис. 23. Схема образования молекулярных л-орбиталей из атомных р-орбиталей а — схема перекрывания электронных облаков б — форма электронных облаков я- и п -орбиталей

Рис. 22. Форма электронных облаков связывающих и разрыхляющих а-орбиталей

Плотность электронного облака в атоме определяется величиной г )Мо, которая изменяется от = 0 (на узловых участках) до некоторых наибольших, максимальных значений с1у = шах. Если провести поверхность через точки максимальной плотности электронного облака, то получится пространственная фигура, называемая формой электронной орбитали. Рассмотрим в качестве примера форму электронных орбиталей основной ( =1) и возбужденных (л > 1) в самом простом по структуре [c.208]

Положение электрона в структуре атома выражается четырьмя квантовыми числами главным, орбитальным, магнитным и спиновым. Они определяют энергию, размеры и форму электронных орбиталей, а также собственное вращение электрона (спин). Максимально возможное число электронов в каждом слое равно 2п , где п соответствует значениям главного квантового числа 1, 2, 3, 4.....Распределение электронов [c.28]

Перекрывание сложной формы электронных -орбиталей приводит к возникновению б-связи. Она появляется в том случае, когда перекрываются друг с другом все четыре лепестка -орбиталей, расположенные параллельно друг другу (рис. 30). Если валентных электронов у атома несколько, то связи, образуемые им с другими атомами молекулы, могут осуществляться электронами в разных состояниях. Например, у бора связи образуются тремя электронами второго уровня (главное квантовое число л = 2) двумя в 5- и одним в р-со стоянии, у углерода — четырьмя (2з 2р ). Однако никакими методами ве удалось обнаружить различие связей (трех — у бора, [c.79]

Второе квантовое число — орбитальное (I) — описывает форму (симметрию) орбиталей и характеризует величину орбитального импульса движущегося электрона. Оно может принимать целочисленные значения от О до п—1. Обычно для обозначения-соответствующих орбиталей применяют строчные буквы латинского алфавита 5 (1 = 0), р (1= ), й (1=2), / ( =3). Форма и ориентация 5-, р- и -электронных орбиталей приведены на рис. 1. Электроны с различными Орбитальными квантовыми числами (5-электроны, р-электроны и т.д.) отличаются различной энергией их энергия тем больше, чем больше значение I. 5-Элект-роны образуют 5-подуровень, о-электроны — /р-подуровень и т. д. [c.11]

Распределение электронов по 5- и р-подуровням второго уровня в невозбужденном и возбужденном атомах С, а также форма электронных орбиталей представлены на рис. 48 и 49. [c.196]

Орбитальное квантовое число I определяет форму (симметрию) орбиталей и характеризует величину орбитального импульса движущегося электрона. Оно может принимать значения от О до и —1. При п= 1 число 1=0, если же п = 2, то / равно О или 1. [c.12]

Рис. 23.24. Форма пяти -орбиталей. Напомним, что пучности каждой орбитали соответствуют областям, в которых максимальна вероятность обнаружения электронов, занимающих эту орбиталь.

Превращение электронных орбиталей различных подуровней и различной формы в одинаковые гибридные орбитали называется гибридизацией. [c.52]

Определите число и форму молекулярных орбиталей тетраэдрической молекулы метана. Постройте приближенную диаграмму энергетических уровней молекулы и приведите ее электронную конфигурацию. [c.10]

Орбитальное квантовое число. Формы орбиталей. Для характеристики формы орбитали, а следовательно, и формы электронного облака вводится орбитальное или азимутальное квантовое число I, которое имеет значения [c.14]

В сущности, согласно гипотезе Кошланда, повышение скорости реакции образования лактонов во внутримолекулярной реакции вызвано тем, что нути сближения реагирующих групп ограничены некоторыми вполне определенными направлениями в противоположность статистической ориентации, наблюдаемой при бимолекулярной реакции. Кошланд считает, что орбитальное управление способно объяснить, почему ферменты столь эффективны. Вероятно, ферменты выстраивают связывающие орбитали реагирующих молекул и каталитических групп с точностью, невозможной при обычном бимолекулярном столкновении в растворе. Фермент не только сближает субстраты, (эффект сближения Брюса) существует еще фактор ориентации, связанный с формой электронных орбиталей реагпиюнноспособных атомов. Это-то и должно вызывать уникалы, ю каталитическую активность ферментов. Удивительная каталитическая активность ферментов, следовательно, вытекает не только из их способности приблихоть реагирующие атомы, но также и направлять орби- [c.212]

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]

На рис. 15,5, а, б знаки перекрывающихся частей АО в молекулах этилена одинаковы, поэтому образуются связывающие л-МО, а энергия понижается. Знаки перекрывающихся частей АО (см. рис. 15.5, в, г) противоположны, следовательно, в молекулах этилена образуются разрыхляющие л -МО и происходит увеличение энергии. Сближение молекул этилена приводит к взаимодействию других электронных орбиталей (две орбитали выше плоскости с двумя орбиталями, расположенными ниже ее), перекрывающая часть которых имеет одинаковые знаки (см. рис. 15.5, а, в) или противоположные (см. рис. 15.5, б. г). Это приводит к неодинаковым уровням энергии для различных случаев симметрии (см. рис. 15.7, а). С уменьшением расстояния между молекулами этилена и образованием молекулы циклобутана электронные орбитали меняются. Они приобретают форму несимметричных восьмерок, а л-связи превращаются в 0-связи. Характер симметрии остается прежним (рис. 15.6), но расположение энергетических уровней изменяется (рис. 15.7, б). [c.295]

Пространственное распределение вероятности нахождения электрона отражает размеры и форму электронного облака функцию электрона называют орбиталью. [c.58]

Четыре гибридные орбитали атома углерода расположены под углом 109,5° друг к другу,— они направлены к вершинам тетраэдра, в центре которого находится атом углерода. На рис. 75 показана форма электронных облаков для гибридных орбиталей углеродного атома. Как видно из рис. 74 и 75, гибридная орбиталь сильно вытянута в одну сторону от ядра. Это обусловливает гораздо более сильное пере- [c.165]

Азимутальное квантовое число I в значительной мере определяет характер симметрии волновой функции, т. е. симметрию орбитали (форму электронного облака). При 1 = 0 орбиталь обладает сферической симметрией, т. е. в сферических координатах волновая функция зависит только от г и не зависит от угловых координат 0 и ф. Это уже демонстрировалось на примере волновой функции основного состояния электрона в атоме водорода. Сферически симметричные состояния с / = 0 называют з-состояниями и для их обозначения используют символы 15, 25, 35 и т. д., указывая цифрой значение главного квантового числа. [c.39]

Большие изменения произошли в изложении квантовой химии и теории химической связи в переводной и отечественной литературе и в преподавании теории строения вещества. Поэтому нам представлялось бесцельным повторно знакомить студентов III курса с качественными представлениями теории валентных связей и электронным строением молекул (форма электронных орбиталей, гибридизация, направленные валентности и др.), изучаемыми ими на I курсе. В то же время в ряде переводных и отечественных учебных пособий появилось вполне доступное изложение приближенных методов расчета молекул, основанных на методе молекулярных орбиталей метод молекулярных орбиталей в приближении Хюккеля (МОХ), теория кристаллического поля, теория поля лигандов и др. В связи с этим изложены количественные квантовохимические расчеты на основе строгого решения уравнения Шрёдингера для атома водорода (введение трех квантовых чисел п, I и [c.3]

Энергия связи между атомами в молекуле равна энергии, необходимой для диссоцпации молекулы только в простейших случаях когда молекула состоит из двух атомов. У сложных частиц после разрыва определенной связи часто происходит перестройка обломков молекулы, сопряженная с тем или иным энергетическим эффектом. Переход от системы атом А — атом В, в которой атомы удалены друг от друга, к системе связанных атомов А—В соответствует и переход электронов с атомных орбиталей на молекулярные. В большинстве случаев нет возможности получить точные сведения о форме электронных орбиталей молекулы н для суждения о состоянии электронов в частице [А—В] приходится прибегать к приближенным методам. [c.179]

V Орбитальное квантовое число.уФормы орбиталей. Для характеристики формы орбитали, а следовательно, и формы электронного облака вводится орбитальное или азимутальное квантовое число I, которое имеет значения О, 1,2, 3,. .., [п — 1). Оно отвечает значению орбитального момента количества движения электрона [c.16]

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]

Можно также показать форму электронного о блака, изобразив граничную поверхность, внутри которой находится большая часть облака ( %). Если требуется показать на рисунке точное значение волновой функции, то пользуются контурными диаграммами, где линии соединяют точки, для которых гр (или 1JJ ) имеет определенное значение. На рис. 1.8 показаны различные изображения 2рг-орбитали атома водорода. Несмотря на то, что представленные здесь фигуры имеют различную форму, они обладают одинаковой симметрией, характерной для рг-орбитали. Форма орбиталей важна для понимания особенностей химической связи, и в дальнейшем мы неоднократно будем пользоваться подобными изображениями орбиталей. На схемах часто рисуют орбитали стилизованно, несколько искажая их форму и пропорции. [c.24]

Электроны, находящиеся на орбиталях 29 в комплексах, где отсутствуют л-связи, имеют энергию, мало отличающуюся от их энергии Б иесвяз-анном атоме металла приближенно можно считать, что они остаются на своих атомных орбиталях. При строгом рассмотрении считается, что электроны, занимающие в свободном атоме металла орбитали с1ху, с1уг и при образовании комплекса переходят на несвязывающие молекулярные орбитали /2 , которые по энергии и форме электронных облаков мало отличаются от атомных орбиталей. [c.129]

Если форма электронных облаков описывается одинаковыми уравнениями, то говорят, что соответствующие орбитали образуют энергетический подуровень. На энергетическом уровне с номером п находится п подуровней. Эти подуровни называют с помощью букв 8, р, (1 и т. д. Энергия 8-подуровня ниже энергии р-подуровня и т. д. На 8-подуровне находится одна орбиталь, на р - три, на 1 - пять. При наличии внешнего элек-фомагнитного поля энергии орбита-лей, относящихся к одному энергетическому подуровню, оказываются различными. [c.35]

X ма бериллия с р-АО атомов фтора также изображено на рис. 4.27. Благодаря вытянутой форме гибридных орбиталей достигается более по.лное перекрьшание электронных обла-Рис. 4.27. Схема перекрыва- ков, в итоге образуются более прочные хими-ния р-АО фтора и 8-, р- и ги- ческие связи. Энергия, выделяющаяся при бридной д(8р)-АО бериллия. образовании этих связей, больше, чем суммар-Одна гибридная орбиталь берил- ыые затраты энергии на возбуждение атома бе-лия для наглядности показана риллия и гибридизацию его ато.мных орбита-смещенной вверх от общей оси. лей. Поэтому процесс образования молекулы [c.136]

При обобщении знаний учащихся о структуре веществ весьма эффективно использование наложений графопособий для характеристики геометрии и пространственного строения молекул (например, молекул фтороводорода и воды, воды и аммиака, аммиака и метана). При изучении типов гибридизации электронных орбиталей метод наложения позволяет проследить последовательность изменения энергий связей, форм электронных облаков, величин валентных углов и т. д., что обеспечивает более целенаправленное понимание теоретических вопросов. Новые возможности открывают прием, обратный наложению,— снятие транспарантов, что позволяет выделить детали, укрупнить их, освободив фон от других частей изображения. Так, в обучении химии снятие дает возможность выделить формулы веществ в уравнениях реакций, тепловые эффекты реакций, показать закономерность изменения свойств, физических констант и т. д. [c.130]

Направленность связи выражается в том, что она имеет вполне определенную форму. В зависимости от способа перекрывания и симметрии образующегося облака различают а-, л- и б-связи (рис. 13.5). Связь, образованную электронным облаком, имеющим максимальную плотность на линии, соединяющей центры атомов, называют сигма-связью. Связь, образованную электронами, орбитали которых дают наибольшее перекрывание по обе стороны от линии, соединяющей центры атомов, называют пи-связью. Дельта-связь образуется при перекрывании всех четырех лопастей -элек-тронных облаков, расположенных в параллельных плоскостях. Как видно из рис. 13.5, электроны -орбиталей могут участвовать лишь в образовании ст-связей, р-электроны — в образовании о-, п-связей, -электроны — в образовании ст-, л- и б-связей. Поскольку электронные облака (кроме х-облака) направлены в пространстве, химические связи, образованные с их участием, также пространственно направлены. Например, гантелевидные р-орбитали расположены в [c.231]

Формы атомных орбиталей, т. е. формы поверхностей, ограничивающих области с-наибольшей вероятностью нахождения электрона, а также их количество в пределах данного внерге-тического уровня определяются квантовыми числами. [c.49]

При таком расспаривании, как видно из схемы, один электрон оказывается на s-, а второй на р-орбитали. У хлора валентный электрон находится на р-орбитали. Если у бериллия валентные электроны будут различными, то в молекуле ВеСЬ одна связь ВеС1 будет (р — р)ст-связью, а вторая (s—р) ст-связью. Очевидно, что связи должны быть неравноценными. Однако опыт показывает, что обе связи ВеС1 в молекуле ВеСЬ одинаковы. Это может быть лишь в том случае, если оба валентных электрона у атома бериллия идентичны, т. е. имеют одинаковую энергию. Следовательно, в процессе расспаривания электронов энергии их выравниваются, s- и р-орбитали смешиваются — происходит так называемая гибридизация атомных орбиталей. Гибридизация, кроме выравнивания энергий электронов, всегда означает еще и изменение формы электронных облаков. В самом деле, сферическая s-орбиталь смешивается (гибридизуется) с гантелевидной р-орбиталью, вследствие чего образуются две новые гибридные орбитали с одинаковой энергией. Такие орбитали характеризуются грушевидной конфигурацией электронного облака [c.91]

Направленность ковалентной связи. Как указано выше, ковалентная связь имеет направленность. Квантовомеханическое объяснение направ.1енности ковалентной связи основано на учете формы различных орбиталей. Здесь отметим, что атомы элементов второго и последующих периодов можно рассматривать как состоящие из остова, содержащего внутренние электронные слои, и внешних (валентных) электронов, которые вносят основной вклад в образование химической связи. Поэтому далее при описании строения молекул принимаем во внимание только орбитали валентных электронов. [c.90]

В свободном атоме или ионе комплексообразователя энергии всех ( -электронов, принадлежащих к одной и той же электронной оболочке, одинаковы, т. е. эти электроны занимают один энергетический уровень. В комплексе положительный ион-кэмплексообразователь окружен лигандами, которые могут быть или отрицательными ионами, или полярными молекулами, которые обращены к комплексообразователю своим отрицательным концом. Между электронами /-орбиталей иона-комплексообразователя и отрицательными лигандами действуют силы отталкивания, которые увеличивают энергию /-электронов. При этом электростатическое воздействие лигандов на различные /-орбитали неодинаково, так как поле лигандов не обладает сферической симметрией. Поэтому энергия электронов на /-орбиталях, расположенных близко к лигандам, возрастает больше, а на /-орбиталях, удаленных от лигандов, меньше в результате под Таблица 1.13. Ти/1ы гибридизации и соответствующие им геометрические формы комплексов [c.130]

Есть и другое важное обстоятельство, которым до сих пор пренебрегали, вытекающее также из величин ЭСКП. Видно, что пики двух горбов наблюдаются для электронных конфигураций и d , а не для d и d , как наблюдали экспериментально. Объяснение этому несомненно вытекает из того факта, что для d - и -конфигураций, например для комплексов и Си , невозможна правильная октаэдрическая структура для комплексов этих ионов обычно имеет место тетрагонально искаженная октаэдрическая форма. Электронные конфигурации основных состояний спин-свободных комплексов dldy и указывают, что разрыхляющая -у-орбиталь вырождена и электрон может находиться либо на dx2 y2-, либо на йг2 -орбитали. Однако, согласно теореме Яна-Теллера, если основному состоянию системы соответствует несколько эквивалентных вырожденных энергетических уровней, искажение системы должно снять вырождение и понизить один из энергетических уровней системы. Если, как в рассматриваемом случае, есть два вырожденных уровня, энергия одного из них повышается, а энергия другого на столько же понижается. Мы знаем сейчао, по крайней мере для комплексов Си , что искажение сводится к приближению четырех лигандов в плоскости ху к иону меди и удалению двух лигандов, расположенных на оси z в транс-положении. Таким образом, dz2- и 2-( з-орбитали более не вырождены энергетически первая лежит ниже и она предпочтительно будет заполняться. Найденная для d - и -систем дополнительная устойчивость называется энергией стабилизации на — Теллера. Она равна величине А, увеличение которой обусловлено приближением четырех лигандов к центральному иону. Для гидратированного иона Си эта дополнительная энергия была оценена примерно в 8 ккал1моль. [c.292]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология