Орбнталь атомные

Хг(2) — атомная орбнталь электрона 2 в поле второго ядра (своего) [c.44]

XI (2) — атомная орбнталь электрона 2 в поле соседнего ядра Х2 (1)— атомная орбнталь электрона 1 в поле соседнего ядра [c.44]

Симметрия некоторых из возможных комбинаций атомных орбиталей (т. е. молекулярных орбиталей) показана на рис. 4.7. Молекулярные орбитали с цилиндрической симметрией относительно межъядерной оси называются молекулярными о-орбита-лями (а-МО) они имеют высший тип симметрии, как и атомные х-орбитали. Если межъядерная ось лежит в узловой плоскости, образуется молекулярная я-орбнталь (л-МО). Все разрыхляющие орбитали имеют дополнительную узловую плоскость, перпендикулярную к межъядерной оси и лежащую между атомными ядрами. На рис. 4.7 показаны также вторые обозначения о- и л-МО в соответствии с их симметрией относительно центра частицы нижний индекс отвечает четным, а и — нечетным молекулярным орбиталям. [c.89]

Основное состояние молекул галогенов отвечает конфигурации У(яР Р) , в которой имеется одна а-связь. Все молекулы диамагнитны. В табл. 8 приведены энергии связей и межатомные расстояния в молекулах хлора, брома и иода. Величина возрастает от фтора к иоду, однако энергия связи меняется нерегулярно увеличиваясь от фтора к хлору, при дальнейшем переходе от хлора к иоду она снова уменьшается. Повышенная прочность молекулы хлора по сравнению с молекулой фтора, по-видимому, обусловлена меньшим взаимным отталкиванием электронных пар на л-орбнталях в СЬ. Существует также мнение, что ослабление отталкивания связано с частичным включением в л-МО пустых атомных 3 -орбиталей хлора. В результате такого Рл — л-взаимодействия электронные пары распространяются в большем объеме пространства, и их взаимное отталкивание понижается. К такому объяснению можно, однако, и не прибегать, поскольку из спектроскопических данных известно, что взаимное отталкивание 2р-электронов в атоме фтора значительно сильнее, чем отталкивание Зр-электронов в атоме хлора. [c.74]

Два электрона в молекуле Нг занимают одну связывающую молекулярную орбиталь, образующуюся из 1 -атомных орбиталей. Наличие двух электронов на одной молекулярной орбитали отражено в записи Нг[(а81 ) ] верхним индексом. Молекула Нг стабильна, так как оба ее электрона занимают только связывающую а8-орбнталь, энергия которой меньше энергии орбиталей [c.51]

Переход электронов с атомных Ь-орбиталей на связывающую МО, приводящий к возникновению химической связи, сопровои<-дается выделением энергии. Напротив, переход электронов с атомных 15-орбнталей на разрыхляющую МО требует затраты энергии. Следовательно, энергия электронов на орбитали 15 ниже, а на орбитали 15 выше, чем на атомных 1з-орбиталях. Это соотно-щение энергий показано на рис. 45, па котором представлены как исходные 15-орбнтали двух атомов водорода, так и молекулярные орбитали 15 и Ь. Приближенно можно считать, что при переходе Ь -электропа на связывающую МО выделяется столько же энергии, сколько необходимо затратить для его перевода на разрыхляющую МО. [c.145]

Атомные орбитали, по Слейтеру. - Положительное значение по оси г указывает наяравление от одного ядра к другому, Орбитальная энергия связана с оиределеянон спин-орбиталью и состоит из а) кинетической энергии электрона на спин-орбитали б) потенциальной энергии притяжения между электроном на спин-орбитали и ядрами в) по-тенциальной энергии отталкивания между электроном на спии-орбнталн к всеми остальными электронами системы, находящимися на других спин-орбнталях. [c.150]

Во-вторых, валентные возможности фосфора гораздо богаче, чем у азота, вследствие наличия у первого вакантных З -орбнталей. При промотировапии электрона на одну из Зс/-орбиталей у атома фосфора появляются 5 неспаренных электронов, которые только по обменному механизму обеспечивают ковалентность, равную 5. Кроме того, свободные З -орбитали могут участвовать в образовании ковалентных связей по донорно-акцепторному механизму. В этом случае фосфор акцептирует на эти вакантные орбитали электронные пары партнеров-доноров. В соответствии с большими валентными возможностями у фосфора появляются новые типы гибридизации, например, 5рЧ (к. ч. 5) и (к. ч. 6), которые в принципе не могут быть осуществлены в случае атома азота. Однако в химии фосфора наиболее часто встречаются производные, в которых его атомные орбитали подвержены 5/7 -гибридизации. [c.269]

Если =0, единств енньш значением, разрешенным для /, является нуль, но если =2, квантовое число орбитального углового момента может принимать значения О (2л-орбнталь) или 1. Если /=1, атомные орбшали носят название р-орбнталей. При и=2 и /=1 мы имеем 2р-орбнталь. Она отличается от 25-орбнтали тем, что занимаюш ий ее электрон обладает орбитальным угловьш моментом [c.14]

У 2/ -орбнтали нет радиального узла, но зато 3/ -орбнталь его имеет. Эскизы нижних атомных орбиталей, иллюстрируюш ие свойства и симметрию АО (но не вероятностное распределение электрона внутри орбитали, как на рис. 1.1), приведены на рис. 1.2. Светлые и затемненные области - это места, где волновая фз икция имеет разные знаки Поскольку выбор знака произволен, безразлично, бз дем ли мы соотносить затемненные области с положительньш, а светлые области с отрицательньш знаком волновой функции, или наоборот. Граница между светлой и темной областями орбиталей - это узел, т.е. то место, где волновая функция равна нулю, или, другими словами, место, где волновая функция меняет знак на противоположный. Чем больше узлов, тем выше энергия электрона, занимаюш его данную АО. [c.15]

Чтобы получить используют приближение, утверждающее, что лршейная комбршация атомных орбиталей дает молекулярную орбнталь (ЛКАО МО). [c.55]

Рис. 27.1. Построение МО октаэдрического ансамбля Теперь перейдем к построению МО комплекса МЬе с использованием групповых орбиталей Ьб и атомных орбиталей металла. Соответствующая диаграмма дана на рис.27.2. Слева ив диаграмме показаны девять АО переходного металла, которые классифрщированы в соответствии с системой координат, приведетой иа рис.27.2 справа вверху. Орбнтали расщепляются в соответствии с принципом, ио которому взаимодействовать могут только орбитали одинаковой симметрии (гл.2). Орбиталь ( 2 при взаимодействии с ЦJ(5 дает связывающий уровень Хб и антисвязываю-щий уровень 71 о- Орбнталь взаимодействует с 14/5 и дает связьшающий уровень

ЗИ по теории молекулярных орбиталей на примере простейшей молекулы — молекулярного иона водорода Н , содержащего один электрон и два протона, заключается в следующем. Каждый атом водорода в молекулярном ионе водорода имеет одну валентную 15-орбиталь. Между ядрами находится область перекрывания этих атомных орбиталей (рис. 7,а). Линейная комбинация обеих атомных Ь-орбнталей осуществляется двумя способами [c.19]

Основная проблема метода МО — нахождение волновых функций, описывающих состояние электронов на молекулярных орбиталях. В наиболее распространенном варианте этого метода, получившем сокращенное обозначение метод МО ЛКАО (молекулярные орбитали, линейная комбинация атомных орбнталей), эта задача решается следующим образом. [c.143]

Потенциал ионизации и электроотрицательность элементов в двухмерной системе должны меняться как н в обычной трехмерной системе. Потенциалы ионизации должны возрастать при переходе от элементов с частично заполненными атомными я- и /7-орбнталями к элементам с полностью заполненными орбиталями, т. е. для элемента № 4 Плосколандии потенциал ионизации должен быть выше, чем у элементов № 3 и № 5, а потенциал отрыва электрона у элемента № 5 (р-электрон) должен быть выше, чем у элемента № 3 -электрон). Максимальный потенциал ионизации должен иметь элемент № 8. Потенциалы ионизации для элементов № 6 и № 7 определяются неоднозначно, но если учесть, что с приближением к полностью заполненному р-слою потенциалы ионизации, должны возрастать, то вполне правдоподобно изменение потенциала ионизации и электроотрицательности для элементов первого и второго периодов, как показано на рис. 4. [c.95]

Рис. 38. Виды атомных орбиталей. Для простейших — ближайших к ядру 1я-электронов по оси абсцисс отложена относительная величина г/со, где Со — радиус орбиты, рассчитанный по теории Бора. Максимум радиальной волновой функции наблюдается именно тогда, когда г=ац, что дает представление о неплохой точности боровского приближения. Однако тот же график свидетельствует некоторая, не равная нулю вероятность встречи с 15-электроном существует и тогда, когда расстояние до ядра равно За . Реальная картина атома значительно сложнее, так как здесь отражены результаты расчетов водородоподобного — содержащего всего один электрон — атома. В многоэлектронном же атоме надлежит учесть еще и взаимное влияние электронов, в частности, смешивание , гибридизацию орбиталей, представляющих собой подуровни одного и того же энергетического уровня. Однн из важнейших случаев гибридизации показан внизу. Орбнталь 2 , частично перекрываясь с тремя 2р-орбиталями, порождает четыре совершенно не перекрывающиеся друг с другом — ортогональные — гибрида, р -орби-тали. Они уже направлены по отношению друг к другу не под прямым углом, а под углом 109°28, который соответствует реально существующему углу между связями в тетраэдрических молекулах типа СН4 (метан)

Смотреть страницы где упоминается термин Орбнталь атомные: [c.103] [c.110] [c.20] [c.130] [c.159] [c.2141] [c.545] [c.545] [c.571] [c.212] [c.459] [c.558] [c.116] [c.47] [c.100] [c.108] [c.232] [c.136] [c.307] [c.31] [c.163] [c.55]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология