Орбитали атомные, геометрическая структура

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]

Результаты этого и ряда других весьма сложных расчетов хорошо воспроизводят а в некоторых случаях даже корректируют данные эксперимента по геометрической структуре молекул. Однако главная задача таких расчетов состоит в проверке и оценке точности полуколичественных и качественных стереохимических теорий, непосредственно перебрасывающих мост от структурной формулы химического соединения к геометрической форме его молекулы или иона. Мы рассмотрим три различающихся подхода к описанию геометрической структуры молекул 1) представления о гибридизации атомных орбиталей, 2) теорию отталкивания валентных электронных пар, 3) приближенную теорию МО. [c.137]

Причина заключается в том, что бериллий и олово, так же как бор и азот, для образования химических связей используют разные орбитали. Метод рассмотрения геометрической структуры молекул на основе анализа атомных орбиталей будет подробно изложен в разд. 5.2. [c.104]

Рис. 17.8. Схематическое изображение перехода от независимых систем атомных орбиталей к единой системе орбиталей металла (на примере алюминия), включающей атомные и молекулярные орбитали (15 2 , 2р 35 Зр ). При сближении атомов 15-, 2 - и 2р-орбитали почти не изменяются. Энергия связывающих Зх-орбиталей несколько понижается, так как находящиеся на них электроны подвергаются одновременному действию нескольких ядер. Энергетические уровни связывающих Зр-орбиталей не только понижаются, но также значительно уширяются за счет расщепления. В результате атомные Зр-орбитали становятся делокализованными и оказываются зависящими не только от собственных ядер атомо-в, но и от геометрической структуры кристалла. Они входят в состав кристаллических, или молекулярных, орбиталей. Все описанные эффекты проявляются тем заметнее, чем больше атомов конденсируется в кристалл.

Если в состав молекулы входит несколько атомов, то их пространственное расположение определяется направленностью химических связей, которая зависит от ориентации атомных орбиталей в стабильном или в возбужденном атоме (гибридизация), вступающем в реакцию. В результате взаимодействия атомов могут образоваться молекулы не только линейные, но и плоские или пространственные. Простейшие слу.чаи образования молекул различной конфигурации рассмотрим на примере образования соединения с водородом элементов II периода системы Д. И. Менделеева, допуская для упрощения, что различие в злектроотрицательности не влияет на форму и симметрию орбиталей, а также не учитывая частных свойств гибридов бора (димер B Hg) и бериллия [(BeH.J ]. В табл. 22 приведены структуры молекул водородных соединений элементов 2-го периода и их геометрическая характеристика. [c.81]

Геометрические параметры молекулы ацетилена соответствуют его электронной структуре, показанной ниже в терминах теории Льюиса и гибридизации атомных орбиталей. [c.310]

Таким образом, структуру молекул водородных соединений элементов IVA-подгруппы, воды, аммиака и многих других молекул невозможно объяснить исходя только из положений метода валентных связей. Для объяснения геометрии этих молекул привлекается концепция гибридизации атомных орбиталей. Суть концепции гибридизации атомных орбиталей заключается в том, что атомные орбитали могут геометрически видоизменяться и смешиваться друг с другом таким образом, чтобы, обеспечить наибольшее перекрывание с орбиталями других атомов и, следовательно, наибольший выигрыш энергии. Это достигается в том случае, если вместо орбиталей, имеющих разные форму и энергию, появляются одинаковые по форме и энергии гибридные орбитали, представляющие собой линейные комбинации исходных атомных орбиталей. [c.165]

Некоторые комбинации атомных орбиталей и соогветгтвующие геометрические структуры молекул (ср. табл. 14 1) [c.440]

Для объяснения геометрической структуры молекул, другими словами, для объяснения направленности ковалентных связей используют представление о гибридизации АО центрального атома. Согласно этому представлению, образованию химических связей может предшествовать изменение валентных орбиталей атома исходные неравноценные атомные орбитали, как бы перемешиваясь , образуют энергетически равноценные орбитали. При этом происходит перераспределение электронной плотности, которое требует затраты энергии и в изолированных атомах не реализуется. Но в результате гибридизации электронное облако вытягивается по направлению к взаимодействуюш,ему атому, благодаря чему увеличивается его перекрывание с электронными облаками последнего. Это приводит к образованию более прочной химической связи и, следрва 62 [c.62]

В рабочий язык химии прочно вощли льюисовы представления и элек-тронно-точечные структурные формулы. Если известна льюисова структура молекулы, можно кое-что сказать об устойчивости, порядке, энергиях и длинах связей этой молекулы. А если воспользоваться методом ОВЭП, часто удается предсказать и геометрическое строение молекулы. В данной главе будет показано, что можно продвинуться еще дальще в определении электронного строения молекул, исходя из рассмотрения пространственной направленности и энергии валентных атомных орбиталей, принимающих участие в образовании химической связи. Этот более глубокий метод анализа известен под названием теории молекулярных орбиталей. [c.509]

Восемнадцатиэлектронное заполнение локальных молекулярных- орбиталей в этих соединениях достигается при условии, что в связи Ре — Ре участвует лишь одна пара электронов. В молекуле арсинного соединения атом Ре(1) несет при этом заряд -+-1, атом Рб(2) —1. Иначе говоря, связь Ре(1) — Ре(2) является донорной от Ре(1) к Ре(2). Эта связь явно ослаблена (расстояние Ре — Ре 2,89 А). В молекулах остальных соединений расстояния Ее — Ре значительно короче, но также лежат в широких пределах от 2,40 до 2,64 А. Эти расстояния в общем короче предполагаемого для ординарной связи (2,68—2,74 А). Они явно зависят от геометрических требований, накладываемых мостиковыми лигандами (их атомными размерами и валентными углами между их связями). В однотипных структурах расстояния Ре — Ре близки (см. узлы РегМг или РегЗг со связью 5 = 5). Вероятно, именно стягивающее действие мостиковых лигандов делает здесь выгодной изогнутость связи Ре — Ре и определяет степень этой изогнутости . [c.36]