Орбитали молекул

Анион-радикал является частицей, которая имеет отрицательный заряд и неспаренный электрон, он образуется в результате присоединения электрона к молекуле. В таком присоединении принимают участие разрыхляющие орбитали молекулы, и для образования анион-радикала необходимо, чтобы энергия разрыхляющей орбитали была меньше потенциала ионизации образующегося ион-радикала. Ион-радикалы получаются в апротонных растворителях путем восстановлений молекул щелочными металлами, например [c.144]

Согласно закону Стокса, длина волны флуоресценции всегда больше длины волны возбуждающего света. Однако имеются примеры антистоксовой флуоресценции, когда длина волны флуоресценции меньше длины волны возбуждающего света. Возбуждение молекулы соответствует переходу электрона с основного уровня на возбужденный. Поскольку молекулярные орбитали молекул с четным числом электронов заполнены парами электронов, имеющими противоположно направленные спины, то при переходе электрона на верхнюю орбиталь его спин может оказаться ориентированным или в том же, или в противоположном направлении, что и у оставшегося на нижней орбитали электрона. Если ориентация спина сохранится, то возбужденное состояние будет иметь тот же результирующий спиновый момент, что и основное состояние. При этом мультиплетность сохраняется. Мультиплетность состояния равна п+, где п — число неспаренных электронов. Если же ориентация спина изменится на противоположную, то изменится и мультиплетность. Мультиплетность основного состояния большинства молекул с четным числом электронов равна 1, т. е. это синглетные состояния. При сохранении мультиплетности возбужденное состояние тоже будет -синглетным. Если же возбуждаемый электрон меняет направление спина, то возбужденное состояние будет три-плетным. Таким образом, одному основному состоянию соответствует набор разных возбужденных состояний — синглетных и триплетных (рис. 28). [c.53]

Рис. 40. Связывающие и разрыхляющие о-орбитали молекул СО2

Как видно из табл. 34, удаление электрона с л-орбитали молекулы О2 соответствует повышению порядка связи в Оа, а появление электронов на л -орбитали приводит, наоборот, к уменьшению [c.314]

Рис. 1.61. Молекулярные орбитали молекуле (. О (о - связывающая я-орбиталь, б-разрыхляющая л-орбиталь. в - <Г-орбиталь, занятая неподеленной парой электронов) и схема образования л-связн между атомами металла и молекулой СО (г)

Запишите молекулярные орбитали молекулы О2 и ионов О и О2. Вычислите порядок связи в каждой частице. Расположите энергии связей в возрастающей последовательности. [c.15]

Рассмотрим линейную трехатомную молекулу ВеН,. Орбитали этой молекулы образуются за счет перекрывания атомных орбиталей, расположенных вдоль оси, соединяющей атом Ве и два атома Н (рис. 48). Таким образом, орбитали молекулы ВеНа возникают за счет 25- и 2/7-Орбиталей атома Ве и Ь-орбиталей двух атомов Н. Перекрывание Ь-орбиталей двух атомов водорода с 28-орбиталью атома бериллия приводит к образованию трехцентровых молекулярных и аР Р-орбиталей (рис. 49). Это отвечает следующей линейной комбинации орбитали атома бериллия и орбиталей двух атомов водорода [c.95]

Как видно из табл. 38, удаление электрона с лР Р-орбитали молекулы О2 соответствует повышению порядка связи в Оа , а появление электронов на яР Р-орбитали приводит, наоборот, к уменьшению порядка связи в молекулярных ионах О " и 0 . В соответствии с этим в ряду Ot—О2—О7—О расстояние между атомами кислорода увеличивается, а средняя энергия связи уменьшается. [c.341]

П-Орбитали молекул бензола [c.468]

Рис, 2, Электронные орбитали молекулы воды [c.8]

Симметрия орбиталей. Делокализованные и локализованные орбитали. Молекула Н2О [c.93]

Рис. 111.25. Молекулярные орбитали молекулы СО

Если изобразить ls-орбитали атома Н и две а-орбитали молекулы [c.282]

В результате этой реакции две занятые я-орбитали молекул этилена, Я1 и лз, и-соответствующие им вакантные орбитали. Я1 и лз 364 [c.364]

Если один из реагентов, например, молекула В,— радикал, у которого на верхней занятой т-орбитали имеется один электрон, то основное состояние системы В дублетно. Легко понять, что наиболее выгодным энергетически будут переходы электрона с молекулы А на орбиталь тис орбитали т на свободные орбитали молекулы А. Поэтому при перекрывании двух АО — и I [c.194]

Окончательно молекулярные орбитали молекулы водорода запишутся в ви е [c.128]

Рис, 10.14. Молекулярные орбитали молекулы этилена [c.392]

Рис. 49. Молекулярные орбитаЛи молекулы этилена

Рис. 41. Связывающие, несвязывающие и разрыхляющие я орбитали молекулы СО2

Присоединяет пять молекул СО, образуя радикал Мп(С0)5. Устойчивость связи Мп—СО повышается за счет дативного л-взаимодействия М- СО, в котором принимают участие 3 (.-электронные пары атома марганца и яР Р-орбитали молекул СО. За счет непарных электронов атомов марганца возникает а-связь Мп—Мп, поэтому радикалы Мп(С0)5 объединяются в молекулу МпгССО) . [c.572]

Строение молекулы октакарбонила можно объяснить следующим образом. В ней атомы Со образуют по шесть ст-связей. Четыре связи обязаны донорно-акцепторному взаимодействию электропнрлх пар четырех молекул СО и свободных орбиталей Со. Пятая связь образуется при участии одной d-электроиной пары атома Со и свободной л-орбитали молекулы СО. Связь Со—Со образуется за счет непарных электронов двух атомов кобальта. Стабилизация молекулы достигается за счет л-связей, на образование которых используются З -электроны атома кобальта [c.597]

Комбинировать две атомные волновые функции, и можно не только одним способом. Что если вычесть одну такую функцию из другой Другими словами, что если скомбинировать атомные волновые функции с противоположными знаками, т.е. в нротивофазе Результаты сопоставляются на рис. 12-4. На рис. 12-4, а показан результат суммирования атомных волновых функций с образованием молекулярной орбитали [15 + Ь ,]. На рис. 12 , б показан результат вычитания одной атомной орбитали из другой с образованием молекулярной орбитали — 1.SJ]. Волновая функция изменяет свой знак на полпути между ядрами, таким образом ее квадрат обращается в нуль в узловой плоскости, которая делит пополам отрезок прямой между ядрами и перпендикулярна ему. Если электроны находятся на этой молекулярной орбитали молекулы, вероятность найти их на указанной узловой плоскости равна нулю. Вместо того чтобы концентрироваться между ядрами, большая часть электронной плотности в этом случае концентрируется за пределами межъядерной области. Поэтому ядра не стягиваются друг с другом вследствие притяжения к электронам, а, наоборот, расталкиваются. Молекулярная орбиталь этого типа называется разрыхляющей орбиталью. [c.514]

Значения энергии электронов на орбиталях а2р и п2р близки, и для некоторых молекул (Вг, С2, N2) соотношение между ними обратное приведенному уровень о2р ле)и ит выше п2р. Это обусловлено закономерностью изменения энергии 25- и 2р-электронов с ростом порядкового номера элемента. У атомов В, С и N энергии 25- и 2р-электронов довольно близки (рис. 1.51). Поэтому в точную волновую функцию о2рг-орбитали молекул, построенных пз этих атомов, с заметным весом будет входить также атомная орбиталь [c.104]

При растворении иода в растворителях, молекулы которых (В) проявляют электронно-донорные свойства, возникают межмолекулярные комплексы 1>--В за счет свободной аР -орбитали молекулы иода и электронной пары донорной молекулы ( 3-орбиталь). Это приводит к образованию связывающей и разрых- [c.191]

Значения энергии электронов на орбиталях <г2р и я2р близки, и для некоторых молекул (Bi, Сг, N2) соотношение между ними обратное приведенному энергетический уровень <г2р лежит выше п2р. Это снбусловлено закономерностью изменения энергии 2s- и 2р-электронов с ростом порядкового номера элемента. У атомов В, С и N энергии 2s- и 2р-электронов довольно близки (рис. 1.48), поэтому в точную волновую функцию <г2рх-орбитали молекул, построенных из этих атомов, заметный вклад вносит также атомная 25-орбиталь. Вклад 25-орбитали повышает энергию молекулярной орбитали сг2р,, так как переход 25-электрона на эту орбиталь требует затраты энергии. В результате энергия орбитали <г2р, становится выше энергии орбиталей п2р, и [c.111]

TO видно, что оба указанных условия выполняются для взаимодействия ls-орбитали атома Н, на которой находится неспаренный электрон, и вакантной а -орбитали молекулы lj. За счет перекрывания этих орбиталей заштрихованная область без разрушения связи С1—С1 (хотя, конечно, с изменением длины и энергии этой связи под влиянием приближаюш,егося атома Н) может возникнуть связь между Н и одним из атомов С1, на которой разместится единственный электрон. Поэтому образование активированного комплекса проходит легко, и протекание реакции связано с преодолением невысокого энергетического барьера. [c.283]

Рассмотрим реакцию атома Н с молеклуой СЬ (рис. 103). Видно, что новые орбитали образующейся молекулы НС1, oh i и а нсь могут формироваться путем перекрывания ls-орбитали атома Н н а -орбитали молекулы СЬ. Единственный находящийся на исходных орбиталях электрон атома Н размещается на онс1-орбитали и туда же может перейти один из электронов, участвовавших в образовании связи С1—С1. Поэтому образование активированного комплекса происходит легко и протекание реакции связано с преодолением невысокого энергетического барьера. [c.364]

Молекулярный ион N2. [Вс2](.т 2р = к2руУ(а2р у. Удаление одного электрона с ст,-орбитали молекулы N2 приводит к образованию молекулы N2 (ион-радикала). Уменьшение числа связывающих электронов снижает прочность химической связи по сравнению с молекулой азота Х>о(М )= 8,734 эВ и ) ДN ) = 1,116 А. [c.122]

Вместе с тем следует не забывать об упрощенности излагаемого здесь приближения метода МО ЛКАО. Имеется ряд опытных данных, необъяснимых в его рамках без учета таких факторов, как отталкивание между электронами. Например, при отрыве электрона с единственной связывающей орбитали молекулы Lij возникает ион LiJ, более прочный, чем молекула OoiLiJ) = 1,63 эВ. В этом случае сильно уменьшается отталкивание между-электронным зарядом 2ст-орбитали (он стал вдвое меньше) и зарядом остова молекулы. Это стабилизирует систему, несмотря на потерю одного связывающего электрона. Аналогично i)o(Wa2) =0,976 эВ> 0 (JVa2) =0,74 эВ. Точный квантовомеханический расчет энергии молекулы L 2 и иона показывает в согласии с опытом, что ион Li физически более стабилен, чем молекула Li . [c.124]

Указанное отнесение орбита-лей подтверждено исследованием фотоэлектронного спектра воды, в котором обнаружены три полосы, отвечающие отрыву электронов с трех высших орбиталей узкая, характерная для несвязывающих ор-Рис, 78. Трехдентровые орбитали молекулы биталей. Отвечает МО Ь, [или [c.192]

Напомним, что ЛМО — это орбитали молекулы, их не надо смешивать с гибридными орбиталями в методе ВС. В методе ВС часто объясняют геометрию и другие свойства молекул, используя гибридизацию связей. Как показал Йоргенсен, применение гибридизации в методе ВС во многих случаях неоправданно, именно в атомах с зарядом ядра 7> 13,, так как при этом не учитывается, что ns-, пр-к (п—1) г-орбитали у элементов бо льших периодов часто сильно отличаются радиальными составляющими волновых функций максимумы последних далеко отстоят друг ог друга, что делает линейную комбинацию неэффективной. Так, для металлов группы железа средние радиусы атомов для 311-, 4.у- и 4р-состояний относятся, как 1-,3 4. Подробно см. статью Йоргенсена Крах теории гибридизации [30]. [c.253]

В 1965 г. Р. Вудворд и Р. Хоффман выдвинули чрезвычайно плодотворную идею анализа стереохимии и относительной оценки энергетических барьеров весьма широкого круга органических реакций, основанную на сопоставлении свойств симметрии орбиталей исходных реагентов и продуктов. В наиболее общей форме эта идея сводится к положению о том, что согласованные (одностадийные) реакции, в которых заполненные орбитали системы реагирующих молекул и орбитали молекул — продуктов реакции — полностью соответствуют друг другу по свойствам симметрии на протяжении всего пути реакции (коррелируют между собой), протекают в заданном электронном состоянии легче, чем согласованные реакции, в которых указанное соо1ветствие нарушается. Несколько упрощая. [c.490]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология