Молекулярные орбитали азота

Рис. 111.23. Заполнение молекулярных орбиталей в молекулах азота и кислорода

Энергия ионизации молекул. В прямой зависимости от характера распределения электронов по связывающим и разрыхляющим молекулярным орбиталям находится также значение энергии ионизации молекул. Как мы видели, в двухатомной молекуле связывающие электроны лежат глубже, чем в атоме, а разрыхляющие — наоборот. Таким образом, энергия ионизации молекулы, верхний занятый энергетический уровень которой является связывающим, выше, чем таковая свободного атома. Например, энергия ионизации молекулы N2 (15,58 эВ) больше энергии ионизации атома азота (14,53 эВ). Если же верхний занятый уровень молекулы является разрыхляющим, то энергия ионизации молекулы меньше, чем атома. Так, энергия ионизации молекулы О 2 (12,08 эВ) меньше энергии ионизации атома кислорода (13,62 эВ). [c.56]

Рассмотрите ио методу молекулярных орбиталей электронное строение молекул Эг для водорода, галогенов, халькогенов, азота, фосфора и углерода. Определите порядок связи и условия существования молекул Эг. Парамагнитны или диамагнитны эти молекулы Возможна ли конденсация газов Эг в жидкое и твердое состояние Какие свойства для них характерны—окислительные или восстановительные Способны ли молекулы Эг к дисмутации Ответ сопроводите уравнениями реакций. Для каких из указанных элементов образование катионов Э2+ наиболее выгодно Приведите примеры веществ, включающих катионы Э2+. Какие элементы могут существовать в виде молекул Э (п>2) и анионов Э (v=l,2) Устойчив ли ион I3+ [c.153]

Из гетероатомных молекул на молекулу азота весьма похожа но химическому строению и свойствам молекула оксида углерода. Заселенность молекулярных орбиталей в СО точно такая же, как н в молекуле азота (рис. 62). Разница заключается только в структуре АО со стороны углерода участвуют в образовании МО четыре электрона, а кислорода — 6. Порядок связи равен трем, т, е, соответствует кратности связи в СО согласно МВС. По сравнению с молекулой азота в молекуле кислорода имеется на 2 электрона больше. Энергетическая диаграмма и заселенность МО молекулы [c.124]

Некоторые молекулы, хотя они на первый взгляд являются валентно насыщенными системами, так как их валентные электроны попарно заселяют молекулярные орбитали, отнюдь не лишены способности соединяться химическими связями с другими молекулами, не разрывая при этом своих собственных межатомных связей. Одни из этих молекул для этого должны иметь незанятые валентные орбитали, а другие — неподеленные пары электронов. Таким образом, одни молекулы проявляют способность присоединять другие молекулы до тех пор, пока не будут заняты все их валентные орбитали. Как известно, р -орбиталь бора не занята в молекуле ВРз. Поэтому эта молекула присоединяет молекулу аммиака, атом азота которой имеет на валентной орбитали одну пару неподеленных электронов, причем образуется донорно-акцеп-торная связь, почти ничем не отличающаяся от других ковалентных связей. Следовательно, нет оснований называть подобные соединения молекулярными комплексами — это настоящие атомные, а не молекулярные соединения. Связи подобного типа с донорами электронов могут образовать также молекулы — соединения бериллия, алюминия и др. В молекулах типа ВеРг имеются две незанятые валентные орбитали. Благодаря этому фторид бериллия присоединяет две молекулы диэтилового эфира, кислород которого служит донором электронов. Если в молекулах имеются незанятые валентные орбитали и недостаточное количество электронов для их нормального заселения парами электронов, как, например, в молекулах бороводородов, то эти молекулы в ряде случаев соединяются друг с другом путем делокализации всех валентных электронов между всеми молекулярными орбиталями, в результате чего все они оказываются частично заселенными электронами и между молекулами образуются настоящие химические связи. Это относится не только к взаимодействию молекул диборана с образованием высших боранов, но и к конденсации атомов металлов, в результате которой получаются твердые металлы. Атомы металлов также имеют незаселенные валентные орбитали, которые при конденсации сливаются в валентную зону и таким образом становятся достоянием всех валентных электронов. [c.88]

Энергетическое различие 2s- и 2/ -орбиталей в периоде увеличивается от I к VIII группе (см. рис. И). Поэтому приведенная последовательность молекулярных орбиталей характерна для двухатомных молекул элементов начала периода вплоть до N2. Так, электронная конфигурация молекулы азота в основном состоянии имеет вид [c.54]

На примере молекулы ЫОг рассмотрим более подробно строение трехатомных молекул угловой формы с л-связями. В образовании молекулы ЫОг принимают участие 25-, 2р -, 2ру- и 2р -орбитали атома азота, 2р -, 2ру- и 2р -ор-битали двух атомов кислорода. Из десяти атомных орбиталей образуются десять молекулярных орбиталей. Поскольку молекула N02, как и Н2О, имеет угловую форму, то о-орбитали N 2 аналогичны ст-орбиталям молекулы Н2О (с. 312). Это пять молекулярных орбиталей и и [c.362]

При образовании молекулы азота на молекулярных орбиталях нужно разместить 10 электронов атомов азота. В соответствии с приве- [c.191]

Решение. Порядок связи в молекуле будут определять молекулярные орбитали, образованные внешними атомными орбиталями двух атомов азота. (Вклад внутренних молекулярных орбиталей в энергию связи практически равен нулю.) Электроны располагаются на образованных молекулярных орбиталях согласно энергетической последовательности орбиталей. При этом выполняется принцип Паули и правило Хунда [c.33]

Таким образом, в молекуле азота 8 связывающих и 2 разрыхляющих электрона, т. е. избыток связывающих электронов равен 6 — в молекуле N2 тройная связь. Образование молекулярных орбиталей в молекуле азота иллюстрируется рис. 91. Ради простоты на нем показано образование молекулярных орбиталей только из 2р-атомных орбиталей. [c.191]

На рис. 59 приведена энергетическая диаграмма орбиталей молекулы аммиака. Из семи исходных атомных орбиталей (25-, 2ру-и 2 рг-орбиталей азота и 15-орбиталей трех атомов водорода) возникает семь молекулярных орбита- [c.101]

Под влиянием электронов кислорода молекулярная орбиталь азота деформируется и возникает внутримолекулярная ионизация, т. е. молекула становится полярной. Координационная связь N—О как бы является комбинацией ковалентной и электровалентной связей. Такие координационные связи получили название полуполярных или семиполярных [c.36]

Степень окисления —3. Аммиак молекула ЫНз имеет форму тригональной пирамиды НЫН=107°, ее дипольный момент равен 1,460. Согласно теории валентных связей (ВС) атом азота в ЫНз находится в состоянии 5/ -гибридизации связующими являются три гибридные орбитали, четвертая — несвязующей. Энергетическая диаграмма молекулярных орбиталей ЫНз приведена на рис. 17.9. [c.438]

Химическое строение молекулы азота с позиций МВС и ММО характеризуется исключительной прочностью, несравнимой ни с какими другими двухатомными молекулами. Особая устойчивость молекулярного азота во многом определяет химию этого элемента. И кратность, и порядок связи в молекуле азота равны трем . Кроме того, на разрыхляюш,их молекулярных орбиталях нет ни одного электрона. Все это является причиной очень большой величины энтальпии диссоциации молекул азота и высокой их термической устойчивости. Поэтому азот не горит и не поддерживает горения других веществ. Напротив, он сам в молекулярном виде является конечным продуктом окисления многих азотсодержащих веществ. При комнатной температуре азот реагирует лишь с литием с образованием нитрида лития LigN. В условиях повышенных температур он взаимодействует с другими активными металлами также с образованием нитридов. Образующийся при электрических разрядах атомарный азот уже при обычных условиях взаимодействует с серой, фосфором, ртутью. С галогенами азот непосредственно не соединяется. Химическая активность азота резко повышается в условиях высоких температур (2500—3000 °С), тлеющего и искрового электрического разряда и в присутствии катализаторов. Так, при повышенных температурах и давлениях и в присутствии катализаторов азот непосредственно соединяется с водородом, кислородом, углеродом и другими элементами. [c.248]

Как видно из табл. 6, по мере заполнения связывающих молекулярных орбиталей (в ряду Вг—С2—N2) прочность связи повышается увеличивается ее порядок, уменьшается длина и возрастает энергия. При переходе от азота N2 к кислороду О2 и далее к фтору Е2 по мере заполнения разрыхляющих молекулярных орбиталей прочность связи понижается уменьшаются порядок и энергия, возрастает длина связи. Молекулы неона Ыбг и бериллия Вег вообще не существуют, так как для них число электронов на связывающих и разрыхляющих орбиталях оказалось бы равным. Многоатомные [c.69]

Степень окисления +2, Оксид углерода СО (угарный газ) по строению молекулярных орбиталей (табл. 17.22) СО аналогичен молекуле N2 (рис. 17.8). Подобно азоту СО обладает высокой [c.460]

Строение молекулы азота рассмотрим с точки зрения метода молекулярных орбиталей. Атом азота имеет семь электронов, размещенных на пяти уровнях (орбиталях), а его молекула N2 располагает десятью орбиталями для четырнадцати электронов. Если на каждой молекулярной орбитали поместить пару электронов, то будет занято семь орбиталей. Расщепление уровней приводит к появлению связывающей и разрыхляющей орбитали. Поэтому те атомные орбитали, на которых у каждого атома по паре электронов, дадут две занятые молекулярные орбитали 15 и 25 электроны находятся и на связывающих и на разрыхляющих орбиталях. В итоге эти молекулярные орбитали компенсируют друг друга. Можно сказать, что электроны на орбиталях 15 и 25 не принимают участия в связях. [c.174]

Наоборот, из трех р-орбиталей, на каждой из которых имеется по одному электрону, получится шесть молекулярных орбиталей, причем заняты будут только три и все три — связывающие разрыхляющие орбитали останутся свободными. В молекуле азота два р-электрона (по одному от каждого атома) образуют а-связь, а четыре р-электрона — две я-связи (см. рис. П.8) . [c.174]

Как видно из табл. 6, по мере заполнения связывающих молекулярных орбиталей (в ряду Вд—С2—N3) прочность связи повышается увеличивается ее порядок, уменьшается длина и возрастает энергия. При переходе от азота N2 к кислороду О2 и далее к фтору Р2 по мере заполнения разрыхляющих молекулярных орбиталей прочность связи понижается уменьшаются порядок и энергия, возрастает длина связи. Молекулы неона Кез и бериллия Вез вообще не существуют, так как для них число электронов на связывающих и разрыхляющих орбиталях оказалось бы равным. Многоатомные частицы, имеющие одинаковое расположение электронов в молекулярных орбиталях, называют изоэлектронными. Среди приведен- [c.86]

Как видно, замена двух р-электронов неподеленной электронной парой гетероатома вызывает сильную деформацию я-электронного облака и поэтому дальнейшая такого рода замена по-видимому невозможна без потери ароматического характера вещества. Однако в представленных выше,гетероциклах СН-группы могут быть замещены изоэлектронными гетероатомами, способными передавать свой р-электрон на молекулярную орбиталь соединения. Например, при введении азота вместо СН-группы из пиррола производятся пиразол и имидазол, из фурана — изоксазол и оксазол, из тиофена — изотиазол и тиазол и т. д. [c.25]

Н, рис. 152 приведена энергетическая диаграмма орбиталей молекулы аммиака. Из семи исходных атомных орбиталей (25-, 2рд.-, 2р,1- и 2р -орбиталей азота и Ь -орбиталей трех атомов водорода) возникает семь молекулярных орбиталей три а - -, три араэр- и одна несвязывающая а,-. [c.347]

Из гетероатомных молекул на молекулу азота похожа по химическому строению и свойствам молекула монооксида углерода. Заселенность молекулярных орбиталей в СО точно такая же, как и в молекуле азота (рис. 56). Разница заключается только в структуре АО со стороны углерода участвуют в образовании МО четыре электрона, а со стороны кислорода — шесть. Порядок связи равен трем, т.е. соответствует кратности связи в СО согласно МВС. [c.92]

Обсуждена электронная структура бинарных соединений серы с азотом при использовании результатов полуэмпирических расчетов по методу молекулярных орбиталей и теории функционала плотности. [c.167]

Молекулярная орбиталь Азот, окксь углерода Кислород [c.92]

Как УФС, так и РФС могут быть использованы для исследования валентных электронов в молекулах, и нас как раз интересует та информация, которую можно получить об этих электронах из фотоэлектронного спектра. На рис. 16.8 в качестве гфимера изображен спектр УФС газообразного азота. В случае источника Не(1). устанавливающего предел ионизации в 21,21 эВ, можно наблюдать три колебательно-структу-рированных фотоионизационных процесса ( 15,6, 17,0 и 18,18 эВ). Их можно приписать ионизации с трех высших заполненных молекулярных орбиталей Nj(2a -, я - и За -орбиталей). Отнесение пиков основано на наблюдаемой колебательной структуре. Следует отметить, что в спектре РФС имеются те же три линии (колебательная структура не видна из-за худшего разрешения) в дополнение к пику при 37,3 эВ для ионизации с 2а -уровня и единственному пику при 409,9 эВ для 1а - и 1а -уровней [27]. [c.336]

При качественной интерпретации соотношения между химическими сдвигами энергий связи электронов оболочки и распределением заряда в молекулах возникло много фальсификаций. В гл. 3 упоминалось, что с помошью метода молекулярных орбиталей можно рассчитать формальный заряд (8) на атоме в молекуле. Напомним, что формальный заряд определяется как электронная плотность на атоме в молекуле минус электронная плотность на свободном атоме. Из рис. 16.15 следует, что можно коррелировать формальный заряд на атоме азота в молекуле (полученный с помощью итерационных расчетов по расширенному методу Хюккеля) с наблюдаемыми энергиями связи 1. -электронов азота для ряда азотсодержащих соединений. Отметим, что для корреляции со сдвигом в энергиях фотоионизационных переходов электронов оболочки используют заряд основного состояния атома, который определяют произвольным образом. Наблюдаемый успех либо случаен, либо обусловлен тем, что члены, такие, как энергии электронной релаксации, сохраняют постоянное значение. [c.347]

Как мы видели, тригонально-пирамидальное строение имеет молекула аммиака НаЫ. Согласно методу валентных связей в ней атом азота находится в состоянии 5р -гибридизации. Из четырех вр -гибридных орбиталей азота три участвуют в образовании трех ст-связей Ы—Н, а четвертую орбиталь занимает несвязывающая электронная пара. В терминах метода молекулярных орбиталей это соответствует заполнению трех связывающих и одной почти несвязывающей молекулярной ст-орбитали [c.100]

Во-первых, в такой группе в силу возможности рл-сопряжения атом азота переходит в состояние 2s2p , т. е. а-связи образуются за счет двух р-электронов и одного -электрона ( р -связь). Отсюда атомы, связанные с атомом азота, располагаются вокруг него в одной с ним плос(Лсти. Во-вторых, неподеленная пара электронов атома N занята — она уже попала на молекулярную орбиталь, образованную р-орбиталями атомов О, С, N. Поэтому амид уксусной кислоты не может присоединить протон, при растворении в воде не дает ионов ОН" и, таким образом, в отличие от аммиака и аминов не является основанием. [c.75]

Таким образом, на МО внешнего энергетического уровня размес-тилось 10 электронов, из которых 8 находятся на связывающих орбиталях, а два — на разрыхляющей орбитали. Избыток связывающих электронов равен шести, порядок связи—трем. Образование молекулярных орбиталей в молекуле азота показано на рис. 29 [c.59]

На рис. 6.33 изображен спектр ФЭС газообразного азота, полученный при использовании источника с энергией 21,21 эВ (Не) В спектре три полосы, обладающие тонкой структурой 15,6 -17,0 и —18,8 эВ. Их приписывают ионизации с трех высших за-110лненн1,1х молекулярных орбиталей (ВЗМО) N2. Такие же линии, но без тонкой структуры, можно наблюдать в РЭС. [c.263]

Эта цоследовательность сохраняется для двухатомных гомонуклеарных молекул до молекулы N2 включительно. В молекуле Н2 гибридизация происходит между 5- и/ -орбиталями равной энергии. У многоэлектронных атомов энергия 2р -орбиталей выше, чем 25-орбиталей, и различие в энергии растет по мере роста зар Ща ядра. До азота включительно это различие невелико и взаимодействие конфигураций еще возможно, после азота различие в энергии. 5- и /7-состояний так значительно, что взаимодействия конфигураций не происходит, и наблюдается нормальная последовательность молекулярных орбиталей второго квантового слоя [c.128]

Приведенные схемы объясняют также магнитные свойства веществ. Вещества делятся на диамагнитные и парамагнитные. Первые оказывают сопротивление прохождению магнитного поля большее, чем вакуум, вторые — меньшее, чем вакуум. Поэтому внешнее магнитное поле выталкивает диамагнитные вещества и втягивает парамагнитные. Столь различное поведение веществ объясняется характером их внутренних магнитных полей, складывающихся из собственных магнитных моментов нуклонов и электронов. Но магнитный момент атома определяется главным образом суммарным спиновым магнитным моментом Электронов, так как могнитные моменты протонов и нейтронов примерно на три порядка меньше моментов электронов. Если два электрона находятся в одной орбитали, то их магнитные поля замыкаются. Если в веществе магнитные моменты всех электронов взаимно скомпенсированы, т. е. все электроны спарены, то это вещество диамагнитное. Напротив, если в орбиталях имеются одиночные электроны, то вещество проявляет парамагнетизм. Примерами диамагнитных веществ могут служить молекулярные водород, азот, фтор, углерод и литий (в газообразном состоянии). К парамагнитным относятся молекулярный бор, кислород, оксид азота). Вещества с аномально в .1сокой магнитной восприимчивостью (например, железо) называются ферромагнитными. Ферромагнетизм проявляется ими только в твердом состоянии. [c.70]

Как видно из показанной на рис. XV-3 схемы 2/5-орбиталей атомов кислоппда и молекулы Ог, изолированные электроны находятся на разрыхляющих орбиталях. Поэтому естественно, что снятие одного из таких электронов у, O.J ) ведет к закреплению связи, а добавление лишних — к ее ослаблению. Напротив, у молекулы азота все валентные электроны находятся на связывающих орбиталях и поэтому переход N2- N2-1- сопровождается увеличением ядерного расстояния (от 109,5 до 111,6 пм) и ослаблением связи (от 226 до 207 кДж/моль). Возможность предвидения характера энергетических изменений молекул, возникающих в результате их ионизации, является одним из больших успехов теории молекулярных орбиталей (VI 3 доп. 11). [c.473]

Предполагалась возможность образования простых связей сера—сера и азот — азот, а также кратных связей сера—азот. В действительности, как показали последующие расчеты по методу молекулярных орбиталей, ни одна из них не реализуется. Необычная геометрическая структура привела некоторых авторов к предположению, что в эюй молекуле определяющую роль могут играть вышележащие орбитали / -типа. Впоследствии расчеты убедительно показали, что / -орбитали атома серы играют незначительную роль в формировании электронной структуры Равенство расстояний сера—азот в цикле 84 напоминало химию ароматических углеводородов, й поэтому совсем не удивительно, что высказано предположение об электронной структуре с делокализацией электронов в цикле. Но это также оказалось неверным Теперь читатель, надеемся, начинает представлять себе трудности, существующие в этой области. Наша классическая теория валентности, по-видимому, оказывается неадекватной, когда применяется к бинарным системам, образованным азотом и серой (по крайней мере для тетранитрида тетрасеры). Каким именно является истинное описание электронной структуры 84 N4 [c.169]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология