Водород, атомные орбитали

Рис. 12-3. Молекулярные орбитали как линейные комбинации (сумма и разность) атомных орбиталей. Если обозначить волновую функцию 1 -состояния атома водорода просто как Is, соответствующая этому состоянию функция электронной плотности запишется как [Is] . Аналогично функция электронной плотности для молекулярной орбитали, полученной суммированием атомных орбиталей, записывается как [Is + Is ] , где Is и

Какая атомная орбиталь вносит преобладающий вклад в изображенную на рис. 12-12 молекулярную ст-орбиталь-Ь-орбиталь водорода или 2р-орбиталь фтора Какая из этих атомных орбиталей вносит преобладающий вклад в молекулярную ст -орбиталь [c.546]

Функция Гейтлера — Лондона для молекулы Н2. Работа Гейт-лера и Лондона (1927) была основополагающей в области применения квантовой механики к химии, т. е. в области теории строения молекул. Эти ученые впервые нашли приближенное решение уравнения Шредингера для молекулы Нг, подойдя к ней как к системе, состоящей из двух атомов водорода. Использованная ими приближенная функция для молекулы На строилась из атомных орбиталей 15 каждого атома водорода. В нулевом приближении она имела вид, аналогичный функции для атома гелия (см. 9) [c.54]

Молекулярная орбиталь г]з1 состоит из атомных орбиталей только двух атомов кислорода (ра) и водорода (5а),т. е. является двухцентровой, локализованной в области ядер О и Нд. Аналогично — двухцентровая молекулярная орбиталь, локализованная в области ядер О и Нд. [c.98]

В ионе аммония каждый атом водорода связан с атомом азота общей электронной парой, одна из которых реализована по донор-но-акцепторному механизму. Важно отметить, что связи Н—N. образованные по различным механизмам, никаких различий в свойствах (например, в энергии связи, дипольном моменте связей и т. д.) не имеют, т. е. независимо от механизма образования возникающие ковалентные связи равноценны. Указанное явление обусловлено тем, что в момент образования связи орбитали 2в- и 2р-электронов атома азота изменяют свою форму. В итоге возникают четыре совершенно одинаковые по форме орбитали. Поскольку форма этих новых орбиталей есть нечто среднее между формами 8- и р-орбиталей, то эти новые орбитали принято называть гибридными, а процесс их возникновения — гибридизацией атомных орбиталей (б). [c.36]

В химических реакциях чаще всего приходится иметь дело с атомными орбиталями со значениями азимутального квантового числа I, равными О, 1,2. Соответствующие этим значениям I состояния электрона в атоме называются соответственно 5-, р- и -состояниями. Перед обозначением, принятым для азимутального квантового числа, обычно ставится номер главного квантового числа, соответствующий данной атомной орбитали, например, 15-, 2з-, 2р-орбиталь и т. д. На рис. 1 приведены конфигурации электронных облаков 1х, 2я и одной из 2р- и З -орбиталей атома водорода. [c.9]

Если рассматривать процесс сближения атомов, то из этих данных можно заключить, что энергетически более выгодным.будет процесс переноса электрона с лития на водород. При равновесных расстояниях о переносе заряда можно судить по значению дипольного момента. Простейший вид молекулярной орбитали симметрии а, являющейся линейной комбинацией атомных орбиталей (МО ЛКАО) - орбиталь вида [c.220]

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]

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]

Вариант 2. Так как периодическая таблица элементов является отражением электронной структуры атомов, то электронную формулу элемента можно получить при последовательном заполнении электронами атомных орбиталей, начиная от атома водорода до атома Мп. До атома кальция происходит последовательное заполнение внешних слоев [c.23]

Химические связи в каждой молекуле этилена состоят из имеющих цилиндрическую симметрию относительно линии, соединяющей ядра, ст-связей каждого атома углерода с атомом водорода и между собой и одной л-связи С—С. Поскольку изменений в симметрии о-связей в данной реакции не происходит, их в дальнейшем рассматривать не будем. п-Связь образуется за счет перекрывания двух 2р2-атомных орбиталей, имеющих форму гантелей, расположенных перпендикулярно плоскости молекулы (рис. 15.4). В зависимости от знака атомных орбиталей при их перекрывании возникает связывающая я-МО или разрыхляющая л -МО. В случае одинаковых знаков атомных [c.293]

При образовании молекулярной орбитали взаимно комбинироваться могут не любые пары электронов атомов, а лишь близкие по своему энергетическому состоянию они обязательно должны находиться на одном и том же квантовом уровне (п). Например, в двух атомах водорода Ь-электроны (п=1) могут образовать молекулярную орбиталь. Для этого необходимо максимальное перекрывание атомных орбиталей, поэтому важное значение имеет фактор симметрии. Известно, например, что атомные р-орбитали ориентированы в пространстве по осям координат Рх, р, и р . При сближении атомов между собой будут перекрываться только однотипные р-орбитали рх — Рх, Ру — Ру, Р,—рекомбинация атомных орбиталей одинаковых и разных атомов при образовании молекулярной орбитали сопровождается качественным преобразованием атомных орбиталей и всей дискретной молекулярной системы, изменением ее энергетического состояния, что отражается на прочности молекулы. Решающее значение здесь имеет характер распределения электронной плотности между ядрами атомов, образующих молекулу. [c.113]

Ознакомившись с порядком заполнения электронами атомных орбиталей реальных атомов, можно понять особенности периодической системы химических элементов. Для этого мысленно будем конструировать атомы, т. е. в соответствии с порядковым номером элемента и изложенными правилами расселять электроны по атомным орбиталям, начиная с атома № 1 — водорода. У водорода 1 электрон, который будет находиться на 15-орбнтали, у гелия 2 электрона — также на этой орбитали. У атома лития 3 электрона, 2 из которых будут на [c.60]

Когда расстояние между атомами водорода близко к равновесному, оба электрона связаны с обоими ядрами, и вместо первоначальных атомных орбиталей, центрированных по одной на каждом атоме, возникает молекулярная орбиталь, охватывающая оба атома. Когда один электрон находится вблизи атома Нд, можно считать, что его молекулярная орбиталь очень близка к атомной, обозначаемой как Фа. Аналогично, если электрон находится вблизи другого ядра, то его молекулярная орбиталь сходна с фв. Поскольку молекулярная орбиталь попеременно характеризуется либо функцией фд, либо функцией фв, то в общем случае ее можно представить в виде их суммы [c.185]

Два электрона в молекуле водорода занимают две связывающие орбитали, образовавшиеся из ls-атомных орбиталей. Как было отмечено выше, можно условно считать, что два связывающих электрона соответствуют одной химической связи. [c.189]

Одноэлектронные волновые функции полученного типа для атома водорода часто называют атомными орбиталями. Наиболее характерной чертой этих атомных орбиталей является их зависимость от углов и ф, которая определяет геометрические характеристики атома. Вообще говоря, радиальная зависимость волновой функции примерно одинакова для различных /-подуровней при данном значении п. Таким образом, 5- и р-подуровни с одним и тем же значением п с хорошей степенью приближения можно рассматривать, основываясь только на их угловой зависимости. Эта угловая зависимость представляется сферической гармоникой [c.77]

При построении одноэлектронной молекулярной орбитали для молекулы водорода надо использовать линейную комбинацию ls-атомных орбиталей изолированных атомов водорода. В этом случае атомы одинаковы и основные состояния их также одинаковы. Если молекула образована двумя разными атомами, то при образовании связи одинаковые орбитали не всегда будут участвовать в обоих атомах. Например, в молекуле НС1 у атома водорода в образовании связи будет участвовать орбиталь Is, а у атома хлора орбиталь Is никакого участия в образовании связи не принимает. Это обстоятельство заставляет обратить внимание на важное условие при образовании связи для того чтобы две орбитали могли образовать прочную молекулярную орбиталь, необходимо, чтобы соответствующие им энергии были сравнимы по величине. В приведенном примере ls-орбитали атома хлора соответствует гораздо меньшая энергия, чем ls-орбитали атома водорода, поэтому они комбинироваться не будут. Необходимо также учитывать степень перекрывания между комбинирующимися орбиталями, хотя само по себе перекрывание является недостаточным критерием для образования связи, тем не менее оно важно. Математически перекрывание выражается посредством интеграла перекрывания или ортогональности Если значение велико, то и перекрывание орбиталей и велико. Особую важность имеет перекрывание в направлении связи, но следует сказать, что перекрывание вообще принадлежит к тем факторам, которые необходимо учитывать при выборе атомных орбиталей, участвующих в построении молекулярной орбитали. Необходимо учитывать и симметрию комбинируемых орбиталей. Известно, что р-орбиталь имеет положительную и отрицательную [c.153]

Рис. 18. Взаимодействие атомных орбиталей атомов водорода

Часто в образовании нескольких химических связей участвуют различные атомные орбитали одного и того же атома. Например, в молекуле метана четыре химические связи образованы путем перекрывания трех р- и одной -орбитали атома углерода с четырьмя -орбиталями атомов водорода. Так как энергия и форма - и р-орбиталей различны, то можно было бы ожидать, что одна из четырех связей в молекуле метана будет отличаться от других связей по прочности и по характеру направленности. Однако эксперименты показали, что все четыре связи в молекуле метана равноценны. Этот и другие подобные факты удалось объяснить при помощи теории гибридизации атомных орбиталей. [c.49]

Решением уравнения Шредингера для водородо подобного атома является функция (4.3). Эта одноэлектронная волновая функция х называется атомной орбиталью (АО). Атомная орбиталь дает описание состояния электрона в водородоподобном атоме. Это состояние задано тремя квантовыми числами и, / и т , от которых зависят множители в (4.3) и сама функция (4.3) [c.21]

Характер заполнения орбиталей атомов К, Са, и Зс показывает, что энергия электронов зависит не только от заряда ядра, но и от взаимодействия между электропами. На рис. 11 показана зависимость энергии атомных орбиталей от порядкового номера элемента (логарифмическая шкала). За единицу энергии электрона принято значение 13,6 эВ (энергия электрона пенозбуждеиного атО ма водорода). Анализ рис. II показывает, что с уаеличениеу порядкового но мера эле мента Z энергия электронов данного состояния (1,5, 2 , 2/ и т. д.) уменьшается. Одпако характер этого уменьшения для электронов разных энергетических состояний различен, что выражается в пересечении хода кривых. В частности, поэтому при Л = 19 и 20 кривые энергии 45-электрона лежат ниже кривой энергии З -электрона, а при 2 =. 21 кривая энергии Зсг-электрона лежит ииже к(1Ивой 4/7-электрона. Таким образом, у калия и кальция заполняется 4х-орби аль, а у скандия 3 /-орбиталь. [c.27]

Т ким образом, комбинация исходных четырех атомных орбиталей кислорода 11 двух орбиталей атомов водорода приводит к образованию двух связы-нающнх (aj и а ), двух несвязывающих (а и л у) и двух разрыхляющих (а Р и оР Р) люлекуляриых орбиталей (см. рис. 146). [c.313]

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]

Если провести математические операции, выражаемые словами скомбинируем две атомные орбитали так, чтобы получить разрыхляющую и связывающие молекулярные орбитали , то обнаружится, что две такие атомные орбитали должны обладать достаточно близкими энергиями. В молекуле каждая из двух молекулярных орбиталей содержит 50%-ный вклад от Ь-орбитали каждого атома водорода. В противоположность этому если в молекуле АВ скомбинировать орбиталь атома А, обладающую очень высокой энергией, и орбиталь атома В с довольно низкой энергией, то математические выкладки покажут, что разрыхляющая молекулярная орбиталь представляет собой почти чистую исходную орбиталь атома А, а связывающая орбиталь - почти чистую исходную орбиталь атома В. Следовательно, пара электронов на такой связывающей орбитали в сущности находится вовсе не на настоящей ковалентной связывающей орбитали. На самом деле речь идет о неподеленной паре электронов на атомной орбитали атома В. Взаимодействие атомных орбиталей двух атомов с больщим различием в энергиях пренебрежимо мало. На примере молекулы НР мы увидим, что это означает, если принять во внимание частично ионный характер связи. [c.532]

Попытаемся представить себе, что произойдет со связью Н—Р, если энергия Ь-орбитали атома водорода постепенно понизится. Различие в энергиях между молекулярной орбиталью ст и двумя атомными орбиталями, из которых она образовалась, постепенно уменьщится и вклады атомных орбиталей в молекулярную орбиталь ст уравняются. Неравномерность в распределении электронного заряда должна снизиться, и в молекуле постепенно возникает полностью симметричная ковалентная связь такого типа, как в р2 или в Н2. К такой ситуации гораздо ближе связь в молекуле НС1, поскольку первые энергии ионизации атомов Н и С1 довольно мало отличаются друг от друга 1310 и 1255 кДж-моль соответственно. В молекулах НС1, НВг и Н1 связи значительно ближе к чисто ковалентной, а разделение зарядов между атомами намного меньще, чем в НР. [c.535]

О вероятностях. Даже если преподаватель решил не останавливаться на подробном обсуждении волнового уравнения Шрёдингера (как бывает, если решено не делать упор на молекулярные орбитали), можно ввести представление о квантовых числах как индексах атомных орбиталей и продемонстрировать взаимосвязь этих чисел с размерами, формой и ориентацией орбиталей. Если эти соотношения удается сделать понятными применительно к атому водорода, их распространение на многоэлектронные атомы обычно не вызывает затруднений у студентов. [c.574]

Каждой комбинации из трех кваито зых чисел п, I, Ш1 соответствует определенная атомная орбиталь, т. е. определенная волновая функция и определенная конфигурация электронного облака. Например, для атома водорода набору значений квантовых чисел = 1, / = О, Ш1 О отвечает волновая функция [c.9]

Орбитали 0,, 02 воплощают идею о взаимодействии каждого валентного электрона в атоме бериллия с соответствующим ls-электроном в атоме водорода. Выбор угла а и был продиктован этими соображениями. При этом оказьшается, что локализованные на связях Ве—Н молекулярные орбитали со,, 02 представляют собой линейную комбинацию s—p гибридизованных атомных орбиталей бериллия и ls-вол-новых функций атома водорода. Такая конструкция МО напоминает соответствующее выражение (4.23) для LiH. На этом примере можно проследить возникновение понятия о валентном состоянии атома в пределах заданной молекулярной структуры. Первоначально это понятие было введено в квантовую химию в качестве априорного предполагалось, что проигрыш в энергии, связанный с возбуждением 2s 2р атома бериллия, будет в дальнейшем скомпенсирован вьшгрышем в энергии при формировании в данном примере двух химических связей Ве-Н. Отметим, что замена в определителе Слейтера орбиталей 2og, 1а их линейной комбинацией со,, 602 является вполне корректным преобразованием, переход же от со,, СО2 к со,, С02 представляет собой уже некоторую аппроксимацию. В литературе подробно изложено построение sp -и sp -гибридизованных орбиталей см. [9], [12], [20]. [c.229]

Шесть орбиталей угловой молекулы воды НаО возникают при комбинации четырех атомных орбиталей кислорода (2з,- 2рх, 2ру- и 2р -) и двух 15-орбиталей двух атомов водорода. Заполнению электронами двух ст -орбиталей (ст и ст ) отвечает наличие в молекуле НаО двух ст-связей О—Н заполнению двух несвязывающих молекулярных орбиталей (обозначаемых ст и Пу) отвечает наличие при атоме кислорода двух несвязывающих электронных пар. В соответствии с таким распределением электронов по орбиталям молекула воды имеет ч е т ы-р е первых потенциала ионизации (27,5 16,2 14,5 и 12,6 эв). [c.102]

Таким образом, комбинация исходных четырех атомных орбиталей кислородп и двух орбиталей атомов водорода приводит к образованию двух связывающих и ( ), двух несвязьшающих (а и Яу) и двух разрыхляющих и молеку- [c.340]

Итак, мы познакомились с двумя приближенными решениями уравнения Шрёдингера для молекул. Ранее (разд. 6.2.1) было показано, как, исходя из одноэлектронной модели молекулярного иона водорода Нг+, можно построить в некотором роде периодическую систему двухатомных молекул. Для применяемого при этом метода молекулярных орбиталей (МО) характерно заполнение молекулярной (а не атомной) орбитали ф последовательно одним, а затем и двумя электронами. В методе валентных связей (ВС) Гейтлера — Лондона исходят из атомных орбиталей, занятых одним электроном, а далее переходят к двухэлектронной системе (Не или На) путем линейной комбинации занятых атомных орбиталей, в которой учитывается неразличимость электронов. [c.87]

Гибридные орбитали атомов углерода, пере- углерода, крываясь с такими же орбиталями других атомов углерода и с 15-А0 атомов водорода, образуют жесткий скелет молекулы из 3-х связей С-С и 6-ти связей С-Н. Оставшиеся 4 электрона каждого из атомов углерода описываются атомными орбиталями р-типа, контуры которых располагаются над и под плоскостью, образованной всеми ядрами молекулы. Экспериментальные данные показывают, что связи С(1)-С(2) и С(з)-С(4) несколько короче (длина [c.147]

Представления о механизме образования химической связи в молекуле водорода можно распространить и на более сложные молекулы. Следовательно, в общем случае механизм образования химической связи сводится к перекрыванию атомных орбиталей, содержащих неспаренные (одиночные) электроны, в результате чего образуется принадлежащая обоим взаимодействующим атомам пара электронов с противоположно направленными спинами, которая осуществляет химическую связь. Отсюда статэвится понятным, что атомы благородных газов, не имеющие неспаренных электронов, не могут объединяться в молекулы. Молекула водорода также не содержит неспаренных электронов и к ней третий атом водорода присоединиться не может. [c.70]

С обоими ядрами, проводя больщую часть времени между ними, что способствует связыванию атомов водорода. Поэтому функция называется связывающей орбиталью. Процесс сложения двух атомных орбиталей схематически показан на рис. П1.17, а. Знак -Ь на МО означает, что эта волновая функция всюду положительна. Такая орбиталь с цилиндрической симметрией, не имеющая узла, является ст-орбн-талью. [c.185]

Шредингера для молекулы Н , подойдя к ней как к системе, состоящей из двух атомов водорода. Использованная ими приближенная фущщня для молекулы Н2 строилась из атомных орбиталей 1 каждого атома водорода. В нулевом приближении она имела вид, аналогичный функции для атома гелия (см. 10) [c.85]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология