Орбиталь образование

Рис. 12-7. Шесть типов молекулярных орбиталей, образованных линейными комбинациями орбиталей х, р , р и двух одинаковых атомов в двухатомной молекуле. Прямая, соединяющая ядра атомов, выбрана в качестве оси 2. Символ п означает, что при повороте молекулярной орбитали на 180° вокруг межъядерной оси электронное распределение остается прежним единственным результатом вращения оказывается изменение знаков в разных частях волновой функции. Знаки плюс и минус относятся к волновой функции, а не к зарядам. Справа свер-

Рис. 13-15. Электронное строение Н2О в рамках модели локализованных орбиталей, образованных с участием гибридных зр -орбиталей кислорода. Эта модель предсказывает для угла Н—О—Н значение 109,5°.

Рис. 14-25. Энергетические зоны делокализованных молекулярных орбита-лей металлического лития. Исходные атомные 2х- и 2р-орбитали обладают настолько близкими энергиями, что это приводит к перекрыванию зон молекулярных орбиталей. Поскольку атом лития имеет на 2 -орбитали один электрон, зона делокализованных молекулярных орбиталей, образованных атомными 2 -орбиталями, заполнена

Рис. 12. Схема перекрывания орбиталей образовании а- и тг-связей

Рис. 12-8. Энергетические уровни молекулярных орбиталей, показанных на рис, 12-7. Среди молекулярных орбиталей, образованных атомными. - и р-орбиталями, связывающие устойчивее

Однако в КНз не все эти электронные пары эквивалентны. Льюисова структура КНз показывает, что в этой молекуле имеются три простые связи N—Н и одна неподеленная электронная пара. Известно, что все три атома водорода в КНз эквивалентны. Простое объяснение химической связи в КНз сводится к тому, что в этой молекуле имеются три локализованные связывающие электронные пары, находящиеся на орбиталях, образованных из 2р-орбиталей азота и 1х-орбиталей водорода (рис. 13-10). Согласно такой модели, неподеленная пара электронов находится на 2х-ор-битали атома азота. [c.559]

Первый этап исследования заключается в построении молекулярных орбиталей. Для этого воспользуемся валентными 2s- и 2р-орбиталями каждого из двух атомов молекулы. На рис. 12-6 схематически изображены их энергетические уровни, а на рис. 12-7 показаны типы различных молекулярных орбиталей, образованных комбинациями этих атомных орбиталей. [c.520]

Молекулярные орбитали, полученные из атомных. 5-орбиталей, имеют более низкую энергию, чем полученные из р-орбиталей. Кроме того, из двух молекулярных орбиталей, образованных одн ими и теми же ато.мпы ми орбиталями, связывающая орбиталь должна иметь более низкую энергию, чем разрыхляющая. Таким образом, двумя наиболее устойчивыми уровня.ми являются ст, и ст. Наиболее устойчивыми связывающими орбиталями, полученными из атомных 2р-орбиталей, являются л и ЛJ., а не ст. [c.522]

Рис. 111.16. Координация гибридных орбиталей, образованных с участием

АРОМАТИЧЕСКИЕ СИСТЕМЫ - циклические соединения, имеющие общую для всех атомов системы стойкую замкнутую молекулярную орбиталь, образованную я-электронами. Название ароматический происходит от названий соединений бензольного ряда, среди которых были найдены вещества с приятным запахом (ароматическим), например бензойный и коричный альдегиды, ванилин. Затем понятие А. с. было перенесено на все соединения, содержащие одно или несколько бензольных ядер, т. е. г роизводные бензола, нафталина, антрацена, фенантрена и др. [c.30]

Согласно методу молекулярных орбиталей образование молекул Веа, Mg2, Саз, 5га и Ваг невозможно из-за равенства числа связывающих и разрыхляющих электронов в таких молекулах. Тем не менее молекулы Mg2 и Саг обнаружены, а существование молекул Вег, 5гг и Ваг ставится под сомнение. Нет убедительного объяснения этого явления. Дайте объяснение приведенным ниже значениям энергий диссоциации (в кДж/моль), предполагая, возможность двух различных значений энергии диссоциации Вег [c.48]

Рис. 111.19. Энергетические уровни связывающей и разрыхляющей орбиталей, образованных из двух одинаковых АО

Из атомных -орбиталей могут образоваться молекулярные орбитали только ст-типа. Обратное неверно, так как молекулярные а-орбитали могут образовываться и при участии любых типов атомных орбиталей, в том числе и гибридных, причем последние обеспечивают более эффективное перекрывание по линии связи. На рис. 21 приведена схема перекрывания электронных облаков при образовании о-связей с участием р-орбиталей и гибридных орбиталей. На рис. 22 изображены электронные облака связывающих и разрыхляющих ст-орбиталей, образованных двумя з- или двумя р-ор-биталями. [c.60]

Начиная с бора, в двухатомных гомоядерных молекулах происходит заполнение молекулярных орбиталей, образованных из атомных р-орбиталей. В молекуле В2 заполнены аг - и а 25-орбитали, а два следующих электрона попадают на орбитали таких орбиталей две и они совершенно эквивалентны, то в соответствии с первым правилом Хунда электроны оказываются на разных орбиталях. Поэтому молекула В2 имет спин 1, а не О, как у рассмотренной ранее молекулы Ь(2. Состояние со спином, равным 1, называется триплетным (три возможных состояния суммарного спина электрона) в отличие от синглетных состояний с единственным спиновым состоянием, отвечающим спину, равному нулю. Так, синг-летным является основное состояние молекулы 2, у которой два дополнительных электрона завершают заполнение молекулярных орбиталей Я2р- [c.70]

Критерий полярности (ионности) химической связи по Горди, хотя и основан на результатах прецизионных измерений, также следует рассматривать как приближенный, качественный критерий это связано с тем, что на величину eQq должны влиять гибридизация связывающих орбиталей, образование л-связей и другие эффекты, учесть которые полностью не представляется возможным. [c.136]

А0. Формы молекулярных орбиталей можно ориентировочно представить на основе форм исходных атомных орбиталей. Образование молекулярных орбиталей из АО можно также представить энергетической диаграммой (рис. 11.15). Горизонтальные линии по краям диаграммы соответствуют энергиям каждой из АО отдельных атомов, а в середине — энергиям связывающей и разрыхляющей орбиталей молекулы. [c.50]

Молекула Ы . Конфигурация Li2[(als) (a ls) (a 2s) J (терм 41g). Первые четыре электрона находятся на внутренних als-орбиталях, образованных из АО АГ-слоя (Is-орбиталей атомов лития). Их размещение подобно размещению в молекуле Неа (см. рис. 24), когда равное число электронов на als- и a ls-MO приводит к отсутствию связи. Можно считать и здесь, что эти МО не вносят вклад в энергию связи молекулы, и электроны на этих орбиталях сохраняют в молекуле характер атомных АГ-электронов, принадлежа попарно соответствующим ядрам (/С-остов). Этому отвечает запись конфигурации в форме Li2[/ ( r2s) ], из которой видно, что связь обусловлена парой электронов, находящихся на связывающей а25-орбитали. Точный квантовомеханический расчет действительно показывает, что als- и а Ь-орбитали имеют вид, близкий к виду двух атомных орбиталей, каждая из которых сосредоточена в основном вокруг одного из двух ядер (рис. 26), и электроны на этих орбиталях условно считают несвязывающими, как четыре электрона в Неа. Молекула Ыг диамагнитна (спины электронов спарены). [c.78]

При построении системы молекулярных орбиталей, образованных атомами разных элементов, следует пользоваться значениями их потенциалов ионизации / (или ЭО) при размещении исходных атомных орбиталей на различных уровнях. Чем выше потенциалы ионизации элемента, тем относительно ниже энергетические уровни, соответствующие орбиталям атома. Системы молекулярных орби- [c.70]

На языке теории молекулярных орбиталей образование молекулы с ковалентными связями можно истолковать как процесс [c.78]

Очевидно, что энергия блоховских орбиталей, образованных из АО d и dxy, должна повышаться от центра зоны к ее границе (при к = 0 комбинация АО являегся наиболее связывающей), тогда как энергия орбиталей рг и ( ,,-типа должна [c.240]

Рис. 13-12. Электронное строение ХНз в рамках модели локализо-наиных орбиталей, образованных с

Теория поля лигандов не нуждается в электростатических построениях для объяснения разделения орбиталей, образованных -уровнем, на е -уровни. Различие в энергии между ними — обычное различие между связывающими и несвязывающими уровнями. Из этого вывода еле- [c.127]

Теория поля лигандов не нуждается в электростатических построениях для объяснения разделения орбиталей, образованных -уровнем, на 2 -и е - уровни. Различие в энергии между ними — обычное различие между связывающими и несвязывающими уровнями. Из этого вывода следует, что все основные выводы и заключения, сделанные в теории кристаллического поля на основе 2g — eg расщепления, остаются в силе в теории поля лигандов [c.127]

Согласно теории молекулярных орбиталей образование устойчивого комплекса связано с понижением энергии в процессе формирования связывающих МО сравнительно с энергией свободного центрального атома и лигандов. Заполнение электронами разрыхляющих МО уменьшает устойчивость системы. С ростом заряда ядра атома металла энергия на связывающих МО будет понижаться и устойчивость комплексов переходных металлов увеличиваться в периодической системе слева направо. После заполнения связывающих орбиталей, когда заполняются оставшимися электронами только иесвязывающие орбитали, устойчивость комплексов тоже растет. Но при большом числе п оставшихся электронов (п>3 для высокоспиновых комплексов п /i>6 для низкоспиновых) будут заполняться разрыхляющие орбитали и устойчивость будет падать. Прп максимальном заполнении разрыхляющих орбиталей устойчивость комплексов минимальна. [c.234]

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]

Последовательное применение теории молекулярных орбита-лей к многоатомным молекулам требует рассмотрения молекулярных орбиталей, построенных из нескольких атомных орбиталей (многоцентровых молекулярных орбиталей). Например, для молекулы метана надо описать восемь молекулярных орбиталей, образованных четырьмя 15-орбиталями атомов Н и 2з-, 2рх-, 2ру, 2рг-орбиталями атома С. Такой подход теряет всякую наглядность и оправдан лишь при количественном кьантово-механическом рассмотрении подобных систем. Для большого числа молекул можно ограничиться двухэлектронными связями, т. е. рассматривать молекулярные орбитали изолированно для каждой химической связи. [c.72]

При построении системы мо.аекулярных орбиталей, образованных атомами разных элементов, следует руководствоваться значениями их электроотрицательностей (ЭО) при размещении исходных атомных орбиталей на различных уровнях. Чем больше ЭО элемента, тем относительно ниже уровни энергии, соответствующие орбиталям атома. Системы молекулярных орбиталей некоторых молекул, содержащих полярные связи, приведены на рис. 25. [c.88]

Общим для гомолитических и гетеролитических реакций является взаимопревращение атомных и молекулярных орбиталей. В реакции (П1.82) молекулярная а-орбиталь, образованная Зр-орбиталямн атомов С1, и атомная 1 s-орбиталь атома Н превращаются в молекулярную а-орбиталь молекулы НС1 и атомную Зр-орбиталь атома С1. В реакции (И1.83) атомная орбиталь, на которой находится неподеленная пара электронов в ионе ОН и молекулярная а-орбиталь, образованная из р-орбитали атома I и одной из sp -гибридных орбиталей атома С, превращаются в атомную орбиталь иона Г с неподеленной парой электронов и новую а-орбиталь, образующую связь С—О. Фактически эти реакции классифицированы соответственно как гомолитическая и гетеролитическая потому, что в первом случае на атомной орбитали, участвующей во взаимопревращениях орбиталей, находился неспаренный электрон, а во втором — неподеленная пара электронов. [c.135]

Направленный характер р-орбиталей способствует гораздо лучшему перекрыванию. Экспериментально установлено, что для гибридных орбиталей, образованных из 5- и р-атомных орбиталей, наибольшее перекрывание достигается при гибридизации типа зр. В табл. 9 приведены данцые для длин и энергий связей С—Н в различных соединениях. [c.110]

Связывающие и антисвязывающие орбитали, образованные попарным перекрыванием тангенциальных внутренних орбиталей, как показано выше, дополняются добавочными связывающими и антисвязывающими молекулярными орбиталями, образованными в результате глобального взаимного перекрывания п радиальных внутренних орбиталей. Относительные энергии этих дополнительных молекулярных орбиталей определяются из собственных значений X матрицы смежности А графа, описывающего топологию молекулы [см. выше уравнения (4) и (5)]. [c.125]

Как показали конкретные численные расчеты множества молекул, все эти критерии локализации приводят к весьма близким результатам, которые кратко сводятся к следующим. Орбитали действительно получаются локализованными, относясь в основном к одному, двум либо трем центрам для соседних (ближайших по межъя-дерному расстоянию) центров такие локализованные орбитали могут быть соотнесены со связевыми орбиталями, в которых с максимальными весами фигурируют атомные орбитали двух соседних центров, с остовными атомными орбиталями и с орбиталями неподелен-ных пар, т.е. гибридными орбиталями, образованными атомными орбиталями валентных оболочек атома. Для ненасыщенных соединений, например алкенов, двойной связи отвечают две эквивалентные (или почти эквивалентные) локализованные орбитали (см. рис. 7.3.1), представляющие собой линейную комбинацию а- и л -орбита-лей того локализованного фрагмента молекулы, который включает двойную связь тройной связи отвечают три локализованные и экви- [c.359]

До сих пор мы считали, что при образовании ковалентных связей перекрываются две полузаполненные атомные орбитали. Тем не менее можно представить целиком заполненную молекулярную орбиталь, образованную за счет перекрывания одной совершенно заполненной и одной вакантной атомных орбиталей. Одним из примеров такого процесса служит реакция аммиака с протоном, приводящая к образованию иона аммония [c.60]

Теоретическая неорганическая химия (1969) -- [ c.155 , c.268 , c.270 ]

Валентность и строение молекул (1979) -- [ c.65 ]

Теоретическая неорганическая химия (1969) -- [ c.155 , c.268 , c.270 ]

Теоретическая неорганическая химия (1971) -- [ c.149 , c.150 , c.259 , c.261 ]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология