Обозначения электронных орбит в молекула

На внешнем уровне атома кислорода находятся два неспаренных электрона. Орбитали их взаимно перпендикулярны, т. е. располагаются относительно друг друга под углом 90°. При образовании молекулы воды орбиталь каждого р-электрона перекрывается орбиталью 15-электрона атома водорода по линии осей координат в месте, обозначенном более густыми точками (рис. 12), Химические связи в этом случае должны быть направлены под углом 90"". Экспериментально найдено, что угол между связями в молекуле воды Н—О—Н равен 104,5°, [c.82]

Распределение электронов по МО называют электронной конфигурацией молекул. Формулы, которые ее изображают, составляются следующим образом. В строку выписывают символы возможных МО в последовательности нарастания их энергии и заключают их в круглые скобки, над которыми ставится число электронов, расположенных на данной орбитали. Полностью заполненный электронный слой, в котором число электронов на связывающих и разрыхляющих МО одинаково и, следовательно, эффект связывания для них равен нулю, дается в его буквенном обозначении для каждого атома, например [c.145]

Рассмотрим еще несколько примеров определения валентности атомов. На рис. 38 показано строение валентных уровней атомов бора и фтора, т. е. строение их наружных уровней и электронное строение молекулы ВР. У атома фтора неспаренный электрон размещен в орбитали, находящейся под соответствующей орбиталью атома бора. Это сделано для наглядного показа механизма возникновения химических связей в молекуле. Из рнс. 38 видно, что ковалентная связь образована неспаренными электронами бора и фтора. Кроме этого, образованы еще две ковалентные связи по донорно-акцепторному механизму (за счет двух свободных орбиталей атома бора и двух неподеленных пар атома фтора, обозначенных пунктиром). [c.109]

Электронные орбитали-это условное обозначение пространственного расположения электронов в атомах и молекулах. [c.155]

В молекуле N2 имеется полный набор из шести р-электронов в катионной молекуле N2 их всего пять, а в анионной молекуле N2 имеется лишний электрон в результате наблюдается падение энергии диссоциации в первом случае из-за недостатка одного связевого электрона, во втором — из-за избыточного антисвязевого. Левее азота находятся молекулы Сг и Вг менее прочные, чем К , из-за недостатка электронов или в сущности из-за уменьшающейся кратности связи. Правее азота лежат молекулы Ог и Рг менее прочные, чем N2, вследствие избытка электронов эти молекулы принуждены заполнять антисвязевые, разрыхляющие связь, орбитали. Кратность не может возрасти больше значения, равного трем, характерного для азота. В случаях Ва и Сг переход к Вг и С сопровождается упрочнением, а переход к Вг или Сг ведет к уменьшению энергии диссоциации причина все та же — выгодность приближения к насыщению и невыгодность отдаления от него. Для молекул О2 и Рг характерно пересыщение молекул электронами переход к Ог и Р наращивает число антисвязевых электронов, а потому происходит разупрочнение. При переходе к 0 и к Рг наблюдается потеря антисвязевых электронов и получаются молекулы более прочные, чем О2 и р2. Пунктирная линия на рис. 60 катионных молекул Вг, Сг, N2 лежит ниже двух фестонов, обозначенных сплошными линиями пунктирная [c.96]

В заключение введем основные понятия об обозначениях квантового состояния электрона в молекуле и квантового состояния самой молекулы. В общем эти обозначения подобны принятым в теории атома (см. 10), но вместо латинских букв здесь приняты соответствующие буквы греческого алфавита. Как и в случае атомов, орбитали, которым отвечают орбитальные моменты электрона О, 1, 2, 3,. обозначаются буквами а, я, б, ф аналогично s, р, d, /-орбиталям атомов. Ограничимся только двухатомными молекулами. Электрическое поле таких молекул обладает осевой симметрией. Рассматривая результирующий орбитальный момент количества движения электронов и проекцию вектора его на линию, соединяющую ядра атомов, можно определить главное квантовое число А молекулы. Он [c.106]

Шредингер нашел точное решение своего уравнения для случая движения одного электрона в поле одного ядра. Состояние электрона теперь характеризовалось пространственно-протяженной волновой функцией. Одноэлектронная волновая функция вскоре получила название орбиталь. В работе [2] найдено точное решение волнового уравнения в случае движения одного электрона в поле двух неподвижных ядер и для молекулярного иона Нг указаны одноэлектронные волновые функции, соответствующие (15)-орбиталям атома Н. Если их обозначить (I g) ), то для электронных конфигураций молекулы водорода На, соответствующих электронным конфигурациям атома гелия (15) , естественно ввести обозначение Основную идею метода молекулярных орбита- [c.11]

В этой молекуле шесть единичных электронов на шести / -орбитах спариваются в результате частичного накладывания орбит с образованием дополнительной связи. Эти шесть электронов называются я-электронами ароматического кольца. Стабильность ароматического кольца является результатом сильного взаимодействия замкнутой группы из шести п-электронов. Если принять новые символы для обозначения единичных электронов на / -орбитах [c.395]

Так как соответствующие связывающие и разрыхляющие молекулярные орбитали (обозначенные звездочкой) дают нулевой вклад в энергию связи, то порядок связи в N2 равен трем одна а- и две л-связи. В общем случае порядок связи определяем так порядок связи =1/2 (число электронов на связывающих МО — число электронов на разрыхляющих МО). Для молекулы N2 порядок связи =1/2 (8 —2)=3. [c.33]

Волновая функция, описывающая состояние электрона в атоме, и полностью характеризуемая конкретными значениями квантовых чисел п, I п ггц, называется пространственной атомной орбиталью или просто атомной орбиталью. Для такой атомной орбитали принято сокращенное обозначение — АО, которым пользуются повсеместно при обсуждении свойств и строения атомов и молекул. Состояние, описываемое АО, условно обозначают в виде квадрата квантовой ячейки) П, в виде окружности О или черты-. Последний способ обозначения [c.58]

Выясним специфику учета взаимодействия Частиц в методах МО ЛКАО и ГЛ. Согласно МО ЛКАО в устойчивом состоянии молекула На имеет два электрона на связывающей орбитали. Запишем их волновые функции, используя те же обозначения, что и на стр. 152, и, опустив коэффициенты, которые при качественном рассмотрении вопроса можно не принимать во внимание, [c.188]

Схема (13.1) дает представление о разделении реакций присоединения на супра- и антараповерхностные в зависимости от характера перекрывания орбиталей, участвующих в образовании (разрыве) связей. Стрелки показывают направления подхода реагентов к орбиталям, принимающим участие в образовании переходного состояния. Если в связывании участвует лишь одна / -орбиталь молекулы, то для реакции вводят обозначения со , ш или в зависимости от числа электронов на /7-орбитали [c.493]

Точно так же, как у двухатомных и линейных многоатомных молекул, для каждого электрона существуют орбитальные волновые функции (или, сокращенно, орбитали), описывающие движение Электрона в поле фиксированных ядер и в усредненном поле других Электронов. Как в случае линейных молекул, для обозначения орбиталей используются те же (только строчные) буквы, что и для обозначения типов симметрии. Другими словами, для Молекул точечной группы различают орбитали а и а", для молекул точечной группы — орбитали Дг 2 а Для молекул точечной группы — орбитали Uu, и т, д. [c.122]

Сначала поясним используемую систему обозначений. Допустим, что в гипотетическом основном состоянии у молекулы с симметрией С2 имеются четыре электрона, два из которых находятся на орбитали симметрии A . а два-на орбитали симметрии Д,. Краткое обозначение имеет вид а Ь -. Электрон, занимающий орбиталь симметрии обозначается через строчная буква означает, что указанная симметрия относится к орбитали, а не к электронному состоянию. Обозначение относится к тому случаю, когда два электрона занимают одну орбиталь. Симметрия состояний обозначается прописными буквами, т.е. так же, как симметрия неприводимых представлений. [c.271]

Рассмотренная выше система обозначений давала информацию об отдельных орбиталях. Часто целесообразно испольэовать другую форму записи, отражающую симметрию состояния в целом (например, для реакционного комплекса двух молекул этилена). Для этой цели необходимо прежде всего рассмотреть заселенность электронами отдельных орбита-лей для каждого состояния молекулы или реакционного комплекса. В комплексе из двух молекул этилена в основном состоянии на обоих я-орбиталях (88 и 8А) находятся по два электрона (они дважды заселены) — это обозначается следующим образом — (88) (8А)2 (см. рис. 30 слева внизу). При возбуждении один электрон с высшей я-орбитали (8А) переходит на низшую п -орбиталь (А8) и комплекс переходит в первое возбужденное состояние — (88)2(8А) (А8)1. Второе возбужденное состоя- [c.625]

По методу МО ЛКАО в наиболее простой моле- куле — молекуле водорода На— электроны могут занимать одну связывающую и одну разрыхляющую-орбиталь. Для связывающей орбитали характерна осевая симметрия, а для разрыхляющей — узловая плоскость. В общем случае ординарные связи могут возникать вследствие взаимодействия таких АО, как 5—3, 5—р, р—р, 8—й и т. д. Связывающая МО возникает, если совпадают по фазе суперпозиции двух взаимодействующих АО при равновесной длине связи. Если взаимодействуют две не совпадающие по фазе-АО, то образуется разрыхляющая МО. Аналитическое выражение АО получают решением уравнения Шре-дингера, которое представляют в виде произведения радикальной функции на функцию, зависящую от угловых переменных. Следовательно, если электрон занимает заданную АО, то это указывает на то, что его поведение описывается волновой функцией, которая является решением уравнения Шредингера, и состояние его определяется квантовыми числами п, I, т и з. Число п называют главным, I—азимутальным, т — магнитным и 5 — спиновым квантовыми числами. Атомные орбитали в соответствии со значениям / = О, 1, 2, 3, 4. .. обозначаются как з, р, д., I, д. .. С учетом этих обозначений для атома водорода АО обозначается как 15. Однако физическое содержание имеет не сама АО, а квадрат волновой функции, который определяется как плотность вероятности обнаружения электрона в заданной области г ) Пространственное изображение плотности вероятности получают так. На радиусе-векторе выбирается точка, расстояние которой от начала координат равно модулю ф-функции при значениях углов 0 и ф, задаваемых этим радиусом-вектором. Полученные значения будут определять плотность- [c.25]

Итак, нам удалось показать, что в случае электронной конфигурации возможно образование эквивалентных орбиталей, направленных вдоль осей системы декартовых координат. В работе Кимбалла [14] приведены таблицы возможных конфигураций гибридных орбиталей (см. табл. 7.2), которые соответствуют координационным числам от 2 до 8. Так, например, для молекул типа метана, где необходимо построить четыре эквивалентные орбитали вдоль осей правильного тетраэдра, приходится комбинировать -орбиталь с тремя р-орбиталями при помощи обозначений для электронных конфигураций это запи-сывается как / -гибридизация. [c.147]

Здесь суммирование проводится по всем атомным орбиталям (обозначенным индексом а), локализованным на атоме /, и по всем атомам /, из которых состоит молекула. Молекулярная орбиталь (решение стандартной одноэлектронной задачи) имеет ненулевые коэффициенты во всем пространстве молекулы из теоремы 6.1 (см. разд. 6.4) следует, что эти коэффициенты должны принимать такие значения, чтобы функция фг принадлежала к базису одного из неприводимых представлений группы симметрии молекулы. Однако функция ф должна быть локализована в определенной части молекулы. Например, наилучшая локализация орбитали, описывающей связь между атомами А и В, достигается в том случае, когда коэффициенты а е (А) и р е (В) существенно отличны от нуля, а вклады остальных атомов пренебрежимо малы. Аналогично в том случае, когда ф описывает внутреннюю электронную оболочку или [c.303]

Атомные орбитали, превраш,аясь путем взаимного наложения в молекулярные, как бы перерождаются. При этом происходит изменение энергетического состояния всей молекулярной системы как дискретной частицы в целом, что, в свою очередь, сильно влияет на прочность молекулы. Главное здесь — это характер распределения электронной плотности между ядрами атомов, образуюш,их молекулу. Если облако, отвечающее молекулярной орбитали, в основном сосредоточено между ядрами, то это будет упрочнять молекулу. В этом случае молекулярную орбиталь называют связывающей (обозначение М0 ). Если же электронная плотность сосредоточивается за ядрами, то это приведет к взаимному отталкиванию ядер, что равносильно как бы разрыхлению молекулы. Тогда молекулярную орбиталь называют разрыхляющей (обозначение МОр р). [c.108]

Рассмотрим еще несколько примеров определения валентности атомов. На рис. 43 показано строение валентных уровней атомов бора и фтора, т. е. строение их наружных уровней и электронное строение молекулы BF. У атома фтора неспаренный электрон размещен в орбитали, находящейся под соответствующей орбиталью атома бора. Это сделано для наглядного показа механизма возникновения химических связей в молекуле. Из рис. 43 видно, что ковалентная связь образована неспарен-иыми электронами бора и фтора. Кроме этого, образованы еще две ковалентные связи по донорно-акцепторному механизму (за счет двух свободных орбиталей атома бора и двух неподеленных пар атома фтора, обозначенных пунктиром). Таким образом, в молекуле ВР валентность атомов и бора и фтора равна трем (но /гв = + 1, а Пр=—1). Наличием трех химических связей объясняется большая устойчивость этой молекулы. [c.109]

Для систем, где имеются локальные плоскости симметрии, иапр. для молекул с ненасыщ. связями, МО обозначают не так, как следовало бы для группы симметрии С т. е. не а или о", а используют обозначения, аналогичные обозначениям МО двухатомных молекул МО, симметричные относительно плоскости, обозначаются как 6-орбитали, а антисимметричные относительно плоскости - как п-орбитали. Поскольку я-орбитали заведомо имеют плоскость симметрии, в к-рой они обращаются в нуль, орбитальные энергии МО возрастают в ряду < е < е,. < е<5 , где означает разрыхляющую орбиталь (см. ниже). Орбитали, отвечающие неподеленной паре электронов, обозначаются как л. [c.395]

Легко понять, что электронная конфигурация молекулы гелия Нез будет иметь вид ( TJJ) (ст s) . В этом случае и связывающая (СТ ,), и разрыхляющая (ст, ) орбитали заселены дважды. Выше (см. с. 602) уже было сказано, что разрыхляющая орбиталь (при 5 > 0) больше разрыхляет , чем связывающая связывает отсюда ясно, что молекула Не должна быть неустойчивой. В более тяжелых атомах внутренние оболочки обычно полностью заполнены и действие связывающих МО в них полностью компенсируется действием соответствующих разрыхляющих молекулярных орбиталей. В таких случаях с целью упрощения часто заменяют обозначение (ст1з) (ст, )2 символом КК. Такое же упрощение допустимо и для других полностью заполненных оболочек, например ЬЬ. Образование молекулы 2 изображается следующим образом [c.613]

В действительности указанный поворот вокруг углерод-углеродной связи происходит при одновременном приближении атома Н, взаимодействие которого с ближайшим к нему атомом С снижает энергию системы. Энергетич( ски наиболее выгодной, очевидно, будет такая конфигурация активированного комплекса, при которой атом Н расположен на прямой, перпендикулярной к связи С = С и проходящей через один из атомов углерода, что обеспечивает наибольшее перекрывание р-электронной орбиты последнего с орбитой атома Н (рис. 55). Если в качестве параметра, определяющего потенциальную энергию системы, вместо расстояния С = С ввести угол ф между направле-пнем осей р-орбит атомов углерода (рис. 55), то для оценки энергии активации присоединения атома к двойной связи можно воспользоваться уравнением Лондона (10.2), рассматривая эту задачу как трех-электронную. Полагая, что в уравнении Лондона а обозначает обменный интеграл связи Н—С, (3 — зависящий от угла ф обменный интеграл -связи С = С и — обменный интеграл взаимодействия непосредственно не связанных атомов Н и С, легко показать, что одновременное увеличение угла ф (приводящее к уменьшению интегралов р и Т) и приближение атома Н (приводящее к увеличению а) требует значительно меньшей затраты энергии, чем поворот р-облаков на 90° в изолированной молекуле (в принятых обозначениях интегралов энергия такого поворота равна 3). Это значит, это энергия активации процесса П р1ИСоединения атома Н к двойной связи должна быть сравнительно малой. Следует также ожидать, что при втором механизме присоединения к двойной связи предэкспоненциальный множитель в выражигаи константы скоростн реакции по порядку величины не должен сильно отличаться от величины 2, т. е. от величины порядка 10 молей сек . [c.212]

В простых сопряженных системах принято называть орбиты сигма или пи по аналогии со спектроскопическим обозначением для линейной молекулы, т. е. в соответствии с тем, инвариантна ли атомная орбита при повороте на угол Ф вокруг направления образуемой связи или умножается при этом на созФ. В ароматической молекуле такой поворот не имеет особого значения, так как не является операцией симметрии, и о- и и-орбиты различаются поведением при отражении в плоскости молекулы, будучи соответственно четными или нечетными. Этот критерий мы используем в дальнейшем изложении. Очевидно, что при таком определении имеется две йп-орбиты и три /тг-орбиты, и важно иметь в виду, что символы о и тг теперь уже не связаны с поведением при вращении. Обращаясь к табл. I, мы видим, что о-орбиты принадлежат к представлениям -4, и б,, а тг-орбиты— к Лг и Вг- Таким образом, для того чтобы рассмотреть шире делокализацию тс-электронов, мы должны учесть два различных случая в зависимости от локальной симметрии атомных орбит. 2/ тг-0рбиты являются простейшим примером симметрии и 3а[а г-0рбиты — простейшим примером симметрии А . Другая З и-орбита, Муг, принадлежит к Вч (см. рис. 1). Легко показать, используя соображения симметрии, что все случаи орбит Ва приводят к явлениям делокализации по существу того [c.34]

На рисунке 5-12 схематически показано образование четырех вр -гибрндных орбиталей в молекуле СН4 (s-p-орбитали занумерованы, s-s-орбиталь — без числового обозначения). Гибридные облака, как одноименно заряженные, электростатическими силами расталкиваются на максимальное расстояние друг от друга. При наличии четырех орбиталей (как в молекуле СН4) они располагаются под углом 109,5° друг к другу. Такой угол говорит о том, что электронные орбитали атома углерода направлены к вершинам тетраэдра, а ядро атома С находится в центре его. Таким образом, молекула СН4 по своей конфигурации представляет собой тетраэдр с атомами Н по вершинам (рис. 5-13). Четыре а-связи образуются за счет s- и р-облаков атомов С и Н (четыре равноценных связи С—Н). [c.99]

Обозначение электронных переходов состоянием участвующих в переходе электронов введено Каша [17, 18]. Электроны, в соответствии с их участием в образовании связи, обозначаются как а-, п-и м-электроны. Волновые функции о-электронов симметричны относительно оси связи и плоскости молекулы, волновые функции л-электронов — антисимметричны. Связывающие орбитали обозначаются о и я, разрыхляющие — а и я. Кроме того, рассматриваются так называемые п-электроны, не участвующие в образовании связи (несвязывающие). Это, как правило, электроны неподеленных пар гетероатомов, а также электроны внутренних оболочек, принадлежащие одному атому. Электронные переходы в предположении, что изменяется состояние одного электрона, обозначаются орбиталями исходного и конечного состояний электронов [c.33]

Часто встречается обозначение электронных переходов типом симметрии конечного и исходного состояний. Так, длинноволновый электронный переход молекулы формальдегида, которая относится к точечной группе симметрии Сги, происходит между основным Ai и возбужденным Аг состояниями и обозначается Л1— -Лг. Этот переход запрещен правилами симметрии. Поскольку при этом переходе электрон переходит из несвязывающей 2/ о-орбитали на [c.37]

Монооксид углерода [оксид углерода(П) или угарный газ] имеет электронное строение, показанное на рис. 18.5. Молекула СО гетеронуклеарная, т. е. образована атомами двух разных химических элементов, поэтому энергетическая диаграмма расположения молекулярных орбиталей для гомоядерных молекул (см. рис. 11.19) к ней неприменима. В этом случае используют также другие обозначения молекулярных орбиталей по порядку нумеруют отдельно а- и отдельно л-орбитали, индексом п обозначают несвязывающие орбитали. При этих условиях запись электронной конфигурации молекулы СО имеет следующий вид [c.343]

Вообще целиком заполненные атомные уровни не участвуют в образовании связи, поэтому в электронной конфигурации молекулы ради сокращения не приводятся орбитали соответствующих уровней, а указывается буквенное обозначение атомного слоя. Так, электронная конфигурация молекулы лития может быть записана также в виде Ь 2[КК (о25) ]. Аналогично конфигурацию N32 можно записать так Г а2 [ККЬЬ (оЗл) ]. [c.96]

В сложных молекулах, обладающих малым числом элементов симметрии, ограничиваются указанием типов молекулярных орбиталей, содержащих неспаренные электроны. В орг. молекулах орбитали классифицируют на связывающие ст, связывающие п (делокализованные в ароматич. и сопряженных системах), разрыхляющие ст и п, несвязывающие орбитали своб. пар электронов гетероатомов п (ортогональные п-системе) и I (сопряженные с п-системой), а также вакантные орбитали о, имеющиеся у нек-рых гетероатомов (напр., у В). В большинстве орг. молекул, содержащих четное число электронов, в основном состоянии все электроны спарены, и оно является синглетным (исключением являются, напр., карбен и его производные, основное состояние к-рых триплетно). При возбуждении один из электронов переходит с занятой (чаще всего связывающей или несвязывающей) орбитали на одну из свободных (разрыхляющую или вакантную). Так, В. с. формальдегида относятся к типам п,п и п,п (в обозначениях теории групп это состояния А я Al соотв.). Простейший способ обозначения B. ., не требующий знания их природы, заключается в их нумерации в порядке возрастания энергии основное Sq (для молекул с четным числом электронов), возбужденные синглетные Sj, S2 и т.д., триплетные Tj, Tj и т.д. [c.408]

Однако ценность метода МО не исчерпывается лишь возможностью проведения количественных расчетов. Сама идея существования наряду со связывающими орбиталями еще и разрыхляющих оказалась очень плодотворной для построения качественных моделей молекул, хорошо объясняющих их физические и химические свойства. Из схемы образования молекулярных орбиталей из атомных по методу МО (рис. 28) видно, что при сложении атомных волновых функций фх и фа или, что то же самое, при совпадении их знака электронная плотность между ядрами растет, что приводит к образованию химической связи. Наоборот, при их вычитании или при противоположных знаках атомных функций электронная плотность между ядрами уменьшается, а позади них увеличивается, что приводит к отталкиванию ядер и повышению энергии системы. Как и в методе ВС, молекулярные орбитали и связи на их основе бывают а-, я- и 5-типа. Разрыхляющие связи часто обозначают теми же символами, но снабжают их звездочкой ст, 71, 5. Часто после этих обозначений указывают также те атомные орбитали, из которых образовалась данная связь, например ст1в или п 2ру и т. д. [c.250]

При исследовании возможности решения уравнений Хартри — Фока мы будем исходить из соотношений (5.59а) —(5.59г), кото рые справедливы для случая, когда основное состояние описы вается слейтеровским детерминантом вида (5.43), отвечающим системе с замкнутой оболочкой именно этот случай мы рассмот рим наиболее подробно. С точки зрения вариационного прин ципа одноэлектронные функции, зависящие от пространственных координат выбранного электрона, могут быть орбиталями двух типов (в зависимости от того, идет ли речь об атоме или о молекуле) а) атомными орбиталями локализованными на выбранном атоме, ядро которого совпадает с началом локальной системы координат, где определены координаты электронов, либо б) молекулярными орбиталями ф, простирающимися на большее число центров многоядерной системы — молекулы. Последние удобнее всего строить в виде разложения по атомным функциям или атомным орбиталям, локализованным на атомах, образующих молекулу [см. (5.63)], иными словами, эти функции, или атомные орбитали, образуют базис для разложения молекулярных орбиталей. Если число таких функций (или АО) так невелико, что они описывают лишь электроны атомов в основном состоянии, базис называют минимальным (см. разд. 6.6). Примером расширенного базиса служит базис слейтеровских двухэкспонентных ( дабл-дзета ) функций, в котором каждой атомной орбитали соответствуют две слейтеровские функции (см. ниже) с различными экспонентами (экспоненты, обозначенные в данной книге иногда обозначают также ). [c.204]

В схеме (4.23) приведены, помимо полного, еще два типа обозначений. Первое из них, предложенное Малликеном [255], применимо также и к молекулам, построенным из различных атомов орбитали этих молекул можно строить из АО, относящихся к различным электронным оболочкам [например, H(ls) и С1 (Зрх) в НС1], для которых полное обозначение неприменимо. Обозначения Малликена позволяют избежать предположения, что, например, a2s-M0 состоит только нз 2s-A0 так, символом Z0 обозначена низшая МО а-типа, которая, как правило (но не всегда), бывает построена из атомных орбиталей 2s. Основной недостаток этих сокращенных обозначений заключается в применении букв х, у, z,. .., которые никак не связаны с декартовыми координатами xyz, расположенными в виде индексов в верхней строчке схемы (4.23), а также в отсутствии наглядной связи между МО и двумя АО, в которые, как правило, переходит рассматриваемая МО при увеличении межатомного расстояния. По этим причинам мы обычно будем пользоваться-первоначальными обозначениями, однако следует знать и обозначения Малликена. Сокращенное обозначение применимо и к орбиталям трехквантовой или М-оболочки в этом случае перед обозначением в скобках ставят соответствующую букву [в данном случае (ш)] например,- m)za — сокращенная форма для 3sG. Каким бы ни было обозначение, оно, разумеется, служит для указания характеристик молекулярной электронной оболочки точно так же, как это было для атомных оболочек. Оба способа обозначений позволяют записать конфигурацию молекулы совершенно аналогично тому, как это делалось в разделе 2.8 для атомов. [c.109]

Несвязывающие неподеленные электроны наименее фиксированы в молекуле на связывающих орбитах л-электроны обладают большими энергиями, чем соответствующие о-электроны, в то время как на разрыхляющих орбитах существует обратное соотношение (рис. 1). Так, в спектрах простых молекул полосы, вызванные п- п переходами, обычно лежат при больших длинах Уровень Обозначения [c.321]

Вспомним, что при р-АО в атомах соответствующих элементов ориентированы в пространстве по различным осям координат (рис. 3-1), их обозначение р -, ру и р . При сближении атомов между собой будут перекрываться только однотипные р-орбитали (т. е. расположенные вдоль одноименных осей координат). Например, в молекуле N2 в одну общую МО между собой будут комбинироваться два атомных электрона 2рх (по одному 2рд -электрону от каждого атома N). Двухэлектронное 2рд.-облако также имеет осевую симметрию и также будет обозначаться через о-МО. Условная запись (а2рх) — молекулярная орбиталь образована двумя Р 1-электронами, находившихся на энергетическом уровне L (п ° = 2). Электроны (ру + Ру), а также (р -f р ) одного и того же энергетического уровня также могут взаимно перекрываться, образуя МО. Однако отвечающие им электронные облака [c.107]

На рис. 187 приведена старая схема, из которой видно, что четыре 15-электрона атомов С и О в молекуле СО остаются на атомных орбиталах, не меняя глубины уровня назовем эти уровни в молекуле условно как 10 и 2о . Два 25-электрона кислородного атома спускаются довольно глубоко на новый молекулярный а-уровень, который условно обозначен у нас теперь для краткости как За-связевой орбитал (в дальнейшем мы убедимся, что заполнение уровня происходит очень сложным образом в связи с гибридизацией). [c.393]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология