Перекрывание атомных орбиталей

Рис. 222. Строение молекулы (а) и схема перекрывания атомных орбиталей (б) в молекуле ВаНа

Рис. 4.3. Схемы различных случаев перекрывания атомных орбиталей а и б— положительное перекрывание в — отрицательное перекрывание г — суммарное перекрывание, равное нулю.

Рис. 1.34. Перекрывание атомных орбиталей при образовании молекул Н2О (а) и ЫНз (б)

Рис. 21. Схема перекрывания атомных орбиталей с образованием (т-связи при участии р-орбиталей и гибридных орбиталей а — перекрывание 5- и р- б — перекрывание о- и Р- в — перекрывание я- и рЗ-орбита,лей

Схему перекрывания атомных орбиталей в молекуле СО2 можно представить следующим образом. Как видно из структурной формулы СО2, углерод образует две а- и две л-связи с атомами кислорода. Строение внешнего электронного слоя четырехвалентного атома углерода [c.245]

Рис. 164. Перекрывание атомных орбиталей в оксидах со структурой типа Na l

Рис 164. Перекрывание атомных орбиталей [c.632]

Рис. 21. Схема перекрывания атомных орбиталей с образованием ст-связи при участии р-ор-биталей и гибридных орбиталей

Как известно, в представлениях теории молекулярных орбиталей при взаимодействии двух атомов происходит перекрывание атомных орбиталей с образованием связывающих и разрыхляющих молеку- [c.115]

Перекрывание атомных орбиталей [c.626]

Лишь существенное перекрывание атомных орбиталей обеспечивает большое и отрицательное значение обменного интеграла и связывающий характер основного (синглетного) состояния молекулы Н2 в методе Гайтлера — Лондона. [c.150]

В методе Хюккеля делаются следующие допущения 1) резонансные интегралы для волновых функций, ие принадлежащих соседним атомам углерода, считаются равными нулю 2) для любых соседних атомов углерода резонансные интегралы одинаковы все кулоновские интегралы также одинаковы 3) все интегралы перекрывания принимаются равными нулю. Ясно, что эти допущения очень грубы, но они весьма упро щают вычисления. Наименее обоснованным представляется последнее допущение, так как согласно проведенным расчетам интегр.ал перекрывания, содержащий волновые функции р-электронов соседних атомов углерода, равен приблизительно 0,25. Однако более строгое рассмотрение вопроса, включающее интегралы перекрывания, показало, что вносимая допущением 3) погрешность не очень велика.Не следует также думать, что нельзя принимать равным нулю интеграл перекрывания, поскольку химическая связь возникает именно в результате перекрывания атомных орбиталей. Нужно иметь в виду, что это перекрывание обусловливает также и появление резонансного интеграла его вклад в энергию связи значительно больше вклада интеграла перекрывания, которым поэтому в первом приближении можно пренебречь. [c.195]

Нарисуйте схему перекрывания атомных орбиталей в молекуле метиламина. [c.94]

Между атомами С могут возникать прочные связи, так как малые размеры электронной оболочки благоприятствуют хорошему перекрыванию атомных орбиталей соседних атомов углерода. Благодаря этому углерод обладает уникальной способностью образовывать из одинаковых атомов длинные цепочки, составляющие углеродный скелет бесчисленных молекул органических веществ. [c.105]

Молекулярные орбитали обозначают греческими буквами (со звездочкой для разрыхляющей орбитали). Молекулярные орбитали, образованные перекрыванием атомных орбиталей по оси расположения атомных ядер, называют о-орбиталями. [c.45]

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]

В чем состоит сущность процесса перекрывания атомных орбиталей Почему 1ри этом возникает химическая связь [c.29]

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]

Недавно объяснение этого явления было предложено Драго . Сравнивая термодинамические величины для хлоридов элементов групп III Б и IV , он показал, что неустойчивость хлорида таллия (III) и хлорида свинца (IV) может быть объяснена тем, что в данных группах сила ковалентной связи в соединениях элементов с высшими степенями окисления уменьшается по мере увеличения порядкового номера. Драго приписывает это уменьшению перекрывания атомных орбиталей вследствие размещения валентных электронов в большем пространстве и увеличению отталкивания между внутренними электронами в связанных атомах. [c.129]

Недиагональные элементы Ии называемые резонансными интегралами, принимаются равными нулю, если Хг и Ху — атомные орбитали несоседних атомов. Это означает пренебрежение перекрыванием атомных орбиталей несоседних атомов, которое вообще невелико из-за большого расстояния между ними [c.110]

Одним из наиболее выдающихся достижений квантовомеханического подхода к строению молекулы был его успех в области молекулярной геометрии. Рассматривая связи между атомами в молекуле как результат перекрывания атомных орбиталей, следует ожидать от молекулы определенной пространственной структуры. [c.166]

При / интеграл выражает степень перекрывания атомных орбиталей. Если такого перекрывания нет, то [c.49]

Допустим, что при образовании кристалла к некоторому первичному атому присоединяются один атом за другим. Взаимодействие двух атомов, как следует из метода МО, приводит к перекрыванию атомных орбиталей и образованию связывающих и разрыхляющих молекулярных орбиталей. Каждое атомное энергетическое состояние расщепляется, таким образом, на два. При взаимодействии последующего числа атомов и разрастания центра кристаллизации до многоатомной с-истемы, включающей N атомов (М в макротеле массой в 1 г равно 10- —10 атомов), вместо каждого первоначального энергетического уровня атома получается целая энергети-чесная зона (полоса), в которую входят N близко расположенных дискретных энергетических уровней (рис. 5.12) с весьма малым различием по энергии (порядка 0 - эВ). [c.123]

Область перекрывания атомных орбиталей называется электронным облаком связи. [c.70]

Способы перекрывания атомных орбиталей определяются пространственной конфигурацией образуемых ими электронных облаков. [c.81]

Существует много различных путей объяснения строения молекулы. Стереохимический метод, описываемый в гл. 6, отличается от излагаемого здесь, но использование понятия локализованных атомных орбиталей в теории валентных связей оказалось настолько удачным, что есть смысл это обсудить. Согласно теории валентных связей, ковалентную связь можно представить как результат спаривания двух электронов на атомных орбиталях двух разных атомов. Затем связь должна расположиться в направлении перекрывания атомных орбиталей. Наиболее прочная связь образуется в том месте, где возможно наибольшее перекрывание двух орбиталей. [c.166]

При сближении ядер на расстояние, при котором возникает заметное перекрывание атомных орбиталей, последние уже не могут характеризовать состояние электрона, так как электрон в этом случае не может рассматриваться как принадлежащий одному из атомов — он принадлежит системе из двух атомов. Можно сказать, что по мере сближения ядер атомные орбитали постепенно видоизменяются и преобразуются в молекулярные орбитали. [c.57]

Вспомним, что связь образуется за счет перекрывания орбиталей при сближении атомов. Поскольку для гибридных орбиталей электронная плотность сосредоточена в одном направлении (в отличие от симметричного относительно ядра распределения электронной плотности 5-, р- и ( -орбиталей), в этом случае обеспечивается более эффективное перекрывание атомных орбиталей, и именно система гибридных орбиталей должна использоваться для образования свя- [c.68]

При сближении ядер на расстояние, при котором возникает заметное перекрывание атомных орбиталей, последние уже не могут [c.62]

Теория молекулярных орбиталей позволяет дать и другое объяснение двойной связи в этилене оно основано на представлении о sp -гибридиза-ции валентных орбиталей атомов углерода. Согласно этой модели, две из четырех sp -орбиталей каждого атома углерода перекрываются с двумя аналогичными орбиталями другого атома углерода. В этом случае два углеродных тетраэдра имеют общее ребро, подобно тому как это было описано ранее для. BjHg (см, рис. 13-9). Однако суммарное перекрывание атомных орбиталей в рамках этой модели оказывается меньшим, чем в рамках модели с sp -гибридизацией, откуда следует, что связь должна быть не столь прочной. Кроме того, тетраэдрическая модель с двумя изогнутыми связями предсказывает, что угол Н—С—Н ближе к тетраэдрическому значению 109,5°, чем к значению 120°, основанному на представлении о хр -гибридизации. Экспериментально наблюдаемое значение этого угла (117°) свидетельствует в пользу модели двойной связи, изображенной на рис. 13-19, а не в пользу модели с изогнутыми связями, основанной на представлении о sp -гибридных орбиталях углерода. [c.568]

Черточки в формуле метана пpeд тaвJ яют собой ковалентные химические связи. Для их образования необходимо пространственное перекрывание атомных орбиталей, на каждой из которых может находиться один неспаренный электрон. В результате при таком перекрывании образуется одна молекулярная орбиталь с двумя электронами с противоположными спинами. Значит, чтобы атом углерода мог вступить в реакцию, как говорят, он должен перейти в возбужденное состояние [c.26]

Как известно, в представлениях метода молекулярных орбиталей, при взаимодействии двух атомов происходит перекрывание атомных орбиталей с образованием связывающих и разрыхляющих молекулярных орбиталей, и каждое атомное энергетическое состояние расщепляется на два, в системе из четырех атомов — на четыре, в системе из восьми атомов — на восемь и т. д. молекулярных состояний. Чем больше атомов в системе, тем больше молекулярных состояний. Пусть из атомов образуется кристалл, тогда каждое атомное состояние сместится энергетически и расщепится на N состояний (рис. 95). Так как число атомов N очень велико (в 1 см металлического кристалла содержится —10 атомов ), то 7V состояний сближакугся, образуя энергетическую зону. Энергетическое различие состояний электронов в пределах зоны составляет всего лишь 10 эв, поэтому изменение энергии электрона в зоне можно представить как непрерывную полосу энергии. Орбитали энергетической зоны можно считать аналогами молекулярных орбиталей, простирающихся по всему кристаллу. [c.147]

Попытаемся теперь представить образование связи межд> двумя атомами, электроотрицательности которых одинаковы, н шри-мер между двумя атомами Н. Оба атома имеют электронную конфигурацию 18. Поскольку внешним оказывается первый уровень, а он может максимально содержать 2 электрона, до завершения внешнего уровня каждому атому не хватает одного электрона. Однако нет оснований для передачи электрона одного атома другому, т. к. их электроотрицательности одинаковы. При сближении атомов до определенного расстояния происходит перекрывание их 1з-ор-биталей (Рис. 23). В результате между центрами обоих ядер возникает молекулярная орбиталь. Вероятность нахождения элеирона в этой области пространства увеличивается вдвое. Благодаря этому возрастает отрицательный заряд, приходящийся на эту область. Как следствие, возрастает притяжение между ядрами и молекулярной орбиталью. Итак, за счет перекрывания атомных орбиталей образуется новая молекулярная орбиталь. На этой орбитали находятся два [c.61]

Химические связи в метане относятся к а-типу. а-Связи характеризуются тем, что их электронная плотность концентрируется между связываемыми атомами по линии, проходящей через их центры. а-Связи отвечают максимально возможной степени перекрывания атомных орбиталей, поэтому достаточно прочны. Перекрывание атомных орбиталей при образовании связи в молекуле можно сравнить с наверняка известной Вам липучкой , которая часто используется как застежка на одежде. Вы знаете, что чем больше площадь, по которой соприкасаются две П0JЮ ки этой липучки , тем [c.192]

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]

В соединениях Fe( jHj)j и Сг(СбНб)2 атом металла расположен между двумя плоскими циклическими молекулами. Подобные вещества называются сэндвич-соединениями. В этих соединениях связь образуется также за счет перекрывания атомных /-орбиталей металла и имеющих различные знаки лепестков р-орбиталей углерода, из которых образуется МО в лигандах sHi и С Нб. [c.140]

Такие же общие рассуждения можно применить к ряду других соединений МНз, РНд, АзНз и ЗЬНз- В этом случае в образовании связей участвуют все три р-орбитали и углы НХН должны быть также 90°. На опыте углы соответственно равны 107,3°, 93,3°, 91,8° и 91,3°. Отклонение от теории можно объяснить как с точки зрения теории валентных связей, так и с помощью различных теоретических моделей. По этим простым схемам видно, что представление о перекрывании атомных орбиталей является основой для молекулярной геометрии. [c.167]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология