Орбиталь способы обозначения

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]

Для молекулярных орбиталей принят аналогичный способ обозначения [c.292]

ИЗ них реализуется в основном состоянии, можно решить только, сравнив величину До и Р — усредненную энергию спаривания. Две конфигурации для каждого случая и простые выражения для их энергий представлены на рис. 23.14, Конфигурации с максимальным числом неспаренных электронов называют высокоспиновыми, а с минимальным числом — низкоспиновыми или спин-спаренны-ми конфигурациями. Для обозначения таких конфигураций можно использовать тот же способ, который применяется для электронных конфигураций свободных атомов. При этом мы будем указывать каждую из занятых орбиталей или набор орбиталей, используя правый верхний индекс для указания числа присутствующих электронов. Например, основное состояние -иона в октаэдрическом поле обозначается t g два возможных состояния иона в октаэдрическом поле —1% и t geg. Этот способ обозначения [c.427]

Мы предлагаем простой и удобный способ обозначения типа орбиталей, участвующих в синхронных реакциях,— предшествующий числу электронов индекс обозначает соответствующую орбиталь, например а2а, я4з и т. п. Приведем некоторые поясняющие примеры. Электроциклическое превращение циклобутенов в бутадиены можно формально рассматривать как циклоприсоединение а-связи к я-связи любым из двух эквивалентных способов [c.83]

Обозначения, которые здесь введены, достаточно ясны, но несколько громоздки, особенно в отношении молекулярных я-орбиталей. Малликен предложил другой способ обозначения орбиталей, начиная от 02х до <з 2р включительно (вырожденные МО обозначаются одним символом) [c.69]

Таким образом, атомные Ь-орбитали двух атомов можно комбинировать двумя различными способами для получения двух молекулярных орбиталей - одной связывающей, а другой разрыхляющей. Связывающая орбиталь концентрирует электронную плотность между ядрами разрыхляющая орбиталь концентрирует ее за пределами межъядерной области и вообще не имеет никакой электронной плотности на плоскости, проходящей точно посередине между ядрами. Обе эти молекулярные орбитали симметричны относительно вращения вокруг прямой, соединяющей ядра сказанное означает, что при вращении вокруг данной прямой ни форма электронного облака, ни знак комбинации волновых функций не изменяются. Орбитали с такой симметрией называются сигма (а)-орбиталями. Связывающую орбиталь отличают при записи от разрыхляющей орбитали тем, что последней присваивают значок . [Молекулярные орбитали различных типов обозначаются символами сигма (0), пи (и), дельта (5),... по аналогии с обозначениями атомных орбиталей 5, р, [c.517]

Существует несколько способов построения таких линейных комбинаций. Наибольшее распространение получил метод сжатия (контрактации) базиса, он состоит в следующем. Для построения базисных функций, связанных с каким-нибудь атомом в молекуле, сначала проводят расчет изолированного атома методом ХФР на большом гауссовском базисе с оптимизацией показателей экспонент гауссовских функций. Затем найденный набор элементарных гауссовских функций разбивают на группы. В группу обычно включают те орбитали, которые входят с большими коэффициентами в разложение лишь одной атомной орбитали. Если же гауссовская орбиталь дает заметный вклад в две или более атомные орбитали, то ее рассматривают как базисную функцию (группу из одной орбитали). И, наконец, если для конкретной рассматриваемой молекулы максимум элементарной гауссовской орбитали лежит в области между соседними атомами, то и эту орбиталь считают базисной. Дпя обозначения гауссовских базисов используют специальную символику, которую можно пояснить на примере атома кислорода. Хорошие результаты для атома кислорода дает СТО-базис (4.41), состоящий из 9 орбиталей -типа (/ = те = и 5 орбиталей р-типа (предэкспоненциальный множитель есть либо х, либо у, либо г). Такой базис обозначают (9х, 5р). В то же время Достаточно хороший сжатый базис для атома кислорода содержит 4 орбитали х-типа и 2 орбитали р-типа. Его обозначают [А ,2р, а тот факт, что этот базис получен путем сжатия (9х, 5р) базиса, указьшается как (9х, 5р) [4х, 2р] (см. табл. 4.15, 4.16). [c.236]

Описанными выше обозначениями последовательно расположенных электронных оболочек (К, L, M и т. д.) пользуются физики. Химики считают более удобной другую классификацию, отвечающую иному способу объединения подоболочек в группы. На рис. 5.6 приведена приближенная последовательность значений энергии для всех орбиталей [c.114]

Для того чтобы изобразить два электрона, объединенные молекулярной или атомной орбиталью, часто используют прямую линию. Соответственно молекулярный водород может быть представлен любым из следующих способов На, Н Н, Н--Н и Н — Н. Химики-органики для обозначения ковалентной связи между двумя атомами пользуются прямой линией. [c.34]

Когда мы говорим о структуре, то подразумеваем определенный способ спаривания между собой электронных атомных орбиталей . Например, мы видели, что ковалентная структура получается при спаривании орбиталей фл и г1)в, а в ионных структурах оба электрона находятся либо на ядре А, либо на ядре В. В полную волновую функцию (5.23) входят все эти структуры. Весьма важно отметить, что данные структуры сами по себе не существуют, не имеют объективной реальности. Совершенно неправильно говорить о каком бы то ни было резонансе между двумя или более структурами, считая, что каждая структура существует в течение времени, пропорционального ее весу в полной волновой функции. Независимые ковалентные и ионные структуры невозможны уже по той простой причине, что отвечающие им волновые функции не являются собственными функциями дозволенных стационарных состояний. Идея метода валентных связей состоит в том, что в качестве компонент полной волновой функции рассматриваются функции, имеющие наглядный смысл. Представим себе, например, что сближаются два атома, орбитали которых остаются неискаженными, но спин электрона одного атома спарен со спином электрона другого (утверждение о расположении спинов двух электронов носит вполне реальный характер см. раздел 5.9) при этом получится то, что названо ковалентной структурой пользуясь обычной химической символикой для неполярной связи, эту структуру обозначают через А—В. Что касается ионных структур, то для них справедливы аналогичные рассуждения и применяются обозначения А В или А В . [c.145]

Указанными выше обозначениями электронных оболочек (К, L и т. д.) пользуются физики. Химики считают более удобным пользоваться другой классификацией, отвечаюш,ей иному способу объединения подоболочек в группы. На рис. 5.И приведена приближенная последовательность значений энергии для всех орбиталей, занимаемых электронами в атомах, находящихся в нормальном состоянии. Легко заметить, что используемые физиками величины энергий для оболочек перекрываются. Так, энергия З -электрона (в оболочке М) приблизительно такая же, как и энергия 4р-электрона (в оболочке N). Химики, интересующиеся набором электронов с одинаковой энергией, сочли более удобным отнести пять Sd-орби-талей к орбиталям As и Ар, а не к 3s и Зр, и признали целесообразным произвести аналогичные отнесения Ad, 5d Gd, Af и 5/, как показано на рис. 5.11. [c.119]

Схема молекулярных орбиталей, получаемых из атомных р-орбиталей аналогичным способом, показана на рис. 15. Можно заметить, что молекулярные орбитали, образованные Рх- и -орбиталями, подобны, так как связывающие орбитали образуются в результате перекрывания атомных орбиталей по линии, соединяющей два атомных ядра. Для обозначения такой симметрии перекрывания при описании молекулярной орбитали используется приставка а. Молекулярные связывающие орбитали, образованные атомными Ру- и Рг- орбиталями, не перекрываются по линии, соединяющей атомные ядра в этом случае два участка перекрывания лежат один выше, другой ниже этой линии. Симметрия такого перекрывания обозначается приставкой п. [c.61]

В этом случае образуются три эквивалентные гибридные орбитали, каждая из которых называется хр -орбиталью (тригональ-ная гибридизация). Такой способ обозначения гибридных орбиталей, возможно, не самый лучший, так как негибридные орбитали обозначают одной буквой, но следует помнить, что/саж5г//о из трех орбиталей называют Эти орбитали показаны [c.21]

Реакция начинается с атаки электронной пары нуклеофила Nu0 иа тыльную сторону связи углерод — уходящая группа (С—L) (обозначена изогнутой стрелкой). Атом углерода в активированном комплексе имеет форму тригональной бипирамиды. А — простейший путь обозначения S2yj2-np046 a. В этой схеме можно видеть атаку электронной парой нуклеофила связи углерод — уходящая группа и разрыв этой связи. Активированный комплекс не показан. Это наиболее общий способ обозначения процессов Sj 2. Б — перекрывание орбиталей в активированном комплексе. В — разрыв и образование связей (пунктирные линии). На схеме Г представлена конкретная обсуждаемая реакция. [c.169]

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]

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]

Тричина этого, по-видимому, выяснится, если мы рассмотрим полученные результаты, имея в виду свойства альтернантных углеводородов. В разд. 3 было указано, что орбитальные энергии располагаются симметрично относительно нулевого уровня а и что меладу коэффициентами орбиталей имеется зависимость. Пометим молекулярные орбитали в порядке снижения их энергии от нулевого уровня для связывающих орбиталей буквами Л. В, С. .., а в порядке повышения энергии от нуля для разрыхляющих орбиталей теми же буквами со штрихом А, В, С . ... Тогда мы получим простое соотношение Еа = —Еа, причем коэффициенты орбиталей А и А будут также связаны простой зависимостью. В случае вырождения мы всегда помечаем одной и той же буквой орбитали, между коэффициентами которых имеет место связь, указанная в разд. 3. Используя такое обозначение, рассмотрим две высшие занятые и две низшие вакантные орбитали в типичном альтернантном углеводороде. При нашем способе обозначения это будут орбитали В, А, А и В в порядке роста энергии. Тогда вследствие альтернантности Ев = — Ев и . 4 = — Еа и энергии перехода А В и В- А будут равны, т. е. [c.56]

Молекулярная орбиталь для такой молекулы может быть записана в виде (44), где индексы 1 и 2 относятся к ls-орбиталям двух одинаковых атомов водорода. Способ решения уравнения (44) вариационным методом Ритца приведен в разделе 3.11. Учитывая идентичность обоих атомов и нормировку обеих АО (Sn = S22 = 1). можно ввести новые обозначения [c.246]

Как мы видели, методы НХФ и СНХФ удовлетворяют всем этим условиям. При оперировании с пробными функциями других типов часто вводят вариационные параметры. Так как это можно делать разными способами, то во избежание путаницы в обозначениях рассмотрим достаточно тривиальный пример — одноэлектронную двухатомную молекулу в простом приближении тина ЛКАО ) с двумя атомными орбиталями. Обобщения станут тогда [c.154]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология