Энергия орбиталей атомных

В основе построения молекулярных орбиталей (МО), как и при построении атомных орбиталей (АО), лежат одни и те же положе-1 ия энергетический критерий, принцип Паули и правило Хунда. Каждая молекулярная, как и атомная, орбиталь характеризуется своим набором четырех квантовых чисел, отражающих свойства электрона в данном состоянии. Заполнение электронами энергетических уровней происходит в порядке возрастания энергии. Отличие атомных от молекулярных орбиталей состоит в том, что первые одноцентровые, а вторые многоцентровые. В атоме одно ядро, в молекуле их несколько. Молекулярные орбитали сложнее атомных. [c.113]

Энергетическая диаграмма уровней атомных и молекулярных орбиталей двухатомных молекул элементов 2-го периода показана на рисунке 26. Этой диаграммой можно воспользоваться для выяснения распределения электронов по орбиталям в молекулах. При этом следует учесть энергию орбиталей, принцип Паули и правило Гунда. Так, реакция образования молекулы N2 из атомов может быть записана так [c.49]

Образование молекулярных орбиталей из атомных обычно изображают в виде энергетической диаграммы, где по вертикали откладываются значения энергии орбиталей Е (рис. 22). Слева и справа на диаграмме приводят энергетические уровни атомных орбиталей, в середине — уровни молекулярных орбиталей. [c.45]

Все уровня атома лития расположены ниже соответствующих уровней атома водорода, причем сдвиг их тем меньше, чем больше угловые моменты соответствующих орбита-лей, т. е. 5-уровень сдвигается сильнее р-уровня, р-уровень — сильнее -уровня и т. д. Энергии орбиталей уменьшаются с возрастанием Z. Понижение энергии орбитали уменьшается с ростом главного квантового числа п. Расщепление уровней с данным п возникает из-за межэлектронного отталкивания. В пределе при 2->оо орбитали внутренних электронов с данным п снова становятся вырожденными по I, так как межэлектронное взаимодействие становится незначительным по сравнению с электронно-ядерным взаимодействием. Для атома водорода 3 /-орби-таль лежит ниже 4 , в то же время для 7<2<21 орбитали 5с1 и 45 имеют обратный порядок по энергии. Для 2 21 З -орбиталь вновь лежит ниже 45-орбитали. Аналогичные изменения порядка орбита-лей можно проследить и для других уровней. Результаты исследования атомных спектров и точных расчетов энергетических уровней многоэлектронного атома позволяют представить следующую схему расположения энергетических уровней многоэлектронного атома [c.65]

Согласно этому представлению химические связи формируются электронами не чистых , а смешанных , так называемых гибридных орбиталей. Последние являются результатом смешения атомных орбиталей. Иначе говоря, при гибридизации первоначальная форма и энергия орбиталей (электронных облаков) взаимно изменяются и образуются орбитали (облака) новой, но уже одинаковой формы и одинаковой энергии. [c.73]

Учитывая это обстоятельство, а также тот факт, что орбитальные энергии остовных АО при вхождении атома в молекулу понижаются, некоторые авторы делают неправильный вывод, будто никаких связывающих МО в молекуле нет вообще, а экзоэффект образования химической связи обусловлен понижением энергий орбиталей атомных остовов. Однако при этом забывают, что полная энергия многоэлектронной системы 01 не равна сумме орбитальных энергий (см. последний раздел главы I) и по одному лишь изменению величин е судить о том, как изменится полная энергия системы нельзя (ср. с рассмотренной в главе II ситуацией, относящейся к теоретической интерпретации Периодической системы атомов). Только в простейшем варианте метода МО — методе Хюк-келя — <01 = где — заселенность -й МО. [c.201]

Волновая функция связывающей молекулярной орбитали в области перекрывания аддитивна. В результате электронная плотность сконцентрирована в. межъядерной области, и связывающая орбиталь имеет более низкую энергию, чем атомные орбитали, из которых она возникла. Зависимость энергии электрона на связывающей орбитали от межъядерного [c.542]

Различие в энергии исходных атомных орбиталей определяет полярность связи. Величина Ь (рис. 28) является мерой ионности, а величина а - ковалентности связи. [c.52]

Теория кристаллического поля добилась особого успеха при описании комплексов переходных металлов, в которых внешние электроны находятся на -орбиталях. Теория рассматривает поведение пяти -орбиталей центрального атома в электрическом поле, создаваемом лигандами, различно расположенными в пространстве. Хорошо известно, что в отсутствие внешних полей все пять -орбиталей вырождены, т. е. имеют одинаковую энергию. Помещение атомных -орбита-лей в электрическое поле, создаваемое лигандами, вырождение частично или полностью снимает, и уровни расщепляются. Основная задача, таким образом, состоит в изучении расщепления в зависимости [c.210]

Приведем здесь примеры построения делокализованных многоцентровых орбиталей МО для многоатомных молекул. При построении МО используется определенная последовательность операций, которая включает 1) отбор подходящих по энергии базиса атомных орбиталей атомов 2) составление для молекул типа АВ линейных комбинаций АО, подходящих по энергии и симметрии 3) вывод МО как линейных комбинаций АО и примерное распо- [c.103]

Таким образом, общие и специфические свойства определяются схожестью электронного строения атомов ( в свободном или связанном состоянии), проявляемой в близости радиусов, величин электроотрицательности атомов, в изоморфизме соединений, равенстве и однотипности валентных возможностей атомов и т. д. Индивидуальные свойства — это свойства, присущие только данному атому это результат проявления всех особенностей его электронной структуры, его заряда ядра и всех вытекающих особенностей (энергии, геометрии атомных орбиталей). Электронная структура атома в свободном состоянии индивидуальна, неповторима. Атом занимает определенное место в непрерывном ряду элементов и обладает физической индивидуальностью спектром, атомной массой, набором изотопов и т. д. и т. п. [c.48]

Комбинировать атомные орбитали так, чтобы получалась молекулярная орбиталь, линейно зависящая от атомной, можно в тех случаях, когда энергии орбиталей соединяемых атомов приблизительно одинаковы и функции фа и фв имеют по отношению к оси молекулы одинаковую симметрию. Для иона водорода Н2 и в методе МО получатся два значения энергии одно из них с изменением расстояния между ядрами проходит через минимум, другое изменяется по кривой, не имеющей минимума. Две молекулярные орбитали, отвечающие этим значениям Е, описывают связывающее и разрыхляющее состояния системы и называются связывающей и разрыхляющей орбиталями. Как и в методе ВС, связывающее состояние соответствует повышению плотности электронного заряда в области между ядрами, а разрыхляющее характеризуется малой величиной заряда в этой области. Для любого числа базисных функций молекулярная орбиталь должна быть представлена в виде [c.109]

При гибридизации взаимно изменяются первоначальная форма и энергия орбиталей, поэтому образовавшиеся гибридные орбитали отличаются от исходных. На рис. 12 показаны различные типы гибридизации атомных орбиталей. [c.77]

Поскольку точный расчет молекулярных орбиталей пока невозможен, теория МО использует подходящие комбинации атомных орбиталей, аппроксимируя ими молекулярные орбитали. Комбинируя п АО, получаем п МО, на каждой из которых можно разместить только два электрона. Если энергия полученных молекулярных орбиталей меньше энергии исходных атомных орбиталей, то говорят о связывающих молекулярных орбиталях [c.52]

Схему МО представляют в виде диаграммы,у которой вертикальная ось соответствует энергии орбиталей (чем выше расположена орбиталь, тем менее она выгодна энергетически), а каждая орбиталь изображается горизонтальной чертой. При качественном построении такой диаграммы обычно считают, что МО возникает при взаимодействии нескольких АО. Соответствующий количественный метод известен под названием молекулярная орбиталь — линейная комбинация атомных орбиталей (МО ЛКАО). При построении МО из АО используются следующие правила [c.20]

В настоящее время для описания химической связи более широко, чем метод ВС, используется метод молекулярных орбиталей (МО), в основе которого лежит представление о полной потере индивидуальности атомов, соединившихся в молекулу последняя состоит, таким образом, не из атомов, а представляет собой качественно новую систему, образованную несколькими атомными ядрами и движущимися в их поле электронами. Молекула образуется, если энергия такой системы оказывается ниже, чем энергии исходных атомных систем. [c.118]

При образовании молекул из разнородных атомов следует учитывать, что энергия их атомных орбиталей. ... Чем больше электроотрицательность атома, тем ниже энергия его атомных орбиталей. [c.212]

Образование химической связи в молекуле На в рамках метода молекулярных орбиталей изображено на рис. 12. Энергия молекулярной орбитали занятой в основном состоянии молекулы, меньше энергии исходных атомных орбиталей [см. (19)]. Поэтому Молекулярная орбиталь 4 1 называется связывающей. Энергия молекулярной орбитали больше энергии исходных атомных орбиталей [см. (19а)]. В основном состоянии молекулы орбиталь Ч ц свободна. [c.41]

Уровни энергии орбиталей атома водорода показаны на рис. 2.5. Каждому значению главного квантового числа п соответствует несколько значений квантового числа I. У атомов, имеющих больше одного электрона, энергетические уровни для каждого значения п расщепляются на энергетические уровни для орбиталей с различными значениями I. Относительное расположение этих уровней показано на рис. 2.12. Группу орбиталей с одинаковым главным квантовым числом называют оболочкой. Оболочку с п = 1 называют /(-оболочкой с п = 2 — -оболочкой с п = 3 — М-оболочкой и т. д. Подоболочка — это группа орбиталей с одинаковыми как первым, так и вторым квантовыми числами, например, Зр-подоболочка, Распределение электронов по атомным орбиталям определяется двумя факторами. Во-первых, в невозбужденном атоме электроны расположены [c.46]

Энергия валентного уровня в изолированном атоме М = 1) равна Ео (рис. 88, а). При сближении двух атомов происходит квантово-механическое взаимодействие между валентными электронными орбиталями, в результате чего из двух атомных орбиталей с одинаковой энергией образуются две молекулярные орбитали. Энергия одной из них больше (РМО), а другой меньше (СМО), чем для изолированного атома (рис. 88, б). Взаимодействие четырех, шести и т.д. атомов приводит к расщеплению валентных АО на такое же число МО (рис. 88, в, г). При этом кроме СМО и РМО при достаточно большом числе взаимодействующих атомов появляются молекулярные орбитали, энергия которых примерно равна энергии изолированной атомной орбитали (НМО). Это равносильно предположению, что в металлах могут существовать (статистически) неионизирован-ные атомы, не отдавшие электрон в общее пользование. Образование кристалла в результате взаимодействия большого числа атомов (порядка N Ю ) приводит [c.189]

Рассмотрим сначала изолированное циклопентадиенильное кольцо. Хотя, как уже упоминалось выще, для учета распределения электронов в ферроцене это кольцо можно считать пятиэлектронным донором, при анализе структуры лучше представлять его в виде аниона [С5Н5] . По-прежнему это является только вопросом удобства, так как при расчетах по методу молекулярных орбиталей сначала определяют все необходимые молекулярные орбитали, а затем размещают на них электроны в порядке возрастания уровней энергии орбиталей. Атомные рл-орбитали пяти углеродных атомов циклопентадиенильной группы дают в комбинации пять МО. МО с наименьшей энергией выглядят как два пятиугольника, разделенных узловой плоскостью и имеющих противоположные знаки (рис. 6, а). Если рассматривать МО в направлении сверху вниз, то можно считать, что ее знак везде положительный, как показано на рис. 6, а. При этом, разумеется, учитывают, что имеется вторая половина орбитали, не показанная на рис. 6, а, идентичная верхней половине, но имеющая противоположный знак. Обычно говорят, что фигура, изображенная на рис. 6, а, не имеет узлов, причем узлом в плоскости молекулы пренебрегают, поскольку все МО, возникшие из атомных рл-орбиталей, имеют узлы в этой плоскости. Четыре других МО циклопентадиенила составлены из двух пар орбиталей с разными энергиями МО каждой пары имеют, однако, одинаковое число узлов и одинаковую энергию (дважды вырожденные орбитали). Вырожденная пара с одним узлом (рис. 6, б) обладает более низкой энергией, чем вырожденная пара с двумя узлами (рис. 6, в). В [СзНв] имеется шесть электронов, образующих ароматический секстет. Они занимают три МО, по два электрона на каждой орбитали (рис. 6, а и б). Орбитали [c.20]

В рабочий язык химии прочно вощли льюисовы представления и элек-тронно-точечные структурные формулы. Если известна льюисова структура молекулы, можно кое-что сказать об устойчивости, порядке, энергиях и длинах связей этой молекулы. А если воспользоваться методом ОВЭП, часто удается предсказать и геометрическое строение молекулы. В данной главе будет показано, что можно продвинуться еще дальще в определении электронного строения молекул, исходя из рассмотрения пространственной направленности и энергии валентных атомных орбиталей, принимающих участие в образовании химической связи. Этот более глубокий метод анализа известен под названием теории молекулярных орбиталей. [c.509]

Значения энергии электронов на орбиталях <г2р и я2р близки, и для некоторых молекул (Bi, Сг, N2) соотношение между ними обратное приведенному энергетический уровень <г2р лежит выше п2р. Это снбусловлено закономерностью изменения энергии 2s- и 2р-электронов с ростом порядкового номера элемента. У атомов В, С и N энергии 2s- и 2р-электронов довольно близки (рис. 1.48), поэтому в точную волновую функцию <г2рх-орбитали молекул, построенных из этих атомов, заметный вклад вносит также атомная 25-орбиталь. Вклад 25-орбитали повышает энергию молекулярной орбитали сг2р,, так как переход 25-электрона на эту орбиталь требует затраты энергии. В результате энергия орбитали <г2р, становится выше энергии орбиталей п2р, и [c.111]

Молекулярные орбитали (МО) делятся на а-, я- и и-орбитали. <т-МО — симметричная относительно оси, связывающей атомы в молекуле. я-МО—несимметричная относительно оси молекулы п — несвязЫ вающая. Несвязывающая молекулярная орбиталь обычно наблюдается у тех молекул, у которых имеется сильно электроотрицательная группа атомов или атом. Энергия таких электронов близка к энергии соответствующей атомной орбитали. При поглощении молекулой кванта электромагнитного излучения происходит электронный переход со связывающей на незанятую разрыхляющую (а - или я -МО) или с несвязывающей на незанятую разрыхляющую (а - или я -МО) (рис. 14). Правило отбора соблюдается и в этом случае. [c.27]

Хартри-фоковские расчеты атомов и анализ атомных спектров показывают, что орбитальные энергии е, зависят не только от главного квантового числа п и заряда ядра Z, но и от орбитального квантового числа I. Если бы экранирование ядра внутренними электронами было полным, то энергетические уровни внешних электро-(юв были бы идентичны уровням атома водорода. Отклонение от уровней атома водорода является непосредственной мерой влияния неполного экранирования (так иазьшаемый эффект проникновения). Все уровни атома лития расположены ниже соответствующих уровней атома водорода, причем сдвиг их тем меньше, чем больше угловые моменты соответствующих орбиталей, т. е. 5-уровень сдви-[ ается сильнее э-уровня, /7-уровень — сильнее -уровня и т. д. Энергии орбиталей уменьшаются с возрастанием Z. Понижение энергии орбитали уменьшается с ростом главного квантового числа п. Рас-[цепление уровней с данным п возникает из-за межэлектронного отгалкивания. В пределе при Z—юо орбитали внутренних электронов с данными п снова становятся вырожденными по /, так как межэлектронное взаимодействие становится незначительным по сравнению с электронно-ядерным взаимодействием. [c.71]

Два электрона в молекуле На занимают одну связывающую молекулярную орбиталь, образующуюся из ls-атомных орбиталей. Наличие двух электронов на одной молекулярной орбитали отражено в записи H2[(Os1s)2] верхним индексом. Молекула Нг стабильна, так как оба ее электрона занимают только связывающую о -орбиталь, энергия которой меньше энергии орбиталей отдельных атомов, порядок связи равен 1. [c.58]

Основное состояние водородоподобного атома — состояние с наимень-щей энергией, описывается атомной орбиталью Ь (волновая функция Ххоа, 72 = 1,1 = % Ш ==0). Состояние это невырождено. Соответствующая ему энергия (первый энергетический уровень) согласно (4.5) в атомных единицах [c.24]

Примером гетеронуклеарных двухатомных молекул с ядрами, сильно отличающимися по величине эффективного заряда, могут служить молекулы гидридов. Рассмотрим молекулу HF. Электронные конфигурации атомов H[ls], F[l5 2i 2p ]. Потенциалы ионизации ПИ (Н) = = 13,599 эВи ПИ (F) = 17,423 эВ близки, вследствие чего молекулярная ст-орбиталь может быть представлена как линейная комбинация li-орбитали атома водорода и 2р,-орбитали атома фтора, имеющих одинаковые свойства симметрга относительно оси молекулы. Одноэлектронные энергии орбиталей 2i и Ь атома фтора, согласно Слейтеру, равны 40 и 700 эВ соответственно. Поэтому, пренебрегая небольшой гибридизацией за счет 25-орбт али, можно считать, что все электроны фтора, кроме 2р , сохраняют свой атомный характер Is- и 25 Орбитали не комбинируют с li-орбиталью атома Н вследствие большого отличия от нее по энергии, а 2р,- и 2 ,-А0 вследствие отличия от нее по симметрии относительно оси молекулы. Основной вклад в химическую связь в молекуле HF вносит пара электронов на ст-связывающей молекулярной орбитали. Состояние электронов на этой орбитали в приближении МО JII AO описывается волновой функцией [c.131]

Особенно характерно образование соединений между молекулами, одна из которых имеет низко лежащую свободную МО, а другая — 1есвязывающую орбиталь атомного типа, заполненную двумя электронами.. Перекрывание этих дв>т( МО приводит к образованию новых двух МО, общих для всей системы, и возникновению прочного химического соединения (рис. 53). Возникающая таким образом связь по своему происхождению называется донорно-акцепторной связью. Молекула с низколежащей свободной орбиталью называется акцептором электронов, а имеющая пару электронов на несвязывающей МО — донором. Примером донорно-акцепторного механизма образования химической связи в двухатомных молекулах может служить образование молекулярного иона НеН из атома Не и иона Н . Атом гелия имеет два электрона ка ] -орбитали с энергией —24,6 эВ (ПИ = = 24,6 эВ). Его рассматривают как типичный инертный атом с заполненной оболочкой. У иона имеется свободная 15-орбиталь с энергией —13,6 эВ. При контакте Не и Н возникает НеН -ион, а-МО которого можно представить как линейную комбинацию 15-орбиталей атома Не и иона Н [c.140]

Теория валентных связей предполагает участие а образовании ковалентных связей не только чистых" атомньсх орбиталей, но и "смешанных , так называемых гибридных атомных орбиталей. При гибридизации первоначальная форма и энергия орбиталей (электронных облаков) взаимно изменяются и [c.22]

Г ибридизация — это смешение атомных орбиталей с разными (но близкими) энергетическими состояниями, вследствие которого возникает такое же число одинаковых по форме и энергии орбиталей. [c.68]

Пользуясь положениями 1—3, объясним образование молекулы Нг с точки зрения метода МО. Образование молекулярных орбиталей из атомных изображается в виде энергетических схем, на которых по вертикали откладываются значения энергии орбиталей Е (рис. 28). Согласно п. 3 из двух одинаковых Ь-орбиталей образуются две молекулярные орбитали одна из них — от сложения атомных орбиталей, другая от их вычитания (рис. 28). Энергия первой Е1СЁ2, а энергия второй 2< з- [c.92]

В реакциях типа (111.86), идущих через трехцентровый активированный комплекс, принимают, как правило, участие одна атомная и одна молекулярная орбиталь исходных частиц. В активированном комплексе образуются трехцентровые орбитали. Атомная орбиталь атома С и связывающая и разрыхляющая орбитали, соответствующие связи А—Б, образуют связывающую, несвязывающую и разрыхляющую орбитали активированного комплекса. Три электрона в случае гомолитических реакций и четыре в случае гетеролитических могут разместиться на двух низших по энергии орбиталях и реакция не вызывает существенных затруднений. [c.140]

Потенциалы ионизации. Сложность уравнения Шредингера не дает возможности строго рассчитать энергию орбиталей многоэлектронных атомов. В связи с этим разработан ряд приближенных методов, которые требуют применения быстродействующих электронных счетных машин, однако погрешности получаемых результатов большие. Поэтому по точности теоретический расчет энергий атомных орбиталей не может пока конкурировать с экспериментальными способами. Наиболее разработанными и универсальными методами экспериментального определения эргергий атомных орбиталей являются спектроскопические. Спектры атомов, как известно, представляют собой совокупности серий спектральных линий, причем каждая из таких серий отвечает переходам электронов с различных удаленных орбиталей (в том числе и из бесконечности) на одну из близлежащих к ядру. При этом самой коротковолновой границе спектральной серии, которая характеризует переход электрона из бесконечности на ближайщую к ядру незанятую орбиту (переход в основное состояние), будет соответствовать выделение энергии, численно равной энергии отрыва электрона, т. е. энергии ионизации, или потенциалу ионизации [c.215]

Атомные орбитали могут образовывать молекулярные орбитали, если зиачегшя энергии соответствующих атомных орбиталей близки [c.118]

Заполнение молекулярных орбиталей. Заполнение молекулярных орбиталей электронами происходит в порядке увеличения энергии орбиталей. В случае, если молекулярные орбитали имеют одинаковую энергию (лсв- или лр-орбитали), то заполнение происходит по правплу Хунда, так, чтобы спиновый момент молекулы был наибольшим. Каждая молекулярная орбиталь, как и атомная, может вместить два электрона. Как было сказано, магнитные свойства атомов или молекул зависят от наличия иеспаренных электронов, если в молекуле есть неспарсиные электроны, то она парамагнитна, если нет — диамагнитна. [c.121]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология