Молекулярные орбитали молекулярный ион водорода

Для построения молекулярных орбиталей обычно пользуются линейной комбинацией атомных орбиталей (ЛКАО), т. е. волновую функцию молекулярной орбитали представляют как алгебраическую сумму двух или нескольких атомных волновых функций. В качестве простейшего примера ЛКАО рассмотрим построение молекулярных орбиталей молекулы водорода из атомных 18-орбиталей, принадлежащих атомам водорода Нд и Н ,. При линейной комбинации двух атомных волновых функций Рд и 4 1, получаются две молекулярные волновые функции [c.171]

Штриховой линией и пунктиром на этой схеме показаны трехцентровые связи здесь общая пара электронов занимает молекулярную орбиталь, охватывающую три атома — мостиковый атом водорода и оба атома бора. Такая орбиталь образуется вследствие перекрывания 1з-орбитали атома водорода с ер -гибридными орбиталями двух атомов бора (см. рис. 15.1). Четыре концевых атома водорода связаны с атомами бора обычными двухцентровыми двухэлектронными связями. Таким образом, из двенадцати в ентных электронов, [c.397]

Когда расстояние между атомами водорода близко к равновесному, оба электрона связаны с обоими ядрами, и вместо первоначальных атомных орбиталей, центрированных по одной на каждом атоме, возникает молекулярная орбиталь, охватывающая оба атома. Когда один электрон находится вблизи атома Нд, можно считать, что его молекулярная орбиталь очень близка к атомной, обозначаемой как Фа. Аналогично, если электрон находится вблизи другого ядра, то его молекулярная орбиталь сходна с фв. Поскольку молекулярная орбиталь попеременно характеризуется либо функцией фд, либо функцией фв, то в общем случае ее можно представить в виде их суммы [c.185]

Любую молекулярную орбиталь (МО) можно трактовать, подобно любой атомной орбитали, как объем пространства в молекуле, где пребывание электронов можно обнаружить с вероятностью 90 % и где может сосредотачиваться 90 % электронной плотности одного или двух электронов в зависимости от занятости данной МО. На рис, 25, представляющим энергетическую диаграмму образования связи в молекуле водорода по методу молекулярных орбиталей, такой МО, занятой двумя электронами является, например, нижняя- по энергии орбиталь (молекулярные орбитали в отличие от атомных орбиталей представляют круговыми квантовыми ячейками). Здесь рассматриваются только двухцентровые молекулярные орбитали, охватывающие два атомных ядра от них легко перейти к общему представлению о много-центровых молекулярных орбиталях, существующих в многоатомных частицах, например в молекуле бензола (см. ниже рис. 43). [c.115]

Рис. 7.1. Возникновение связывающей и разрыхляющей молекулярных орбиталей молекулы водорода из атомных Ь-орбиталей.

Расчет g-тензора довольно труден, но его можно упростить, если сделать некоторые приближения. Первое из них то, что электроны в молекуле движутся по молекулярным орбиталям независимо друг от друга. На каждой из заполненных орбиталей, кроме одной, находится пара электронов, которые не дают вклада в g-тензор неспаренный электрон находится на молекулярной орбитали, которую обозначим 1 зо. Если это является единственным различием между молекулой и атомом водорода, то компоненты g-тензора в хорошем приближении определяются выражениями (24) и (25). Только в данном случае считаем, что il) — любая, заполненная или незаполненная, молекулярная орбиталь, энергия которой равна Еп- [c.181]

Рис. 8. Образование связывающей ( g.) и разрыхляющей (а ) молекулярных орбиталей молекулы водорода из двух Ь-орбиталей.

Рассмотрим правильную гексагональную молекулу бензола, для которой конкретный вид молекулярных орбиталей определяется во многом соображениями симметрии, и возьмем в качестве базиса атомных орбиталей орбитали 15, 2з и 2р для каждого атома углерода и орбиталь 15 для каждого атома водорода. Из выбранных атомных орбиталей можно построить симметричные орбитали (т. е. такие линейные комбинации атомных орбиталей, которые являются базисными для представлений точечной группы и тогда окончательные МО будут получены из решения секулярной проблемы, определяющей линейные комбинации сравнительно небольшого числа симметричных орбиталей заданной симметрии. Тогда даже самые грубые предположения относительно матричных элементов (неизвестного) оператора Хартри —Фока Ь " (например, подобные сделанным Хюккелем для л-электронов) ведут к разумному общему виду молекулярных орбиталей каждого типа симметрии, а также порядку величины и порядку следования их орбитальных энергий. Эти результаты хорошо известны недавно они были подтверждены результатами неэмпирических расчетов [33]. [c.325]

Метод молекулярных орбиталей. Молекулярный ион водорода Нг. Расчет иона Нг на основе уравненпя Шредингера был произведен раньше, чем были найдены формы применения этого уравнения для молекулы Нг. В теории молекул этот расчет имел значение, аналогичное тому, которое расчет атома водорода имел в теории атомов разных элементов. Ион Нг является пока единственной молекулярной частицей, для которой расчет может быть проведен строго (как и для атома водорода). Успешное проведение его показало применимость уравнения Шредингера к расчету молекул и дало возможность найти пути таких расчетов. [c.720]

Рассматривая проблему молекулярного попа водорода в приближении МО ЛКАО, мы приходим к ясному представлению о построении молекулярных орбиталей из атомных. Мы получаем простейшую гантель , своего рода корреляционную диаграмму, устанавливающую соответствие между орбиталями атомов водорода и орбиталями молекулярного иона водорода (рис. 1). Оказывается, что связывающая орбиталь возникает при сложении атомных орбиталей, а разрыхляющая — при их вычитании. В основном состоянии молекулярного иона водорода заполненной оказывается связывающая орбиталь. [c.55]

Рис. 26. Энергетическая диаграмма уровней атомных и молекулярных орбиталей водорода

В молекуле два электрона. Согласно принципу наименьшей энергии и принципу Паули, эти два электрона с противоположными спинами также заселяют ст Чз-орбиталь. Реакцию образования молекулы водорода из атомов в системе обозначений теории молекулярных орбиталей можно записать [c.50]

Каждая из молекулярных орбиталей охватывает все атомы молекулы и поэтому по характеру распределения электронной плотности i e четыре атома водорода равноценны. Это отвечает наличию четырех [c.64]

С позиций теории молекулярных орбиталей строение молекулы Н2О можно объяснить следующим образом. Взаимное расположение атомов водорода и кислорода в молекуле воды можно представить с.хемой [c.312]

При описании строения многоэлектронных атомов мы воспользовались наглядным представлением о функциях вероятности, или орбиталях, как об облачных образованиях, которые мы затем заселяли электронами. Чтобы получить представление о строении молекулы, необходимо найти для заданного расположения атомов набор молекулярных орбиталей и затем заселить эти орбитали имеющимися электронами, помещая, как и раньше, на каждую орбиталь не более двух электронов. Но прежде чем мы поступим указанным образом, посмотрим, что происходит, когда два атома водорода сближаются, образуя молекулу. [c.511]

Рис. 12-11. Перекрывание 15-орбитали атома водорода с валентными орбиталями атома фтора. Результирующее перекрывание 2р,- или 2р -орбитали фтора с Ь-орбиталью водорода равно нулю, вследствие чего эти две р-орбитали не могут вовлекаться в образование молекулярных орбиталей молекулы НР.

Нейтральная двухатомная молекула ОН наблюдается в космическом пространстве. Опишите ее электронное строение в рамках теории молекулярных орбиталей, принимая во внимание только 2р-орбитали кислорода и Ь-орбиталь водорода. На молекулярной орбитали какого типа находится неспаренный электрон в молекуле ОН Распределена ли эта орбиталь по атомам кислорода и водорода или же она локализована только на одном из этих атомов Если локализована, то на каком атоме [c.548]

Рассмотрим образование молекулярных орбиталей в молекуле фтороводорода HF (рис. 33). Поскольку потенциал ионизации фтора (17,4 эВ или 1670 кДж/моль) больше, чем водорода (13,6 эВ или 1310 кДж/моль), то 2р-орбитали фтора имеют меньшую энергию, чем Is-орбиталь водорода. Вследствие большого различия энергий ls-орбиталь атома водорода и 25-орбиталь атома фтора не взаимодействуют. Таким образом, 25-орбиталь фтора становится без изменения энергии молекулярной орбиталью в HF. Такие орбитали называются несвязывающими. Орбитали 2р и 2p фтора также не могут взаимодействовать с ls-орбиталью водорода вследствие различия симметрии относительно оси связи. Они тоже становятся несвязы-аающими молекулярными орбиталями. Связывающая и разрыхляющая молекулярные орбитали образуются из ls-орбитали водорода и 2рд,-орбитали фтора. Атомы водорода и фтора связаны двухэлск-тронной связью с энергией 560 кДж/моль. [c.127]

Большие изменения произошли в изложении квантовой химии и теории химической связи в переводной и отечественной литературе и в преподавании теории строения вещества. Поэтому нам представлялось бесцельным повторно знакомить студентов III курса с качественными представлениями теории валентных связей и электронным строением молекул (форма электронных орбиталей, гибридизация, направленные валентности и др.), изучаемыми ими на I курсе. В то же время в ряде переводных и отечественных учебных пособий появилось вполне доступное изложение приближенных методов расчета молекул, основанных на методе молекулярных орбиталей метод молекулярных орбиталей в приближении Хюккеля (МОХ), теория кристаллического поля, теория поля лигандов и др. В связи с этим изложены количественные квантовохимические расчеты на основе строгого решения уравнения Шрёдингера для атома водорода (введение трех квантовых чисел п, I и [c.3]

С точки зрения приведенного выше представления о молекулярных орбиталях в молекуле этилена каждый атом углерода должен использовать sp -opбитaли для образования связей с тремя атомами. Эти р -орбитали возникают в результате гибридизации 2з-, 2рх - и 2ру -электронов после перехода одного -электрона на р-орбиту, как было показано в разд. 1.3. Можно полагать, что любой атом углерода, связанный с тремя разными атомами, использует для этих связей sp -opбитaли. Таким образом, каждый атом углерода этилена участвует в образовании трех 0-связей по одной с каждым из двух атомов водорода и одной с другим атомом углерода. Поэтому каждый атом углерода имеет еще один электрон иа орбитали 2рг, которая в соответствии с принципом максимального отталкивания перпендикулярна плоскости р -орбиталей. Две параллельные 2 рг-ор-битали могут перекрываться, образуя две новые орбитали, связывающую и разрыхляющую (рис. 1.5). В основном состоянии оба электрона находятся на связывающей орбитали, а разрыхляющая орбиталь остается вакантной. Молекулярные орбитали, образованные при перекрывании атомных орбиталей, оси которых параллельны, называют л-орбиталями, если они являются связывающими орбиталями, и. п -орбиталями, если они являются разрыхляющими орбиталями. [c.22]

Однако нельзя полностью игнорировать ковалентный вклад в энергию водородной связи. По крайней мере в тех соединениях, которые характеризуются высоким значением энергии водородной связи (прежде всего это относится к иону HF ), возможно существование молекулярных орбиталей. Молекулярная орбиталь в ионе НР получается из ls-орбитали водорода и орбитали фтора, направленной вдоль оси частицы. Связывающая орбиталь содержит два электрона и представлена суммой PF+PF + us = t3 B, где р-Е — орбиталь фтора (а — коэффициент) разрыхляющая орбиталь имеет вид Pf+Pf—а 5 = г зраз сумма Pf + Pf, очевидно, соответствует несвязывающей орбитали, так как не содержит орбиталь водорода. Связывающая орбиталь расположена по обе стороны от-центрального атома водорода, так что получаются две связи. [c.134]

На рис. 7.10 показаны изменения энергии, происходящие при образовании молекулярных орбиталей молекулы водорода. При взаимодействии 1з-орбиталей двух атомов водорода, Нд и Н , образуются связывающая и разрыхляющая молекулярные орбитали. Связывающая орбиталь обладает энергией на 4,5 эВ ниже, чем исходные 1. торбитали изолированных атомов На и Н, а разрыхляющая орбиталь, наоборот, вьш1е их по энергии приблизительно на такую же величину. [c.116]

Вторая возможность построения линейной комбинации состоит в вычитании атомных Ь-орбиталей водорода друг из друга. При этом электрон никогда не будет находиться между ядрами и Н , и будет преимущественно располагаться вне области перекрывания. Поэтому электронная плотность в пространстве между ядрами будет понижена, а в середине равна нулю, и между ядрами будет преобладать электростатическое отталкивание. Вторая молекулярная орбиталь имеет более высокую энергию, чем атомные 5-орбитали и молекулярная связывающая орбиталь, и электрон на ней будет менее устойчив, чем на молекулярной а-связывающей орбитали и 5-орбитали изолированного атома. Эта орбиталь также обладает цилиндрической симметрией и является а-орбиталью, но уже разрыхляющей молекулярной орбиталью (оразр), имеющей узел в области между атомами (рис. 7,в). При вращении вокруг продольной оси проекция не изменяется. [c.20]

Рассмотрим образование молекулярных орбиталей в молекуле фтористого водорода ИР (рис. 33). Поскольку потенциал ионизации фтора (17,4 эВ или 1670 кДж/моль) больше, чем у водорода (13,6 эВ или 1310 кДж/моль), то 2р-орбитали фтора имеют меньшую энергию, чем 1х-орбиталь водорода. Вследствие большого различия энергий 15-орбиталь атома водорода и 25-орбиталь атома фтора не взаимодействуют. Таким образом, 2 -орбиталь фтора становится без изменения энергии молекулярной орбиталью в НР. Такие орбитали называются несвязывающими. 2ру и 2р2-орбитали фтора также не могут взаимодействовать с 15-орбиталью водорода [c.120]

Пунктиром на этой схеме показаны трехцентровые связи здесь общая пара электронов занимает молекулярную орбиталь, охватывающую три атома-— мо-стиковый атом водорода и оба атома бора. Такая орбиталь образуется вследствие перекрывания 15-орбитали атома водорода с р -гибридными орбиталями двух атомов бора (см. рис. 165). Четыре концевых атома водорода связаны с атомами бора обычными двухцентровыми двухэлектронными связями. Таким образом, из двенадцати валентных электронов, имеющихся в атомах, составляющих молекулу диборана, восемь участвуют в образовании двухцентровых связей В—Н, а четыре образуют две трехцентровые связи В—Н—В. [c.624]

Весьма важным является также стереохимический аспект реакций окислительного присоединения. В продукте присоединения молекулы водорода к комплексу Васка I ЬСКСОХРРЬз) 1 атомы водорода находятся в ч с-положении друг к другу, что указывает на протекание реакции по согласованному бимолекулярному механизму. Рассмотрение симметрии соответствующих молекулярных орбиталей реагирующих молекул дает возможность предложить схему орбитального взаимодействия, представленную на рис. 33. Согласно этой схеме, стабилизация бимолекулярного переходного состояния реакции достигается за счет положительного перекрывания заполненной гг-орбитали 1г и свободной -орбитали молекулы водорода. Другое важное орбитальное взаимодействие осуществляется между свободной р-орбиталью 1г и сг -орбиталью Н2(рис. 34). Как видно из рис. 34, заполненная тт-орбиталь ниже по энергии, чем ст д д-орбиталь. Поэтому, чем [c.88]

Как и в случае молекул тригалогенидов, теори я молекулярных орбиталей легко объясняет существование иона HF2. Схема уровней энергии МО выглядит совершенно так же, как и для I3 (рис. 7.14), хотя связывающая и разрыхляющая орбитали здесь не имеют узловой плоскости, проходящей через атом водорода, так как они построены при участии ls-орбитали водорода. [c.227]

Этот простой метод определения молекулярных орбиталей называют методом ЛКАО — МО, по начальным буквам выражения линейная комбинация атомных орбиталей — молекулярные орбитали. Электронная плотность, или вероятность нахождения электрона в заданной точке системы, определяется квадратом волновой функции 11) . Обе молекулярные орбитали в рассматриваемом случае обладают цилиндрической симметрией. Электронная плотность связывающей орбитали молекулы водорода максимальна между ядрами ее атомов. Наоборот, у антисвязывающей орбитали электронная плотность между ядрами минимальна. Разница между величинами энергий этих двух молекулярных орбиталей и определяет длину волны поглощаемого или излучаемого молекулой света. [c.34]

Атомная орбиталь атома водорода в основном (Is) состоянии выражается равенством (ХУП1,20). Полагая, что в основном состоянии иона Нг молекулярная орбиталь может быть выражена как линейная комбинация атомных орбиталей я за и 7в, принадлежащих атомам водорода А и В в свободном состоянии, имеем [c.721]

Какова же структура неэмпирических приближений Мы имеем здесь дело с аналогией через изоморфизм. В случае метода молекулярных орбиталей изоморфное соответствие устанавливается между одноэлектропной системой — молекулярным ионом водорода и некоторой многоэлектронной системой. При этом единствеппый электрон молекулярного иона водорода сопоставляется с каким-либо э.лектропом этой системы, а поле ядер молекулярного иона водорода сопоставляется с полем ядер, экра- [c.51]

Детальные расчеты методом молекулярных орбиталей типа тех, которые были кратко обсуждены выше, дают надежную теоретическую интерпретацию характера связей в полиэдрических боранах и карборанах, но, помимо этого, л<елательно было бы иметь общую картину электронной структуры карборанов, которая является довольно простой и позволяет предсказывать новые структуры без дополнительных расчетов. Промел уточный подход, который схематически укладывается между представлением о локализованной связи и законченной теорией молекулярных орбиталей, был довольно успешно применен [151, 195] для описания как завершенных полиэдров, так и их фрагментов. Как и в слу чае полных расчетов методом молекз лярных орбиталей, з добнее сначала рассмотреть анионы гидридов бора, а затем, основываясь на изоэлектрон-ной аналогии, перейти к карборанам. Однако при этом делаются некоторые упрощающие предполол-сения. Во-первых, полиэдрический анион, например В Н , представляется разделенным на экваториальные и полярные области. Во-вторых, все связи с водородом, и концевые и мостиковые, рассматриваются как локализованные и не использующиеся в молекулярных орбиталях остова. [c.29]

Вопросы для самопроверки 1. Почему в периодической системе элементов водород может быть расположен как в первой, так и в седьмой группах 2, Как метод молекулярных орбиталей описывает следующие частицы Нг Ог, Нг 3. Какие изотопы водорода известны Каков состав ядер атомов изотопов водорода Что такое тяжелая вода, как она получается и каковы ее свойства 4. Какого характера соединения образует с неметаллами водород Какова степень окисления водорода в этих соединениях 5. Какие типы соединений образует водород с металлами Как он поляризован в этих соединениях 6. Какие степени окисления характерны для кислорода Как поляризованы атомы кислорода в соединениях с фтором 7, В каких гибридных состояниях могут находиться орбитали в атоме кислорода Приведите примеры соединений, в которых проявляются sp-, sp - и 5рЗ-гибридные состояния орбиталей кислорода. 8. Какие аллотропические модификации кислорода известны Обоснуйте с помощью метода МО парамагнитные свойства молекулы Ог. 9. Каков характер связи в молекуле озона Каковы его химические свойства 10. Как метод ВС объясняет строение молекулы воды Чем объясняется отклонение величины валентного угла ZHOH от величины угла, характерного для sp -гибридизации 11. В чем проявляется аномалия физических свойств воды 12. Каков характер химической связи в молекуле Н2О2 Какое строение имеет молекула пероксида водорода 13. Какова степень окисления кислорода в молекуле Н2О2 Приведите примеры реакции, в которых проявляются окислительные свойства пероксида водорода. 14. Приведите примеры реакций, в которых пероксид водорода может выступать в качестве восстановителя. 15. Напишите уравнение ступенчатой диссоциации пероксида водорода, назовите анионы, получаемые при диссоциации. [c.47]

Характер распределения электронной плотности для исходных атомных и образованных молекулярных орбиталей показан на рис. 24. Следует отметить, что поскольку складываются (вычитаются) орбитали (точнее волновые функции), то электронная плотность (характеризуемая квадратом волновой функции) между ядрами больше суммы плотностей электронных облаков изолированных атомов для тех же расстояний. На рис. 25 показано распределение /ектронной плотности в молекуле водорода На- Электронная плот- [c.48]

Н, рис. 152 приведена энергетическая диаграмма орбиталей молекулы аммиака. Из семи исходных атомных орбиталей (25-, 2рд.-, 2р,1- и 2р -орбиталей азота и Ь -орбиталей трех атомов водорода) возникает семь молекулярных орбиталей три а - -, три араэр- и одна несвязывающая а,-. [c.347]

Если провести математические операции, выражаемые словами скомбинируем две атомные орбитали так, чтобы получить разрыхляющую и связывающие молекулярные орбитали , то обнаружится, что две такие атомные орбитали должны обладать достаточно близкими энергиями. В молекуле каждая из двух молекулярных орбиталей содержит 50%-ный вклад от Ь-орбитали каждого атома водорода. В противоположность этому если в молекуле АВ скомбинировать орбиталь атома А, обладающую очень высокой энергией, и орбиталь атома В с довольно низкой энергией, то математические выкладки покажут, что разрыхляющая молекулярная орбиталь представляет собой почти чистую исходную орбиталь атома А, а связывающая орбиталь - почти чистую исходную орбиталь атома В. Следовательно, пара электронов на такой связывающей орбитали в сущности находится вовсе не на настоящей ковалентной связывающей орбитали. На самом деле речь идет о неподеленной паре электронов на атомной орбитали атома В. Взаимодействие атомных орбиталей двух атомов с больщим различием в энергиях пренебрежимо мало. На примере молекулы НР мы увидим, что это означает, если принять во внимание частично ионный характер связи. [c.532]

В молекуле НР энергии атомной Ь-орбитали водорода и атомной Ь-орбитали фтора настолько различны, что в сущности между ними отсутствует взаимодействие. Слищком низкой энергией обладает также и 25-ор-биталь атома фтора. Только 2р-орбитали фтора достаточно близки по энергии к Ь-орбитали водорода, чтобы эффективное взаимодействие между ними привело к образованию настоящих молекулярных орбиталей. Но из трех 2р-орбиталей фтора две (2р и 2ру) имеют неподходящую симметрию для комбинации с Ь-орбиталью водорода, как это можно видеть из рис. 12-11. Результирующее перекрывание каждой из этих двух р-орбиталей с Ь-орбиталью сводится к нулю, если учесть знаки волновых функций. Молекулярные орбитали в НР поэтому образуются комбинациями 1х-орбитали атома водорода с 2р -орбиталью атома фтора. Эти комбинации дают две молекулярные орбитали с симметрией а-типа, одну связывающую (ст) и другую разрыхляющую (ст ). [c.532]

Рис. 12-12. Относительное положение энертетических уровней ато.мных орбиталей Н и Г и молекулярных орбиталей НР. Энергия электрона на Кч-ор-битали атома водорода равна - 1310 кДж моль (первая энергия

Попытаемся представить себе, что произойдет со связью Н—Р, если энергия Ь-орбитали атома водорода постепенно понизится. Различие в энергиях между молекулярной орбиталью ст и двумя атомными орбиталями, из которых она образовалась, постепенно уменьщится и вклады атомных орбиталей в молекулярную орбиталь ст уравняются. Неравномерность в распределении электронного заряда должна снизиться, и в молекуле постепенно возникает полностью симметричная ковалентная связь такого типа, как в р2 или в Н2. К такой ситуации гораздо ближе связь в молекуле НС1, поскольку первые энергии ионизации атомов Н и С1 довольно мало отличаются друг от друга 1310 и 1255 кДж-моль соответственно. В молекулах НС1, НВг и Н1 связи значительно ближе к чисто ковалентной, а разделение зарядов между атомами намного меньще, чем в НР. [c.535]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология