Молекулярные орбитали орбитали

Более совершенную модель металлической связи позволяет создать теория молекулярных орбиталей. Согласно этой модели, весь кристалл металла следует рассматривать как одну гигантскую молекулу. Все атомные орбитали определенного типа взаимодействуют в кристалле, образуя совокупность делокализованных орбиталей, простирающихся по всему кристаллу. Число валентных атомных орбиталей в отдельном кристалле достигает 10 . Чтобы представить себе, как происходит взаимодействие столь большого числа валентных орбиталей, рассмотрим гипотетическую последовательность линейных молекул лития, Ыг, з, в которых основную роль играют валентные 25-орбитали. На рис. 14-24 показано образование молекулярных орбиталей для трех указанных молекул. Отметим, что вследствие делокализации молекулярных орбиталей ни одному из электронов не приходится располагаться на разрыхляющей орбитали. По мере удлинения цепочки атомов в молекуле расстояние между орбитальными энергетическими уровнями все более сокращается. В предельном случае для кристалла, состоящего из 10 атомов, комбинация атомных орбита-лей приводит к возникновению широкой полосы, или, как говорят, зоны, тесно расположенных энергетических уровней. [c.625]

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]

В некоторых случаях молекулярные орбитали образуются не из двух, а из нескольких атомных орбиталей. Так, в молекуле бензола шесть р-электронов образуют шесть молекулярных орбиталей, которые составляют единую систему и не могут рассматриваться как три пары орбиталей. Именно эта единая система из шести электронов обусловливает особые ароматические свойства бензола и его производных. Такие системы молекуляр[1ых орбиталей называют многоцентровыми. В молекуле ВаН шесть валентных электронов двух атомов В и шесть валентных электронов шести атомов Н обеспечивают соединение 8 атомов, т. е. образование 7 связей. [c.11]

Первый этап исследования заключается в построении молекулярных орбиталей. Для этого воспользуемся валентными 2s- и 2р-орбиталями каждого из двух атомов молекулы. На рис. 12-6 схематически изображены их энергетические уровни, а на рис. 12-7 показаны типы различных молекулярных орбиталей, образованных комбинациями этих атомных орбиталей. [c.520]

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]

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]

Дальнейшее отличие от метода валентных связей заключается в основном постулате метода молекулярных орбиталей комбинация двух орбиталей с образованием двух новых менее локализованных орбиталей приводит к тому, что одна из новых орбиталей будет более устойчивой и другая — менее устойчивой, чем любая из исходных. Более устойчивую орбиталь называют связывающей , другую — разрыхляющей , но обе могут, если это требуется, содержать электроны (метод валентных связей не учитывает разрыхляющие орбитали). На рис. 4 приведена схема образования молекулярных орбиталей, являющихся результатом комбинации шести атомных орбиталей ( , 8, рх, ру, рг) [c.41]

Теория молекулярных орбиталей позволяет гораздо лучше предсказывать, какие лиганды вызывают большую разность энергий между уровнями 12д И йд В октаэдрических комплексах, а какие вызывают малое расщепление. Для таких предсказаний необходимо обсудить взаимодействия У2 и -орбиталей, которые образуют уровень с атомными [c.235]

Недостатком ТКП является полное игнорирование ковалентного вклада в образование координационных соединений. Поэтому наиболее эффективным подходом к описанию свойств комплексных соединений является учитывающий одновременно ионный и ковалентный вклад в, образование связи метод молекулярных орбиталей (ММО). Согласно этой теории химическая связь в комплексных соединениях осуществляется электронами, находящимися не на АО, локализованных только около центрального атома и данной рассматриваемой группы, а комплексообразование происходит в результате образования новых молекулярных орбиталей (МО), каждая из которых простирается на все ядра системы. Форма и энергия этих новых МО, каждая из которых может содержать не более двух электронов в соответствии принципом Паули, зависит от характера взаимодействующих АО. [c.384]

Чаще всего молекулярные орбитали находят с помощью линейной комбинации атомных орбиталей, и тогда метод называется методом ЛКАО МО. При этом молекулярные орбитали рассчитывают сложением или вычитанием волновых функций Г атомов. Волновая функция молекулярных орбиталей обозначается через ф и может быть представлена как комбинация волновых функций нескольких атомных орбиталей. Для двух атомов А и В волновая функция Ф = ЧГд где с — коэффициент, учитывающий долю участия атомных орбиталей атома В в образовании молекулярной орбитали и зависящий от электроотрицательности элемента В. Чем больше потенциал ионизации, тем ниже уровень энергии, соответствующий 1]/ , тем больше времени электрон будет находиться вблизи атома В, и тогда форма молекулярной орбитали будет больше соответствовать атомным орбиталям атома В. [c.83]

В основу теоретического обоснования метода молекулярных орбиталей положено представление о том, что все электроны каждого атома молекулы являются общими для всей молекулы и каждый электрон принимает участие в связи. Подобно тому как каждому электрону в атоме соответствует своя атомная орбиталь, в молекуле ему соответствует молекулярная орбиталь. Из N атомных орбиталей образуется то же число молекулярных орбиталей. Заполнение электронами молекулярных орбиталей происходит в порядке возрастания их энергии и подчиняется принципу Паули и правилу Гунда. [c.234]

В своей принципиальной основе метод молекулярных орбиталей достаточно прост. Он распространяет квантовомеханические закономерности, установленные для атома, на более сложную систему — молекулу. В основе метода молекулярных орбиталей лежит представление об орбитальном строении молекулы, т. е. предположение о том, что все электроны данной молекулы (как и в атоме) распределяются по соответствующим орбиталям. Каждая орбиталь характеризуется своим набором квантовых чисел, отражающих свойства электрона в данном энергетическом состоянии. Специфика молекулярного состояния заключается в том, что в молекуле несколько атомных ядер, т. е. в отличие от одноцентровых атомных орбиталей молекулярные орбитали несколько центровые (общие для двух и большего числа атомных ядер). По аналогии с атомными 5-, р-, к-, /-. .. орбиталями молекулярные орбитали обозначаются греческими буквами а-, я-, 6-, ф. .. [c.84]

Волновая функция % называется связывающей МО. Рассмотрим ее подробнее. На рис. 35, а пунктиром нанесены исходные атомные орбитали и сплошной линией — молекулярная орбиталь, те и другие как функции расстояния от ядер А и В,, а также диаграмма плотности электронного облака. В нижней части рис. 35, а дана условная контурная диаграмма электронной плотности, напоминающая топографическую карту. Орбиталь и электронная плотность ец/ обладают осевой симметрией (цилиндрической), определяемой симметрией равновесной конфигурации (Г) ). По свойствам симметрии орбиталь называют а-орбиталью. В пространстве между ядрами значения. и выше, чем было бы оно для изолированной атомной орбитали. Соответственно выше здесь и плотность электронного облака. Это означает, что для связывающей молекулярной орбитали вероятность пребывания электрона в межъядерной области велика. Отрицательный заряд между ядрами притягивает к себе положительные заряды обоих [c.100]

В качестве примера рассмотрим результаты расчета методом ССП для молекулы СО. Молекула СО содержит 14 электронов. Следовательно, для описания молекулы в основном состоянии нужно 7 молекулярных орбиталей. Минимальный базис будет содержать 1 s, 2s, 2р , 2ру, 2р - АО атомов СиО. Меньше АО взять нельзя. Если взять 1 s, 2s, 2р. АО обоих атомов, то получим всего 6 молекулярных орбиталей. Брать еще 2р и не брать 2ру-АО нельзя, так как они равноценны, поэтому надо брать ту и другую АО. Итак, взяв в качестве минимального базиса по пять АО обоих атомов, получим десять МО. Семь из них в основном состоянии будут заняты электронами, три останутся свободными. Электронная конфигурация молекулы СО имеет вид 1а 3а За 4ст 1 я 1л 5ст (см. 33). Каждая из ст-орбиталей в сокращенной записи (АО записаны просто символами) представл на выражением из шести членов [c.149]

Как видно из табл. 6, по мере заполнения связывающих молекулярных орбиталей (в ряду Вг—С2—N2) прочность связи повышается увеличивается ее порядок, уменьшается длина и возрастает энергия. При переходе от азота N2 к кислороду О2 и далее к фтору Е2 по мере заполнения разрыхляющих молекулярных орбиталей прочность связи понижается уменьшаются порядок и энергия, возрастает длина связи. Молекулы неона Ыбг и бериллия Вег вообще не существуют, так как для них число электронов на связывающих и разрыхляющих орбиталях оказалось бы равным. Многоатомные [c.69]

Метод МО представляет собой естественное распространение теории атомных орбиталей (АО) на поведение электронов в молекуле. Предполагается, что электроны в молекуле находятся на молекулярных орбиталях, охватывающих все ядра атомов в молекуле, и МО занимает весь объем молекулы. Таким образом, метод МО рассматривает молекулу и другие устойчивые многоатомные системы как многоатомный атом , в котором электроны располагаются на орбиталях, называемых молекулярными. Так как на электрон молекулярной орбитали воздействует поле многих ядер, то образование МО из АО приводит к уменьшению энергии системы. Представим, что атом А, имеющий свободный или спаренный электрон, приближается к атому В. Из двух изолированных атомов образуется система, состоящая из двух ядер а и й, в поле которых находятся электроны этих атомов. Если молекула состоит из п атомов с суммарным числом электронов М, то состояние молекулы можно представить системой из п силовых центров, в поле которых находится N электронов. Такое представление о молекуле как о взаимодействующем коллективе всех ядер и электронов лежит в основе теории метода МО. Основные положения [c.48]

В методе молекулярных орбиталей волновая функция молекулы строится, как и в методе валентных связей, из атомных орбиталей, но движение электрона рассматривается в поле всех ядер молекулы и остальных электронов. Волновые функции метода молекулярных орбиталей являются многоцентровыми. Каждому электрону соответствует многоцентровая орбиталь, характеризующаяся набором квантовых чисел и определенной энергией. Таким образом, общие представления о состоянии электрона в многоэлектронном атоме применяются и для описания состояния электрона в молекуле. Спиновое состояние электрона описывается спиновым квантовым числом, принимающим, как уже указывалось, лишь два значения ( + 1/2 и —1/2). Поэтому на каждой молекулярной орбитали может помещаться максимум два электрона. Молекулярная орбиталь (МО) является спин-орбиталью, так как волновая функция включает и пространственную (г) и спиновую (5) части ф(г, 5). Каждая пространственная функция сочетается с двумя спиновыми (а и Р). [c.107]

Построив возможные молекулярные орбитали, заполняют их электронами, последовательно переходя от низших энергетических уровней к высшим. Если обозначить волновую функцию электрона ф,(г )а или фг(/" )р, то для системы из 2п электронов и п молекулярных орбиталей полную волновую функцию молекулы ф можно представить аналогично функции многоэлектронного атома слэтеровским определителем (см. ч. I, 7) [c.107]

Строение молекулы азота рассмотрим с точки зрения метода молекулярных орбиталей. Атом азота имеет семь электронов, размещенных на пяти уровнях (орбиталях), а его молекула N2 располагает десятью орбиталями для четырнадцати электронов. Если на каждой молекулярной орбитали поместить пару электронов, то будет занято семь орбиталей. Расщепление уровней приводит к появлению связывающей и разрыхляющей орбитали. Поэтому те атомные орбитали, на которых у каждого атома по паре электронов, дадут две занятые молекулярные орбитали 15 и 25 электроны находятся и на связывающих и на разрыхляющих орбиталях. В итоге эти молекулярные орбитали компенсируют друг друга. Можно сказать, что электроны на орбиталях 15 и 25 не принимают участия в связях. [c.174]

При построении системы молекулярных орбиталей, образованных атомами разных элементов, следует пользоваться значениями их потенциалов ионизации / (или ЭО) при размещении исходных атомных орбиталей на различных уровнях. Чем выше потенциалы ионизации элемента, тем относительно ниже энергетические уровни, соответствующие орбиталям атома. Системы молекулярных орби- [c.70]

Как видно из табл. 6, по мере заполнения связывающих молекулярных орбиталей (в ряду Вд—С2—N3) прочность связи повышается увеличивается ее порядок, уменьшается длина и возрастает энергия. При переходе от азота N2 к кислороду О2 и далее к фтору Р2 по мере заполнения разрыхляющих молекулярных орбиталей прочность связи понижается уменьшаются порядок и энергия, возрастает длина связи. Молекулы неона Кез и бериллия Вез вообще не существуют, так как для них число электронов на связывающих и разрыхляющих орбиталях оказалось бы равным. Многоатомные частицы, имеющие одинаковое расположение электронов в молекулярных орбиталях, называют изоэлектронными. Среди приведен- [c.86]

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]

Метод молекулярных орбиталей (МО). Метод МО исходит из некоторой фиксированной координации атомных ядер и строит систему многоцентровых молекулярных орбиталей, характеризуемых наборами квантовых чисел, подобно тому, как это делается для атомов. После построения системы молекулярных орбиталей добавление электронов осуществляется при соблюдении принципа Паули и правила Хунда. В обычно используемом варианте метода сами молекулярные орбитали строятся как линейные комбинации атомных орбиталей (ЛКАО). Чтобы атомные орбитали могли взаимодействовать с образованием молекулярных орбиталей, они должны 1) быть близки по энергии, 2) заметно перекрываться, 3) обладать одинаковой симметрией относительно образуемой химической связи. С то4ки зрения используемой терминологии метод ВС можно представить себе как частный вариант метода МО, где используются только двухцентровые МО. [c.184]

Расчет схемы молекулярных орбиталей в методе МО ЛКАО сводится к составлению и решению системы линейных уравнений относительно коэффициентов разложения МО на АО. Если базисный набор АО составлен из N орбиталей, то система уравнений имеет Л/-Й порядок. Решение таких систем затруднено даже для относительно простых молекул так, для молекулы 5Ев учет только внешних з и р-орбиталей атомов серы и фтора приводит к системе из 28 уравнений. Классификация орбиталей по типам симметрии позволяет разбить такую систему уравнений на несколько подсистем, каждая из которых решается отдельно порядок каждой подсистемы равен порядку соответствующего неприводимого представления (НП). [c.132]

При большом значении Д в октаэдрическом комплексе два электрона оказываются на сильно разрыхляющих молекулярных сг -орбиталях. Поэтому энергетически выгодней становится потеря этих электронов и переход Рс1 (II) и Р1 (II) в степень окисления +4 либо перерождение октаэдрического комплекса в плоскоквадратный. Распределение электронов по молекулярным орбиталям, возникающим при расщеплении -орбиталей Р(1 и Р1, в октаэдрическом и плоскоквадратном комплексах показано на рис. 243. Как видно из рисунка, распределение восьми электронов на орбиталях плоскоквадратного комплекса оказывается энергетически выгоднее, чем на молекулярных орбиталях октаэдрического комплекса. Сосредоточение восьми электронов на четырех молекулярных орбиталях определяет диамагнетизм комплексов плоскоквадратного строения. [c.666]

Возникающая в результате образования молекулярных орбиталей комплекса диаграмма энергетических уровней изображена на рис. 20-14. В ее нижней части находятся уровни шести связывающих орбиталей, заполненные электронными парами. Их можно пр)едставить как шесть электронных пар, поставляемых лигандами-донорами, и больше не обращать на них внимания. Точно так же можно исключить из рассмотрения четыре верхние разрыхляющие орбитали, являющиеся пустыми, за исключением предельных случаев сильного электронного возбуждения, которыми можно пренебречь. Несвязывающий уровень и нижний разрыхляющий уровень соответствуют двум уровням, и вд, к которым приводит расщепление кристаллическим полем (см. рис. 20-13). Мы будем продолжать называть их по-прежнему уровнями 12д и е даже в рамках молекулярно-орбитального подхода. Но важно отметить разницу в объяснении расщепления между этими уровнями. В теории кристаллического поля оно является следствием электростатического отталкивания, а в теории поля лигандов-следствием образования молекулярных орбиталей. Как мы убедились в гл. 12 на примере молекул НР и КР, теория молекулярных орбиталей позволяет охватить все случаи от чисто ионной до чисто ковалентной связи. Поэтому выбор между теорией кристаллического поля и теорией поля лигандов основан лишь на рассмотрении одной из двух предельных моделей связи. В комплексе СоР довольно заметно проявляется ионный характер связи, потому что, как можно видеть из рис. 20-14, орбитали лигандов располагаются по энергии ниже орбиталей металла и ближе к связывающим молекулярным орбиталям. Поэтому связывающие молекулярные орбитали по характеру должны приближаться к орбиталям лигандов, а это должно обусловливать смещение отрицательного заряда в направлении к лигандам. Таким образом, связи в данном случае должны быть частично ионными. [c.235]

ПИ и СЭ рассчитывали по энергии высшей занятой и низшей свободной молекулярных орбиталей (МО) по программам АМРАС по методу РМЗ [5]. Расчеты щюводили с полной оптимизацией геометрии молекул. На основе известной теоремы Купманса ПИ и СЭ приближенно рассматриваются как энергии высшей занятой и низшей свободной орбиталей (в случае ПИ — с противоположным знаком). [c.270]

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]

Скорость химической реакции А + -I- В ->- О + Е будет определяться числом столкновений возбужденных молекул А и В, суммарная энергия которых должна быть выше энергии Е, необходимой для образования переходного состояния. Однако это условие является необходимым, но не достаточным. Для образования переходного состояния кроме избыточной энергии сталкивающихся молекул необходимо благоприятное расположение атомов в реакционных центрах реагирующих молекул. Следовательно, теория элементарного химического акта должна давать возможность расчета высоты энергетического барьера и вероятности образования переходного состояния исходя из строения и свойств реагирующих молекул. Одним из первых направлений в развитии теории элементарных реакций является теория активных столкновений. Ее основы разрабатывались на базе молекулярно-кинетических представлений и идеи, выдвинутой Аррениусом об активных столкновениях, заканчивающихся химическим актом. На современном этапе это направление развивается на базе квантовой теории химической связи и строения молекул. Начало этому было положено работами Эйрипга, Эванса, Поляни и др., создавших новое направление в теории эле.ментарных химических реакций, так называемую теорию абсолютных скоростей реакций. В этой теории ставится задача расчета высоты энергетического барьера и вероятности образования переходного состояния исходя из свойств реагирующих молекул. За последние три десятилетия получило развитие новое направление в теории элементарных химических реакций, в котором строение и свойства переходного состояния описываются на базе теории молекулярных орбиталей. [c.562]

Метод валентных связей постепенно заменяется методом молекулярных орбиталей, который становится ведущим методом теоретического исследования строения молекул во многих областях химии, в частности в органической химии. Однако использование этого метода МО, даже в его простейшей форме ЛКАО (линейной комбинации атомных орбиталей), для трактовки природы молекул неорганических соединений еще только начинает приобретать всеобъемлющее значение как в научных исследованиях, так и в педагогической практике. Все сказанное делает понятным огромный интерес химиков, в особенности xи икoв-пeдaгoгoв, к современным воззрениям в неорганической химии. К сожалению, очень мало руководств или монографий на русском языке, излагающих новейшие теоретические представления о природе строения неорганических молекул и пути развития современной неорганической химии. [c.6]

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]

Теперь можно перейти непосредственно к систематике первых десяти МО молекулы- Н . Первые Две, образованные линейной комбинацией атомных орбиталей Ь, уже рассмотрены нами. Молекулярная орбиталь основного состояния + (нормировочный множитель опущен) может быть записана и так = 1 +1 - Так как в состоянии магнитное число /и, =0, то и =0, следовательно, эта орбиталь ст-типа. Символ стЬ указывает и на состояние разъединенных атомов, из орбиталей которых она построена. Как видно на рис, 35, стГ. -орбиталь положительна во всех областях пространства и поэтому при инверсии в центре не изменяет знака эта орбиталь — четная. Ее символ ст . В то же время она связывающая и иногда ее обозначают как Следующая орбиталь. Это тоже ст1л-орбиталь, но, как видно из рис. 35, при инверсии в центре она изменяет знак, поэтому обозначается ст 1. Цен1р симметрии является для ст1 орбитали узловой точкой. Через него проходит перпендикулярно оси молекулы узловая плоскость, где электронная плотность равна нулю. Вследствие этого ст1.у-ор-биталь — разрыхляющая, что и обозначается звездочкой еправа вверху ст 1л . Обе рассмотренные МО относятся к первому квантовому слою. Следующая пара молекулярных орбиталей и ст 25 образована из 2.У атомных орбиталей. Эти МО аналогичны рассмотренным МО первого квантового слоя и отличаются только более высокой энергией. [c.106]

При построении молекулярных орбиталей по методу МО ЛКАО должны соблюдаться определенные условия. Во-первых, комбинируемые атомные орбитали должны быть близкими по энергии, иначе электрону будет энер-, гетически невыгодно находиться на подуровне с более высокой энергией. Молекулярная орбиталь в этом случае не образуется. Во-вторых, необходимо максимальное перекрывание атомных орбиталей, образующих молекулярную орбиталь. Это связано с тем, что последняя должна описываться одноэлектронной многоцентровой функцией. В-третьих, атомные орбитали, образующие. молекулярные орбитали, [c.91]

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]

С точки зрения метода МО при образовании многоатомной частицы электроны попадают в зону притяжения нескольких атомных ядер, т. е. становятся общими для всей частицы. В результате атомные орбитали трансформируются в молекулярные. Молекулярной орбиталью (МО) называют волновую функцию, которая описывает состояние электрона в поле двух или нескольких атомов. Число МО многоатомной частицы равно числу АО атомов, входящих в ее состав. При этом принимают, что атомные орбитали одного атома, сильно отличающиеся от атомных орбиталей других атомов соответствующими энергетическими уровнями, становясь молекулярными орбиталями, сохраняют свою форму. Такие молекулярные орбитали не принимают участия в химической связи и называются несвязывающими молекулярными орбиталями. Электроны, находящиеся в них, обладают тем же запасом энергии, что и в исходных атомных орбиталях. [c.82]