Молекулярные орбитали образование молекулярных орбиталей

Рис. 91. Схема образования молекулярных орбиталей в молекуле N2 (показаны только 2р-электроны атомов М)

Рис. 7-5. Диаграмма энергетических уровней гипотетического октаэдрического комплекса, иллюстрирующая образование молекулярных орбиталей комбинацией атомных орбиталей металла и групповых орбиталей лиганда.

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.

Рис. 1.47. Схема образования молекулярных орбиталей при перекрывании атомных s- и р-орбиталей ( + и - знаки волновой функции)

Для наглядного представления об энергетических соотношениях прн образовании молекулярных орбиталей из атомных строят диаграммы уровней энергии. Подобная диаграмма для Нз и (Нсз) представлена на рис 5-24. По вертикали вверх идет увеличение энергии орбиталей, а книзу — ее падение. На рисунке связывающая орбиталь обозначена о, а разрыхляющая о. [c.111]

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]

Рис. 1.50. С Ёма образования молекулярных орбиталей из атомных.

Способ перекрывания орбиталей Образование молекулярных орбиталей перекрыванием атомных орби- [c.49]

Рис. 7-6. Диаграмма энергетических уровней, иллюстрирующая образование молекулярных орбиталей путем я-связывания орбиталей иона металла и лиганда.

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]

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]

У элементов второго периода появляются еще четыре атомных орбитали 2в, 2р , 2ру, 2р , которые будут принимать участие в образовании молекулярных орбиталей. Различие в энергиях 7. - и 2р-орбиталей велико, и они не будут взаимодействовать между собой с образованием молекулярных орбиталей. Эта разница в энергиях при переходе от первого элемента к последнему будет увеличиваться. В связи с этим обстоятельством электронное строение двухатомных гомоядерных молекул элементов второго периода будет описываться двумя энергетическими диаграммами, отличающимися порядком расположения на них 5 " 2рх и 2ру 2. При относительной энергетической близости 2 - и 2р-орбиталей, наблюдаемой в начале периода, включая атом азота, электроны, находящиеся на 2 - и 2рх-орбиталях, взаимно отталкиваются. Поэтому 2ру- и 2р2-орбитали оказываются энергетически более выгодными, чем 2рх-орбиталь. На рис.20 представлены обе диаграммы. Так как участие Ь-электронов в образовании химической связи незначительно, их можно не учитывать при электронном описании строения молекул, образованных элементами второго периода. [c.57]

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]

МОГЛИ комбинироваться с образованием молекулярных орбиталей, необходимы следующие условия [c.88]

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]

Рис. 2. Образование молекулярных орбиталей за счет перекрывания атомных. 26

История развития этих теорий служит иллюстрацией утверждения, что неверную теорию всегда можно усовершенствовать, но никогда нельзя доказать, что она окончательно правильна. Успешное объяснение теорией валентных связей координационной геометрии и магнитных свойств комплексов не дает гарантии правильности этой теории или хотя бы правильности ее подхода. Каков, например, правильный ответ на вопрос-обусловлено ли расщепление уровней 2д и образованием молекулярных орбиталей (точка зрения теории поля лигандов), электростатическим отталкиванием (теория кристаллического поля) или выбором шести орбиталей для гибридизации (теория валентных связей) А может быть, неверны все три точки зрения, и когда-нибудь мы будем относиться к теории поля лигандов с тем же снисхождением, с каким сейчас относимся к теории валентных связей [c.246]

Koмби aция из 25-орбиталей (как и Ь-орбиталей) соответствует образованию двух а-орбиталей типа а, и Стх. При комбинации орбиталей р-типа характер перекрывания 2рг-орбиталей существенно отличается от перекрывания 2р - и 2р,/-орбиталей. Комбинация атомных 2/ь-орбиталей, которые вытянуты вдоль оси г, дает молекулярные орбитали а, и (рис. 24), тогда как комбинация двух 2Дг-орбиталей дает молекулярные л-орбитали Пх и я (рис. 25). Если вместо атомных 2р -орбиталей скомбинировать две 2/ у-орби-тали, то получаются аналогичные молекулярные орбитали л-типа, но повернутые на 90° вокруг межъядерной оси молекулы. Поскольку энергия 2рх- и 2ру-орбиталей одинакова и они перекрываются одинаковым способом, возникающие молекулярные орбитали Лх И л, имеют одинаковую энергию и форму то же самое относится к л и л -орбиталям. [c.48]

Гибридная функция состоит из двух неравных долей. Наличие у гибридной функции одной очень широкой доли, простирающейся далеко от ядра, обеспечивает хорошее перекрывание таких функций при образовании молекулярных орбиталей. [c.101]

Таким образом, в молекуле азота 8 связывающих и 2 разрыхляющих электрона, т. е. избыток связывающих электронов равен 6 — в молекуле N2 тройная связь. Образование молекулярных орбиталей в молекуле азота иллюстрируется рис. 91. Ради простоты на нем показано образование молекулярных орбиталей только из 2р-атомных орбиталей. [c.191]

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]

Характер распределения электронной плотности для исходных атомных и образованных молекулярных орбиталей показан на рис. 40. [c.85]

Что показывают энергетические диаграммы образования молекулярных орбиталей Как они строятся [c.33]

Образование молекулярных орбиталей из атомных выражают обычно энергетической схемой, на которой квадратом или кружком обозначают орбиталь вместо квадрата или кружка энергетические уровни обозначают также линиями, пересеченными стрелками, [c.114]

Рис. 27. Схема образования молекулярных орбиталей нз уо-атомных орбиталей

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]

На примере молекулярного иона Ш было показано, как из двух перекрывающихся атомных орбиталей возникают две молекулярные орбитали, связывающая и разрыхляющая. Для дальнейшего рассмотрения нужно учесть возможность образования молекулярных орбиталей из других типов атомных орбиталей. [c.59]

При анализе распределения электрического заряда в первом приближении удобно рассматривать молекулу как систему валентных электронов и не участвующих в образовании молекулярных орбиталей атомных остовов. С этой точки зрения можно представить молекулу H I как систему, состоящую из протона, li -электрона, остова атома С1 (ядро и 16 электронов [c.88]

Энергию образования молекулярных орбиталей вычисляют, как и ранее, по формуле (11.35) подстановкой в нее мол (П.44) [c.92]

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]

Построение МО, Образование молекулярных орбиталей из атомных приводят в виде так называемых корреляционных диаграмм, представляющих собой схематическое изображение изменений энергии молекулярных орбиталей при изменении межъядерного расстояния. Они характеризуют вид образующихся МО, необходимый для этого набор АО, количество электронов и последовательность заполнения ими молекулярных орбиталей в отдельных молекулах. [c.96]

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]

На рис. 39 показаны валентные орбитали центрального атома (углерода) и групповые орбитали лигандов (атомов кислорода), составленные из 2/з-орбиталей кислорода. Вследствие большого энергетического различия 25- и 2/ -орбнталей кислорода участием 25-ор-биталей можно пренебречь. Сочетание орбиталей —г)]1, приводит к образованию молекулярных орбиталей а-типа а , и аГ, (рис. 40). [c.60]

ВИЯМ Зй-орбитали атома серы в образовании молекулярных орбиталей участия практически не принимают. Двенадцать валентных электронов молекулы 5Рб располагаются на четырех связывающих и двух несвязывающих орбиталях [c.268]

Образование молекулярных орбиталей из атомных обычно изображают в ыщеэнергетической диаграммы, где по вертикали схематически [c.85]

Поскольку по условиям симметрии -орбиталь атома И к л-свя-зыванию неспособна, 2ру- и 2рг-орбитали атома Ве в образовании молекулярных орбиталей участия не принимают. Поэтому они переходят Б молекулу ВеНг в неизменном состоянии (рис. 51) в качестве несвязывающих одноцентровых молекулярных орбиталей, принадлежащих лишь атому бериллия. Энергия электронов на несвязьшающих молекулярных орбиталях такая же, как и на атомных орбиталях. В символах метода МО эти орбитали обозначают я-МО. [c.96]

Таким образом, на МО внешнего энергетического уровня размес-тилось 10 электронов, из которых 8 находятся на связывающих орбиталях, а два — на разрыхляющей орбитали. Избыток связывающих электронов равен шести, порядок связи—трем. Образование молекулярных орбиталей в молекуле азота показано на рис. 29 [c.59]

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]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология