также форма орбиталей

Согласно квантовомеханическим расчетам -орбитали имеют форму шара, р-орбитали—форму гантели, 1- и орбитали — более сложные формы. Формы граничных поверхностей 5-, р- и -орбиталей показаны на рис. 7. На изображении граничной поверхности часто указывают также знак волновой функции. [c.17]

Рис. 30.К.1. Схемы гибридных орбиталей 11 1 и 1 2, образованных и -орби-талями, а также гибридных орбиталей, которые можно образовать из и р.-орбиталей. На каждой схеме ось г направлена вертикально, а истинную форму каждой орбитали можно представить, вращая рисунок вокруг оси г.

Форма орбиталей 2к, 2р, Зя и Зр, а также знаки долей показаны на [c.331]

Принято обозначать состояния электрона со значениями орбитального квантового числа / = О, 1, 2, 3 и 4 буквами s, р, d,f и д соответственно. Например, s-электрон характеризуется сферическим пространственным распределением, р-электрон имеет гантелеобразное распределение и т.д. независимо от номера энергетического уровня. Форма электронных облаков для s-, р- и ii-состояний изображена на рис. 5.8. Из этого рисунка видно, что существуют три различно ориентированные в пространстве р-орбитали, а также пять /-орби-талей. Число орбиталей каждого типа определяется третьим квантовым числом — т, смысл которого будет разъяснен ниже. Следует подчеркнуть, что существует определенная вероятность нахождения электрона и на больших расстояниях от ядра (см. рис. 5.6). Поэтому ясно, что рис, 5.8 показывает лишь форму орбиталей, но не размеры электронных облаков. [c.76]

Атомы В, С, также возбуждаясь, получают гибридные формы орбиталей, но располагающиеся уже более сложным образом для атома В — это плоское расположение под углом 120°, а для атома [c.55]

Наиболее часто употребляемое приближение состоит в том, что многоэлектронные волновые функции записывают в виде произведений одноэлектронных волновых функций, аналогичных тем, которые получаются при решении задачи для атома водорода. Эти одноэлектронные функции, используемые для построения многоэлектронной волновой функции, называют атомными орбиталями. Их также называют водородоподобными орбиталями, поскольку они являются одноэлектронными орбиталями и их форма аналогична форме орбиталей самого атома водорода. Коулсон [10] называл атомные орбитали персональными волновыми функциями , желая этим подчеркнуть, что в данной модели каждый электрон занимает индивидуальную орбиталь. [c.257]

Проявлению каталитических свойств переходных металлов способствует также форма молекулярных орбиталей, соответствующих верхним занятым и нижним свободным состояниям, локализованным вблизи поверхности. Согласно простой модели, они образованы висячими хр -гибридными атомными орбиталями, направленными в сторону свободных мест первой и второй координационной сфер поверхностных атомов. По своим пространственным и энергетическим характеристикам поверхностные орбитали способны к взаимодействию с орбиталями реактанта подходящей симметрии. Именно они ответственны за каталитическую активность переходных металлов. [c.16]

Изменения энергетических уровней, происходящие в результате образования комплекса, качественно можно представить себе как двухстадийный процесс. На первой его стадии центральный ион и лиганды действуют друг на друга с кулоновскими силами притяжения. Происходит то же самое, что и в результате обычного притяжения между парами противоположно заряженных частиц, когда возникает ионная связь. Если лиганд не является ионом, он должен быть по крайней мере сильно полярной молекулой, и тогда она притягивается к центральному иону по существу теми же кулоновскими силами притяжения. На второй стадии, после того как лиганд и центральный ион сблизятся в результате притяжения, начинают взаимодействовать их электронные облака. Отталкивание между электронными облаками центрального иона и лиганда искажает форму орбиталей центрального иона, а также изменяет их энергию — одни орбитали приобретают более высокую, а другие, наоборот, более низкую энергию. В этом и заключается эффект так называемого расщепления энергетических уровней. [c.416]

Конечно, имеется также и 0-связь, образованная шестью спин-орбиталями (20 2а1 Зор, но формы орбиталей, приведенных в табл. 9, не дают оснований приписать один и тот же порядок о-связи связям С—С и С—Н или принять его в обоих случаях равным единице. 0-Связывание (см. VII.5) труднее описать количественно в квантовомеханических терминах, чем я-связывание, и в дальнейшем речь пойдет в основном о я-связывании. [c.65]

Рассмотрим ион металла М +, лежащий в центре октаэдра, в вершинах которого расположены точечные заряды (рис. 23.1). Предположим, что у этого иона вне замкнутых оболочек находится один d-электрон это могут быть, например, ионы ТР+, и т. д. В свободном ионе этот -электрон с равной вероятностью может занять любую из пяти -орбиталей, поскольку все они эквивалентны. Однако теперь уже не все -орбитали эквивалентны. Одни из них концентрируются в тех областях пространства, которые ближе, а другие — дальше от отрицательных ионов. Очевидно, что электрон будет предпочтительно занимать орбиталь (орбитали), на которой он будет максимально удален от отрицательных зарядов. Вспомнив формы -орбиталей (рис. 2.3) и сравнив их с рис. 23.1, мы увидим, что как za-, так и л 2 4,2-орбитали имеют доли, сконцентрированные в непосредственной близости от зарядов, а доли dxy-, dxz- и / -орбиталей локализуются между зарядами, как это показывает рис. 23.2. Можно также видеть, что [c.415]

В простом методе валентных связей предполагается, что вклад каждой орбитали в образование связи соответствует ее энергии и радиальному распределению. Например, из й-, 5- и р-орбиталей, близких по энергии, можно образовать 8 гибридных орбиталей, максимальная плотность которых направлена к вершинам квадратной антипризмы или додекаэдра, что соответствует двум известным идеализированным типам геометрии 8-координационных комплексов [3]. Однако такой метод страдает серьезными недостатками. а) Расчет перекрывания носит сугубо приближенный характер ввиду того, что истинная форма орбиталей, а в особенности -орбиталей, недостаточно хорошо известна, б) Относительный вклад отдельных орбиталей в гибридные орбитали не обязательно точно соответствует гибридам й зр и т. д. в принципе связи в комплексе могут осуществляться также и за счет либо отдельных 5-, р- или -орбиталей, либо любой иной комбинации этих орбиталей, [c.362]

Атомы В, С, также возбуждаясь, получают гибридные формы орбиталей, но располагающиеся уже более сложным образом для атома В — это плоское расположение под углом 120 , а для атома С — пространственная система с пересечением под углом 109° 28. Гибридные орбитали атомов С и В представлены на рис. 41. Гибридизация орбиталей атома С может быть и не полной с сохранением одной или двух р-орбиталей. Эта способность атома углерода обусловливает многообразие органических соединений, но встречается й в его окси- [c.78]

Ковалентная полярная связь возникает между атомами разных элементов. Так как в этом случае электроны на орбиталях атомов обладают различной энергией, при образовании связи искажаются граничные поверхности молекулярных орбиталей, и вероятности пребывания электрона в разных частях пространства также будут разные, поскольку форма орбиталей сделается асимметричной относительно ядер атомов. [c.82]

Распределение электронов по 5- и р-подуровням второго уровня в невозбужденном и возбужденном атомах С, а также форма электронных орбиталей представлены на рис. 48 и 49. [c.196]

Около фигур на рис. 1.7 даны обозначения орбиталей (2рх, 3 и др.). Нижние индексы в этих обозначениях характеризуют расположение орбитали (в случае г=-орбитали также ее форму). Эти [c.24]

Примером вещества с атомной решеткой является алмаз. Его кристаллическая решетка состоит из атомов углерода, каждый из которых связан ковалентными связями с четырьмя соседними атомами, размещающимися вокруг него в вершинах правильной трехгранной пирамиды — тетраэдра. Поскольку ковалентная связь образуется в результате перекрывания орбиталей соединяющихся атомов, которые имеют вполне определенную форму и ориентацию в пространстве, то ковалентная связь является строго направленной (в отличие от ионной связи). Этим, а также высокой прочностью ковалентной связи объясняется тот факт, что кристаллы, образованные атомами, имеют высокую твердость и совершенно непластичны, так как любая деформация вызывает разрушение ковалентной связи (например, у алмаза). Учитывая, что любые изменения, связанные с разрушением ковалентной связи в кристаллах (плавление, испарение), совершаются с большой затратой энергии, можно ожидать, что у таких кристаллов температуры плавления и кипения высоки, а летучесть очень мала (например, у алмаза температура плавления составляет 3500 °С, а температура кипения —4200 °С). [c.42]

Формула (IX.11) правильно отражает некоторые особенности спин-орбитального взаимодействия. Энергия этого взаимодействия растет с увеличением заряда ядра, зависит от величины орбитального момента, а также от формы орбитали (точнее функции распределения электронной плотности), так как для всех орбиталей, кроме круговой, величина 1/г должна быть усреднена по орбитали. Константа спин-орбитальной связи X отражает особенности конкретной атомной системы. Ее величина может быть определена нз оптических спектров. [c.229]

Для серы, как и для фосфора, характерна слабо выраженная способность 3/5-орбиталей образовывать п-связи. Так, в отличие от О2, молекула 83 очень неустойчива и образует циклическую форму 83. К полимеризации склонны также тиокарбонильные соединения с группой с=8 [c.112]

Можно также показать форму электронного о блака, изобразив граничную поверхность, внутри которой находится большая часть облака ( %). Если требуется показать на рисунке точное значение волновой функции, то пользуются контурными диаграммами, где линии соединяют точки, для которых гр (или 1JJ ) имеет определенное значение. На рис. 1.8 показаны различные изображения 2рг-орбитали атома водорода. Несмотря на то, что представленные здесь фигуры имеют различную форму, они обладают одинаковой симметрией, характерной для рг-орбитали. Форма орбиталей важна для понимания особенностей химической связи, и в дальнейшем мы неоднократно будем пользоваться подобными изображениями орбиталей. На схемах часто рисуют орбитали стилизованно, несколько искажая их форму и пропорции. [c.24]

В сущности, согласно гипотезе Кошланда, повышение скорости реакции образования лактонов во внутримолекулярной реакции вызвано тем, что нути сближения реагирующих групп ограничены некоторыми вполне определенными направлениями в противоположность статистической ориентации, наблюдаемой при бимолекулярной реакции. Кошланд считает, что орбитальное управление способно объяснить, почему ферменты столь эффективны. Вероятно, ферменты выстраивают связывающие орбитали реагирующих молекул и каталитических групп с точностью, невозможной при обычном бимолекулярном столкновении в растворе. Фермент не только сближает субстраты, (эффект сближения Брюса) существует еще фактор ориентации, связанный с формой электронных орбиталей реагпиюнноспособных атомов. Это-то и должно вызывать уникалы, ю каталитическую активность ферментов. Удивительная каталитическая активность ферментов, следовательно, вытекает не только из их способности приблихоть реагирующие атомы, но также и направлять орби- [c.212]

В отличие от 5-орбиталей все остальные волновые функции содержат в своих выражениях множители, зависящие от направления в пространстве. На рис. 4.5 приведены график 2рг-функции для направления, совпадающего с осью 2(0 = 0, соз0=1), вдоль которого электронная плотность максимальна, а также графики радиальной плотности вероятности для различных направлений. На рис. 4.6 в том же масштабе изображена граничная поверхность 2рг-орбитали, отделяющая область пространства в поле ядра, где значения радиальной плотности вероятности больше 0,2. Таким образом, граничные поверхности р-орбиталей (которые часто, хотя и неправильно, называют формой орбиталей) имеют ган- [c.58]

Волновые функции многоэлектронных атомов. Прн переходе от атома водорода к атомам других элементов условимся, что формы 5-, р-, (1- и /-орбиталей, изображенные схематически на рнс. 18.1 —18.3, качественно остаются теми же. Поэтому при описании формы орбиталей атомов различных элементов считают их примерно такими же, как и в возбужденном атоме водорода. Следует также отметить, что точное решение уравнения Шредингера для миогоэлектронмых атомов [c.213]

Полярная молекула НГ. На рис. 1.16 дана форма МО простейшей двухатомной гетероядерной молекуш>х НР. Поскош>ку валентная оболочка атома фтора описьшается одной и тремя 2/ -атомными орбиталями, а атом водорода имеет Ь -орбиталь, обш ее число образуюш ихся молекулярных орбиталей в молекуле равно пяти. На четырех нижних по энергии орбиталях фг ц 4 попарно размеш аются восемь электронов, пятая орбиталь пустая. На рисунке, кроме обьемньгх изображений МО, приведены также эскизы орбиталей, даюшде представление о симметрии и о том, какие АО атома фтора использованы для образования данной МО. [c.46]

Из этих групповых орбиталей, а также из и 2р-орбиталей атома углерода, иомещеииого в незанятую вершину треугольной инрамиды Из, можно построить молекулярные орбитали пирамидального фрагмента СИз (рнс. 2.21). При иостроеиии графических изображений молекулярных орбиталей особое внимание следует уделить форме орбиталей 2, Ч з и щ. [c.175]

Сера может образовывать различные соединения с ковалентными связями, в которых она связана с 1—6 другими атомами. Когда сера связана с двумя атомами, валентные углы могут принимать значения от 100 до ПО и даже до 120°, что значительно выше той величины (90°), которой следовало бы ожидать при образовании связей двумя р-орбиталями. В этом случае в значительной степени проявляется отталкивание орбиталей с неподеленными парами электронов, а также вклад sp - и хр - или даже ионных структур. По-видимому, имеется аналогия между этими связями и связями двухвалентного кислорода. Подобным же образом в соединениях, в которых сера связана с тремя другими атомами, валентные углы имеют величину от почти 100 (пирамидальная структура в (СНз)25 = О) до 120° (плоская структура в 50з). На основании этого можно сделать вывод, что тип гибридизации отвечает требованиям других атомов в молекуле. Возможно, наряду с гибриднзованными формами -орбиталей имеются и хр-гибридизованные орбитали. Расположение связей в соединениях четырехковалентной серы обычно близко к тетраэдрической конфигурации, соответствующей хр -гибридиза-цни. Представляется, однако, весьма вероятным, что гибриды с участием -орбиталей вносят вклад в эти структуры, особенно в тех случаях, когда сера связана с кислородом. Роль зр й- и xp -гибpидизoвaнныx орбиталей в образовании соединений пяти- и шестиковалентной серы обсуждалась выше. [c.41]

Молекулярные орбитали обозначаются греческими буквами о, л, 6 — связывающие и о, л, б — разрхыляющие. Формы электронных облаков о- и я-ыолекулярных орбиталей, а также атомных орбиталей, из которых они образуют-ся, приведены на рис. И-16, 6. Кроме того, за буквой ука.зывают атомные орбитали, в результате комбинации которых образуется молекулярная орбиталь. Рассмотрим несколько примеров. [c.95]

Пространственная конфигурация молекул и комплексов. Характер ги-бридишции валентных орбиталей центрального атома и их пространственное расположение определяют пространственную конфигурацию 1юлекул и комплексных ионов. Так, при комбинации одной 5- и одной р-орбитали возникают две р-гибридные орбитали, расположенные симметрично под углом 180° (рис. 48). Отсюда и связи, образуемые с участием электронов этих орбиталей, также располагаются юд углом 180°. Например, у атома бериллия ер-гибридизация орбитллей проявляется в молекуле ВеСЬ, которая вследствие этого имеет линейную форму [c.73]

Таким образом, метод ОВЭП приводит к выводу об экваториальной ориентации неподеленной пары электронов в 8р4, так как она отвечает меньшему числу сильных отталкиваний под углом 90°. По аналогии с этим случаем можно понять, что вторая и третья неподеленные пары (например, в молекулах С1Рз и 1з соответственно) должны также располагаться на экваториальных орбиталях центрального атома, что позволяет объяснить предсказания формы молекул, сделанные на рис. 11-3. [c.496]

Здесь азот находится в аксиально-симметричном окружении, и следует ожидать только одну линию. Однако предполагается, что взаимодействия между цепями снижают симметрию окружения азота, и это приводит к двум спектральным линиям. Для Bг N можно записать различные резонансные формы, а величины e Qq указывают, что на броме находится формальный положительный заряд. Заметное увеличение e-Qq для брома наблюдается в твердом веществе по сравнению с газовой фазой, что может быть обусловлено увеличением вкладов структуры Вг СН в основное состояние в твердом веществе из-за стабилизации Вг за счет координации. Если связь Н - Вг—С описывается р -гибридом, то e Qq будет также увеличиваться за счет возросшего вклада -орбиталей в связь углерода с бромом. [c.278]

При / = 0 гп1 также равно 0 в этом случае возможна только одна 15-орбиталь, имеющая щарообразную форму. В центре этой сферы расположено ядро атома. Эта орбиталь не имеет четкой границы, так как существует определенная вероятность обнаружения электронов даже на значительном расстоянии от атомного ядра (рис. 1). Ь-Орбиталь имеет меньшую по сравнению с другими орбиталями энергию. 25-Орбиталь представляет собой сферу с ядром в центре, но по размерам больше 15-орбитали. Она имеет и более высокую энергию. [c.13]

Состояние электрической асимметрии в молекуле, т. е. появление электрического момента диполя, может быть вызвано несколькими причинами. Во-первых, различие в электрвотрицательностях атомов , образующих связь в молекуле, приводит к смещению электронной плотности в сторону более электроотрицательного атома. В результате такая связь становится полярной, а молекула, содержащая эту-связь, приобретает электрический момент диполя. Вторая причина — неодинаковые размеры атомных орбиталей, образующих связь. Так, если в молекуле химическая связь образована за счет перекрывания орбиталей различной формы, то в этом случае -центр плотности отрицательных зарядов также смещен в сторону от центра положительных зарядов,. [c.166]

Ор5иташ N Орошпали N( ИраШИДЛ О лярных орбиталей. Поскольку молекула NOj, как и HaO, имеет угловую форму, то о-орбитали NOa аналогичны о-орбиталям молекулы HjO (стр. 339). Это пять молекулярных орбиталей oJ и a aP, о и а также а . В от- [c.406]

X ма бериллия с р-АО атомов фтора также изображено на рис. 4.27. Благодаря вытянутой форме гибридных орбиталей достигается более по.лное перекрьшание электронных обла-Рис. 4.27. Схема перекрыва- ков, в итоге образуются более прочные хими-ния р-АО фтора и 8-, р- и ги- ческие связи. Энергия, выделяющаяся при бридной д(8р)-АО бериллия. образовании этих связей, больше, чем суммар-Одна гибридная орбиталь берил- ыые затраты энергии на возбуждение атома бе-лия для наглядности показана риллия и гибридизацию его ато.мных орбита-смещенной вверх от общей оси. лей. Поэтому процесс образования молекулы [c.136]

Направленность связи выражается в том, что она имеет вполне определенную форму. В зависимости от способа перекрывания и симметрии образующегося облака различают а-, л- и б-связи (рис. 13.5). Связь, образованную электронным облаком, имеющим максимальную плотность на линии, соединяющей центры атомов, называют сигма-связью. Связь, образованную электронами, орбитали которых дают наибольшее перекрывание по обе стороны от линии, соединяющей центры атомов, называют пи-связью. Дельта-связь образуется при перекрывании всех четырех лопастей -элек-тронных облаков, расположенных в параллельных плоскостях. Как видно из рис. 13.5, электроны -орбиталей могут участвовать лишь в образовании ст-связей, р-электроны — в образовании о-, п-связей, -электроны — в образовании ст-, л- и б-связей. Поскольку электронные облака (кроме х-облака) направлены в пространстве, химические связи, образованные с их участием, также пространственно направлены. Например, гантелевидные р-орбитали расположены в [c.231]

Формы атомных орбиталей, т. е. формы поверхностей, ограничивающих области с-наибольшей вероятностью нахождения электрона, а также их количество в пределах данного внерге-тического уровня определяются квантовыми числами. [c.49]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология