Графическое построение pi-орбиталей — справочник студента

Еще в школе, сидя на уроках химии, все мы помним таблицу на стене класса или химической лаборатории.

Эта таблица содержала классификацию всех известных человечеству химических элементов, тех фундаментальных компонентов, из которых состоит Земля и вся Вселенная.

Тогда мы и подумать не могли, что таблица Менделеева бесспорно является одним из величайших научных открытий, который является фундаментом нашего современного знания о химии.

Периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева

На первый взгляд, ее идея выглядит обманчиво просто: организовать химические элементы в порядке возрастания веса их атомов. Причем в большинстве случаев оказывается, что химические и физические свойства каждого элемента сходны с предыдущим ему в таблице элементом.

Эта закономерность проявляется для всех элементов, кроме нескольких самых первых, просто потому что они не имеют перед собой элементов, сходных с ними по атомному весу.

Именно благодаря открытию такого свойства мы можем поместить линейную последовательность элементов в таблицу, очень напоминающую настенный календарь, и таким образом объединить огромное количество видов химических элементов в четкой и связной форме.

Разумеется, сегодня мы пользуемся понятием атомного числа (количества протонов) для того, чтобы упорядочить систему элементов. Это помогло решить так называемую техническую проблему «пары перестановок», однако не привело к кардинальному изменению вида периодической таблицы.

В периодической таблице Менделеева все элементы упорядочены с учетом их атомного числа, электронной конфигурации и повторяющихся химических свойств. Ряды в таблице называются периодами, а столбцы группами. В первой таблице, датируемой 1869 годом, содержалось всего 60 элементов, теперь же таблицу пришлось увеличить, чтобы поместить 118 элементов, известных нам сегодня.

Периодическая система Менделеева систематизирует не только элементы, но и самые разнообразные их свойства. Химику часто бывает достаточно иметь перед глазами Периодическую таблицу для того, чтобы правильно ответить на множество вопросов (не только экзаменационных, но и научных).

The YouTube ID of 1M7iKKVnPJE is invalid.

Периодический закон

Существуют две формулировки периодического закона химических элементов: классическая и современная.

Классическая, в изложении его первооткрывателя Д.И. Менделеева: свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величин атомных весов элементов.

Графическим изображением периодического закона является периодическая система элементов, которая представляет собой естественную классификацию химических элементов, основанную на закономерных изменениях свойств элементов от зарядов их атомов. Наиболее распространёнными изображениями периодической системы элементов Д.И. Менделеева являются короткая и длинная формы.

Группы и периоды Периодической системы

Группами называют вертикальные ряды в периодической системе. В группах элементы объединены по признаку высшей степени окисления в оксидах. Каждая группа состоит из главной и побочной подгрупп.

Главные подгруппы включают в себя элементы малых периодов и одинаковые с ним по свойствам элементы больших периодов. Побочные подгруппы состоят только из элементов больших периодов.

Химические свойства элементов главных и побочных подгрупп значительно различаются.

Периодом называют горизонтальный ряд элементов, расположенных в порядке возрастания порядковых (атомных) номеров.

В периодической системе имеются семь периодов: первый, второй и третий периоды называют малыми, в них содержится соответственно 2, 8 и 8 элементов; остальные периоды называют большими: в четвёртом и пятом периодах расположены по 18 элементов, в шестом — 32, а в седьмом (пока незавершенном) — 31 элемент. Каждый период, кроме первого, начинается щелочным металлом, а заканчивается благородным газом.

Физический смысл порядкового номера химического элемента: число протонов в атомном ядре и число электронов, вращающихся вокруг атомного ядра, равны порядковому номеру элемента.

Свойства таблицы Менделеева

Напомним, что группами называют вертикальные ряды в периодической системе и химические свойства элементов главных и побочных подгрупп значительно различаются.

Свойства элементов в подгруппах закономерно изменяются сверху вниз:

• усиливаются металлические свойства и ослабевают неметаллические;
• возрастает атомный радиус;
• возрастает сила образованных элементом оснований и бескислородных кислот;
• электроотрицательность падает.

Все элементы, кроме гелия, неона и аргона, образуют кислородные соединения, существует всего восемь форм кислородных соединений.

В периодической системе их часто изображают общими формулами, расположенными под каждой группой в порядке возрастания степени окисления элементов: R2O, RO, R2O3, RO2, R2O5, RO3, R2O7, RO4, где символом R обозначают элемент данной группы.

Формулы высших оксидов относятся ко всем элементам группы, кроме исключительных случаев, когда элементы не проявляют степени окисления, равной номеру группы (например, фтор).

Оксиды состава R2O проявляют сильные основные свойства, причём их основность возрастает с увеличением порядкового номера, оксиды состава RO (за исключением BeO) проявляют основные свойства. Оксиды состава RO2, R2O5, RO3, R2O7 проявляют кислотные свойства, причём их кислотность возрастает с увеличением порядкового номера.

Элементы главных подгрупп, начиная с IV группы, образуют газообразные водородные соединения. Существуют четыре формы таких соединений. Их располагают под элементами главных подгрупп и изображают общими формулами в последовательности RH4, RH3, RH2, RH.

• Соединения RH4 имеют нейтральный характер; RH3 — слабоосновный; RH2 — слабокислый; RH — сильнокислый характер.
• Напомним, что периодом называют горизонтальный ряд элементов, расположенных в порядке возрастания порядковых (атомных) номеров.
• В пределах периода с увеличением порядкового номера элемента:

• электроотрицательность возрастает;
• металлические свойства убывают, неметаллические возрастают;
• атомный радиус падает.

К ним относятся элементы из первой и второй группы периодической таблицы. Щелочные металлы из первой группы — мягкие металлы, серебристого цвета, хорошо режутся ножом. Все они обладают одним-единственным электроном на внешней оболочке и прекрасно вступают в реакцию.

 Щелочноземельные металлы из второй группы также имеют серебристый оттенок. На внешнем уровне помещено по два электрона, и, соответственно, эти металлы менее охотно взаимодействуют с другими элементами.

По сравнению со щелочными металлами, щелочноземельные металлы плавятся и кипят при более высоких температурах.

Показать / Скрыть текст

Щелочные металлы	Щелочноземельные металлы
Литий Li 3	Бериллий Be 4
Натрий Na 11	Магний Mg 12
Калий K 19	Кальций Ca 20
Рубидий Rb 37	Стронций Sr 38
Цезий Cs 55	Барий Ba 56
Франций Fr 87	Радий Ra 88

Лантаниды (редкоземельные элементы) и актиниды

Лантаниды — это группа элементов, изначально обнаруженных в редко встречающихся минералах; отсюда их название «редкоземельные» элементы.

Впоследствии выяснилось, что данные элементы не столь редки, как думали вначале, и поэтому редкоземельным элементам было присвоено название лантаниды. Лантаниды и актиниды занимают два блока, которые расположены под основной таблицей элементов.

Обе группы включают в себя металлы; все лантаниды (за исключением прометия) нерадиоактивны; актиниды, напротив, радиоактивны.

Показать / Скрыть текст

Лантаниды	Актиниды
Лантан La 57	Актиний Ac 89
Церий Ce 58	Торий Th 90
Празеодимий Pr 59	Протактиний Pa 91
Неодимий Nd 60	Уран U 92
Прометий Pm 61	Нептуний Np 93
Самарий Sm 62	Плутоний Pu 94
Европий Eu 63	Америций Am 95
Гадолиний Gd 64	Кюрий Cm 96
Тербий Tb 65	Берклий Bk 97
Диспрозий Dy 66	Калифорний Cf 98
Гольмий Ho 67	Эйнштейний Es 99
Эрбий Er 68	Фермий Fm 100
Тулий Tm 69	Менделевий Md 101
Иттербий Yb 70	Нобелий No 102

Галогены и благородные газы

Галогены и благородные газы объединены в группы 17 и 18 периодической таблицы. Галогены представляют собой неметаллические элементы, все они имеют семь электронов во внешней оболочке.

В благородных газахвсе электроны находятся во внешней оболочке, таким образом с трудом участвуют в образовании соединений. Эти газы называют «благородными, потому что они редко вступают в реакцию с прочими элементами; т. е.

ссылаются на представителей благородной касты, которые традиционно сторонились других людей в обществе.

Показать / Скрыть текст

Галогены	Благородные газы
Фтор F 9	Гелий He 2
Хлор Cl 17	Неон Ne 10
Бром Br 35	Аргон Ar 18
Йод I 53	Криптон Kr 36
Астат At 85	Ксенон Xe 54
—	Радон Rn 86

Переходные металлы

Переходные металлы занимают группы 3—12 в периодической таблице. Большинство из них плотные, твердые, с хорошей электро- и теплопроводностью. Их валентные электроны (при помощи которых они соединяются с другими элементами) находятся в нескольких электронных оболочках.

Показать / Скрыть текст

Переходные металлы

Скандий Sc 21

Титан Ti 22

Ванадий V 23

Хром Cr 24

Марганец Mn 25

Железо Fe 26

Кобальт Co 27

Никель Ni 28

Медь Cu 29

Цинк Zn 30

Иттрий Y 39

Цирконий Zr 40

Ниобий Nb 41

Молибден Mo 42

Технеций Tc 43

Рутений Ru 44

Родий Rh 45

Палладий Pd 46

Серебро Ag 47

Кадмий Cd 48

Лютеций Lu 71

Гафний Hf 72

Тантал Ta 73

Вольфрам W 74

Рений Re 75

Осмий Os 76

Иридий Ir 77

Платина Pt 78

Золото Au 79

Ртуть Hg 80

Лоуренсий Lr 103

Резерфордий Rf 104

Дубний Db 105

Сиборгий Sg 106

Борий Bh 107

Хассий Hs 108

Мейтнерий Mt 109

Дармштадтий Ds 110

Рентгений Rg 111

Коперниций Cn 112

Металлоиды

Металлоиды занимают группы 13—16 периодической таблицы. Такие металлоиды, как бор, германий и кремний, являются полупроводниками и используются для изготовления компьютерных чипов и плат.

https://www.youtube.com/watch?v=rfcaDttchXs

Показать / Скрыть текст

Металлоиды

Бор B 5

Кремний Si 14

Германий Ge 32

Мышьяк As 33

Сурьма Sb 51

Теллур Te 52

Полоний Po 84

Постпереходными металлами

Элементы, называемые постпереходными металлами, относятся к группам 13—15 периодической таблицы. В отличие от металлов, они не имеют блеска, а имеют матовую окраску.

В сравнении с переходными металлами постпереходные металлы более мягкие, имеют более низкую температуру плавления и кипения, более высокую электроотрицательность. Их валентные электроны, с помощью которых они присоединяют другие элементы, располагаются только на внешней электронной оболочке.

Элементы группы постпереходных металлов имеют гораздо более высокую температуру кипения, чем металлоиды.

Показать / Скрыть текст

Постпереходные металлы

Алюминий Al 13

Галлий Ga 31

Индий In 49

Олово Sn 50

Таллий Tl 81

Свинец Pb 82

Висмут Bi 83

Неметаллы

Из всех элементов, классифицируемых как неметаллы, водород относится к 1-й группе периодической таблицы, а остальные — к группам 13—18. Неметаллы не являются хорошими проводниками тепла и электричества. Обычно при комнатной температуре они пребывают в газообразном (водород или кислород) или твердом состоянии (углерод).

Показать / Скрыть текст

Неметаллы

Водород H 1

Углерод C 6

Азот N 7

Кислород O 8

Фосфор P 15

Сера S 16

Селен Se 34

Флеровий Fl 114

Унунсептий Uus 117

А теперь закрепите полученные знания, посмотрев видео про таблицу Менделеева и не только.

Отлично, первый шаг на пути к знаниям сделан. Теперь вы более-менее ориентируетесь в таблице Менделеева и это вам очень даже пригодится, ведь Периодическая система Менделеева является фундаментом, на котором стоит эта удивительная наука.

Источник: https://himi4ka.ru/tablica-mendeleeva

Координационная химия: Метод молекулярных орбиталей. Теория поля лигандов

     Применение метода молекулярных орбиталей (ММО) к описанию электронного строения комплексных соединений было развито Ван-Флеком (Рис. 36), Оргелом, Йоргенсеном и Бальхаузеном в середине 50-х годов XX в. и получило название «теория поля лигандов» (ТПЛ).

ТПЛ описывает образование комплекса и снятие вырождения d орбиталей металла не только за счет электростатического взаимодействия с лигандами, но и за счет перекрывания орбиталей металла и лигандов (определенной степени ковалентного связывания) с образованием делокализованных молекулярных орбиталей.

При построении молекулярных орбиталей комплекса используют традиционные приближения:

2.- Валентное — в образовании молекулярных орбиталей принимают участие только валентные орбитали металла и групповые валентные орбитали лигандов.

3.- Построение молекулярных орбиталей комплекса проводят, используя линейную комбинацию валентных орбиталей металла и групповых орбиталей лигандов.

Рс     Рассмотрим электронное строение октаэдри­чес­ких комплексов с  сигма связями металл-лиганд — например, [M(NH3)6]z+. Вален­т­ными орбиталями иона ме­тал­­ла Mz+ являются (n-1)d-, ns- и np- орбитали, содержащие q элект­ро­нов (q = 1 — 9).

Каждая из 6 молекул NH3, выступающих в качестве сигма-до­нор­ных ли­ган­дов, характеризуется наличием электронной пары на sp3-гиб­рид­ной орбитали донорного атома азота.

Таким об­разом, в образова­нии МО комплекса участвуют 15[9(Mz+)+6(NH3)] исходных орби­та­лей, со­­держащих (q+12) электронов.

     Октаэдрическое строение комплекса определяет расположение ли­ган­дов на осях X, Y, Z системы координат, характеризующихся 6-ю эквивалентными групповыми орбиталями, наиболее эф­фек­тивно перекрывающихся с валентными орбиталями иона ме­тал­ла.

     Перекрывание сферической ns орбитали металла с групповой орбиталью лигандов, состоящей и суммы всех 6-ти sp3 гибридных орбиталей лигандов, приводит (рис. 37) к образования сигмаs связывающей и сигмаs*.

Перекрывание dx2-y2 и dz2 орбиталей металла с групповыми орбиталями лигандов приводит к образованию 2-х кратно вырожденных сигмаz2,x2-y2 связывающих и сигма*z2,x2-y2 разрыхляющих МО. Орбитали металла dxy, dzy, dzx, не перекрывающиеся с орбиталями лигандов, образуют 3-х кратно вырожденные несвязывающие nxy,zy,zx МО.

      Таким образом, электронное строение [M(NH3)6]z+ описывается 12-ю делокализованных 7-цен­т­ровых МО и 3-х несвязывающих МО, локализованных на металле.

Различие в энергетическом положении валентных орбиталей иона металла и групповых орбиталей лигандов определяет раз­личный вклад их волновых функций в МО комплекса — преимущественную локали­за­цию сигма-связывающих МО на лигандах и сигма*-разрыхляющих на металле.

Распределение (12+q) электронов по МО комплекса в соот­вет­c­т­вии с прин­ципом Паули и минимума энергии определяет элек­тронную формулу [M(NH3)6]3+: (ss)2(sx,y,z)6(sx2-y2,z2)4(nxy,xz,yz)x(s*x2-y2,z2)y (x+y=q).

Таким образом, независимо от природы иона металла электронное строе­ние [M(NH3)6]3+ комплексов ха­рактеризуется наличием 12 электронов на сигма- связыва­ю­щих орбита­лях, преимущественно локализованных на лигандах.

Заполнение несвязывающих nxy,xz,yz(t2g) и разрых­ля­ю­щих сигма*x2-y2,z2 (e*g) орбиталей, преимущественно локализованных на металле, за­висит от числа электронов металла и энергетичес­ко­го зазора D между t2g и e*g орбиталями.

Для ионов металлов с d1, d2, d3 электронной конфигурацией (q = 1, 2, 3) ми­ни­мальной энергии комплекса отвечает последовательное заполнению электронами t2g орбиталей в соответствии с правилом Хунда — (t2g)1, (t2g)2, (t2g)3.

При q = 4, 5, 6, 7 в зави­си­мос­ти от соотношения энергети­чес­кого зазора D и энергии спин-спаривания (Есп.-сп.

) минимуму энергии системы отвечают две различ­ные электронные конфигура­ции, соответствующие низко- и высоко-спиновым комплексам (Рис. 38, 39).

При D > Eсп.-сп. за­полняются электронами t2g орбитали — (t2g)4, (t2g)5, (t2g)6 и после этого разрыхляющие e*g орбитали, приводя при q = 7 к электронной конфигурации (t2g)6(e*g)1. При D < Eсп.-сп.

, для q = 4, 5 в соответствии с правилом Хун­да происходит последовательное запол­не­ние элек­т­ро­на­ми разрыхляющих e*g орбиталей — (t2g)3(e*g)1(t2g)3(e*g)2 и только для q = 6, 7 даль­ней­шее заполнение t2g орбиталей — (t2g)4(e*g)2, (t2g)5(e*g)2.

Для q = 8, 9, 10 мини­маль­ной энергии комплекса соответствуют электронные конфигурации (t2g)6(e*g)2, (t2g)6(e*g)3 и (t2g)6(e*g)4.

Шес­ти элек­т­рон­­ным парам лигандов на связы­ваю­­щих сигмаs, сигмаx,y,z и сигмаx2-y2,z2 МО в рам­ках метода ВС отвечает шесть до­нор­­но-акцептор­ных s-свя­зей с учас­тием d2sp3 гиб­рид­ных ор­биталей метал­ла.

Не­свя­зы­ва­ю­щие nxy,xz,yz и раз­рых­ляю­щие сигма*x2-y2,z2 МО со­от­вет­ст­ву­ют расщепленным в ок­та­эд­ри­­ческом поле лиган­­дов dxy,xz,yz (t2g) и dx2-y2,z2 (eg) орби­та­лям ме­талла.

Ка­чественное согласие характера расщепления (n-1)dорбиталей металла на t2g и eg ор­би­­та­ли, раз­де­лен­ных энергетическим зазором D и распре­де­ле­ния электронов между ними, при­водящим к существованию низко­спи­новых и высокоспиновых коплексов по­ка­зы­вает, что в рам­ках ТПЛ могут быть исполь-зованы па­ра­метры ТКП — параметр расщепления кристаллическим полем, энергия стаби­ли­за­­ции крис­тал­ли­ческим полем, спектрохимический ряд лигандов.

Со­хра­няя все дос­то­инства ТКП, теория поля лигандов позволяет полу­чить более строгое и пол­ное описание электронного строения комп­лексов. ТПЛ показы­ва­ет, что характер химической связи в комп­лек­сных соединениях связан не только с кулоновским взаимодействием между ионом металла и лигандами, но и с определенной кова­лен­тной состав­ля­ю­щей.

Это приводит к пере­­­распределению элект­рон­ной плотности между ме­таллом и ли­ган­дами в результате образования свя­зы­вающих и разрыхляющих МО. Рас­щеп­ленные в рамках ТКП (n-1)d орбитали метал­ла, в ТПЛ яв­ля­ются молекуляр­ны­ми орбиталями, имеющими смешанный металл-лигандный харак­тер.

Для [ML6]zкомплексов с сигма связями металл-лиганд, несмотря на преимущественно металлический характер, egорбитали являются сигма* разрыхляющими, а t2g- несвязывающими МО, способными участвовать в пи связях с лигандами.

Между лигандами и ио­ном ме­тал­ла, наряду с сигма донорно-акцепторным M¬L взаимодействием, возможны дополнительное пидонорное и пи-акцепторное взаимодействия лигандов с металлом с участием dxy,xz,yz ор­би­та­лей (Рис. 40).

Ли­ган­ды пи-до­но­ры характеризуются наличием низкоэнергети­чес­ких заполненных электро­на­ми орбиталей пи-типа, ко­торые при взаимодействии dxy,xz,yz ор­би­талями образуют трех­крат­но вырожденные t2g связывающие и t*2gразрыхляющие МО, в основном локализо­ван­ные на ли­гандах и ме­­талле.

Наоборот, пи-ак­цепторные лиганды, характеризуются нали­чи­ем сво­бод­ных ор­би­­та­лей пи-типа, взаимодействие которых с dxy,xz,yz орбиталями ме­тал­ла приводит к образо­ва­нию t2gсвязывающих МО, преимущественно локализован­ных на металле, и разрыхляющих t*2g МО, в основ­ном ло­кали­зован­ных на ли­гандах (Рис. 41).

ТПЛ показывает, что влияние лигандов на ве­ли­чину D и их положение в спектрохимическом ряду оп­ре­деляется как сигма, так и пи свойствами лигандов — сигма-донор­ные свойства лигандов определяют поло­же­ние e*g орбиталей, тогда как пи-донорно-акцепторные свойства — по­ложение t2g орби­та­лей.

Для лигандов с сигма-донор­ны­ми свойствами dxy,xz,yz орбитали металла в комплексе являются несвя­зывающими t2g МО, тогда как пи донорные и пи акцепторные лиганды, характеризующиеся за­пол­нен­ными и сво­бодными орбита­лями пи-типа, эффек­тив­но взаи­мо­дейст­ву­ют с dxy,xz,yz орби­та­ля­ми металла.

Это приводит к трансформации не­свя­зывающих t2g орбиталей металла либо в разрых­ляющие более высоко лежащие t*2g орбитали для пи-донор­ных лигандов, ли­бо в связы­ваю­щие более низко лежащие t2g ор­би­та­ли для пи-акцеп­тор­­ных ли­ган­дов.

Именно сов­мест­ный характер сигма- и пи-взаимо­дейс­твия лигандов с ме­тал­лом определяет их по­ложение в спектро­хи­ми­ческом ряду — сигма- и пи-доноры (I-

Источник: https://moodle.herzen.spb.ru/mod/page/view.php?id=14121

2.4. Молекулярныеp-орбитали

Контурные диаграммы
молекулярных орбиталей, примеры которых
были даны в главе 1 (рис. 1.15-1.22), получены
в результате компьютерного расчета.
Они дают объемные представления о
пространственной форме орбиталей,
которая характеризует распределение
плотности данной занятой или данной
незанятой орбитали по отдельным атомам
молекулы, т.е.

вклад каждой атомной
орбитали в рассматриваемую МО. Суммируя
вклады АО отдельных атомов по всем
связывающим МО, мы получаем картину
распределения электронной плотности
в молекуле. Распределение плотности
граничных орбиталей ВЗМО и НСМО дает
представление о преимущественном месте
атаки электрофилов или нуклеофилов,
т.е.

об ориентации в реакциях присоединения
или замещения с участием данной молекулы.

Разработан также
качественный метод графического
изображения молекулярных орбиталей,
основанный на представлениях МО в виде
определенных комбинаций «кружков» и
«гантелей» (или «розеток» в случае
участия
d-орбиталей).
Хотя этот метод и не дает точной картины,
симметрию и узловые свойства орбиталей
он передает правильно.

Метод основан
на теории ВМО. Упрощенные графические
изображения МО уже были приведены на
рис. 1.15-1.22. Теперь мы опишем основные
правила, которыми нужно руководствоваться
при графическом построении МО, и начнем
с p-систем,
поскольку для них эти правила наиболее
просты. Молекулярные орбитали s-симметрии
будут рассмотрены в разделе 2.

5.

2.4.1. Графическое построениеp-орбиталей

Сопряжение
— внутримолекулярное возмущение соседних
атомных р-орбиталей.
В непредельных углеводородах, содержащих
соседствующие друг с другом, т.е.
сопряженные, кратные (двойные или
тройные) связи, p-орбитали
кратных связей могут возмущаться путем
бокового перекрывания.

В результате
образуется делокализованная p-система,
орбитали которой охватывают всю
сопряженную систему и называются
молекулярными p-орбиталями.
Это хорошо видно на рис. 1.22 (гл. 1), на
котором изображены полученные с помощью
ЭВМ объемные контуры p-орбиталей
бутадиена. Сопряженные системы могут
быть линейными или циклическими.

Минимальные сопряженные системы состоят
из трех р-орбиталей.
К ним относятся аллильные и циклопропенильные
катион, радикал и анион:

Четырехатомной
p-системе
соответствуют 1,3-бутадиен и циклобутадиен;
к пятиатомной системе относятся
пентадиенильные и циклопентадиенильные
катион, радикал и анион;
шестиатомные сопряженные системы — это
1,3,5-гексатриен, бензол, и т.д.:

Простейшей
p-системой
является одиночная атомная р-орбиталь,
например, в метильном катионе, радикале
или анионе. Когда объединяются две
р-орбитали,
образуется этиленовая p-система,
состоящая из связывающей и разрыхляющей
орбиталей. Эти орбитали можно построить
на основе теории возмущения, как показано
на рис. 2.5 (ср. рис. 2.1).

Рис. 2.5. Представление молекулярных
орбиталей через составляющие их атомные
орбитали. Более реальная картина
p-орбиталей этилена
дана на рис. 1.19 (гл. 1).

Здесь взаимодействуют
две С2р-орбитали
одинаковой энергии, поэтому должно быть
возмущение первого порядка, которое
описывается уравнением (2.6).

Орбиталь p
имеет вид p=САрА+СВрВ,
а орбиталь p*=СА*рА-СВ*рВ,
где СА,
СВ,
СА*
и СВ*
— коэффициенты, с которыми входят орбитали
рА
и рВ
в орбитали
p
и p*.
Для нормализованных орбиталей, т.е.

орбиталей, согласованных с принципом
квантования (см. разд. 1.3, гл. 1), СА2+СВ2=1
и СА*2+СВ*2=1.
Кроме того, СА2+СА*2=1
и СВ2+СВ*2=1.

Поскольку возмущение первого порядка,
рА
и рВ
вносят одинаковые вклады в p
и p*
и, следовательно, СА
= СВ
= СА*=
СВ*=
1/.

По аналогии с
молекулой этилена строятся p-МО
простейших сопряженных систем — аллильной
и циклопропенильной. Для этого
рассматриваются возмущения, возникающие
в системе при объединении двух орбиталей
этилена (p
и p*)
и одиночной р-АО.
Возмущения при образовании аллильной
системы изображены на рис. 2.6.

В результате
возмущения второго порядка p,
взаимодействуя с орбиталью р,
в фазе дает орбиталь y1,
а в противофазе — орбиталь y2’.
Орбиталь p*,
взаимодействуя в орбиталью р,
в фазе дает орбиталь y2’’
, а в противофазе — орбиталь y3.

Внимание!
На рис. 2.6,а
из трех базисных орбиталей получилось
четыре возмущенных, хотя возмущенных
орбиталей тоже должно быть три. Эту
ошибку легко исправить. Рассмотрим
орбитали y2’
и y2’’.

Несвязывающий уровень р
под влиянием возмущения со стороны
орбитали p
этилена повысился (до y2’),
а под влиянием возмущения со стороны
орбитали p*
понизился (до y2’’).
Другими словами, уровни y2’
и y2’’
мы должны заменить одной несвязывающей
орбиталью y2.
Какова симметрия этой аллильной
несвязывающей орбитали?
Сравним диаграммы некорректных орбиталей
y2’
и y2’’.

Правые и левые р-АО-составляющие
для обеих орбиталей выглядят одинаково,
но средняя р-АО
орбитали y2’ имеет относительные знаки верхней и
нижней долей, противоположные относительным
знакам верхней и нижней долей орбитали
y2’’.
Значит, несвязывающая аллильная орбиталь
должна иметь нулевой вклад от центрального
атома углерода, т.е.

на диаграмме
несвязывающей аллильной p-орбитали
вклад центральной р-АО
должен отсутствовать. Таким образом,
три p-орбитали
аллильной системы имеют симметрию,
показанную на рис. 2.6, б.

Из рисунка видно,
что сопряжение понижает энергию
p-электронов
по сравнению с их энергией в изолированной
двойной связи.

Аллильная
сопряженная p-система
стабильнее (т.е.

имеет более низкую
энергию p-электронов)
по сравнению с системой «изолированная
этиленовая p-связь
плюс изолированная р-орбиталь»
за счет понижения энергии электронной
пары на нижней p-орбитали
y1.
Обычно несвязывающие орбитали обозначают
символом
n;
таким образом, аллильная p-система
имеет три орбитали: p(y1),
np(y2)
и p*(y3).

Энергию стабилизации
аллильной p-системы
можно вычислить, например, методом
Хюккеля (гл.1,) или с помощью уравнения
(2.8), в котором коэффициенты равны 1/
(см. рис. 2.5) и 1 (для одиночной р-орбитали),
а DЕa=b.

Вычисления показывают, что орбиталь y1
имеет более
низкую энергию по сравнению с p-орбиталью
этилена (рис. 2.6) на величину e=
(1/.1)2b2/b=1/2b,
а поскольку эта орбиталь занята двумя
электронами, энергия стабилизации будет
равна b.

• Теперь рассмотрим
  коэффициенты, с которыми каждая из трех
  углеродных аллильных р-орбиталей
  входит в каждую из трех делокализованных
  аллильных p-орбиталей.
  Последние можно записать в следующем
  виде:
• y1
  = С11j1+
  С12j2+С13j3
  (разрыхляющая),
• y2
  = С21j1+
  С22j2+С23j3
  (несвязывающая),
• y3
  = С31j1+
  С32j2+С33j3
  (связывающая).
• Первая цифра
  индекса при коэффициенте С
  отражает порядковый номер орбитали yi,
  а вторая — номер атома углерода в аллильной
  цепочке и номер его АО ji.
• Коэффициенты С
  для любой p-системы
  можно рассчитать по методу Хюккеля,
  однако для длинных p-систем
  этот расчет достаточно труден. Для
  сопряженных полиенов с открытой цепью
  Н(СН=СН)N/2Н,
  содержащих N
  атомов углерода, коэффициенты можно
  определить из уравнения
• Cij
  = [2/N+1]1/2sin[ijp/(N+1)], (2.10),
• где — i
  — номер данной молекулярной орбитали
  (i=1
  для самой нижней МО);
  j
  — положение данного атома в углеродной
  цепочке. Например, рассчитаем коэффициенты
  орбитали y2
  аллильной p-системы:
• С21
  = [2/(3+1)]1/2sin[(2.1)p/(3+1)]
  = 1/sin
  (p/2)
  = 1/
  ,
• C22
  = 1/sinp
  =0,
• C23=
  1/
  sin(3p/2)=
  -1/.
• Следовательно,
  орбиталь y2
  имеет вид
• y2
  = 1/j1
  + 0j2 -1/j3.

Это означает, что
орбитали j1
и j3
входят в
y2
с коэффициентами, одинаковыми по
величине, но противоположными по знакам,
а вклад р-орбитали
j2 в y2
равен нулю, т.е. на центральном атоме
углерода нет орбитали j2.
Центральный атом углерода в орбитали
является узловым;
через него проходит зеркальная плоскость
симметрии, при отражении в которой
волновая функция меняет знак.

Проведя аналогичные
расчеты для y1 и y3
, получим (ср. рис. 2.6, б):

y1
= 1/2j1
+ 1/j2
+1/2j3,

y3
= 1/2j1
— 1/j2 +1/2j3.

Нижняя орбиталь
y1
не имеет узлов, а затем число узлов
возрастает на один при переходе к
следующей, более высокой орбитали.
Орбиталь y1
симметрична относительно зеркальной
плоскости (s),
проходящей через середину полиеновой
цепи (через центральный атом углерода),
вторая орбиталь y2 антисимметрична относительно s,
а третья орбиталь y3
опять симметрична.

Циклопропенильную
p-систему
можно рассматривать как результат
взаимодействия одиночной р-АО
одновременно по обоим концам p-орбиталей
этиленового типа. Взаимодействие
возможно только со связывающей p-МО,
так как разрыхляющая орбиталь по
симметрии не подходит под пару р-орбитали.

Следовательно,
p*-орбиталь
не будет возмущаться (рис. 2.7).

Рис. 2.7. p-Орбитали
циклопропенильного типа

Это означает, что энергия p-орбитали
этилена понижается на 2b,
а энергия p*-орбитали
повышается на b,
т.е. относительно несвязывающего уровня
орбиталь y1
лежит на 2b
ниже, а орбиталь y2
— на 1b
выше (рис. 2.7).

Электронная пара на y1
орбитали имеет, следовательно, энергию
на 4b
ниже, чем она была бы на чистой р-орбитали,
и на 2b
ниже, чем если бы она была на этиленовой
p-орбитали.

Циклопропенильный катион должен быть
стабильнее открытого аллильного катиона
на величину b
(ср. рис. 2.6 и 2.7).

Орбитали y2
и y3
циклопропенильной p-системы
вырождены, и по энергии не отличаются
от разрыхляющей p*-орбитали
изолированной двойной связи (рис. 2.7).
Циклопропенильный радикал, который
имеет три p-электрона,
по p-электронной
энергии не отличается от аллильного
радикала, а четырехэлектронный
циклопропенильный анион на менее
стабилен, чем аллильный катион.

Повышенная
стабильность циклопропенильного катиона
соответствует его ароматическому
характеру (гл. 12). Циклопропенильный
анион антиароматичен и нестабилен. Если
бы он существовал, то представлял бы
собой бирадикал, в котором два из четырех
p-электронов
занимают по одному вырожденные орбитали
и имеют параллельную ориентацию спинов
(правило Хунда;
см. гл. 1).

Орбитали
циклопропенильной системы, рассчитанные
по методу Хюккеля, имеют следующий вид:

y1= 1/Ö3j1 + 1/Ö3j2 +1/Ö3j3 связывающая

Нижняя орбиталь
не имеет узлов, а две верхние имеют по
одному узлу. Поскольку p-электронная
система циклическая, узловые поверхности
проходят через центр описанной окружности.
На приведенных ниже диаграммах показаны
проекции р-орбиталей
на плоскость трехчленного цикла:

1,3-Бутадиен и
1,3-циклобутадиен представляют собой
более протяженные сопряженные p-системы,
содержащие четыре атомные р-орбитали.
Бутадиеновые p-орбитали
можно построить из двух этиленовых
фрагментов, каждый из которых имеет две
орбитали: p
и p*.

В данном случае необходимо учесть все
четыре взаимных возмущения. Взаимодействие
между двумя связывающими орбиталями
является возмущением первого порядка
и дает орбитали y1
и y2,
образующиеся по правилу 1 (разд. 2.3.4).
Такое же взаимодействие между разрыхляющими
орбиталями дает орбитали y3
и y4
(рис. 2.8,а).

png» width=»27″>
— коэффициенты, с которыми атомные
р-орбитали
входят в p-МО
этиленовых фрагментов (ср. рис. 2.5). Таким
образом, e=1/2b.

Однако при таком взаимодействии общая
энергия четырех p-связывающих
электронов не меняется, так как понижение
энергии при образовании y1
компенсируется повышением энергии при
образовании y2.
Если же принять во
внимание и перекрывание, то рассматриваемое
возмущение первого порядка приведет
даже к повышению общей энергии (разд.
2.3.5).

Понижение энергии
бутадиена по сравнению с энергией двух
изолированных этиленовых фрагментов
обеспечивается смешиванием связывающей
орбитали y1
бутадиена с антисвязывающе орбиталью
y3,
а также связывающей орбитали y2
с
антисвязывающей орбиталью y4.

Взаимодействие
связывающих и разрыхляющих орбиталей
является возмущением второго порядка
(рис. 2.8,б).
Его обычно рассматривают как добавочное
возмущение орбиталей, уже образовавшихся
при возмущении первого порядка (рис.
2.8,а).

Орбитали с разной симметрией не могут
смешиваться друг с другом.

Например,
если бы орбиталь y1
взаимодействовала
с орбиталью
y4,
то перекрывание в фазе орбиталей на
атомах углерода 1 и 3, происходящее при
наложении одной орбитали на другую,
целиком уничтожилось бы перекрыванием
в противофазе орбиталей на атомах 2 и
4.

Однако орбитали y1
и y3,
которые обе симметричны относительно
центра молекулы (т.е. относительно
операции симметрии, которая называется
инверсией
и обозначается буквой i),
могут смешиваться друг с другом. То же
относится и к орбиталям y2
и y4,
которые обе антисимметричны относительно
операции
i
и, следовательно, могут смешиваться.

Величина этого
возмущения второго порядка e=(CxCyb)2/DE
(уравнение (2.8), DE=2b,
см. рис. 2.5) составляет только e=b.

Однако такое возмущение второго порядка
понижает энергию всех четырех связывающих
p-электронов,
и, следовательно, делокализованная
четырехэлектронная p-система
бутадиена стабильнее двух изолированных
p-связей
на 4e=

U7zH/img-Sgf_Pp.png» width=»20″>b.

Рис.2.8. (а)Возмущение первого порядка
этиленовых орбиталей при образовании
бутадиеновойp-системы.
(б)Возмущение второго порядка.

1. Коэффициенты при
   атомных орбиталях бутадиена, вычисленные
   по уравнению (2.10), имеют следующие
   значения:
2. y4=
   0,37j1
   -0,60j2 +0,60j3 -0,37j4,
3. y3=
   0,60j1
   -0,37j2 -0,37j3 +0,60j4,
4. y2=
   0,60j1
   +0,37j2 -0,37j3 -0,60j4,
5. y1=
   0,37j1
   +0,60j2 +0,60j3 +0,37j4,

Отсюда можно
вывести размеры и узловые свойства
орбиталей (ср. рис. 2.11):

Так же как и для
аллильной системы, орбитали чередуются
по симметрии и при переходе от более
низких к более высоким уровням постепенно
возрастает число узлов.

p-Орбитали
циклобутадиена будут рассмотрены в
разделе 2.4.3

Источник: https://studfile.net/preview/460250/page:20/

Таблица менделеева — периодическая система химических элементов

Таблица Менделеева (периодическая система химических элементов) — это такая таблица, в которой классифицируются химические элементы по  различным свойствам в зависимости от заряда их атомного ядра. Таблица является графическим изображением периодического закона, который открыл Дмитрий Иванович Менделеев в 1869 году.

Изначальный вариант этой таблицы 1869 — 1871 гг. и устанавливал зависимость свойств элементов от их атомной массы. На данный момент элементы сводятся в двумерную таблицу, в которой каждый столбец — это группа, определяющая основные физико-химические свойства, а строки — это периоды, схожие друг с другом.

Наиболее распространены 2 формы таблицы: короткая и длинная.

ТАБЛИЦА МЕНДЕЛЕЕВА

Периодическая таблица Менделеева в классическом варианте (или короткая форма), основана на параллелизме степеней окисления химических элементов главных и побочных подгрупп. В каждой ячейке таблицы указан символ элемента, порядковый номер, относительная атомная масса, и название элемента.

Порядковый номер элемента — это число равное числу протонов в ядре атома и числу электронов, которые вращаются вокруг него.

Чтобы посмотреть все свойства конкретного химического элемента нужно перейти по ссылке нажав на символ элемента в таблице.

П.	Группы химических элементов
VIII
1	1,00794  Водород	4,0026  Гелий
2	6,941  Литий	9,0122  Берилий	10,811  Бор	12,01115  Углерод	14,0067  Азот	15,9994  Кислород	18,9984  Фтор	20,179  Неон
3	22,9898  Натрий	24,305  Магний	26,9815  Алюминий	28,086  Кремний	30,9738  Фосфор	32,064  Сера	35,454  Хлор	39,948  Аргон
4	39,0983  Калий	40,08  Кальций	44,956 Скандий	47,88 Титан	50,942 Ванадий	51,996 Хром	54,938 Марганец	55,847 Железо	58,9332 Кобальт	58,69 Никель
63,546 Медь	65,39 Цинк	69,72  Галлий	72,61  Германий	74,9216  Мышьяк	78,96  Селен	79,904  Бром	83,80  Криптон
5	85,47  Рубидий	87,62  Стронций	88,906 Иттрий	91,224 Цирконий	92,906 Ниобий	95,94 Молибден	98,906 Технеций	101,07 Рутений	102,905 Родий	106,42 Палладий
107,868 Серебро	112,41 Кадмий	114,82  Индий	118,71  Олово	121,75  Сурьма	127,60  Теллур	126,9045  Йод	131,30  Ксенон
6	132,905  Цезий	137,327  Барий	138,91  Лантан	178,49 Гафний	180,948 Тантал	183,85 Вольфрам	186,207 Рений	190,2 Осмий	192,22 Иридий	195,09 Платина
196,967  Золото	200,59  Ртуть	204,383  Таллий	207,19  Свинец	208,98  Висмут	[209]  Полоний	[210]  Астат	[222]  Радон
7	[223]  Франций	226,025  Радий	[227]  Актиний	[261] Резерфордий	[262] Дубний	[263] Сиборгий	[264] Борий	[265] Хассий	[266] Мейтнерий	[281] Дармштадтий
[281] Рентгений	[285] Коперниций	[284]  Нихоний	[289]  Флеровий	[288]  Московий	[293]  Ливерморий	[294]  Теннесин	[294]  Оганесон
8	[316]  Унуненний	[320]  Унбинилий
Высшие оксиды
R2O	RO	R2O3	RO2	R2O5	RO3	R2O7	RO4
Летучие водородные соединения
RH4	RH3	H2R	RH

* ЛАНТАНОИДЫ
114,16  Церий	140,907  Празеодим	144,24  Неодим	[145]  Прометий	150,36  Самарий	151,96  Европий	157,25  Гадолиний	158,924  Тербий	162,5  Диспрозий	164,93  Гольмий
167,26  Эрбий	168,94  Тулий	173,04  Иттербий	174,97  Лютеций
** АКТИНОИДЫ
232,038  Торий	231,04  Протактиний	238,03  Уран	237,05  Нептуний	[244]  Плутоний	[243]  Америций	[247]  Кюрий	[247]  Берклий	[251]  Калифорний	[254]  Эйнштейний
[257]  Фермий	[258]  Менделевий	[259]  Нобелий	260  Лоуренсий
*** СУПЕРАКТИНОИДЫ
320  Унбиуний	*  Унбибий	*  Унбитрий	332  Унбиквадий	*  Унбипентий	*  Унбигексий

s – элементы

p – элементы

d – элементы

f – элементы

Расшифровка периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева:

• Периоды  –  горизонтальные строки химических элементов.
• Группы  –  вертикальные столбцы химических элементов.
• Подгруппы  –  А — главные (s- и р-элементы) и В — побочные (d- и f-элементы).
• Номер периода  –  номер внешнего энергетического уровня в электронной формуле атома элемента.
• Номер группы (для большинства элементов)  –  общее число валентных электронов (электронов внешнего энергетического уровня, а также предпоследнего d-подуровня, если он застроен не полностью).
• Число элементов в периоде  –  максимальная емкость соответствующего энергетического уровня: 

1 период	2 элемента (1s2)	5 период	18 элементов (5s24d105p6)
2 период	8 элементов (2s22p6)	6 период	32 элемента (6s24f145d106p6)
3 период	8 элементов (3s23p6)	7 период	32 элемента (6s24f145d106p6)
4 период	18 элементов (4s23d104p6)	8 период	не завершен

Построение периодов – в начале: два s-элемента, в конце: шесть р- элементов. В четвертом и пятом периодах между ними помещается по десять d-элементов, а в шестом и седьмом к ним добавляются четырнадцать f-элементов (формы электронных орбиталей).

В периоде – свойства химических элементов различаются между собой, т.к. электронные конфигурации валентных электронов их атомов различны.

Причина периодичности свойств химических элементов заключается в периодической повторяемости сходных электронных конфигураций внешних энергетических уровней.

Формы электронных орбиталей (электронные семейства)

Классификация химических элементов по электронным конфигура­циям их атомов (электронные орбитали)

Название семейства	Тип конфигурации	Застраиваемые подуровни
s — элементы	ns1–2	внешний (n) s-подуровень
p -элементы	ns2 np1–6	внешний (n) р-подуровень
d — элементы	(n-1)d1–10 ns1–2	предвнешний (n–1 ) d-подуровень
f — элементы	(n-2)f1–14 (n-1)d1–10 ns1–2	третий снаружи (n–2) f-подуровень

Графическое изображение орбиталей

Свойства элементов таблицы Менделеева

1. Металлы – элементы главных подгрупп с числом валентных электронов от 1 до 3 (подгруппы IA, IIA, IIIА, кроме элемента бора), а также германий, олово, свинец, сурьма, висмут и полоний.

2. Неметаллы – бор и элементы главных подгрупп с числом валентных электронов от 4 до 7 (подгруппы IVA, VA, VIA, VIIA) кроме германия, олова, свинца, сурьмы, висмута и полония.

3. Переходные элементы – элементы побочных подгрупп (IB-VIIB); в виде простых веществ ведут себя как металлы.
4. Благородные газы – элементы подгруппы VIIIA, полностью застро­енные энергетические подуровни s2p6, для гелия s2.

Галогены – элементы подгруппы VII(a) таблицы Менделеева, реагируют со всеми простыми веществами, кроме некот. неметаллов, являются энергичными окислителями, к ним относят F, Cl, Br, I, At, Ts.

Лантанойды – 15 элементов III группы 6-го периода, металлы с атомными номерами 57–71. Все они имеют стабильные изотопы, кроме прометия.

• Актинойды – 15 радиоактивных элементов III группы 7-го периода с атомными номерами 89–103.
• Свойства элементов в подгруппах закономерно изменяются сверху вниз:
• — металлические свойства усиливаются и неметаллические свойства ослабевают;
• — атомный радиус увеличивается;
• — возрастает сила образованных элементом оснований и бескислородных кислот;
• — уменьшается электроотрицательность.
• В периодах с увеличением порядкового номера элемента прослеживается следующая закономерность:
• — увеличивается электроотрицательность;
• — металлические свойства ослабевают, неметаллические усиливаются;
• — уменьшается атомный радиус.
• Все элементы таблицы Менделеева, исключая гелий, неон и аргон, образуют кислородные соединения, которые изображены общими формулами под каждой группой в порядке возрастания степени окисления элементов: R2O, RO, R2O3, RO2, R2O5, RO3, R2O7, RO4, где R — обозначает элемент группы.

Элементы главных подгрупп, начиная с IV группы, образуют газообразные водородные соединения: RH4, RH3, RH2, RH. Соединения RH4 имеют нейтральный характер; RH3 – слабоосновной; RH2 – слабокислый; RH – сильнокислый характер.

История открытия периодического закона Менделеевым Д.И

Самый важный вклад в систематизацию химических элементов внёс русский выдающийся химик Дмитрий Иванович Менделеев, автор труда «Основы химии», который в марте 1869 года представил Русскому химическому обществу (РХО) периодический закон химических элементов, изложенный в нескольких основных положениях.

В 1871 году Менделеев в итоговой статье «Периодическая законность химических элементов» дал формулировку Периодического закона: «Свойства элементов, а потому и свойства образуемых ими простых и сложных тел стоят в периодической зависимости от атомного веса». Тогда же Менделеев придал своей периодической таблице классический вид (короткая таблица, смотрите ниже).

В современном изложении периодический закон химических элементов звучит так: «Свойства простых веществ, а также свойства и формы соединений элементов находятся в периодической зависимости от заряда ядра атомов элементов (порядкового номера).»

Периодическая таблица элементов Менделеева длинная форма

Длинная форма таблицы Менделеева (или длиннопериодная форма) состоит из 18 групп с лева на право от щелочных металов до благородных газов. считается официальной версией с 1989 года.

Таблица Менделеева для печати в хорошем качестве скачать

1. Вы можете скачать таблицу Менделеева на выбор короткую или длинную форму в цветном и черно-белом цвете, для этого откройте по ссылке ниже изображение и сохраните его себе на компьютер.

2. 1) Таблица Менделеева для печати в хорошем качестве цветная (короткая форма)
3. 2) Таблица Менделеева для печати в хорошем качестве черно-белая (короткая форма)
4. 3) Таблица Менделеева для печати в хорошем качестве цветная (длинная форма)
5. 4) Таблица Менделеева для печати в хорошем качестве черно-белая (длинная форма)
6. ____________
7. Источник информации:

1. Большой химический справочник / А.И.Волков, — М.: 2005.

2. Большая энциклопедия химических элементов. Периодическая таблица Менделеева / И.А.Леенсон. — Москва : 2014.

Источник: https://infotables.ru/khimiya/46-periodicheskaya-sistema-elementov-mendeleeva-tablitsa-mendeleeva

ПОИСК

    Графическое построение молекулярных ег-орбиталей [c.162]

    Имея определенные навыки, можно сразу записывать электронные формулы химических частиц, минуя графическое построение системы МО для молекулы Нг—для .

г—[Я/((а ) ]. Буквы К обозначают первые электронные слои двух атомов Ы, не принимающие участия в образовании системы молекулярных орбиталей. Верхний правый числовой индекс показывает число электронов в молекулярной орбитали. Например  [c.

71]

    Графические записи электронных формул. В основу графического построения электронных формул кладут орбиталь, которая символизирует энергетическую ячейку в дискретном ноле ядра. Орбиталь условно изображают в виде квадрата (или прямоугольника), а электроны — в виде стрелок, направленных соответственно спину. Число квадратов-ячеек по подуровням отвечает числу орбиталей в них согласно формуле (21 + 1). [c.38]

    При графическом построении схемы электронных оболочек атомов, осуществляемом последовательным заполнением атомных орбита-лей электронами, следует учитывать приведенный выше порядок расположения орбиталей по уровням энергии. [c.40]

    Построение схем л-молекулярных орбиталей для плоских полностью сопряжённых я-электронных систем графическим методом см. [2J, I, с. 56 . [c.230]

    Справедливость данного тождества легко усмотреть при помощи графического построения. Для этого следует наложить одна на другую три диаграммы типа jp d г2 J 2) изображенной на рис. 2.

4 и учесть знак отдельных лепестков функции гр. Таким образом, совокупность любой пары функций (2.22) стремя упомянутыми ранее орбиталями ёху,. . .

образует систему пяти линейно независимых и пространственно эквивалентных орбиталей -типа. [c.54]

    Наиболее важный вьшод при таком анализе состоит в том, что сохраняется полная аналогия в схеме образования а- и тг-делокали-зованпых МО. Необходимо лишь четко определить, к какому ги-пу — хюкке.

певскому или мебиусовсксму — принадлежит базисная система орбиталей фрагментов, и воспользоваться для построения соответствующих МО соотношениями, представленными в графической форме на рис. 9.8 и 9.9. [c.

351]

    Как можно изобразить эти р-орбитали графически Аналогия с колеблющейся сферой в данном случае не очень помогает, так как рассматриваемые функции не соответствуют смещениям из какого-либо положения равновесия. Простейшее графическое описание можно получить следующим образом. Рассмотрим рг-орбиталь.

Проведем совершенно произвольно через ядро ось Z (если бы у нас имелось электрическое или магнитное поле, их направление удобно было бы принять за ось 2). Цель этого построения состоит в определении оси, от которой можно было бы отсчитывать угол 0 (см. рис. 3.1). Заметим, что функция рг не зависит от угла ф.

Теперь проведем линии, исходящие из ядра подобно колючкам обороняющегося дикообраза. Вдоль каждой радиальной линии отметим отрезок длиной, пропорциональной величине osO (так что углам 0=0 и 0 = л соответствуют единичные отрезки). При этом окажется, что со вокуппость этих точек образует поверхность двух сфер, соприкасающихся с ядром.

Наконец, пометим каждую сферу знаком (+ или —) в соответствии со знаком функции рг (т. е. os О) для этой сферы. Результат этой процедуры приведен на рис. 3.2. [c.32]

    НОСТРОЕННЕ СХЕМЫ МОЛЕКУЛЯРНЫХ ОРБИТАЛЕЙ. Для выяснения относительной энергии молекулярных орбиталей в плоских полностью сопряженных электронных системах применяется один простой графический метод. Система представляется правильным многоугольником. Например, бензол будет представлен шестиугольником. Сначала многоугольник располагают вниз одной из вершин. Остальные вершины используются как реперные точки для построения уровней энергии молекулярных орбиталей. Если в м1 Огоу1 ольнике две вершины располагаются на одном уровне, то это означает, что на этом энергетическом уровне находятся две молекулярные орбитали. Если применить этот метод к молекуле бензола, то шестиугольник [c.569]

    Рнс. 3.17. Относительные энергии Е атомных орбиталей, вычисленные и пред ставленные графически в зависимости от заряда ядра Z (порядке него номера элемента). Кривые проведены плавно, без учета неболь ших флуктуаций, наблюдаемых на самом деле. Обратите внимание что график построен в логарифмических координатах. [Latter R Phys. Rev., 99, 510 (1955).] [c.111]

Смотреть страницы где упоминается термин Графическое построение л-орбиталей: [c.2316]    [c.371]    Смотреть главы в:

Органическая химия -> Графическое построение л-орбиталей

Построение графическое

© 2019 chem21.info Реклама на сайте

Источник: https://www.chem21.info/info/1520358/