Атом, строение энергия связи электронов

Аналогичная гибридизация имеет место и у переходных элементов. При этом комбинируются 3d-, 4s- и 4/ -орбиты. Особый интерес представляет s/j d-гибридизация. Полинг показал, что при этом возникают шесть эквивалентных электронных тяжей, направленных, например, вдоль положительных и отрицательных направлений осей х, у, г (октаэдрическая гибридизация). Эти гибридизации привлекались для объяснения строения комплексных соединений типа ионов Fe ( N)s или Со (ЫНз)б . Атом железа имеет внешние электроны (3df (4s) . Ион Ре + имеет строение (3d)" (4s)Представляется энергетически выгодным возбудить три электрона из З -состояния в 4р-состояние. Тогда в возникшем ионе осуществляется состояние (МУ (4s) (4р) . Два /-электрона, один 4s и три 4р дают октаэдрическую гибридизацию, приводящую к шести сильным связям, компенсирующим энергию, затраченную иа возбуждение. [c.480]

Представление о резонансе часто используют для качественного описания строения молекул, но по мере усложнения структуры (скажем, при переходе от бензола к нафталину, пиридину и т. п.) количественные расчеты валентных схем становятся все более затруднительны. Поэтому для решения волновых уравнений чаще применяют другой метод, метод молекулярных орбиталей. Если с точки зрения этого метода качественно рассмотреть молекулу бензола, то можно видеть, что каждый атом углерода, связанный с тремя другими атомами, использует 5р -орбитали для образования а-связей, так что все 12 атомов лежат в одной плоскости. Кроме того, каждый атом углерода имеет еще р-орбиталь, которая может в равной мере перекрываться с двумя соседними р-орбиталями. Перекрывание шести таких орбиталей (рис. 2.1) дает шесть новых орбиталей, три из которых, связывающие (они показаны на рис. 2.1), называются я-орбиталями. Все три я-орбитали занимают примерно одинаковое пространство, одна из них имеет самую низкую энергию, а две другие являются вырожденными. Каждая орбиталь имеет узловую область, которая является плоскостью кольца, и разделяется иа две части, расположенные над плоскостью и под ней. Две высокоэнергетические орбитали (рис. 1, б и е) имеют еще другую узловую область. Шесть электронов, образующих тороидальное облако, называют ароматическим секстетом. Порядок связи углерод — углерод, вычисленный по методу молекулярных орбиталей, составляет [c.48]

Плоское строение молекулы и угол между связями 120 позволяют в методе ЛМО считать, что в локализованных а-связях атом углерода участвует гибридными хр -орбиталями. Каждый атом углерода участвует своими тремя электронами в трех таких о-связях двух С—Н и одной С—С. Еще одну связь С—С образуют не участвующие в гибридизации р -электроны, по одному от каждого атома. Так как р -орбитали направлены перпендикулярно плоскости молекулы, их перекрыванием образуется я-орбиталь, электронная плотность которой располагается над и под плоскостью молекулы. Таким образом, связь С=С оказывается двойной симметричной о л -связью. Разделяя связь между углеродными атомами в этилене на о- и л-связь и принимая энергию разрыва о-связи равной Е (С—С) = 347 кДж/моль. можно приписать л-связи в этилене энергию 250 кДж/моль. Таким образом, л-связь (С—С) в этилене менее прочна, чем а-связь, и легче разрывается, чем объясняется склонность этилена к реакции присоединения. [c.107]

При заполнении электронных слоев и оболочек атомы подчиняются 1) принципу наименьшей энергии, согласно которому электроны сначала заполняют вакантные орбитали с минимальной энергией 2) принципу Паули 3) правилу Гунда — на вырожденных орбиталях суммарное спиновое число электронов должно быть максимальным. В квантовых ячейках с одинаковой энергией заселение электронами происходит так, чтобы атом имел наибольшее число неспаренных электронов. Это отвечает нормальному состоянию атома (минимум энергии). Рассмотрим связь между электронным строением атомов и положением элементов в короткой 8-клеточной Периодической сис ме (см. форзац). У каждого следующего элемента Периодической системы по сравнению с предыдущим на один электрон больше. Наиболее прост первый период системы, состоящий лишь из двух элементов. У водорода единственный электрон заселяет наинизшую по энергии орбиталь 1 , а у гелия на этой орбитали два электрона с антипарал-лельными спинами. Гелием заканчивается первый период системы и исчерпаны все вариации квантовых чисел при п = I. Таким образом, у атома гелия полностью формируется наиболее близкий к ядру А -слой. [c.40]

Не вдаваясь в подробное изложение результатов применения этого метода для изучения строения атомов, ограничимся рассмотрением некоторых отдельных примеров [2]. Водородный атом имеет только один электрон, и так как энергия связи электрона в. АГ-группе всегда больше, чем в -группе, то этот электрон, несомненно, будет 1 -электроном. Атом следующего элемента, гелия, обладающий двумя электронами, должен, таким образом, иметь конфигурацию 1 . Поскольку. ЙГ-группа в атоме гелия заполнена и третий электрон, соответствующий атому лития, принужден войти в -группу, распределение трех электронов будет отвечать конфигурации 1 22х. Атом бериллия завершает заполнение подгруппы 2 , так что следующий электрон уже входит в группу 2р, образуя при этом структуру 15 2 2/ , соответствующую атому бора, и т. д. [c.16]

Справа выписано число неспаренных внешних электронов и формулы соответствующих водородных соединений. Валентность, согласно изложенному, должна равняться этому числу неспаренных электронов. Мы видим, что в полном соответствии с опытными данными водород, литий, фтор и натрий — одновалентны, кислород — двухвалентен, азот — трехвалентен. Атомы инертных газов гелия и неона не образуют молекул, так как все их электроны спарены, поэтому их валентность равна нулю. Противоречие мы наблюдаем лишь для атомов Ве, В, С, для которых возможны и другие валентности (указанные в скобках). Но это противоречие только кажущееся и объясняется тем, что мы привыкли считать, что свободные атомы, образуя химическую связь, обязательно сохраняют строение своих электронных оболочек. Но не существует никаких причин, по которым это должно быть только так атом, образуя связь, уже не является свободным, и его электронная конфигурация может и должна — в большей или меньшей степени) измениться. Поэтому необходимо принимать во снимание те изменения энергии, которые могут возникнуть при образовании химической связи. [c.71]

Равновесные значения энергии притяжения двух атомов с образованием Мг для газовой фазы составляют АЬ—193, u2—191, Ag2—158, Auo—216, Pdz—96,5 кДж/моль. Низкое значение энергии притяжения для палладия связано, вероятно, с заполненностью его электронных уровней (4oi °5s ). Поскольку атом платины имеет строение 5oi 6s, можно ожидать, что состояние Pt2 значительно устойчивее, чем состояние Pda, однако экспериментальные данные, подтверждающие этот вывод, не получены. Дальнейшее добавление металлических атомов и образование больших агрегатов термодинамически, безу словно, выгодно. [c.252]

Методом электронографии установлена структура молекулы этилена (рис. 87) все ядра лежат в одной плоскости, углы между направлениями связей очень близки к 120° (угол С — С—Н составляет 121,4°) длины связей г(С—Н) = 1,10310 м, г (С = С) = 1,337 0,002 Ю > м. Средняя энергия связи ДС = С) = 598,3 кДж/моль. Эти экспериментальные данные позволяют провести описание электронной структуры молекулы при помощи двухцентровых орбиталей метода ЛМО. Плоское строение молекулы и угол между связям 120° (как и в молекуле ВРз) позволяют считать, что в локализованных а-связях атом углерода участвует гибридными. ф -орбиталями. Каждый атом углерода участвует своими [c.207]

Квантовомеханический расчет разности энергий АЕ (А) и (Б) (выполненный простым методом Хюккеля) как функции интеграла перекрывания (5) орбиталей рг-атома Сз с 5 -орбиталями атома Pt показал, что АЕ отрицательна, т. е. при переходе от (А) к (Б) энергия частицы понижается при любых значениях 5, если участвующий в сопряжении атом Р1 не передает электронов в п-систему. Факторы, способствующие смещению электронной плотности на металл, например гиперконъюгация связи С — Р1 с метильными группами, более высокая по сравнению с зр -гибридизованным н с углеродом (1,7) электроотрицательность платины (2,2), благоприятны для разрыва старой и образо-вания новой связи С—С. Строение переходного комплекса, предлагаемое авторами, можно рас- Р1 Р( сматривать как приближение к структуре пента- А [c.15]

Изучение строения молекул и твердых тел в первую очередь направлено на определение положения атомов и характерных химических групп (радикалов) в пространстве. Одновременно необходимо знать распределение и движение электронов, определяюш,ие характер химических сил, связываюш,их один атом с другим, уметь определять энергию соответствующих связей и природу валентности, взаимное влияние атомов и групп, передачу этого влияния вдоль органической и неорганической молекулы в связи с реакционной способностью вещества. Во многих случаях надо знать значения энергии разрыва тех или иных связей с образованием радикалов, энергии отрыва электрона или иона от молекулы и т. п. Для всех этих исследований приходится применять тончайшие методы, разрабатывать новые, создавать соответствующие приборы. [c.14]

Поляризуемость молекулы зависит от строения электронной оболочки молекулы и связана с ее подвижностью. При колебаниях и вращениях молекулы в той или иной степени меняется энергия электронов, а поэтому может меняться и поляризуемость. Иными словами, поляризуемость молекулы изменяется при изменении расстояния между атомами в молекуле. Но изменение поляризуемости в значительной степени связано с общим строением молекулы. Например, в чисто ионной молекуле валентные электроны оттянуты к более электроотрицательному атому и при колебании электронное облако практически не изменяется, не изменяется и поляризуемость молекулы. Двухатомная ионная молекула в КР спектре неактивна. [c.349]

В XX в. учение о строении молекул и о природе химической связи получило значительное развитие. Было установлено, что химическая связь образуется в большинстве случаев в результате той или иной перегруппировки электронов, содержащихся во взаимодействующих атомах путем а) передачи одного или большего числа электронов от одного атома к другому б) смещения электронов к одному из атомов так, что большей частью при этом образуются электронные пары, общие для взаимодействующих атомов и связывающие их между собой. Таким образом, в химических процессах основную роль играет относительная прочность связи электронов с различными атомами и их способность к присоединению новых электронов. Перегруппировка электронов и образование того или иного вида химической связи определяется соотношением величины сродства к электрону и электроотрицательности атомов, вступающих в связь. Сродством к электрону называется количество энергии, которое выделяется при присоединении электрона к атому. За условную меру электроотрицательности X принимают полусумму электронного сродства Е и потенциала ионизации / [c.25]

Величина сверхтонкого взаимодействия с каждым из атомов радикала должна зависеть от электроотрицательности и от характера распределения заряда в радикале. Вообще говоря, можно ожидать сильного сопротивления большому разделению зарядов, но это обусловлено слабой поляризацией всей электронной системы, а не полной локализацией одного или двух электронов. У большинства из радикалов, которые мы будем рассматривать здесь и в последующих главах, неспаренный электрон находится на разрыхляющей орбитали. Поэтому, если мы хотим обсудить влияние электроотрицательности на распределение плотности неспаренного электрона, необходимо рассмотреть всю совокупность как связывающих, так и разрыхляющих орбиталей. Электроны на связывающих орбиталях связаны наиболее прочно, так как они расположены в основном в области самой низкой потенциальной энергии между атомами, но ближе к атому с большей электроотрицательностью. Электроны разрыхляющих орбиталей выталкиваются из указанной области по направлению к атому с меньшей электроотрицательностью. Таким образом мы приходим к выводу, что чем больше электроотрицательность атома, тем ниже должна быть на нем плотность неспаренного электрона. Точно так же, если рассматривать электронное строение радикала в рамках дырочного формализма, нетрудно установить, что относительно положительная дырка притягивается к атому с меньшей электроотрицательностью. [c.120]

Источники света. Источниками ультрафиолетового и видимого света для проведения фотохимических исследований служат ртутные лампы. В зависимости от давления паров ртути, развивающегося при работе, различают лампы низкого давления 10 —1мм рт. ст., среднего давления 2-10 —2-10 мм рт. ст., высокого давления от 2-10 до (2- -3) 10 мм рт. ст. Излучение, возникающее при работе ртутных ламп, связано с переходами возбужденного атома ртути с соответствующих энергетических уровней в основное состояние. Если переход осуществляется с нижних энергетических уровней (6 Яь 6 Я ) в основное состояние (6 5о), происходит испускание так называемого резонансного излучения. В зависимости от строения внешней электронной оболочки атома может быть несколько резонансных линий испускания. Если атом в результате столкновений возбуждается до более высоких энергетических уровней, чем резонансный, то сначала происходит испускание кванта энергии, соответствующего разности этих уровней, а затем переход с резонансного уровня в основное состояние. На- [c.138]

Построение системы энергетических уровней завершается размещением на них соответствующего числа электронов. В нашем случае на двух молекулярных орбиталях можно разместить четыре электрона, которые соответствуют образованию различных молекул и ионов. Это достигается следующим образом. Один электрон в системе из двух орбиталей а и а выбирает а как имеющую наиболее низкую энергию. Такое состояние отвечает образованию простейшей молекулы — молекулярного иона водорода HJ. Этот ион в теории молекул играет такую же роль, как атом водорода в теории строения атомов. В частности, принципиально важным является существование химической связи, образованной одним электроном. Второй электрон также направится на орбиталь а, и в соответствии с принципом Паули спины этих двух электронов должны быть спарены. [c.186]

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]

Рост макрорадикалов начинается с момента присоединения молекулы мономера к первичному свободному радикалу и продолжается до тех пор, пока растущая цепь сохраняет свойства свободного радикала. На стадии роста цепи неспаренный электрон переходит от атома углерода (или другого атома) радикала к концевому атому углерода последней присоединяющейся молекулы мономера, превращая растущую цепь в макрорадикал. Каждый акт присоединения ненасыщенных молекул мономера к радикалу сопровождается разрывом тг-связей мономера и образованием а-связи с неспаренным электроном свободного радикала. Второй электрон 71-связи при этом остается неспаренным, и строение активного центра сохраняется, но молекула мономера к свободному радикалу присоединяется лишь в том случае, если изменение свободной энергии системы (Д/ ) мень пе нуля [c.24]

Атом углерода в основном, невозбужденном состоянии имеет электронное строение 1з 2з 2р и способен образовать две связи по ковалентному (1 + 1) механизму с сохранением пары электронов на 25-орбитали Однако углерод может перейти в возбужденное состояние с переходом одного электрона с 2з- на 2р-орбиталь Энергия такого перехода составляет 675,7 кДж/моль [6, с 105] Углерод в возбужденном состоянии способен образовать уже четыре связи по ковалентному механизму (1 + 1) При образовании метана [СН4) это дает общий выигрыш энергии 102,5 кДж/моль [6, с 105] [c.69]

Существуют также соединения, в которых на каждую связь приходится меньше двух электронов. Для молекулярного иона водорода Нз+ энергия связи составляет 267 кДж/моль при длине ее 0,106 нм. Это стабильно существующее образование, связь между. "1ротонами которого осуществляет один-единственный электрон. Другим примером вещества с дефицитом валентных электронов может служить молекула диборана (борэтан) ВгНб. В отличие от этана СгНб в молекуле диборана всего 12 валентных электронов. (6 от двух атомов бора и 6 электронов от атомов водорода). Изучение свойств диборана позволило установить строение его молекулы (рис. 54). Атомы водорода, через которые связываются два атома бора, называются мостиковыми. На рис. 54 мостиковые атомы водорода связаны с бором пунктирными линиями. Кроме того,, мостиковые атомы водорода лежат на плоскости, перпендикулярной плоскости расположения атомов бора. По своей геометрии ди-боран представляет собой два тетраэдра с общим ребром из мос-тиковых атомов водорода. Каждый мостиковый атом водорода образует две мостиковые связи Как видно из рис. 54, в молекуле диборана восемь межатомных связей, которые обслуживают всего лишь 12 электронов (вместо 16). Это возможно потому, что каж- [c.118]

Рассмотрим более подробно молекулу ВС1з, суммарная энергия связей которой 1343 кДж. Многочисленные исследования показывают, что все атомы хлора в этой молекуле равноправны, располагаются в одной плоскости и одинаково удалены от атома бора. Следовательно, энергия каждой из трех связей равна 448 кДж. Строение электронной оболочки нейтрального возбужденного атома бора с тремя одиночными электронами, т. е. трехвалентного, таково, что из трех неспаренных электронов (25р ) один образует 5-орбиталь, а два остальных — р-орбитали, пере-секаюш,иеся под прямым углом. Если три атома хлора присоединяются к такому атому бора, то два из них, р-орбитали которых перекроются с р-орбиталями атома [c.251]

Существуют также соединения, в которых на каждую связь приходится меньше двух электронов. Для молекулярного иона водорода энергия связи составляет 267 кДж/моль при длине ее 0,106 нм. Это стабильно существующее образование, связь между протонами в котором осуществляет единственный электрон. Другим примером вещества с дефицитом валентных электронов может служить молекула диборана (борэтан) ВгНе- В отличие от этана СгНе в молекуле диборана всего 12 валентных электронов (6 от двух атомов бора и 6 от атомов водорода). Изучение свойств диборана позволило установить строение его молекулы (рис. 48). Атомы водорода, через которые связываются два атома бора, называются мастиковыми. На рис. 48 мостиковые атомы водорода связаны с бором пунктирными линиями. Кроме того, мостиковые атомы водорода лежат на плоскости, перпендикулярной плоскости расположения атомов бора и остальных четырех атомов водорода. По своей геометрии диборан представляет собой два тетраэдра с общим ребром из мостиковых атомов водорода. Каждый мостиковый атом водорода образует две мостиковые связи. Как видно из рис. 48, в молекуле диборана восемь межатомных связей, которые обслуживаются всего лишь 12 электронами (вместо 16). Это возможно потому, что каждый мостиковый атом водорода может образовать с двумя атомами бора двухэлсктронную трехцентровую связь В—И—В. При образовании последней возможно перекрывание двух гибридных ярЗ орбиталей от двух атомов бора и -орбитали атома водорода (рис. 49). Ввиду изогнутости мостиковой связи В---И—В и ее иногда называют "банановой" связью [c.87]

При последоват. переходе от Ас к Lт новые электроны заполняют, как и у лантаноидов, места не на внеш. оболочках-шестой и седьмой, а более близкую к ядру оболочку 5/ Вследствие этого строение двух внеш. оболочек оказывается одинаковым, У первых А, (до Ат) энергии связи 5/-и б -злектронов с ядром атома мало различаются, причем иногда энергия связи 5/-электронов больше энергии связи 6 -электронов. Поэтому у атомов и ионов элементов, непосредственно следующих за Ас, могут заполняться 5/-и(или) 6 -о6олочки. [c.78]

При особом рассмотрении водорода нельзя не обратить внимания на его исключительное сходство с галогенами. Несмотря на некоторые различия, он обладает рядом характерных, общих с галогенами свойств. Так же как и галогены, он является неметаллом и, так же как и последние, в элементарном состоянии образует двухатомные молекулы. В этих молекулах, как в случае галогенов, так и в случае водорода, атомы связаны простой связью. Работа, необходимая для разложения молекул на атомы, постепенно убывает в ряду Н—С1—Вг—Р—I. Так же как галогены, водород может выступать в качестве электроотрицательного иона, т. е. водород аналогично галогенам обладает сродством к электрону. Последнее означает, что в случае присоединения одного электрона к нейтральному атому Н, выделяется энергия. Так же как водород, галогены в соединениях, где они отрицательно заряжены, исключительно одновалентны. Соединения водорода с металлами, в которых водород является электроотрицательной составной частью по строению и характеру связи, соответствуют аналогичным соединениям галогенов. По своему строению эти вещества подобны солям, и поэтому водород в полном смысле слова можно считать солеобразователем . Точно также и работа, которая должна быть затрачена, чтобы получить положительно заряженный водород, т. е. атом водорода с отщепленным электроном, является отнюдь не меньшей, чем у галогенов (за исключением фтора). В этом можно убедиться, сравнив ионизационные потенциалы (см. стр. 140). [c.42]

Модель гибридизации электронных орбиталей не обязательно распространяют на все орбитали атома. Известны случаи, когда модель требует считать часть орбиталей гибридными, т. е. усредненными по энергиям и дополнительно симметризованными по расположению в пространстве, а часть орбиталей — негибридными. Рассмотрим подобный случай на примере некоторых производных углерода. Известно, что строение таких соединений, как этилен С2Н4 и фосген СОО , объясняют одинаковым характером гибридизации орбиталей атомов углерода в этих молекулах. Из четырех одноэлектронных орбиталей атома углерода (одной 5 и трех р) три орбитали считают гибридными, они образуют своим расположением фигуру правильной трехлучевой звезды (зр -гибридизация), а одна р-орбиталь остается негибридной. Она располагается перпендикулярно к плоскости звезды, как показано иа рис, 21.12. За счет гибридных вр -орбнталей атом углерода образует три ст-связи (две —с атомами других элементов и одну —с соседним углеродным атомом, имеющим аналогично расположенную р-орбиталь). [c.256]

Образование кратных связей можно рассмотреть таким же образом. Так, два атома азота, каждый из которых имеет конфигурацию 8 2з-2ру2ру2рсоединяются и образуют тройную связь при спаривании электронов на соответствующих р-орбиталях. Аналогично можно рассмотреть метиленовый радикал НаС , поскольку он имеет два неспаренных электрона, то два радикала соединяются, образуя этилен с двойной связью. Существует один случай, в котором простой метод ВС ведет к качественно некорректному предсказанию электронного строения,— молекула О,. Атом кислорода в основном состоянии имеет конфигурацию 15 25 2р 2ру2р , и поэтому можно ожидать, что два атома соединятся, образуя две двухэлектронные связи. Действительно, для молекулы энергия связи указывает на двойную связь, но эта молекула имеет также два неспаренных электрона, т. е. такое сочетание факторов, которое трудно осмыслить и еще труднее предсказать, опираясь на метод валентных связей. Эта неудача обусловлена не какими-то фундаментальными ошибками в методе ВС, а слишком грубым приближением. Однако метод молекулярных орбиталей (МО) даже в грубом приближении дает правильные результаты для О2, как будет показано в дальнейшем. [c.81]

НОВ в атоме, тем меньше ударяющий электрон будет отклоняться от своего первоначального направления. В результате воздействия ударяющего электрона атомные электроны смещаются относительно ядра, т. е. происходит поляризащ1я атома. Величина смещения атомных электронов зависит от силы связи их в атоме, которая определяется зарядом ядра и строением электронной оболочки. Поляризуемость атома растет с увеличением атомного номера. Чем больше поляризуемость, тем легче происходит смещение электронов атома при взаимодействии с ударяющим электроном. При достаточно большом взаимодействии смещение одного из электронов достигает критической величины, и он покидает атом, т. е. происходит ионизация. При этом ударяющий электрон отдает часть своей энергии, соответствующую энергии ионизации и кинетической энергии выбитого электрона, и продолжает свое движение с измененной скоростью и в из.ме-ненном направлении. [c.28]

При приближении электрона к атому возникает взаимодействие создаваемого падающим электроном электрического поля с одним из электронов, принадлежащих атому. Глубина проникновения падающего электрона в электронную оболочку атома или молекулы зависит от его энергии и направления, а также от свойств электронной оболочки атома. Падающий электрон отклоняется от своего направления вследствие отталкивания атомными электронами. Чем больше скорость падающего электрона и чем меньше содержится электронов в атоме, тем меньше падающий электрон будет отклоняться от своего первоначального направления. В результате воздействия падающего электрона атомные электроны смещаются относительно ядра, т. е. происходит поляризация атома. Величина смещения атомных электронов зависит от силы связи их в атоме, которая определяется зарядом ядра и строением электронной оболочки. Поляризуемость атома растет с увеличением атомного номера. Чем больше поляризуемость, тем легче происходит смещение электронов атома при взаимодействии с падающим электроном. При достаточно большом взаимодействии смещение одного из электронов достигает критической величины и он покидает атом, т. е. происходит процесс ионизации. При эт падающий элек- [c.30]

Рассмотренный механизм переноса электронного заряда требует, чтобы связь А—Н отличалась заметной поляризуемостью, атом А— высокой электроотрицательностью, а атом В — донорными свойствами.. Последним способствует наличие у атома В неподеленной электронной пары. Точные квантовомеханические расчеты показывают, что при сближении молекул раньше начинается их взаимная поляризация, а затем уже перенос заряда. Следовательно, ориентационное и индукционное взаимодействие способствует переносу заряда. При образований водородной связи помимо переноса заряда свой вклад в общее понижение энергии вносят электростатическое, индукционное и дисперсионное взаимодействия обеих молекул. Таким образом, специфическое взаимодействие молекул через водородную связь осуществляется наряду с универсальным ван-дер-ваальсовым взаимодействием. Если иногда энергия водородной связи сравнима или меньше энергии последнего, то и при этом водородная связь благодаря свойству направленности играет важную роль в строении образующихся комплексов. Как видно, взаимодействие молекул посредством водородной связи является промежуточным между ван-дер-ваальсовым взаимодействием и химической связью, точнее, включая черты того и другого типа взаимодействий. [c.269]

Для бериллия энергия возбуждения 1x 25 — 1з 2бйр составляет 259 кДж/г-атом (62 ккал/г-атом), в то время как- разрыв гелиевой пары с переходом электрона на следующий энергетический уровень оценивается энергией примерно в 1925 кДж/г-атом (460 ккЭл/г-атом) (Я. К- С ы р к и н и. М. Е. Д я т к и н а. Химическая связь и строение молекул. Госхимиздат, 1946). [c.55]

ВОЗБУЖДЕННЫЕ СОСТОЯНИЯ, энергетич. состояния атомов и молекул и др. квантовых систем, характеризующиеся избыточной по сравнению с осн. состоянием энерн гией. Согласно принципам квантовой механики, атомы и молекулы устойчивы лишь в нек-рых стационарных состояниях, к-рым отвечают определ. значения энергии. Состояние с наинизшей энергией наз. основным, остальные-возбужденными. Изменение энергии атома при переходе из одного стационарного состояния в другое связано с изменением строения его электронной оболочки (см. Атом). [c.407]

Электронное строение и типы связей элементов периодической системы - ключ к пониманию Сфуктуры и свойств простых и сложных веществ, образованных эти.ми элементами Два или более атомов располагаются друг около друга так, как это энергетически выгодно. Это справедливо независимо от того, сильно или слабо связана фуппа атомов, содержит эта фуппа лишь несколько или 10 атомов, является расположение атомов упорядоченным (как в кристалле) или неупорядоченным (как в жидкости). Группа ато.мов устойчива тогда и только тогда, когда энергия атомов, расположенных вместе, ниже, чем у отдельных атомов. Единственной физической причиной конкретной кристаллической сфуктуры любого элемента и его модификаций является перекрытие валентных и подвалентных оболочек его атомов, приводящее к образованшо определенных межатомных связей. Число протяженность и симмефия орбиталей атомов данного конкретного элемента полностью определяют число, длину, ориентиров и энергию межатомных связей, образующихся в результате перекрытия этих орбита-лей, а следовательно, размещение атомов в пространстве, т е. кристаллическую структуру, основные физико-химические свойства элемента. [c.30]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология