Функция конфигурации заряда

Рассчитаем в качестве примера функцию конфигурации заряда L гипотетического диполярного иона, изображенного на рис. У.5, имеющего единичные положительные заряды ei и ез и единичные отрицательные заряды ег и е , расположенные на одинаковом расстоянии, равном 4 А от центра сферы. Диаметры, соединяющие заряды в — бз и в2 — перпендикулярны друг другу радиус сферы равен 5 А. [c.214]

Аналогично можно рассчитать функцию конфигурации заряда реальной молекулы или группы атомов. Например, для молекулы воды, имеющей длину связи О—Н, равную 0,96 А, угол НОН = 105°, значения о и н — 0,66 и 0,33 соответственно (рассчитано из дипольных моментов) и Ь = 1,40 А, получено [27] значение L — 0,263 (в предположении, что центром молекулы является кислородный атом). Значение L для иона гидроксония i-h,Os " = 1,266. При расчете L для карбоксильной группы уксусной кислоты и ацетат-иона были использованы следующие структуры [27] [c.215]

При расчете функции конфигурации заряда реагирующих ча-стиц в реакциях сольволиза предполагали, что центр молекулы [c.234]

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

Записать приближенную волновую функцию основного электронного состояния молекулы Н2 в методе ВС, получить с ее помощью выражения р<, и Р12 и выражение Ее для равновесной конфигурации ядер через заряды ядер и плотности р., и Р12- [c.15]

Поскольку ионизационные потенциалы — функция строения электронной оболочки атомов, они обнаруживают периодическую зависимость от порядкового номера элементов (рис. 20). Периодическую зависимость можно проследить и в характере изменения ионизационных потенциалов второго, третьего и т.д. порядков. Наименьшими величинами потенциалов ионизации первого порядка обладают атомы щелочных металлов. Это объясняется сильным экранированием заряда ядра полностью завершенными электронными оболочками с конфигурацией, свойственной благородному газу, которые предшествуют внешнему пз -электрону атомов щелочных металлов. [c.49]

Потенциал ионизации является сложной функцией некоторых свойств атома заряда ядра, радиуса атома, конфигурации внешних электронных оболочек. [c.48]

Методы квантовой механики ПОЗВОЛЯЮТ рассчитать все физические константы, характеризующие свойства веществ, исходя из четырех фундаментальных величин заряда ё и массы т электрона, постоянной Планка А и массы ядер атомов, которые образуют соединение. При одинаковых условиях из одних и тех же частиц всегда образуется одно и то же вещество именно с такой, а не иной структурой, поскольку каждому состоянию электронной волновой функции отвечает строго определенная пространственная конфигурация. Атомы удерживаются в определенном порядке химическими связями — силами квантовомеханического взаимодействия. Причем при образовании любой комбинации атомов наиболее вероятной является та, которая соответствует минимуму энергии. [c.19]

В рамках одноэлектронного приближения можно рассматривать слейтеровские детерминанты (либо построенные из них надлежащим образом линейные комбинации, например Д з и ЗА 4) указанных электронных конфигураций в качестве волновых функций, описывающих возбужденные электронные состояния молекулы Нг. Соответствующие им энергетические уровни вычисляются аналогично тому, как это было сделано при определении энергии Ео основного состояния [см. (9.25)], включая их выражение через интегралы вида (9.30) и (9.31). Полную энергию молекулы полн можно найти путем сложения полной электронной энергии и энергии взаимодействия ядер, которая определяется кулоновским отталкиванием двух точечных зарядов -1-е и в рамках приближения Борна — Оппенгеймера вообще не зависит от электронного состояния молекулы. На рис. 9.3 показано изменение полной энергии молекулы Нг в различных электронных состояниях в зависимости от расстояния между атомами. Минимумы имеются на кривой основного состояния (минимум на этой кривой отвечает равновесному расстоянию между атомами при образовании молекулы) и на кривой [c.191]

В меньшей мере известно, что спектральные изменения могут служить средством для понимания природы взаимодействия, ведущего к образованию Н-связи. Изменение частоты дает сведения о потенциальной функции Н-свя-зи, а изменение интенсивности — о смещении заряда, которым сопровождается нарушение равновесной конфигурации ядер. Одна из наиболее интересных проблем сегодняшнего дня — изучение строения биологических объектов с Н-связью. Разумеется, для этого нужна более полная информация об энергетике Н-связи, которую в принципе можно получить из анализа частот колебаний. По-видимому, наиболее полезны в этом смысле низкочастотные колебания и тр, но, к сожалению, они меньше всего изучены. [c.125]

М) и что особенно важно для дальнейшего как волновая функция так и энергия Е соответствующего электронного состояния зависят от зарядов ядер. .. 2 и 3/С—6 параметров определяющих заданную геометрическую конфигурацию ядер. Эти параметры обозначены в уравнении (2) через. ..Язк-6, они могут быть выражены через расстояния между ядрами / а,р- [c.30]

Таким образом, мы должны рассматривать Ч как функцию пространственных и спиновых координат электронов, зависящую также от параметров Яи...Язк-б, определяющих конфигурацию ядер, и зарядов ядер Z а=, ... К), так как от этих параметров зависят члены, содержащие Za, Яа и ГщВ операторе Гамильтона уравнения (30). Следовательно, Ф можно записать в виде [c.88]

В дополнение к трем основным предположениям, общим для всех теорий, Хаш делает следующие допущения 1) на всех стадиях реакции электронного обмена конфигурации координационных сфер находятся в равновесии с зарядами на реагентах 2) принимает конкретную модель внутренней координационной сферы с определенными свойствами, в частности, что функция потенциальной энергии первой координационной сферы линейна по отношению к заряду иона 3) рассматривает адиабатические реакции 4) среду считает ненасыщенным непрерывным диэлектриком 5) пренебрегает тем, что перенос электрона происходит в некоторой области расстояний между реагентами 6) принимает, что можно не рассматривать детальный механизм прохождения системой области пересечения поверхностей потенциальной энергии 7) считает, что параметр электронной плотности X можно использовать как меру вероятности локализации электрона на окисляющем агенте. [c.303]

Поскольку теория поля лигандов основана на предположении о том, что донорные атомы представляют собой точечные заряды, ее практические приложения ограничиваются теми комплексами, у которых не происходит интенсивной делокализации электронов между донорными атомами и центральным ионом. Но в" тех случаях, когда такая делокализация имеет место и движение электрона уже более не ограничено центральным полем одного атома, нужно пользоваться таким методом, который допускал бы описание и этих электронных состояний. Соответствующее описание может быть дано в рамках теории молекулярных орбиталей, которая исходит из предположения о том, что после образования связей валентные электроны не остаются локализованными у определенных атомов, а делокализуются по всем а.томным ядрам молекулы. Фундаментальная модель этой теории может быть проиллюстрирована образованием молекулярных орбиталей в простейшей молекуле — частице Нг, состоящей из двух ядер водорода и одного электрона. Эта ситуация изображается конфигурацией, согласно которой наиболее вероятным является нахождение электрона между этими двумя ядрами (ср. рис. 2.7). Функция, описывающая это новое состояние электрона, называется молекулярной орбиталью, [c.48]

Ингольд с сотрудниками отмечают, что различия в поляризуемости изотопных молекул обусловлены тем, что величины колебательных силовых постоянных для низших возбужденных состояний, как правило, меньше, чем для основных состояний. В разд. П1Б будет показано, что подобные изменения силовых постоянных связаны с относительным распределением заряда в основном и возбужденном состояниях, а также с ангармоничностью функции потенциальной энергии в основном состоянии. Поэтому при качественном обсуждении данных изотопных эффектов, так же как и при обсуждении эффектов, наблюдаемых в дипольных моментах, можно в конечном счете ограничиться рассмотрением средней конфигурации и среднеквадратичной амплитуды. [c.105]

Поскольку движение ядер как тяжелых частиц происходит всегда гораздо медленнее, чем движение легких частиц — электронов, то даже в процессе образования молекулы, а тем более в ее стационарных состояниях, можно считать с достаточной степенью точности, что электроны в каждый момент времени движутся в поле фиксированных ядер. Напротив, сравнительно медленное движение ядер происходит в поле, создаваемом не мгновенной конфигурацией электронов, а средним пространственным распределением их заряда, так как за время заметного смещения ядер каждый электрон успевает много раз пробежать все точки своей орбиты . Именно в этом смысле можно говорить об электронном облаке и рассматривать квадрат модуля волновой функции как величину, пропорциональную плотности заряда в электронном облаке. [c.248]

Наряду с этим при взаимодействии с более сильными, чем он, восстановителями водород может сам восстанавливаться. Это обусловлено тем, что на первом энергетическом уровне наиболее устойчивым является сочетание из двух электронов, а водородному атому недостает всего одного электрона для такой устойчивой конфигурации. При взаимодействии с атомами, содержащими слабо связанные электроны (Li, Na, К, Са и др.), атом водорода образует сильно полярные (в пределе — ионные) связи, в которых водородному атому принадлежит отрицательный заряд. Эти соединения называются гидридами металлов (NaH, КН, aHj). Водород в них находится в степени окисления — 1 и при разложении электролизом этих соединений он выделяется на аноде водород выполняет функции окислителя. В этих реакциях и в свойствах гидридов металлов водорода проявляется аналогия водорода с галогенами. Это объясняется тем, что атомам водорода, как и атомам галогенов, недостает по одному электрону до устойчивой конфигурации атомов инертных элементов. [c.46]

Потенциал ионизации — важнейшая энергетическая харакхерястика атома. Он зависит от эффективного заряда ядра и главного квантового числа внешней электронной оболочки атома и отражает тонкие особенности электронной конфигурации, как, например, спаривание элжт-ронов с антипараллельными спинами и др. Потенциал ионизации является периодической функцией атомного номера элемента (рис. 36), [c.58]

Примером гетеронуклеарных двухатомных молекул с ядрами, сильно отличающимися по величине эффективного заряда, могут служить молекулы гидридов. Рассмотрим молекулу HF. Электронные конфигурации атомов H[ls], F[l5 2i 2p ]. Потенциалы ионизации ПИ (Н) = = 13,599 эВи ПИ (F) = 17,423 эВ близки, вследствие чего молекулярная ст-орбиталь может быть представлена как линейная комбинация li-орбитали атома водорода и 2р,-орбитали атома фтора, имеющих одинаковые свойства симметрга относительно оси молекулы. Одноэлектронные энергии орбиталей 2i и Ь атома фтора, согласно Слейтеру, равны 40 и 700 эВ соответственно. Поэтому, пренебрегая небольшой гибридизацией за счет 25-орбт али, можно считать, что все электроны фтора, кроме 2р , сохраняют свой атомный характер Is- и 25 Орбитали не комбинируют с li-орбиталью атома Н вследствие большого отличия от нее по энергии, а 2р,- и 2 ,-А0 вследствие отличия от нее по симметрии относительно оси молекулы. Основной вклад в химическую связь в молекуле HF вносит пара электронов на ст-связывающей молекулярной орбитали. Состояние электронов на этой орбитали в приближении МО JII AO описывается волновой функцией [c.131]

Квантовость будет проявляться только в закономерности распределения отрицательного заряда. Поскольку в исходном уравнении Шредингера никаких взаимодействий, 1фоме кулоновских, не учитывается и рассматривается стационарное состояние, то такой результат можно предвидеть В том случае, когда имеем не точную, а приближенную функцию, пользуясь аналогичным выражением для силы действующей на некоторый атом или координату, должны помнить, что плотность распределения электронного заряда уже не является истинной плотностью Употребление приближенной функции может привести и нередко приводит к такому факту, что соответствующее ей электронное облако молекулы перестает удерживать ядра молекулы в истинных равновесных состояниях Если бы электронная функция была точной, то тогда для равновесной конфигурации молекулы силы, действующие на все атомы, равнялись бы нулю При использовании приближенных функций это условие нередко не вьшолняетоя, и его можно применить для оценки точности вычислений приближенной электронной функции [c.113]

Проведены расчеты этих соединений в л-нриближении [499]. Электронные переходы вычислены с учетом взаимодействия однократно возбужденных конфигураций. Исследование диви-нильвЕых производных показало, что разница энергий (Но не абсолютные значения) первого и второго синглетных электронновозбужденных уровней зависит от выбора резонансного интеграла связи X —С р2 (потенциал ионизации и резонансный интеграл варьировались соответственно в пределах 12,0—22,(J и от О до —2,0 эВ). Из анализа волновых функций методом Паризера —. Парра — Попла следует, что первые два электронных перехода являются практически одноконфигурациойными и связаны с переносом заряда с гехероатома на двойные связи [499]. [c.215]

В четвертой и пятой электронных оболочках имеется по 18 состояний. В шестой электронной оболочке имеется 32 различных состояния. Среди этих состояний 14 состояний относятся к типу 4/. Как уже отмечалось выше, радиальные функции /-состояний быстро убывают при / — 0. На рис. 12 указано радиальное распределение электрического заряда в водородоподобных атомах для состояний типа 4s, Ар и 4/. Мы видим, что в состоянии 4/ электрон хотя и не подходит близко к ядру, однако находится в областях атома более глубоких, чем внешние области, куда простираются состояния Ар и особенно 4s. Еще более внешние области атома занимаются электронами в состояниях 5s и 6s. Состояния 4/ начинают заполняться после элемента лантана (Lasr), у которого 54 электрона заполняют первые пять оболочек, а состояние трех остальных электронов определяется конфигурацией (5d) (6s)2. В атомах следующих 14 элементов esa, [c.360]

С квантово-механической точки зрения химическая частица (нейтральная молекула, свободный радикал или молекулярный ион) представляет собой систему, состоящую из ядер и электронов. Если мы ставим вопрос о том, может ли некоторая совокупность из ядер и электронов образовать устойчивую (способную существовать как единое целое, не распадаясь самопроизвольно) химическую частицу, каково будет строение и возможные состояния этой частицы, каковы будут ее физические характеристики (геометрическая конфигурация ядер, энергия, распределение положительного и отрицательного заряда и т. п.), то эта задача может быть рещена на основе системы постулатов и представлений квантовой механики. Согласно основным положениям квантовой механики любое реально осуществляющееся состояние системы из ядер и электронов описывается некоторой функцией Ч ", так называемой волновой функцией, которая зависит, вообще говоря, от координат и спиновых состояний всех частиц, входящих в систему. Волновая функция Ч " должна удовлетворять ряду общих требований, накладываемых квантовой механикой на все волновые функции . [c.85]

Вопрос о знаке заряда группы N0 в линейных фрагментах MNO нельзя, однако, считать решенным окончательно, поскольку имеется ряд экспериментальных и теоретических доказательств [306] того, что заряд группы N0 даже в линейных фрагментах MNO является отрицательным. Знак заряда груп -пы N0 в нитрозилах, или, что эквивалентно, степень окисления металла в нитрозилах, на основании рентгеноэлектронных данных определяли авторы работ [76, 282, 305—307]. Суть проблемы заключается в следующем. Свободная молекула N0 имеет электронную конфигурацию o (01s)o (Nls) 1а22а Зо21зх 2яЧ При образовании химической связи с металлом орбиталь За играет роль донора электронной плотности N0—>-М, а разрыхляющая орбиталь 2я образует в комплексе состава [M(N0)X5]" орбиталь симметрии е. Если вклад разрыхляющей орбитали t при этом достаточно велик, то NO является ni,-акцептором и группа NO заряжена отрицательно. В этом случае степень окисления металла М, например, в [M(N0)X5]" (X — одновалентный ацидолиганд) равна N=6—п. Если группа N0 является слабым л-акцептором и заряд группы положительный (вследствие донорной функции орбитали Зо), то Л =4—п. Для решения этого вопроса применили рентгеноэлектронный метод. [c.83]

Из сказанного выще следует, что использование какой-либо одной компоненты энергии взаимодействия АЕ в качестве индексов реакционной способности сталкивается с довольно жесткими ограничениями, а полный расчет сопряжен с существенными трудностями как вычислительного плана, так и последующей интерпретации полученных результатов. Поэтому в литературе периодически появляются попытки использования комбинированных индексов реакционной способности, учитывающих два относительно существенных члена в АЕ. Одним из наиболее удачных подходов такого рода представляется метод Клопмана [И]. В волновую функцию Р он включил лишь члены нулевого порядка и однократно возбужденные конфигурации с переносом заряда, что дало возможность учесть ед и ест. Кроме того, в полученном им выражении для АЕ в параметрической форме было учтено влияние растворителя. В соответствии с его подходом в приближении двухорбнталь-ного взаимодействия [c.218]

В опытах, проведенных с солями железа, обнаружена закономерность в поведении изомерного сдвига. Характерные значения сдвига были найдены для ионных солей железа (как РеП, так и РеИ1). Может показаться странным, что соли двух- и трехвалентного железа имеют разные химические сдвиги, так как их атомные конфигурации отличаются на один -электрон ls 2s 2p Зs Зp Sd и ls 2s 2p 3s 3p 3d ), а электронная плотность в ядре для с/-электронов практически равна нулю. Эффект возникает косвенным путем — i-электроны экранируют заряд ядра, изменяют электростатический потенциал поля, в KOTopojM находятся s-электроны. Добавление -электрона уменьшает кулоновский потенциал, притягивающий 35-электроны к ядру, и вызывает расплывание волновой функции 35-электронов, уменьшая плотность их заряда на ядре. [c.256]

Теперь можно рассмотреть электронные конфигурации элементов и построение периодической таблицы. При переходе от одного элемента к другому заряд ядра возрастает на единицу и один электрон добавляется в конфигурацию, окружающую ядро (подробности, касающиеся заряда и строения ядра, см. в разд. 5.2). Основное правило заключается в том, что в конфигурации основного состояния атома электроны занимают орбитали с наинизщей энергией, соответствующие принципу исключения Паули. Этот принцип, выдвинутый Паули (1925) на основании наблюдений атомных спектров, гласит, что в любой атомной системе никакие два электрона не могут иметь идентичные волновые функции. [c.27]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология