Электроны орбитали

Для объяснения строения и свойств соединений р-элементов в настоящее время широко применяются представления о двух- и трехцентровых орбиталях. Двухцентровая двухэлектронная связь образуется за счет непарных электронов орбитали центрального атома (А) п орбитали лиганда (Ь). Напомним, что согласно теории МО это отвечает образованию двухцентровых связывающей + = А + Фь И разрыхляющей = молекулярных орбиталей. [c.268]

Элементы, находящиеся в первом основном ряду таблицы периодической системы элементов, как бор, углерод и азот, имеют по четыре электронных орбиты, которые могут быть использованы для образования связей. Они известны как 2s, 2рх, 2ру, 2pz — электронные орбиты. Каждая из орбит способна удерживать два электрона с противоположными спинами. Химическая связь (<г-связь) между двумя атомами образуется путем частичного перекрывания двух таких орбит, по одной от каждого атома, содержащих пару электронов противоположного спина. Так, нанример, атомы таких элементов, как бор, углерод и азот, имеющих суммарно по четыре орбиты, способны к образованию максимум четырех простых связей. [c.393]

Состояние электрона в атоме, характеризующееся определенными значениями квантовых чисел , I и т, т. е. определенными размерами, формой и ориентацией в пространстве электронного облака, получило название атомной электронной орбитали. [c.83]

Распространение картины строения атома водорода на многоэлектронные атомы представляет собой один из самых значительных шагов в понимании химии, и мы отложим рассмотрение этого вопроса до следующей главы. При этом мы будем исходить из предположения, что электронные орбитали многоэлектронных атомов подобны орбиталям атома водорода и что они могут описываться теми же четырьмя квантовыми числами и имеют аналогичные распределения вероятностей. Если энергетические уровни электронов изменятся по сравнению с уровнями атома водорода (что и происходит на самом деле), нам придется дать исчерпывающие объяснения этим изменениям в терминах, используемых для описания орбиталей водородоподобных атомов. [c.374]

Самые внещние s- и р-электроны ответственны за важнейшие химические свойства атомов в случае типических элементов они называются валентными электронами. Орбитали d- и /-типа глубже погружены в общее электронное облако атома. Заселение этих орбиталей в атомах переходных металлов и внутренних переходных металлов (лантаноидов и актиноидов) оказывает меньшее влияние на химические свойства. Все же d-электроны определенным образом влияют на химические свойства переходных металлов, и в таких элементах валентными считаются электроны на внешних d-, S- и р-орбиталях. [c.408]

Какова гибридизация электронных орбита-лей в ионе 1з , если он линеен.. [c.33]

Свойство электрона до сих пор объясняется как способность электрона вращаться вокруг своей оси, однако все попытки экспериментально обнаружить такое вращение остались безуспешными. Согласно современному состоянию знаний, спин электрона нельзя свести к известным явлениям. Наглядное обозначение ориентации спина в занятой электронами орбитали [c.32]

Физический смысл такого определения порядка связи легко выяснить на основании следующего рассуждения. Если электронные орбитали атомов р, и v в значительной степени перекрываются, то между ними образуется прочная связь. Это условие выполняется, если коэффициенты при атомных орбиталях и велики. Произведение коэффициентов С/ц и ,v в уравнении (1,113) характеризует прочность связи, образованной за счет электронной -й орбитали. Рассмотрим два примера для бутадиена [c.40]

Поляризуемость является мерой тех изменений, которые происходят во внешних электронных орбитах, если атом или ион подвергаются действию внешнего электрического поля. Законы, которым подчинена поляризуемость ионов, были выведены Фаянсом с сотрудниками [681. Из этих законов можно сделать следующие заключения. При структуре внешнего электронного слоя, близкой како-му-либо благородному газу, анионы более поляризуемы, чем катионы. Так, для ионов, которые в периодической системе являются соседями неона и аргона, поляризуемость снижается в следующем порядке [c.66]

В органических веществах химическая связь осуществляется через общие электронные орбиты или парные электроны таким образом, ионизация и возбуждение с высокой степенью вероятности приводят к разрыву этих связей. Следовательно, для разрушения химических связей органических материалов эффективны все виды ионизирующего излучения. [c.158]

Двойные связи образуются здесь тт-электронами, орбиты которых расположены вне плоскости молекулы, над ней и под ней. Такие связи называются сопряженными, их нельзя считать принадлежащими только двум атомам. Орбиты тг-электронов соседних атомов перекрывают друг друга, образуя единое электронное облако полимерной молекулы. [c.128]

Атомные спектры. Данные об энергетическом состоянии электрона (орбитали) получают при изучении спектров излучения и поглощения свободных атомов. На рисунке 6 приведен спектр атомарного водорода. Атомные спектры имеют линейчатый характер, т. е. [c.19]

При обозначении состояния электрона (орбитали) главное квантовое число пишут перед символом орбитального квантового числа. Например, Зх означает электрон, у которого л=3 и / = 0 (орбиталь имеет форму шара) 2р означает электрон, у которого п = 2 и [c.21]

В угловой молекуле оксида серы (IV) 502, как и в молекуле воды НгО (рис. 40), п-связь осуществляется электронами а,- и о.-орбиталей. Но в отличие от молекулы НгО в молекуле 80г связывающими являются также электроны орбитали (рис. 41) [c.61]

Рисунок 1.3.2 - Схематическое изображение прецессии электронной орбиты

Последовательность заполнения атомных электронных орбита-лей в зависимости от значений главного и орбитального квантовых чисел была исследована советским ученым В. М. Клечков-ским, который установил, что энергия эле[<трона возрастает по мере увеличения сум.мы этих двух квантовых чисел, т. е. величины ( + /). В соответствии с этим, им было сформулировано следующее положение (первое правило К л е ч к о в с к о г о) при увеличении заряда ядра атома последовательное заполнение элек тронных орбиталей происходит от орбиталей с меньшим значением суммы главного и орбитального квантовых чисел (л + /) к орбиталям с большим значением этой суммы. [c.93]

Пусть электронные орбитали взаимодействующих атомов характеризуются волновыми функциями г1л1, и т. д. Тогда предполагается, что волновая функция 1 ), отвечающая молекулярной орбитали, может быть представлена в виде суммы [c.143]

Мд нитипе. квантовое число т характеризует расположение плоскости электронной орбитали, т. е. ее наклон относительно магнитной оси атома. Если побочное квантовое число равно /, то проекция орбитального момента электрона на магнитную ось атома принимает целочисленные значения от —/ до +/, а всего 21+ 1 значений. Так, если / = 0, то т имеет одно значение — т =0, а при /= 3 оно принимает 7 значений, а именно —3, —2, —1, О, 1, 2, 3. [c.40]

Возникновение гибридных, т. е. смешанных электронных орбита-лей, происходит в тех случаях, когда в образовании химических связей атомом А принимают участие электроны с различными, но не очень сильно отличающимися друг от друга энергетическими состояниями. Такому условию удовлетворяют 5- и р-электроны одного и того же уровня. Так, например, в процессе образования связей возбужденными атомами бериллия (1з 2з2р), бора (ls 2s2p ) и углерода (15 252р ) принимают соответственно участие один 5- и один р- электрон (Ве), один х- и два р-электрона (В) и один 5-и три р-электрона (С). Так как орбитали 5- и р-электронов различны по форме, то предварительной стадией образования химических связей атомами этих электронов является образование гибридных орбиталей, форма которых является результатом взаимного изменения форм орбиталей 5- и р-электронов, из которых они образовались. Такио гибридные орбитали характеризуются симметричной направленностью относительно центра атома и способностью к максимальному взаимному перекрыванию общих электронных орбиталей при последующем их взаимодействии с электронными орбиталями элемента-партнера. [c.53]

В молекуле ноды электронные орбитали двух р-электронов атома кислорода также, казалось бы, должны быть расположены под углом 90°. В действительности НОН = 104,5°, т. е. значительно ближе к тетраэдргческому. Очевидно, что и в этом случае некоторое искажение структуры молекулы воды связано с 5р -гибридизацией, в которой участвуют орбитали двух участвующих в образовании связей й двух неподеленных пар атома кислорода. [c.54]

Какой из названных ниже аспектов теории Бора недопустим с точки зрения принципа неопределенности Гейзенберга а) дискретные энергетические уровни атома 6) простые круговые орбиты в) кванювые числа г) электронные орбитали д) электронные волны Почему выбранный вами аспект не согласуется с принципом неопределенности [c.380]

При обсуждении э.пектронного строения многоэлектронного атома следует исходить из наличия у него ядра и соответствующего числа электронов, Будем предполагать, что допустимые электронные орбитали, если и не точно идентичны орбиталям атома водорода, то представляют собой нечто подобное им-так называемые водородоподобные орбитали. Тогда можно мысленно построить многоэлектронный атом, последовательно помещая на эти орбитали по одному электрону, причем процесс заселения следует начинать с наиболее низких по энергии орбиталей. Таким образом мы построим модель атома в его основном состоянии, т. е. в состоянии с низшей электронной энергией. Такой способ мысленного построения многоэлектронного атома впервые применил Вольфганг Паули (1900-1958), который назвал описанный процесс принципом заполнения. По существу, однако, процесс мысленного построения атома основывается на трех принципах. [c.386]

Из сказанного следует, что движение электрона не может быть описано с помощью понятия о траектории. В самом деле, чтобы начертить траекторию частицы, надо знать в каждый момент времени ее положение в пространстве (г) и скорость (и) или импульо (p = tnv). Но как раз это в квантовой механике невозможно. С квантовомеханических позидий говорить об электронных орбитах в атомах или молекулах, как это делалось в теории Бора, не имеет никакого смысла. Кстати, сам Бор часто вспоминал, как в 1950-х гг. к нему после лекции подошел студент и спросил Неужели действительно были такие идиоты, которые думали, что электрон вращается по орбите [c.27]

Наиболее распространенным типом связи является двухэлек-тропная связь (а-связь). В зависимости от электроотрицательности атомов, образующих эту связь, электронные орбитали могут быть симметричными (при равной электроотрицательности) или смещенными так, что электронная плотность будет выше у более электроотрицательного атома. Смещение электронной плотности может иметь место и в случае связи, образованной одинаковыми атомами, которые соединены с атомами или группами атомов, имеющими разную электроотрицательность (индуктивный эффект). Так, например, двойная связь в бутене-2 не поляризована, а в пропилене и хлористом аллиле — поляризована [c.113]

Аналогично может быть найдена структура молекулы аммиака. Атом азота имеет три неспареиных р-электрона, орбитали которых расположены в трех взаимно перпендикулярных направлениях.. Очевидно, в соответствии с требованиями метода валентных связей трн связн N —Н должны распола1 аться под углами друг к другу, близкими к 90°. Молекула МНз должна иметь форму пирамиды с атомом азота в верилипе (рис. 1.3()). Экспериментальное значение угла между связями в молекуле NHз равно 07,3°, Отличие действительного угла от даваемого иа приведенной схеме, обусловлено теми же причинами, что и для молекулы Н2О. Как и в предыдущем примере, влияние побочных факторов уменьшается -при [c.84]

Посмотрим, что будет происходить с другими неспаренными электронами атомов азота. На рис. 1.40 6 представлены волновые функции 2рг-электронов атомов азота. Как видно, орбитйли перекрываются,.но это перекрывание имеет иной вид, чем то, которое происходит при образовании ст-связи. В данном случае образуются две области перекрывания, которые расположены по обе стороны от линии, соединяющей ядра. атомов при этом плоскость, проходящая через координаты 2 и у, является плоскостью симметрии областей перекрывания. Связь, образованная электронами, орбитали которых дают наибольшее перекрывание по обе стороны от, линии, соединяющей центры атомов, называется п-связью. [c.89]

Начиная со следующего элемента — натрия (2 = 11) — электронные структуры элементов повторяются. Поэтому внешние электронные орбитали могут быть представлены в общем виде для лктия и натрия — пв (я — номер периода) для бериллия и магния — для бора и алюминия — пв пр для углерода и кремния — пв пр и т. д. [c.30]

Итак, среди свободных атомов различных химических элементов наиболее стабильной электронной конфигурацией обладают атомы гелия (ls ) и атомы остальных благородных газов (пз пр ). Можно ожидать, что атомы других химических элементов стрюмятся приобрести электронную конфигурацию ближайшего благородного газа как отвечающую минимуму энергии и, следовательно, наиболее стабильную. Например, это становится возможным при образовании электронных пар, в одинаковой мере принадлежащих соединяющимся атомам и взаимодополняющих их электронные орбитали до устойчивой конфигурации типа ls или пs лp . Так образуются, например, все двухатомные молекулы простых веществ [c.31]

Из всего многообразия встречаюн1нхся в природе видов энергии особо следует выделить химическую энергию, обусловленную движением электронов на электронных орбитах атомов и молекул вещества. Эта энергия при определенных условиях может высвобождаться, т. е. превращаться в другие виды эггергии, что сопровождается образованием химических связей атомов или более прочных связей, если в преврпиюиии участвовали молекулы. С величиной химической энергии можно связать направление химических реакций. Следует отметить, что стабильными являются такие состояния веществ, при [c.8]

Опять-таки, сахарное кольцо можно приблизительно рассматривать как плоское, или, более точно, имеющее форму полукресла , в котором С-2 и С-З выведены из плоскости, проходящей через фураноз-ный атом кислорода и -V и С-4. Атомы С-Г и С-4 могут находиться в одной плоскости с фуранозным кислородом, поскольку несвязывающие электронные орбитали последнего слабо взаимодействуют с ними. [c.115]

Каждая стрелка изображает электрон с определенным направлением спина. Изображенная на рис. 1-1, а схема электронных состояний соответствует двухвалентному атому углерода. Это обозначается так 2а 2р . На самом деле атом углерода четырехвалентен и записывается 1б 2з 2р , т. е. один электрон (рис. 1-1, б) из 25 -состояния переходит в 2р -состояние. Четыре электрона — один в состоянии 2з и три в состоянии 2р — образуют эквивалентные гибридные электронные орбитали SJ . Атомы углерода в зр -состоянии образуют кубическую гранецен-трированную решетку алмаза, состоящую из регулярных тетраэдров. В центре тетраэдра размещается атом углерода, связанный с четырьмя атомами углерода, находящимися в вершинах тетраэдра. [c.18]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология