Атомная энергия образования молекул

Атомная энергия образования молекул и энергия связей. Атомной энергией образования называется количество энергии, выделяющейся при образовании одного моля данного вещества из свободных атомов элементов. [c.84]

Атомная энергия образования молекул и энергия связей [c.85]

Подобным же способом можно рассчитать энергию связи Ес-с, определяя вначале атомную теплоту образования молекулы этана по схеме [c.71]

Для двухатомных молекул атомная энергия образования численно равна энергии связи между атомами. Так, энергия связи НВг должна численно равняться количеству энергии, выделяющейся при реакции Н + Вг = НВг. [c.84]

Для этой реакции количество выделяющейся энергии равно 8,7 ккал/моль. Чтобы определить атомную энергию образования, надо к 8,7 ккал/моль прибавить количество энергии, затрачиваемой на испарение брома (3,7 ккал на /2 моль Вгг) и на разложение на свободные атомы двухатомных молекул водорода (52,1 ккал на Vz моль Нг) и двухатомных молекул брома (23,0 ккал на /2 моль Вга). В результате можно определить, что энергия [c.84]

Добавление второго электрона с противоположной спиновой функцией в ион молекулы водорода повышает энергию связи, но не удваивает ее, так как существует отталкивание обоих электронов. Это грубое приближение дает, однако, величину энергии образования молекулы водорода из его атомов достаточно близкую к полученной экспериментально, чтобы оправдать приложение метода к более сложным молекулам. Таким образом, посредством использования линейных комбинаций, получаемых сложением и вычитанием атомных орбит, может быть найдено, в первом приближении, распределение электронов во многих молекулах. [c.110]

Как показывает опыт, каждая определенная химическая связь между атомами имеет более или менее постоянную величину энергии вне зависимости от того, в какое химическое соединение эти атомы входят. Кроме того, атомные связи обладают приближенным свойством аддитивности, т. е. энергия образования молекулы из свободных атомов приблизительно равна сумме энергии связи отдельных ее [c.148]

Иногда молекулы с двойными сопряженными связями сильно отличаются от несопряженных молекул своими физическими свойствами и химическим поведением. Многие физические свойства несопряженных молекул можно вычислить аддитивно из атомных постоянных или из констант составляющих их связей. Как будет показано в следующей главе, такими так называемыми аддитивными свойствами являются межатомные расстояния, молекулярные рефракции, молекулярные объемы, теплоты сгорания, молекулярные энергии образования и т.д. У молекул с сопряженными двойными связями значения этих физических констант отклоняются (часто значительно) от аддитивно рассчитанных величин. Главным образом важно то, что эффективные энергии образования молекул с сопряженными двойными связями, определенные экспериментальным путем, намного меньше аддитивно вычисленных значений. Следовательно, сопряжение ведет к стабилизации молекул. [c.74]

Термин энергия связи применяют иногда к двум величинам 1) к количеству энергии, необходимой для разрыва данной связи при отрыве одного атома или радикала или иона энергия отрыва), 2) к средней величине энергии, приходящейся на одну связь данного вида при разрыве всех связей в молекуле средняя энергия связи). Последняя может определяться из атомной энергии образования с учетом различия энергии связи для связей различного вида. Для первой из этих величин мы будем пользоваться термином энергия отрыва, а вторую — среднюю энергию связи — будем называть для краткости просто энергией связи и выражать эти величины в килокалориях на моль. [c.118]

Практически используемые энергии химических связей существенно отличны от рассмотренных выше. Практическая энергия связи является той долей энергии, поглощаемой при полной диссоциации молекулы на свободные атомы, которая приходится на данную связь. Складывая величины таких энергий для всех химических связей в молекуле, получаем то же значение энергии (теплоты) образования молекулы из свободных атомов (атомной теплоты образования), которое использовали при расчете энергии связей. Путь расчета атомных теплот образования соединений был рассмотрен выше (стр. 64—65). Зная атомные теплоты образования соединений и используя закон Гесса, можно найти энергии связей. [c.68]

Энергетическая диаграмма уровней атомных и молекулярных орбиталей двухатомных молекул элементов 2-го периода показана на рисунке 26. Этой диаграммой можно воспользоваться для выяснения распределения электронов по орбиталям в молекулах. При этом следует учесть энергию орбиталей, принцип Паули и правило Гунда. Так, реакция образования молекулы N2 из атомов может быть записана так [c.49]

В ряде случаев представляет интерес определение теплоты образования химических соединений не из простых веществ, а из атомов, т. е. из гипотетических одноатомных газов (атомная теплота образования). Выделившееся при этом (мысленном) процессе теплота является мерой энергии всех связей и взаимодействия между атомами в молекуле и имеет большое значение для установления энергии каждой химической связи. Теплоту образования соединений из простых веществ следует отличать от атомной теплоты образования. Для вычисления атомной теплоты образования необходимо учесть теп- лоту возгонки твердых веществ и теплоту диссоциации молекул газообразных веществ на атомы. [c.22]

Изучение электронного строения атомов начинается с описания в рамках одноэлектронного приближения оболочечной модели. Переходя от теории атома к теории молекул, естественно сохранить ту же последовательность изложения. Под атомными функциями далее понимают функции, точка центрирования которых совпадает с ядром. Явный вид волновой функции в общем случае отличен от вида функции свободного атома. Будем считать, что атомная задача решена известны численные характеристики различных атомных величин, включая и значения орбитальных энергий. Особый интерес представляют слабосвязанные атомные электроны, волновые функции которых наиболее существенным образом деформируются в ходе образования химической связи. Разделение электронов на более и менее существенные не всегда однозначно, приходится делать те или иные допущения, справедливость которых впоследствии проверяется на уровне точных расчетов. Примером тому может служить исследование роли -электронов атомов переходных металлов в энергии связи молекул. [c.208]

Если в молекуле все связи однотипны, то, разделив атомную теплоту образования на число связей, найдем энергию отдельной химической связи. Так, энергия связи 0 Н равна /г ат воды. Энергии связей могут использоваться для нахождения тепловых эффектов реакций. [c.73]

Иногда при вычислениях теплот образования,. теплот сгорания и теплот химических реакций используют величины теплот диссоциации (энергии связи атомов, входящих в состав молекулы данного химического соединения). Установлеро, -что каждая определенная химическая связь между атомами имеет более или менее постоянную величину энергии, независимо от того, в какое химическое соединение эти атомы входят. Атомные связи обладают приближенным свойством аддитивности, т. е. энергия образования молекулы из свободных атомов в газообразном состоянии приблизительно равна сумме энергии связи отдельных ее частиц. [c.72]

Основу таких модифицированных представлений составляет, во-первых, допущение о том, что квантованными являются не только значения общей энергии молекулы, определяемые значениями общей волновой функции, но и состояния атомов в молекуле. Этим состояниям атомов соответствуют целочисленные индексы гибридизации, определенный набор связующих и несвязующих атомных орбиталей и строго определенные параметры (углы между направлениями валентных связей, значения ковалентных радиусов, электроотрицательность). Формирование молекулярных орбиталей в общем случае осуществляется по принципу максимального перекрывания с образованием качественно различающихся а- и я-связей. Наряду с этим значительный вклад в энергию образования молекулы вносят взаимодействия несвязующих орбиталей с молекулярными или атомными орбиталями, имеющими общие элементы симметрии. Эти дополнительные связи в молекуле образуются, как и связующие, по типу осевых или фронтальных взаимодействий. [c.148]

В качестве примера рассмотрим р ёакцйю взаимодействия атомного натрия с молекулами иода. В реакционной трубке по ее длине имеются две зоны 1) зона образования наибольшего количества продукта реакции — NaJ (расположенная ближе к входу потока молекулярного иода) и 2) зона наиболее интенсивного свечения за счет энергии процесса [c.137]

Для объяснения отличия валентных углов в молекулах НзО и ЫНз от 90° следует принять во внимание, что устойчивому состоянию молекулы отвечает такая ее геометрическая структура и такое пространственное расположение электронных облаков внеп, -ннх оболочек атомов, которым отвечает наименьпшя потенциальная энергия молекулы. Это приводит к тому, что при образовании молекулы формы и взаимное расположение атомных электронных облаков изменяются по сравнению с их формами и взаимным расположением в свободных атомах. В результате достигается более полное перекрывание валентных электронных облаков и, следовательно, образование более прочных ковалентных связей. В рамках метода валентных связей такая перестройка электронной [c.135]

Мы знаем, что в наиболее устойчивом (невозбужденном) состоянии атома электроны занимают атомные орбитали, характе-ризуюн1иеся наименьшей возможной энергией. Точно так же наиболее устойчивое состояние молекулы достигается в том случае, когда электроны занимают МО, отвечающие минимальной энергии. Поэтому при образовании молекулы водорода оба электрона [c.145]

Величина Раа приблизительно равна орбитальной энергии изолированного атома водорода. Тогда, исходя из формул (77а) и (776), можно сказать, что при образовании молекулы Иг атомные уровни энергии расщепляются на молекулярные, лежащие на энергетической шкале выше и ниже исходных атомных (рис. 32). При этом подъем уровня ег больше падения ги Так как в молекуле водорода всего два электрона, то они будут в основном состоянии занимать МО, энергия которой ниже, т. е. ф5. Эта орбиталь называется связывающей, а орбиталь фл — антисвязывающей (разрыхляющей). Далее мы дадим более точные определения связывающих и антисвязывающих МО, [c.190]

При действии на Нз при пониженном давлении тихого электрического ра.фяда образуется атомный водород. Он существует около секунды. Сравнительная устойчивость атомного водорода обусловлена те.м, что двойные столкновения атомов Н не приводят к образованию молекул На, для этого необходимы столкновения трех атомов, чтобы выделяющаяся при образовании Нг энергия была сообщена третьему атому. Поэтому атомы Н обычно претерпевают миллионы столкновений прежде, чем прореагируют. [c.464]

Молекула Ы . Конфигурация Li2[(als) (a ls) (a 2s) J (терм 41g). Первые четыре электрона находятся на внутренних als-орбиталях, образованных из АО АГ-слоя (Is-орбиталей атомов лития). Их размещение подобно размещению в молекуле Неа (см. рис. 24), когда равное число электронов на als- и a ls-MO приводит к отсутствию связи. Можно считать и здесь, что эти МО не вносят вклад в энергию связи молекулы, и электроны на этих орбиталях сохраняют в молекуле характер атомных АГ-электронов, принадлежа попарно соответствующим ядрам (/С-остов). Этому отвечает запись конфигурации в форме Li2[/ ( r2s) ], из которой видно, что связь обусловлена парой электронов, находящихся на связывающей а25-орбитали. Точный квантовомеханический расчет действительно показывает, что als- и а Ь-орбитали имеют вид, близкий к виду двух атомных орбиталей, каждая из которых сосредоточена в основном вокруг одного из двух ядер (рис. 26), и электроны на этих орбиталях условно считают несвязывающими, как четыре электрона в Неа. Молекула Ыг диамагнитна (спины электронов спарены). [c.78]

Мы знаем, что в наиболее устойчивом (невозбужденном) состоянии атома электроны занимают атомные орбитали, характеризующиеся наименьшей возможной энергией. Точно так же наиболее устойчивое состояние молекулы достигается в том случае, когда электроны занимают МО, отвечаюшде минимальной энергии. Поэтому при образовании молекулы водорода оба электрона перейдут с атомных Хз-орбиталей на связывающую молекулярную орбиталь (71° (рис. 4.7) в соответствии с принципом Паули, электроны, находящиеся на [c.109]

Таким образом, физический смысл функций Ч 1 и 2 состоит в том, что М -функция описывает электронное облако, электронная плотность в межъядерр[ом пространстве которого больше и энергия ниже, а—облако с меньшей плотностью в межъядер-ном пространстве, чем в изолированных атомах и большей энергией Е . Молекулярную орбиталь с более низкой энергией (Ч 1 и Е- , чем любая атомная орбиталь, из которых данная МО образуется, называют связывающей. В этом случае, когда при образовании молекулы из атомов электрон занимает орбиталь 1, полная энергия системы понижается, система переходит в более устойчивое состояние и образуется химическая связь. Орбиталь Ч . с энергией Е называют разрыхляющей. При переходе электрона на разрыхляющую орбиталь энергия системы увеличивается, система становится менее прочной ( разрыхляется ), связь не образуется. [c.114]

Механизм образования химической связи удобнее всего рассмотреть на примере образования молекулы водорода из атомов. Формула электронной конфигурации ато1 водорода — 15, т. е. у него имеется только один неспарен ный электрон. В соответствии с законами квантовой механики атом водорода, содержащий неспаренный электрон, находится в неустойчивом состоянии, поскольку обладает избытком потенциальной энергии. Такой атом будет притягивать к себе другой атом водорода при условии, если спин его электрона имеет противоположное направление. Взаимное притяжение атомов приводит к тому, что их атомные орбитали перекроются, при этом оба электрона станут в равной мере принадлежать обоим атомам, т. е. образуется пара электронов с противоположно направленными спинами, которая осуществляет химическую связь. Электронное облако, образуемое этой парой электронов, охватывает, связывает воедино ядра обоих взаимодействующих атомов. Такая связывающая два одинаковых атома двухэлектронная связь называется ковалентной. [c.69]