Водород орбит

Волновые функции атома водорода. Главное квантовое число и, азимутальное (орбитальное) квантовое число /, магнитное квантовое число т. Орбитали х-, р- и -орбитали спиновое квантовое число 5. 8-8. Многоэлектронные атомы. [c.329]

Вычислить энергию возбуждения электрона (в эВ) в атоме водорода при переходе с орбитали 15 на орбиталь 2р, если 1,дина излучаемого кванта света при обратном переходе составляет 1216 10 м. [c.39]

В молекуле воды каждый из двух неспаренных 2р-электро-нов кислорода взаимодействует с s-электроном водорода. Орбитали 2р-электронов кислорода взаимно перпендикулярны, поэтому следовало бы ожидать, что при максимальном перекрывании валентный угол между связями должен быть равен 90°. Однако экспериментально найденный валентный угол между связями равен 104,5°. Такое отклонение можно объяснить взаимным отталкиванием не связанных непосредственно между собой атомов водорода. Молекулы, подобные воде, называются угловыми. [c.66]

Согласно квантовой теории, электрон, вращаясь вокруг ядра, может в любой момент находиться в любом месте. Для атома водорода орбиты Бора характеризуют не единственно возможные положения электрона в атоме, а лишь его наиболее вероятные местонахождения. [c.15]

В атоме водорода орбитали Зх, Зр и 3 имеют одинаковую энергию, но отличаются по степени приближения электрона к ядру (рис. 9-1). [c.387]

Почему в атоме водорода орбитали 45, 4р, 4с1 и 4/ имеют одинаковую энергию и почему у них различная энергия в многоэлектронных атомах [c.409]

Рис. 8-24. Пять З -орбиталей атома водорода. Орбитали 4 , 5 и 6й могут считаться аналогичными этим З -ор-биталям, но последовательно увеличиваются в размерах. Обратите внимание на изменение знака волновой функции при переходе от одной пучно-

Валентные орбитали лития 25, 2рх, 2ру и 2/з , валентная орбиталь водорода 15. На рис. 27 показано перекрывание 15-орбитали атома водорода с 25-, 2рх-, 2ру и 2рг-орбиталями атома лития. Прежде всего определим типы молекулярных орбиталей. 15-Орбиталь Н и 25- и 2рг-орбитали Ь1 являются валентными ст-орбиталями. Таким образом, для образования МО можно использовать комбинации атомных 25- и 2/7,-орбиталей лития с 15-орбиталью водорода. Орбитали 2рх и 2ру лития являются валентными я-орбиталями, и они не могут взаимодействовать с 15-орбиталью атома водорода, принадлежащей к а-типу. Перекрывание между этими орбиталями, как видно из рис. 27, равно нулю. [c.79]

В большинстве современных учебников по химии приводятся рисунки, изображающие волновые функции водорода, или, как их теперь принято называть по аналогии с орбитами боровской модели для атома водорода, орбитали водорода. Изображенные на таких рисунках орбитали соответствуют рассмотренным выше действительным волновым функциям. Они отличаются от правильных волновых функций только в том отношении, что являются собственными функциями операторов Н и М , но не М . Следовательно, правильный вид для набора 2р-орбиталей (п = 2, I = т = -fl,0, —1) будет следующим [c.47]

Когда все четыре из этих орбит использованы таким способом для образования связей, они претерпевают гибридизацию . с образованием новых орбит, называемых тетраэдрическими орбитами и обозначаемых символом sp . Следовательно, четыре связи в метане СН включают четыре пары электронов, которые занимают четыре орбиты Is четырех атомов водорода и перекрывают четыре тетраэдрических орбиты атома углерода. [c.393]

Энергии различных орбиталей в многоэлектронных атомах отличаются от соответствующих энергий в атоме водорода. Орбитали с "одинаковым главным квантовым числом п, но с различными значениями I (например, 25, 2р) теперь имеют разную энергию. Это объясняется тем, что энергия, необходимая для удаления электрона из атома, теперь зависит не только от заряда ядра, с которым связан электрон, но и от экранирующего действия других электронов. Эффект экранирования лучше всего обсуждать с помощью радиальных функций распределения. Как видно из рис. 5.1, 35-функция распределения для натрия в значительной степени перекрывается с функцией распределения внутренних электронов, показанной заштрихованным участком. По существу, это означает, что 35-электрон движется под влиянием полного заряда ядра. И наоборот, Зр-распределение мало перекрывается с распределением внутренних электронов, которые, таким образом, экранируют Зр-электрон от заряда ядра. Зй-Орбиталь экранирована почти полностью. Эффективность экранирования внутрен- [c.48]

Каждое из уравнений (9) (13) представляет собой возможное состояние атома водорода. Таким образом, может быть несколько дискретных состояний, отличающи кся характером изменения ф от одной точки к другой в пространстве вокруг атома. Для каждого значения п существуют и состояний ф, или орбит. В случае атома водорода орбиты с одинаковым п обладают равной энергией (соответствуют одному [c.60]

Подобно тому как занятые в свободном атоме атомные орбитали водорода (орбитали Is) могут объединяться и образовывать молекулярные орбитали, обозначаемые als и o ls, атомные орбитали высокой энергии обычно не занятые в свободном атоме, также могут образовывать молекулярные орбитали. Такие молекулярные орбитали свободны в невозбужденной молекуле водорода, но если молекуле сообщить надлежащую энергию, то они могут быть заполнены. Взаимосвязь между атомными орбиталями и атомными спектрами можно использовать и в дальнейшем, так как молекулярные орбитали более высокой энергии, образованные соответствующими атомными орбиталями, встречаются в молекулах элементов с большим, чем у водорода, порядковым номером. [c.60]

Электронная конфигурация молекулы воды изучалась многими авторами [1,7,8]. Установлено,что особое значение на распределение заряда оказывают неподеленные пары электронов, расположенные на противоположной стороне от протонов в молекуле воды. Они играют более важную роль в определении молекулярной структуры, чем предполагалось ранее. Особенно значительно их влияние на поведение воды в жидкой и твердой фазах [8]. Неподеленные пары обуславливают наличие двух полюсов с отрицательными зарядами и вносят определенный вклад в общий дипольный момент. Электронное строение молекулы воды характеризуется двумя парами эквивалентных орбиталей. Электростатическое отталкивание, возникающее между орбиталями, определяет равновесную конфигурацию молекулы воды. Из десяти электронов молекулы воды восемь являются валентными шесть располагаются на внешней оболочке атома кислорода (25 ,2р ) и два (1в) - на электронной оболочке атомов водорода. Орбитали атома кислорода 2 и 2р заняты неподеленными парами электронов и склонны вступать во взаимодействие с атомами водорода соседних молекул. Орбитали 2рх и 2ру, имеющие только по одному электрону, обуславливают взаимодействие с атомами водорода в данной молекуле. [c.9]

В соответствии с принципом Паули на одной орбитали могут находиться два электрона с противоположными спинами. Следовательно, электронная формула следующего после водорода элемента — гелия 15 . Модель атома гелия аналогична модели атома водорода, так как два -электрона образуют двухэлектронное облако [c.23]

Характер распределения электронной плотности для исходных атомных и образованных молекулярных орбиталей показан на рис. 24. Следует отметить, что поскольку складываются (вычитаются) орбитали (точнее волновые функции), то электронная плотность (характеризуемая квадратом волновой функции) между ядрами больше суммы плотностей электронных облаков изолированных атомов для тех же расстояний. На рис. 25 показано распределение /ектронной плотности в молекуле водорода На- Электронная плот- [c.48]

В образовании орбиталей молекулы СН4 принимают участие 2s-, 2р -, 2ру и 2рг-орбитали атома углерода и ls-орби-тали четырех атомов водорода. Возможные способы перекрывания валентных орбита-лей атома углерода и четырех атомов водорода показаны на рис. 44. Комбинация [c.63]

Как показывают расчеты, 25-ор-биталь атома углерода по своей энергии резко отличается от Ь-ор-битали атома водорода. Поэтому по энергетическим условиям комбинация г.ч-орбитали атома углерода с четырьмя 15-орбиталями четырех атомов водорода к заметному пере-крыванию не приводит, а следовате- [c.64]

Сочетание занятой а -орбитали Н и свободной a -орбитали 2 приводит к нулевому перекрыванию. Следовательно, такая комбинация орбиталей к акту химического взаимодействия не приводит. Сочетание свободной а5 " -орбитали Нд и занятой ir -орби-тали 2 энергетически невыгодно (иод электроотрицательнее водорода). Таким образом, в молекулах Hj и I2 нет орбиталей, которые могли бы привести к реакции непосредственно между молекулами. [c.199]

Молекулярные орбитали Н2О образуются за счет 2s-, и 2р-орбиталей атома кислорода и ls-орбиталей двух атомов водорода. Характер перекрывания этих орбиталей показан на рис. 147. [c.312]

Энергетическая диаграмма уровней молекулы ВеНз приведена на рис. 38. В соответствии с большей электроотрицательностью водорода его орбитали в схеме расположены ниже бериллия. Четыре валентных электрона невозбужденной молекулы ВеНз (два электрона от атома бериллия и два от двух атомов водорода) располагаются на а - и оГ-орбиталях, что описывается электронной конфигурацией [c.60]

Основы квантовомеханического рассмотрения атома водорода. Орбитали. Решения уравнения Шрёдингера даже для атома водорода весьма сложны. В то же время результаты, полученные при приложении квантовой механики к задаче атома водорода, имеют принципиальное значение для современной теории строения атомов вообще. Поэтому рассмотрим лишь узловые вопросы квантовомеханического представления атома водорода, опуская математические частности. Уравнение Шрёдингера (П1.19) применительно к атому водорода запишется [c.40]

Из ковалентных нитридов наибольшее практическое значение имеет нитрид водорода H3N — аммиак. В обычных условиях это бесцветный газ с резким удушаюш,им запахом. Молекула H3N имеет форму тригональной пирамиды ( nh — 0,1015 нм, HNH = 107,3°). Согласно теории валентных связей атом азота в молекуле H3N находится в состоянии sp -гибридизации. Из четырех sp -гибридных орбита- [c.346]

Молекула СО. . Форма молекулы диоксида углерода линейная, поэтому построение а-МО для этой молекулы проводится так же, как и для линейной трехатомной молекулы ВеНз. Однако у атома кислорода в отличие от атома водорода имеются орбитали р-типа. Следовательно, орбиталей в молекуле СОг больше, чем в молекуле ВеН,. [c.60]

Перекрывание 2р .-орбитали атома кислорода и ls-орбиталей диух атомов водорода приводит к возникновению молекулярных - и aJ P-орбиталей. Как видно из рис. 147, характер перекрывания 2s- и 2р -орбиталей кислорода одинаков. В результате образуются три молекулярные орбитали связываю-1ц.ая Oj , почти несвязывающая и разрыхляющая Орбиталь 2р , [c.312]

Переход электронов с атомных Ь-орбиталей на связывающую МО, приводящий к возникновению химической связи, сопровои<-дается выделением энергии. Напротив, переход электронов с атомных 15-орбнталей на разрыхляющую МО требует затраты энергии. Следовательно, энергия электронов на орбитали 15 ниже, а на орбитали 15 выше, чем на атомных 1з-орбиталях. Это соотно-щение энергий показано на рис. 45, па котором представлены как исходные 15-орбнтали двух атомов водорода, так и молекулярные орбитали 15 и Ь. Приближенно можно считать, что при переходе Ь -электропа на связывающую МО выделяется столько же энергии, сколько необходимо затратить для его перевода на разрыхляющую МО. [c.145]

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]

Разность энергий ионизации фтора и водорода близка к 4 эВ, что отражается в различном располоясенни их АО относительно друг друга. Связывающая и разрыхляющая МО пбр, чуются из 1.ь-орбитали атома И и 2р,-орбнтали атома Р. Орбиталь 2.9 атома I- не принимает участия в образовании связи, так как ее энергия значительно меньше энергии -орбитали атома Н. В образовании связи не участвуют и орбитали 2р и 2р . Такие орбитали принято называть несвязывающими. [c.60]

Теория Бора о строении атома водорода. Угловой момент. Боровский радиус и атомные единицы. Квантовое число. Электронные энергетические уровни основного и возбужденных состояний. Энергия ионизации. Зоммерфельдовские орбиты. [c.328]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология