Водород распределение электронной плотности

Радиальное распределение электронной плотности орбиталей. На рис. 8 показано радиальное распределение электронной плотности для S-, р- и -орбиталей атома водорода. Как видно из рисунка, число максимумов на кривой распределения электронной плотности определяется главным квантовым числом. Для s-электронов число максимумов равно значению главного квантового числа, для о-электро-HO J — на единицу меньше, а для -электронов — на две единицы [c.18]

Распределение электронной плотности в молекуле пиридина подтверждается тем, что пиридин менее реакциоиноспособен, чем бензол, и заместители при проведении реакций электрофильного замещения, даже таких реакций, при которых исключается предварительное протонирование атома азота, направляются, как и в нитробензоле, в -положение относительно атома азота, а нуклеофильные реагенты (например, амид натрия) замещают атомы водорода в а- и у-положениях. [c.198]

Расчеты показали, что хотя ССП АО и отличаются от орбиталей атома водорода, но они характеризуются такими же квантовыми числами и сохраняют характер распределения электронной плотности, присущий атому водорода. В отличие от атома водорода энергия многоэлектронного атома зависит не только от главного квантового числа п, но и от побочного числа I. Уровень энергии с данным п расщепляется на подуровни, определяемые квантовым числом /. [c.23]

Структура и свойства конденсированных фаз определяются свойствами молекулы, и выяснение особенностей свойств молекулы Н2О по сравнению со свойствами других представителей гомологического ряда молекул (Н2О, НгЗ, НгЗе, НгТе), конденсированные фазы которых не обладают особенностями воды, представляется очень важным. Молекула Н2О легче и меньше, чем другие представители этого ряда. Она построена из атомов, которые сильнее различаются по электроотрицательности по сравнению с атомами других гомологов. Из этого следует, что связь в молекуле Н2О наиболее прочная. Молекула Н2О обладает максимальной энергией связи и наибольшим потенциалом ионизации среди указанных молекул. Она имеет наибольший по величине дипольный момент и наибольший угол молекулы (НОН). Особенности молекулы определяются характером взаимодействия атома кислорода и двух атомов водорода. Распределение электронной плотности заряда по молекуле Н2О анизотропно. На атомах И сосредоточены заряды по —[-0,3 е и заряд 0,6 е — на неподеленных парах электронов. Результатом распределения эффективных зарядов, по молекуле Н2О, больших амплитуд атомных колебаний и сравнительно высоких -частот нулевых атомных колебаний протона является большая величина и анизотропия атомной поляризуемости молекулы Н2О. [c.5]

Для описания свойств электрона используют волновую функцию, которую обозначают буквой (пси). Квадрат ее модуля вычисленный для определенного момента времени и определенной точки пространства, пропорционален вероятности обнаружить частицу в этой точке в указанное время. Величину 1)з называют плотностью вероятности. Наглядное представление о распределении электронной плотности атома дает функция радиального распределения. Такая функция служит мерой вероятности нахождения электрона в сферическом слое между расстояниями г и (л + с1г) от ядра. Объем, лежащий между двумя сферами, имеющими радиусы г и (г + йг), равен 4пг с1г, а вероятность нахождения электрона в этом элементарном объеме может быть представлена графически в виде зависимостей функции радиального распределения. На рис. 1.2 представлена функция вероятности для основного энергетического состояния электрона в атоме водорода. Плотность вероятности гр достигает максимального значения на некотором конечном расстоянии от ядра. При этом наиболее вероятное значение г для электрона атома водорода равно радиусу орбиты ао, соответствующей основному состоянию электрона в модели Бора. Различная плотность вероятности дает представление об электроне, как бы размазанном вокруг ядра в виде так называемого [c.13]

Каждая из молекулярных орбиталей охватывает все атомы молекулы и поэтому по характеру распределения электронной плотности i e четыре атома водорода равноценны. Это отвечает наличию четырех [c.64]

Рис. 23. Распределение электронной плотности в системе из двух атомов водорода

Молекула водорода. Распределение электронной плотности в молекуле водорода имеет принципиальное значение для теории ковалентной связи. На рис. 11.6 четырьмя способами представлены результаты точных квантовых расчетов молекулы Нз. Рис. 11.6, а — это трехмерная карта распределения электронной плотности р в координатах х, г, где х — ось, соединяющая ядра атомов водорода, г — расстояние от этой оси. [c.158]

Энергетические уровни и распределение электронной плотности в многоэлектронных атомах, так же как и в атоме водорода, могут быть рассчитаны теоретически методами квантовой механики. [c.31]

Молекула гелия в невозбужденном состоянии существовать не может, так как число связывающих и разрыхляющих электронов у нее одинаково. Аналогичным образом можно показать, что при одинаковых (параллельных) спинах электронов молекула Нз не существует. В рамках метода МО кривая 1 рис. 22 соответствует нахождению двух электронов на связывающей орбитали, кривая 2—распределению электронов по одному на а 1з- и Ь-орбиталях. Этому соответствует характер распределения электронной плотности в системе из двух атомов водорода (см. рис. 23). [c.87]

Результат расчета распределения электронной плотности в молекуле воды показан на рисунке 18. Контурные линии соединяют места одинаковой электронной плотности. Из рисунка видно, что электронная плотность сконцентрирована между ядрами водорода и кислорода. [c.41]

Понятно, что распределение электронной плотности между ядрами в молекуле водорода одно и то же, независимо от механизма образования связи. [c.60]

При образовании молекулярной орбитали взаимно комбинироваться могут не любые пары электронов атомов, а лишь близкие по своему энергетическому состоянию они обязательно должны находиться на одном и том же квантовом уровне (п). Например, в двух атомах водорода Ь-электроны (п=1) могут образовать молекулярную орбиталь. Для этого необходимо максимальное перекрывание атомных орбиталей, поэтому важное значение имеет фактор симметрии. Известно, например, что атомные р-орбитали ориентированы в пространстве по осям координат Рх, р, и р . При сближении атомов между собой будут перекрываться только однотипные р-орбитали рх — Рх, Ру — Ру, Р,—рекомбинация атомных орбиталей одинаковых и разных атомов при образовании молекулярной орбитали сопровождается качественным преобразованием атомных орбиталей и всей дискретной молекулярной системы, изменением ее энергетического состояния, что отражается на прочности молекулы. Решающее значение здесь имеет характер распределения электронной плотности между ядрами атомов, образующих молекулу. [c.113]

Каждая из молекулярных орбиталей охватывает все пять атомов молекулы и по характеру распределения электронной плотности все четыре атома водорода равноценны. В рамках метода валентных связей это отвечает наличию четырех равноценных связей С—Н. [c.100]

Понятие гибридизации АО было введено Л. Полингом и Дж. Слейтером. Это было обусловлено необходимостью объяснения в рамках метода ВС таких явлений, как локализованный характер связей и их направленность в пространстве, в частности, эквивалентность связей С—И и тетраэдрическая геометрия молекулы метана. Хотя в соответствии с современными представлениями геометрия молекулы СН обусловлена не гибридизацией, 0, а отталкиванием ядер атомов водорода, молено говорить о взаимосвязи мел<ду расположением ядер и распределением электронной плотности. [c.27]

Распределение электронной плотности будет симметричным по отношению к направлению связи, если она осуществляется электронами -оболочки, как это наблюдается в молекуле водорода. [c.342]

Рассматривая распределение вокруг ядра плотности элект ройного облака, следует подчеркнуть, что она различна на разных расстояниях от ядра. Например, для случая 15-орбитали атома водорода вероятность обнаружить электрон в объеме сферического слоя малой толщины вокруг ядра будет максимальна на расстоянии 0,5 А от ядра. Это так называемое радиальное распределение электронной плотности схематически в виде сечения атома (а) п графически (б) представлено на рис. 6. [c.52]

Как уже отмечалось, в соответствии с представлениями квантовой механики, электрон в атоме может находиться нз любом расстоянии от ядра, однако вероятность его пребывания в разных местах различна. Зная распределение электронной плотности в атоме, можно вычислить среднее расстояние электрона от ядра Гер, которое характеризует размер орбитали. Величина Гср определяется значениями квантовых чисел ли/. Для электрона в атоме водорода и в водородоподобных ионах (Не, Li , ...) расстояние Гср выражается соотношением [c.28]

Энергетические уровни и распределение электронной плотности в многоэлектронных атомах, так же как и в атоме водорода, в принципе могут быть рассчитаны теоретически методами квантовой механики однако здесь встречаются огромные математические трудности. В таких расчетах приходится решать уравнение Шредингера для многих частиц. [c.51]

Таким образом, природа химической связи едина и существующее различие между разными видами связи имеет количественный характер. Для понимания структуры и свойств молекул необходимо знать пространственное распределение электронной плотности в поле ядер атомов, а для этого необходимо решение уравнения Шредингера. Однако точное решение этого уравнения известно лишь для атома водорода и водородоподобных частиц (Нг, Не+, Для более [c.42]

Рис. 14. Распределение электронной плотности при взаи А)действии двух атомов водорода с антипараллельными (а) и параллельными (б) спинами электронов

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]

Рис. 33. Проекции распределения электронной плотности в кристалле гексаметилендиамина (плотность около атомов водорода незначительна)

Рис. 13. Распределение электронной плотности для различных состояний атома водорода. Одно деление шкалы равно 1а.е. длины. Контуры охватывают 10, 20,. .., 90% электронной плотности. Заштрихованный участок включает 40% общей плотности

Квантовомеханический подход к исследованию строения атома и молекулы один и тот же нужно составить и решить уравнение Шредингера для системы из электронов и ядер и дать физическую интерпретацию (истолкование) полученным решениям. Для атома водорода решение уравнения Шредингера дает ответ о его стационарных состояниях, объясняет атомный спектр, позволяет определить среднее расстояние электрона от адра, т. е. ра змеры атома, и средние значения других механических величин, распределение электронной плотности и т. п. (см. 4). [c.80]

Теперь ясно, что у/ состоит из атомных орбиталей только двух атомов, кислорода ( ) и водорода (.Уд), т.е. является двухцентровой, локализованной на связи О—Нд. Аналогично — двухцентровая молекулярная орбиталь,. локализованная на связи О— Н . Этот результат, полученный строгим путем унитарного преобразования, можно обобщать линейная комбинация двух независимых МО, многоцентровых, приводит к двум эквивалентным двухцентровым МО, причем общее распределение электронной плотности в молекуле (или функция Ф) остается неизменным. Поэтому можно сразу образовать из многоцентровых орбиталей /1 и 2 Две эквивалентные МО = VI + г и 2 = [c.194]

Распределение электронной плотности при сближении атомов водорода с параллельными и антипараллельными спинами приведено на рис. 17. Из него видно, что для симметричной волновой [c.79]

Рис. 17. Распределение электронной плотности при сближении атомов водорода с параллельными ( ) и антипараллельными ("Ц) спинами

Рис. 58. Распределение электронной плотности при соединении атомов водорода

Как уже указывалось, для молекулярного иона водорода Н2 можно по уравнению Шредингера точно вычислить энергию электрона и распределение электронной плотности. При расчетах элект-ронн(1Й плотности в молекуле предполагается, что ядра неподвижны. [c.45]

Причиной молекулярной ассоциации в водных растворах и многих жидкостях часто является возникновение водородной связи между соприкасающимися полярными частями молекул, содержащих, например, гидроксильные группы (см. стр. 164). Такая ассоциация проявляется также и при адсорбции на адсорбентах, содержащих на поверхности гидроксильные группы, например при адсорбции воды, спиртов, аммиака, аминов и т. п. на поверхностях гидроокисей, т. е. на гидроксплированных поверхностях силикагелей, алюмогелен, алюмосил икатных катализаторов и т. п. адсорбентов. Поверхность силикагеля покрыта гидроксильными группами, связанными с атомами кремния кремнекислородного остова. Вследствие того что электронная -оболочка атома кремния не заполнена, распределение электронной плотности в гидроксильных группах поверхности кремнезема таково, что отрицательный заряд сильно смеш.ен к атому кислорода, так что образуется диполь с центром положительного заряда у атома водорода, размеры которого невелики. Часто молекулы адсорбата, обладающие резко смеш,енной к периферии электронной плотностью или неподеленными электронными парами (например, атомы кислорода в молекулах воды, спиртов или эфиров), образуют дополнительно к рассмотренным выше взаимодействиям водородные [c.496]

Квадраты этих функций определяют распределения электронной плотности, соответствующие каждой молекулярной орбитали. Все щесть молекулярных орбиталей схематически изображены на рис. 13-25. Три из них являются связывающими, а три-разрыхляющими. Их энергетические уровни показаны на рис. 13-26. Отметим, что на примере рассматриваемых я-орбиталей иллюстрируется общее правило, согласно которому орбитали с больщим числом узловых поверхностей имеют более высокую энергию. Справедливость этого утверждения можно проверить на орбиталях гомоядерных и гетероядерных двухатомных молекул, обсуждавщихся в гл. 12, и даже на волновых функциях атома водорода. [c.575]

Для всех гетеронуклеарных молекул можно отметить характерную особенность электронная плотность в них распределена несимметрично относительно обоих ядер. При таком распределении электронной плотности химическую связь называют полярной или точнее полярной ковалентной связью, а молекулы полярными. Среди молекул гидридов у НР особенно заметно несимметричное распределение заряда (рис. 31). Не только несвязывающие молекулярные орбитали 1а , 2а и 1л,1 практически целиком сосредоточены вокруг ядра фтора, но и на связывающей молекулярной о-орбитали электронная плотность благодаря большому различию в эффективных зарядах ядер водорода (1) и фтора (5.20) смещена в сторону последнего. Вследствие этого электрические центры тяжести положительных зарядов ядер и отрицательных зарядов электронов не совпадают, и в молекуле возникает постоянный электрический диполь — система двух равных по величине и противоположных по знаку зарядов +<7 и —д, разде-. ленных расстоянием I, называемым длиной диполя (рис. 32). Взаимодействие молекулы с электрическим полем будет зависеть от величины вектора а — электрического дипольного момента молекулы [c.84]

На рис. 5.11 приведен один из разре- эле ктронной пл тГ в зов распределения электронной плотности кристалле НЬЗЬг в молекуле нафталина СюНа (по плоскости, проходящей через ядра атомов). Из диаграммы видно, что все промежутки между атомами углерода характеризуются одинаковым рельефом электронной плотности. Это говорит в пользу модели сопряжения, а не чередования одинарных и двойных связей. Однако на диаграмме места расположения атомов водорода (см. внешнюю контурную линию), обладающих малой массой, лишь слегка намечаются и поэтому судить о распределении электронной плотности вблизи них нельзя. В подобных структурах положение легких атомов также определяется с относительно малой точностью. [c.121]

В группу В входят полярные молекулы, включающие фрагменты с неподеленными электронными парами или я-связями. Это, например, квадрупольные молекулы азота, ненасыщенные и ароматические углеводороды, а также молекулы с такими ди-польными функциональными группами, как, например, кислород в эфирах и кетонах или азот в третичных аминах и нитрилах. Полярные связи или функциональные группы должны быть расположены в периферических частях таких молекул, т. е. быть доступными периферическим полярным группам других взаимодействующих с ними молекул. Молекулы группы В способны проявлять наряду с универсальным неспецифическим также и более специфическое направленное межмолекулярное взаимодействие. Специфическое взаимодействие осуществляется, однако, только в том случае, если другой партнер, вступающий в межмолекулярное взаимодействие с молекулами группы В, имеет положительный заряд, локализованный на периферическом фрагменте малого радиуса (это может быть, например, в той или иной степени прбтонизи-рованный атом водорода в группах ОН кислотного типа или другой электроноакцепторный центр). Поэтому межмолекулярное взаимодействие молекул группы В с молекулами группы А остается неспецифическим межмолекулярное же взаимодействие молекул группы В между собой, помимо универсального неспецифического, может включать значительный вклад специфических взаимодействий, связанных с уже указанными особенностями распределения электронной плотности. Сюда относится, например, дииоль-диполь-ное притяжение молекул кетонов или нитрилов, [c.12]

Фактическое распределение электронной плотности в атоме может быть определено экспериментально. Оказалось, что, например, у невозбужденного атома водорода область максимальной электронной плотности отвечает сфере с радиусом, равным первой борозской орбите К (точка на кривой, представленной на рис. П1-2 1 = 0,528 А). Прн возбуждении атома максимальная электронная плотность образует сферу с радиусом = 2,112 А, отвечающим квантовому энергетическому уровню и т. д. [c.30]

Количественный расчет для водорода (Гейтлер и Лондон, 1927 г.) дал результаты, показанные на рис. 111-37. Как видно из последнего, пря параллельных спинах электронов между обоими атомами имеет место только отталкивание, тогда как прн аитипараллельных спинах последовательное сближение атомов ведет сперва к нарастанию притяжения, которое переходит в отталкивание ишь иа очень малых расстояниях. Максимальное взаимное притяжение отвечает минимуму анергии системы и соот-вет твует нормальному расстоянию между ядрами в молекуле Нг (0,74 А). Характерное для этой молекулы распределение электронной плотности показано на рис. 111-38 (цифрами 1—6 у кривых равной электронной плотности отмечено ее нарастание). [c.91]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология