Орбитали заполнение электронами

Рис. 56. Заполнение /-электронами орбиталей в октаэдрическом поле

Как представить графической схемой заполнение электронами атомных орбиталей (графические электронные формулы) [c.18]

Рис. 56. Заполнение -электронами орбиталей в октаэдрическом поле а — слабое поле б — сильное поле

Определить по правилу Клечковского последовательность заполнения электронных орбиталей, характеризующихся суммой п + 1-. а) 5 б) 6 в) 7. [c.44]

Каковы правила заполнения электронами атомных и молекулярных орбиталей В чем сущность соблюдения условий минимума энергии, принципа Паули и правила Гунда Покажите их применение на примере атома и молекулы кислорода. [c.53]

Указать порядковый номер элемента, у которого а) заканчивается заполнение электронами орбиталей 4 б) начинается заполнение подуровня 4р. [c.44]

В основу теоретического обоснования метода молекулярных орбиталей положено представление о том, что все электроны каждого атома молекулы являются общими для всей молекулы и каждый электрон принимает участие в связи. Подобно тому как каждому электрону в атоме соответствует своя атомная орбиталь, в молекуле ему соответствует молекулярная орбиталь. Из N атомных орбиталей образуется то же число молекулярных орбиталей. Заполнение электронами молекулярных орбиталей происходит в порядке возрастания их энергии и подчиняется принципу Паули и правилу Гунда. [c.234]

По мере заполнения п—1) d-орбиталей вторым электроном усиливается сходство соседних d-элементов по периоду. Так, никель проявляет большое сходство как с Со и Fe, так и с Си. Кроме того, [-.следствие лантаноидного сжатия особая близость свойств наблюдается у диад Ru—Os, Rh—Ir и Pd—Pt. Поэтому эти элементы 5-го п 6-го периодов часто объединяют в семейство так называемых платиновых металлов. [c.580]

Возникшие МО заполняются электронами в соответствии с принципами наименьшей энергии, а также принципами Паули и Хунда аналогично заполнению электронных орбиталей атома. [c.34]

В заключение определим ограничительный класс химических веществ как подкласс интегрального класса, химические соединения которого удовлетворяют двум дополнительным требованиям 1) ни один из атомов химического соединения не имеет чистого электрического заряда 2) химические соединения подчиняются октетному правилу Льюиса, т. е. все их атомы, включая водород, имеют валентные оболочки из одной х- и трех р-орбиталей, заполненные в общем восемью электронами. [c.176]

Итак, у атома кальция завершается построение 45-подуровня. Однако при переходе к следующему элементу — скандию 2 = 21) — возникает вопрос какой из подуровней с одинаковой суммой п + I) — 3с1 п = 3, I = 2), 4р (тг = 4, / = 1) или 5з (п = 5, / = 0) — должен заполняться В подобных случаях порядок заполнения электронами энергетических подуровней определяется вторым правилом Клечковского, согласно которому при одинаковых значениях суммы (тг +1) заполнение орбиталей происходит последовательно в направлении возрастания значения главного квантового числа п. В соответствии с этим правилом в случае п + 1) = 5 сначала должен заполняться подуровень 3 (п = 3), затем — [c.67]

Шесть орбиталей угловой молекулы воды НаО возникают при комбинации четырех атомных орбиталей кислорода (2з,- 2рх, 2ру- и 2р -) и двух 15-орбиталей двух атомов водорода. Заполнению электронами двух ст -орбиталей (ст и ст ) отвечает наличие в молекуле НаО двух ст-связей О—Н заполнению двух несвязывающих молекулярных орбиталей (обозначаемых ст и Пу) отвечает наличие при атоме кислорода двух несвязывающих электронных пар. В соответствии с таким распределением электронов по орбиталям молекула воды имеет ч е т ы-р е первых потенциала ионизации (27,5 16,2 14,5 и 12,6 эв). [c.102]

Рис. 20-16. Влимие лч вязывания в циано-комплексах. У иона СЫ связывающая молекулярная п-орбиталь занята электронной парой (а), а разрыхляющая тс -орбиталь свободна (б). Орбитали металла типа более устойчивы в присутствии простых лигандов с орбиталями о-симметрии потому, что электроны на 2д-орбиталях не концентрируются в направлении лигандов. Но если у лигандов имеются заполненные л-орби-тали, они взаимодействуют с Чй Орбиталями металла (в) и снижают

Причина такой последовательности заполнения электронных энергетических подуровней заключается в следующем. Как уже указывалось, энергия электрона в многоэлектронном атоме определяется значениями не только главного, но и орбитального квантового числа. Так же была указана последовательность расположения энергетических подуровней, отвечающая возрастанию энергии электрона (табл. 2.3). Как показывает табл. 2.3, подуровень 4з характеризуется более низкой энергией, чем подуровень 3 , что связано с более сильным экранированием -электронов в сравнении с з-электронами. В соответствии с этим размещение внешних электронов в атомах калия и кальция на 4в-подуровне соответствует наиболее устойчивому состоянию этих атомов. Электронное строение атомов калия и кальция соответствует правилу Клечковского. Действительно, для З -орбиталей (п = 3, / = 2) сумма (п + I) равна 5, а для 45-орбитали (п = 4, / = 0) — равна 4. Следовательно, 4з-подуровень должен заполняться раньше, чем подуровень 3 , что в действительности и происходит. [c.67]

Каждой клеточке (называемой квантовой ячейкой) соответствует определенная орбиталь . В первой схеме все р-электроны имеют разные значения во второй — у двух р-электронов они одинаковы. Квантовая механика и анализ спектров показывают, что заполнение квантовых ячеек, отвечающее низшему энергетическому состоянию атома, происходит следующим образом. При заполнении оболочки электроны сначала располагаются по ячейкам, отвечающим различным значениям магнитного квантового числа, и только после того как все ячейки в оболочке заполнены при дальнейшем прибавлении электронов в ячейках появляется по два электрона с противоположно направленными спинами. Иными словами, заполнение электрон ныу пбоппир - происходит таким образом, ч то о ы суммарный спин О ы л КТ с1 к с и м о л и п ы-м" . Эт [c.29]

Вариант 2. Так как периодическая таблица элементов является отражением электронной структуры атомов, то электронную формулу элемента можно получить при последовательном заполнении электронами атомных орбиталей, начиная от атома водорода до атома Мп. До атома кальция происходит последовательное заполнение внешних слоев [c.23]

В рассмотренных комплексах мы встречаемся с особым видом донорно-акцепторной связи, когда комплексообразователь является одновременно и акцептором (принимает неподеленную пару лиганда) и донором (поставляет свои -электроны на орбиталь лиганда). Связь, образованную заполненной электронами орбиталью центрального атома и свободной орбиталью лиганда, называют дативной связью. [c.130]

Сформулируйте алгоритм нахождения электронной формулы элемента исходя из последовательности заполнения электронами атомных орбиталей. [c.18]

Заполнение электронных слоев происходит в порядке увеличения сумм главного и орбитального квантовых чисел (и + /). Так, сумма (п + 1) для электронов Зй-орбитали равна 3 + 2 = 5, а для электронов 45-орбитали составляет 4+0=4. Поэтому заполняется электронами вначале 45-орбиталь, а затем Зс/-орбиталь (см. электронные конфигурации атомов элементов калия, кальция, скандия, титана). Сумма (п+/) для электронов 4/-орбитали равна 4 + 3 = 7, что также больше суммы (п + /) для электронов 55-, 5р- и б5-орбиталей. Поэтому заполняются 5з-, 5р- и бх-орби-тали. [c.11]

При увеличении заряда ядра атома последовательное заполнение электронных орбиталей происходит от орбиталей с меньшим значением суммы главного и орбитального квантовых чисел (п- -1) к орбиталям с большим значением этой суммы. [c.12]

Остановимся на схеме заполнения электронами молекулярных орбиталей кислорода (рис. А.40). Мы видим, что оба электрона на орбитали 2pяg в соответствии с правилом Хунда имеют параллельные спины. Это является причиной парамагнетизма кислорода (магнитные свойства веществ см. в разд. 6.5.3), который с трудом поддается объяснению с помощью других теорий строения. Парамагнетизм N0 также легко понять, если рассмотреть заполнение его молекулярных орбиталей электронами. Естественно, для молекулы, составленной из разных атомов, атомные волновые функции вступают в линейную комбинацию с различным весом . Весовые коэффициенты С1 и сг в линейной комбинации [c.98]

Изучение магнитных свойств позволяет установить число непарных электронов в веществе. Так, экспериментально показано, что в ионе [Ре(0Н2)в] имеется пять непарных электронов, в ионе [Fe( N)6l — один, а ион [Ре (СН)б] —диамагнитен. Эти данные позволяют выяснить характер заполнения молекулярных орбиталей комплексов электронами (стр. 119). [c.188]

Рис. 4.45. Схема заполнения электронами энергетических уровней в кристалле элемента главной подгруппы второй группы а — валентная зона, образованная из исходных внешних. ч-орбиталей б — зона проводимости, образованная из исходных внешн1пс р-орбиталей.

Какова энергетическая последовательность заполнения электронами молекулярных орбиталей в гомоядерных (состоящих из одинаковых атомов) [c.32]

Для образования донорно-акцепторного соединения между двумя частицами с закрытыми оболочками одна из них (акцептор электронов) должна иметь низкую свободную орбиталь, другая (донор электронов) — внешнюю несвязывающую орбиталь, заполненную двумя электро- I [c.89]

Три /5-орбитали атома хрома также направлены в стороны лигандов, и из них формируются еще три связывающие орбитали и, наконец, одна из 4х-орбиталей, имеющая сферическую симметрию, также входит в молекулярную связывающую орбиталь. Следовательно, всего в ионе [СгРе] насчитывается шесть связывающих молекулярных орбиталей, заполненных парами электронов шести ионов Р". [c.210]

Возникающая в результате образования молекулярных орбиталей комплекса диаграмма энергетических уровней изображена на рис. 20-14. В ее нижней части находятся уровни шести связывающих орбиталей, заполненные электронными парами. Их можно пр)едставить как шесть электронных пар, поставляемых лигандами-донорами, и больше не обращать на них внимания. Точно так же можно исключить из рассмотрения четыре верхние разрыхляющие орбитали, являющиеся пустыми, за исключением предельных случаев сильного электронного возбуждения, которыми можно пренебречь. Несвязывающий уровень и нижний разрыхляющий уровень соответствуют двум уровням, и вд, к которым приводит расщепление кристаллическим полем (см. рис. 20-13). Мы будем продолжать называть их по-прежнему уровнями 12д и е даже в рамках молекулярно-орбитального подхода. Но важно отметить разницу в объяснении расщепления между этими уровнями. В теории кристаллического поля оно является следствием электростатического отталкивания, а в теории поля лигандов-следствием образования молекулярных орбиталей. Как мы убедились в гл. 12 на примере молекул НР и КР, теория молекулярных орбиталей позволяет охватить все случаи от чисто ионной до чисто ковалентной связи. Поэтому выбор между теорией кристаллического поля и теорией поля лигандов основан лишь на рассмотрении одной из двух предельных моделей связи. В комплексе СоР довольно заметно проявляется ионный характер связи, потому что, как можно видеть из рис. 20-14, орбитали лигандов располагаются по энергии ниже орбиталей металла и ближе к связывающим молекулярным орбиталям. Поэтому связывающие молекулярные орбитали по характеру должны приближаться к орбиталям лигандов, а это должно обусловливать смещение отрицательного заряда в направлении к лигандам. Таким образом, связи в данном случае должны быть частично ионными. [c.235]

ЭТО число на два, получаем полное число электронов в данной энергетической зоне. На рис. 14.8 показана суммарная алотность состояний для полимера, состоящего из фрагментов (PtH )- Полная плотность состояний D(E) может быть разложена на локальные плотности состояний, т. е. на вклады отдельных атомов или орбиталей в полную плотность состояний, выделением из всех молекулярных орбиталей, заполненных электронами, соответствующих членов, относящихся к данному атому или орбитали. Так, на рис. 14.10 штриховой линией показана плотность состояний атома марганца. [c.531]

Заполнение электронных оболочек происходит в соотвегствии с принципом минимальной энергии. Согласно этому принципу заполнение орбиталей, изображенных на схеме 1, происходит в порядке снизу вверх. [c.47]

Во всех методах ЛКСО-ХМО [7а—з] в качестве базисных функций в линейной комбинации применяются только связываюпще орбитали для каждой связи и не принимаются во внимание разрыхляющие орбитали. В рамках этой схемы мы пе можем рассматривать высшие одноэлектронные уровни, поскольку линейная комбинация орбиталей связи дает только общее число орбиталей, заполненных электронами. Это обстоятельство оказывается серьезным недостатком такого метода при обсуждении, нанример, проблем химической реакционной способности. [c.64]

Исследование заполненных электронами орбиталей по их связывающему или разрыхляющему характеру для определения эффективного числа связывающих электронов. (Некоторые разрыхляющие орбитали могут иметь более низкую энергию, чем другие связываюпще орбитали, и поэтому заполняются раньше них. Признаком связывающей орбитали является не более низкая энергия, а достижение минимума энергии при определенном межъядерном расстоянии, как показано на рис. 12-5, а.) Наличие двух нескомпенсированных связывающих электронов соответствует простой связи в рассмотренной выше модели Льюиса. [c.519]

Возможно также, что в комплексе неспаренный электрон, находящийся на МО IV, спин-поляризует МО III (в которую некоторый вклад дает л-орбиталь лиганда) — заполненную МО, представляющую собой по существу Г -орбиталь металла. Электрон с тем же самым спином, что и на орбитали находится главным образом на металле, а электрон с противоположно направленным спином находится главным образом на части л -МО, которая в основном является МО лиганда. Неспаренный спин в результате этих двух косвенных взаимодействий делокализован в л-системе лиганда, но на г, - (в основном орбитали металла) и на ЛL-мoлeкyляpнoй орбитали (в основном орбитали лиганда) комплекса плотность неспаренного электрона отсутствует. Далее мы будем использовать термин спиновая плотность для обозначения неспаренного спина, обусловленного либо прямым, либо косвенным взаимо- [c.178]

При общем сходстве свойств рассматриваемых элементов имеется определенная закономерность в их изменении от Ре.к N1. В ряду Ре, Со, N1 вследствие -сжатия уменьшаются радиусы ионов у Ре + г,- = 74, у 00 + г,- = 72, у N 2+ =69 пм. В связи с этим при переходе от Ре + к N1=+ ослабевают основные свойства гидроксидоь Э(0Н)2 и- возрастает устойчивость комплексов, что связано также с заполнением электронами -орбиталей с низкой энергией (гри октаэдрическом окружении лигандами). Рост заряда ядра ведет к более прочной связи электронов с ядром, поэтому для кобальта, и особенно для никеля, степень окисления +3 менее характерна, чем для желеча. Для железа известна степень окисления + 6 (КгРе04), которая не наблюдается у Со и N1. [c.560]

Рассмотрим заполнение t g и орбиталей несколькими -электронами в октаэдрическом поле. При конфигурациях , (Р и электроны располагаются на одной, двух и трех -орбиталях в соответствии с правилом Гунда (рис. 56). При конфигурации четвертый электрон может занять свободную орбиталь, для чего нужна энергия 10 либо одну из 2я-орбиталей, уже занятую одним электроном. Для этого нужна энергия на преодоление межэлектронного отталкивания Еотт на орбитали при спаривании. Если поле сильное (10 0 > 60 , ), произойдет спаривание электронов на 2й- 0рбитали, если слабое (100 < 0. . ), электрон займет е -орбиталь (рис. 56). Как видно, силь- [c.123]

В последние годы большое внимание уделяется изучению механизма образования промежуточных комплексов и их структуры при контакте с гетерогенными катализаторами — оксидами, сульфидами, цеолитами. В работе [10] рассмотрен механизм активации пропилена и последующее алкилирование бензола при использовании алюмосиликатов. Авторы считают, что каталитическими центрами являются полиэдры типа [АЮ4] , [АЮз] и [А10б] , имеющие вакантные или малозаселенные Зй(-орбитали, способные к заполнению электронами с молекулярных орбиталей возбужденных молекул пропилена и бензола. [c.69]

Очевидно, что при нормальном состоянии атома первые два электрона заполняют первый энергетический уровень (п=1). В атомах элементов с атомным номером больше двух электроны должны размещаться уже во втором уровне. Второй уровень содержит два подуровня —5 и р, энергетическое состояние которых неодинаково электроны сначала размещаются на з- (/ = 0), а затем на р- (/=1) подуровне. Такой именно порядок заполнения электронных уровней предусмотрен правилом последовательного заполнения электронами (п-1-/)-групп Всеволода Маврикиевича Клечковского с ростом атомного номера элемента электроны размещаются последовательно на орбиталях, характеризуемых возрастанием суммы главного и орбитального квантовых чисел (п + 1)-, [c.30]

Сформулируйте правила, которыми опрелоляетсн порядок заполнения электронами орбиталей атома. Приведите электронные конфигурации невозбужденных. нгомои н ионон а) Г н F б) Ва и в) О, г) Fe и Ре д) Ht и ИС . [c.34]

СЫ- или СО),, т. е. имеет место делокализация электронов, можно показать с помощью спинрезонансной спектроскопии. Необходимо построить молекулярные орбитали комплексных соединений подобно тому, как это было показано при рассмотрении молекулярных орбиталей СН4 (разд. 6.3.4). Для этого берутся определенные линейные комбинации молекулярных орбиталей лигандов, которые имеют такую же симметрию, как и атомные -орбитали центрального иона. Линейные комбинации для октаэдрических комплексов приведены в табл. А.28, а в более наглядном виде—на рис. А.58. (Индексы симметрии а1е, е , (ы и т. д. взяты из системы обозначений, принятых в теории групп, и здесь не обсуждаются.) Молекулярные орбитали комплексных соединений образуются линейной комбинацией таких атомных орбиталей металла и орбиталей лиганда, которые имеют одинаковую симметрию, так как в этом случае наблюдается максимальное перекрывание. Результаты энергетических расчетов молекулярных орбиталей представлены на рис. А.59. Разрыхляющие орбитали отмечены звездочкой. Заполнение электронами происходит, как обычно, попарно. Если в образовании связи принимают участие-12 электронов от шести октаэдрических лигандов и п -электронов металла, то первые заполняют связывающие и- и -орбитали, а -электроны — несвязывающие t2e- и разрыхляющие вг -орбитали. Последние две молекулярные орбитали играют ту же роль, как и в теории поля лигандов. Их расщепление также обозначают 10/) , хотя на энергию расщепления влияет перекрывание при образовании ковалентных связей. [c.136]

Карбонилы — комплексные соединения, в которых лигандами являются молекулы оксида углерода(П) Ре(С0)5, N (00)4. Химические связи в молекулах карбонилов металлов образованы аналогично химич ским связям между другими лигандами и ионами металлов. Электростатические представления для объяснения ее возникновения здесь не подходят. С позиций методов ВС (за счет донорно-акцепторного взаимодействия неподеленных электронных пар лигандов и вакантных орбиталей атома металла) и МО (образование заполненных электронами связывающих и несвязывающих орбит 1лей — правило 18) такие комплексы возможны. Например, атом никеля с электронной конфигурацией №. ..3 45 имеет 10 валентных электронов. Для выполнения правила 18-ти электронов необходимы еще 8 электронов, которые могут поставить 4 лиганда [c.366]

Расщепление октаэдрическим окружением -подуровня на уровни t-ig п eg с тремя и двумя орбиталями обнаруживается в закономерностях изменения других свойств комплексных соединений. Аналогично тому, что каждый подуровень (р, d, /) обладает повышенной устойчивостью в состоянии, наполовину и полностью заполненном электронами, наблюдается повышенная устойчивость уровней ( g и eg, если они не заполнены или заполнены наполовину и полностью. Влияние числа электронов на этих уровнях проявляется во многих свойствах октаэдрических комплексов, в том числе и в ионных радиусах комплексообразователей (рис. 4.26). В ряду -элементов четвертого периода при переходе от Са + к обнаруживается уменьшение ионных радиусов. Это означает, что окружающие молекулы или ионы (лиганды) подходят на более близкие расстояния к ионам-комплексообразователям. У иона Са + -электроны отсутствуют двухзарядный ион скандия неизвестен. Ион Ti + имеет конфигурацию , и два электрона находятся на двух орбиталях из трех dxy, dy илиd . В октаэдрическом окружении эти орбитали располагаются в пространстве не на осях координат, а а областях, наиболее удаленных от лигандов. Поэтому лиганды могут подойти ближе к центральному иону, а это означает уменьшение размера иона. Аналогичным способом объясняется дальнейшее уменьшение ионного радиуса у иона V +. [c.207]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология