описание атома

Применение математического описания атомов (квантовая механика) для предсказания особенностей химических реакций [c.524]

Можно также показать, что квантовые числа ц и V задают НП группы 0(4), которые можно поэтому обозначить символом (ц, V). Однако для описания атома водорода приемлемы далеко [c.83]

Н. Бор (1913) ввел в описание атома квантовую теорию излучения (М. Планк, 1900) и представление о дискретных (меняющихся скачками) энергетических состояниях электрона в атоме. Теория Бора для атома водорода выражена в трех постулатах, согласно которым электрон может вращаться вокруг ядра только по дозволенным, или стационарным (определенного радиуса), орбитам и при этом его энергия остается постоянной. Поглощение кванта энергии ку (у — частота колебаний, Я — постоянная Планка, равная 6,62-10 Дж-с) переводит электрон на более удаленную от ядра орбиту, и тот же квант излучается при его обратном перескоке. Главное квантовое число п, принимая целочисленные значения 1, 2, 3,. .., определяет номер орбиты или, соответственно, энергетический уровень, на котором находится электрон. Н. Бором были вычислены радиусы стационарных орбит и скорость двил<ения по ним электрона [c.74]

Вероятностная модель атома. Важнейшим следствием применения принципа неопределенности к описанию физических процессов в атоме является невозможность оперировать точными координатами электрона в каждый данный момент. Неопределенность положения и скорости электрона столь велика, что необходимо вообще отказаться от анализа траектории его движения. Однако имеется возможность использовать подход вероятностного описания атома. [c.53]

ОБЩЕЕ ОПИСАНИЕ АТОМА [c.11]

Модель Бора была заменена более современной и правильной моделью строения атома. Модель Бора оказалась принципиально неверной, и поэтому мы не можем более пользоваться при описании поведения электрона в атоме представлением о его движении по орбитам и о перескоках электрона с одной орбиты на другую. Однако некоторые термины, присущие модели Бора, были перенесены в квантовомеханическую модель атома и в видоизмененной форме используются для описания энергетических состояний электронов в атомах. Например, при описании энергетического состояния используется термин орбиталь, но переходы электрона с одной орбитали на другую уже не рассматриваются как перескоки между орбитами с различными радиусами. Вместо этого пользуются представлениями о квантованных изменениях углового момента электрона. Наглядные картинки, изображавшие строение различных частей атома, уступили место его математическому описанию, однако оказалось, что эти новые представления о строении атома позволяют правильно описывать и даже предсказывать физические и химические свойства элементов. Преимущества новой модели были признаны и самим Бором, который в 1920-х гг. присоединился к последователям квантовомеханического описания атома. [c.72]

Что нового вносит в описание атомов приближение многих частиц, когда около атома имеется не один, а много электронов [c.375]

Простейшие атомные системы состоят из ядра с массой М и зарядом Ze (Z — атомный номер) и одного электрона с массой Ше и зарядом —е. Для этих водородоподобных атомов уравнение Шредингера может быть решено точно и его решения очень важны для рассмотрения атомов с двумя или большим числом электронов, для которых математическое решение в замкнутом виде не может быть получено. Полное описание атома водорода слишком сложное, поэтому здесь мы обсудим только его характерные особенности. [c.383]

Рис. 12.13. Координаты, введенные для описания атома гелия.

Многочисленные расчеты и спектральные измерения показали, что для описания электронной структуры любого атома достаточно использовать те же четыре квантовых числа, что и для описания атома водорода. При этом порядок заполнения орбиталей атомов должен соответствовать следующим принципам [c.102]

Теперь очевидно, что для описания пространственного движения электрона в атоме как трехмерной стоячей волны (рис. 2.6) необходимы и достаточны три числа, получившие название квантовых чисел. Квантово-механическое описание атома не требует никаких дополнительных постулатов, квантование энергии электрона естественным образом возникает из природы самого атома или так называемых граничных условий, которые сводятся к тому, что электрон не покидает атом и способен двигаться с конечной скоростью. [c.26]

Обозначим два ядра в Н2 через А В, а ) ]а 6(v) пусть будут атомные 15 волновые функции, описывающие электрон V на орбите с центром в ядре. В методе МО исходной ступенью является ряд молекулярных орбит, которые используются для описания молекул примерно так, как атомные орбиты используются для описания атомов. Простейшей схемой является изображение молекулярных орбит в виде линейной комбинации атомных. Пренебрегая перекрыванием, запишем их в следующем виде [c.13]

Орбитальная модель атома водорода (см. рис. И) пригодна и для описания атома следующего элемента — гелия, имеющего два электрона. Прн этом следует учитывать, что в соответствии с принципом Паули (см. 4.7) на каждой атомной орбитали может находиться не более двух электронов. [c.88]

Метод МО 23, 25] основан на хорошо известном способе описания атомов с помощью орбит, когда каждый электрон занимает водородоподобную атомную орбиту (АО). Метод МО предполагает, что молекулу также можно описать, распределив электроны по индивидуальным молекулярным орбитам МО, каждая из которых охватывает всю молекулу. Эти МО можно рассчитать с помощью метода самосогласованного поля (метод Хартри — Фока). Однако раС четы такого типа в настоящее время возможны только для самых простых молекул, так что мы вынуждены вводить дальнейшие упрощения. Так, принимается, что каждая МО (ф ) может быть представлена с достаточной точностью как линейная комбинат ция АО (фг) отдельных атомов [c.19]

Квантовомеханическое описание атома водорода имеет очень большое значение по нескольким причинам. Во-первых, речь идет [c.37]

Еще два типа простых гибридных орбит углеродного атома важны в органической химии. Гибридизация двух р-орбит с одной в-орбитой дает три одинаковые кр -орбиты, оси симметрии которых находятся в одной плоскости под углом 120° друг к другу. Ось третьей р-орбиты, которая пе участвовала в гибридизации, перпендикулярна к плоскости трех гибридных орбит. Это тригональное состояние гибридизации было использовано в описании атома углерода, связанного двойной связью, поскольку три группы атомов, связанных ненасыщенным углеродным атомом, лежат в одной плоскости с последним. Такое описание не является единственно возможным, так как плоская модель молекулы, подобной этилену, получается из двух тетраэдров с одним общим ребром. Обе модели предсказывают разные углы между связями. Тригональная гибридизация требует трех одинаковых углов по 120°, а тетраэдрическая приводит к углам Н-С-Н в этилене величиной в 109°. На деле эти углы обычно около 116°. [c.112]

Только что рассмотренная - модель валентных связей характеризуется принципиально различным подходом к описанию атомов и молекул. Для атомов рассчитьшают орбитали, каждая из которых соответствует определенной энергетической полочке и способна вместить до двух электронов, молекулы же составляют из атомов, сохраняя их орбитали неизменными и вводя дополнительно лишь принцип перекрытия. Таким образом, получается, что в молекулах два электрона (электронная пара) помещаются не на одну, а на две перекрытые атомные орбитали, участвующие в образовании связи. До образования свя- [c.40]

Интеграл К определяет так называемую обменную часть энергии взаимодействия и носит название обменного интеграла. Эта часть электростатического взаимодействия электронов не может быть наглядно истолкована, так как обменная энергия не имеет аналога в классической электродинамике. Наличие двух членов в выражении для энергии электростатического взаимодействия электронов, чисто кулоновского и обменного, связано с тем, что описание атома уравнением Шредингера не является точным. Уравнение Шредингера не содержит спинов. Последние учитываются лишь косвенным образом. Накладывая требование антисимметрии на полную волновую функцию системы электронов, мы выделяем для каждого значения 5 только часть состояний движения, допускаемых уравнением Шредингера. Так, спину 5=г1 соответствует антисимметричная координатная волновая функция Ф , а 5 = О — симметричная Ф" . [c.156]

Уравнение Шредингера. Де-Бройль своими работами положил начало квантовой или волновой механике, описывающей движение микрочастиц. Основой и началом современной теории строения атома явилось квантово-механическое описание атома Шредингером. Он предложил метод выражения законов движения частиц, встречающихся в теории атомов и молекул. [c.52]

В связи с этим для детального описания атомов была разработана система четырех квантовых чисел — п, I, mi и m . Из них главное квантовое число п сохранило свое первоначальное значение, а I было введено вместо побочного квантового числа fe, с которым оно связано соотношением l = k—1. Так как первоначальное побочное квантовое число могло принимать все целочисленные значения по ряду fe=l, 2, З...П, для I (которое сохранило название побочного квантового числа) возможны все целочисленные значения по ряду /=0( 1, 2... (п—1). [c.163]

Квантовомеханическое описание атомов [c.111]

Это открытие было весьма интересным, поскольку подтверждало мысль, что волновой характер электрона как-то соотносится с устойчивым состоянием атома водорода однако нет непосредственной связи между этим отношением длины волны де Бройля к круговым орбитам Бора и описанием атома водорода, даваемым квантовой механикой (волновой механикой). [c.112]

В рассмотренных случаях теплоемкость не зависит от температуры. Опыт, однако, показывает, что теплоемкости газов и в особенности твердых тел существенно увеличиваются с повышением температуры и лишь при достаточно высоких температурах достигают значений, вытекающих из кинетической теории. Таким образом, эта теория только приблизительно описывает поведение реальных тел. Между тем выводы из этой теории опираются лишь на механику следовательно, законы механики, которые полностью верны для характеристики движения снарядов, спутников земли и т. п., оказываются неприменимыми для точного описания атомов, электронов и других микроскопических тел. Это послужило толчком для создания новой механики, которая и была открыта в нашем столетии и получила название квантовой механики. [c.26]

ОПИСАНИЕ АТОМОВ С ПОМОЩЬЮ ПРЕДСТАВЛЕНИЯ ОБ ОДНОЭЛЕКТРОННЫХ ОРБИТАЛЯХ [c.145]

Таким образом, в общем случае Ч " не является собственной функцией оператора 5 , поэтому такие функции непригодны для описания атомов и молекул. [c.329]

Атомы И молекулы — системы, построенные из микрочастиц — 51дер и электронов. В начале XX в. выяснилось, что классическая физика не в состоянии правильно описать состояние этих систем. Бор создал теорию атома, носящую его имя, сохранив планетарную модель атома Резерфорда и введя в нее новые идеи квантовой теории Планка — Эйн-щтейна. Поразительный успех теории Бора в описании атома водорода и объяснении его спектра не мог быть распространен на более сложные атомы из-за противоречивости между квантовыми и классическими представлениями, лежащими в ее основе. Однако теория Бора оставила глубокий след в физике. Новая физическая теория — квантовая механика возникла из работ де Бройля, Шредингера, Гейзенберга, Дирака и др. [c.7]

Вариационное уравнение. Кванговомеханическое описание атомов и молекул основано на уравнении Шредингера (разд. 1.1), которое обцчно записывают в форме [c.55]

Такое описание атома называется приближением центрального поля. В качестве центрального поля (г) можно принять поде ядра шшс усреднешое по движению (распределению) поле К-1 электронов. Оче--видно, что при этом са/ло поле будет зависеть от функций ф . Сшсое поле называется саглосогласовакзшгл. Задачу надо решать методом последовательных приближений приняв какое-либо исходное поле, например чисто кулоновское, н ти ф (г), уточнить по ним поля и Ф.Д. К методу самосогласованного поля мы еще вернемся позднее, ко некоторые суждения о виде поля u(r) можно получить из физических ооо- [c.13]

Теория всех химических процессов основана на квантовой механике. Квантовая механика, которая представляет собой математическое описание атомов и молекул, была разработана Эрвином Шредингером в 1926 г. Она основана на волновой картине строения атома, которая способна описать все его свойства. Хотя с тех пор прошло уже более 60 лет, большую часть ее предсказательных возможностей использовать до сих пор не удавалось, поскольку математические задачи, которые нужно было для этого решить, слишком трудны. В то же время экспериментальные исследования стабильных молекул развивались чрезвычайно быстро. Об этом красноречиво свидетельствует тот факт, что химики получили более 8 млн. соединений, причем 95% из них после 1965 г. Кроме того, наши знания о скоростях химических изменений были ограничены, поскольку некоторые стадии реаций протекают слишком быстро, чтобы их можно было наблюдать. [c.141]

Способы описания атомов, молекул и твердых тел, основанные на использовании одноэлектронных волновых функций (такие функции называют орбиталя ми), получили широкое распространение в современ ной квантовой химии, одним из самых популярных методов которой является метод молекулярных орбиталей (метод МО). Центральная идея его состоит в том, что электроны в молекуле размещаются по одноэлектронным уровням (молекулярным орбиталям) по добно тому, как в атоме они размещаются по атомным орбиталям, т. е. в соответствии с принципом Паули, причем заполнение происходит в порядке увеличен ния энергии МО. [c.34]

Самого лучшего описания атомов, которое дает современная теория, можно достичь с помош,ью орбитального подхода, использующего орбитали Хартри — Фока или аппроксимирующие их функции, найденные по методу Рутана. В таком подходе предполагается, что каждый электрон движется независимо От остальных электронов в центральном силовом поле, т. е. в таком поле, в котором действующая на электрон сила направлена к ядру, а величина этой силы зависит только от расстояния электрона до ядра. Когда электрон находится на расстоянии г от яцра, действующая на него сила равна Z e lr, где Z — величина, которая уменьшается с г и равна Z (атомному номеру) при г = 0. Как мы уже видели, соответствующие этому случаю орбитали имеют вид [c.145]

У(/, т) — сферическая гармоника и F — функция только расстояния г. Общий вид орбиталей оказывается, таким образом, аналогичным виду орбиталей атома водорода различие заключается в характере радиальной функции F. Получаемая при таком подходе картина должна быть достаточно близка к действительности, так как энергии связи электронов в атомах, вычисленные методом Хартри — Фока, совпадают с экспериментом с ошибкой менее 1%. Это показывает, что удовлетворительное описание атомов может дать даже исследование простых водородоподобных АО вместо АО Хартри — Фока, если в потенциальной функции заменить переменную величину Z на некоторую среднюю величину Z. Именно в этом и состоит идея, лежащая в основе метода Слейтера — Ценера. Действительно, результаты, полученные с помощью этого метода, находятся в удивительно хорошем согласии с экспериментом — ошибки в расчете энергий связи по-прежнему не превышают 1%. Можно ожидать хорошего соответствия между орбиталями, найденными из строгих вычислений по методу Хартри — Фока, и водородоподобными орбиталями с фиксированными средними значениями Z. Это и наблюдается в действительности. Орбитали обоих [c.145]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология