Молекула водорода энергетические уровни

С другой стороны, для медленной электрохимической десорбции водорода безбарьерный процесс становится принципиально возможным только при большой энергии связи водорода с металлом. В этом случае конечным состоянием является физически адсорбированная молекула Нз, энергетический уровень которой близок к уровню газообразного водорода, а энергия исходного состояния, включающего в себя адсорбированный атом Н, тем ниже, чем больше теплота адсорбции водорода. [c.32]

Следующий энергетический уровень молекулярного иона водорода минимума не имеет, а потому молекула в этом состоянии образоваться не может. Подобная ситуация возникает, когда электрон находится за ядрами, т. е. в разрыхляющей области. Энергетический уровень такого положения электрона назовем разрыхляющим и обозначим этот уровень ар р [c.46]

В простейшем случае двух атомов водорода из их Is-op-бит могут возникнуть молекулярные орбиты ais (связывающая) и a ls (разрыхляющая). Так как энергетический уровень связывающей орбиты лежит ниже исходных атомных уровней, она и заполняется обоими ls-электронами, которые становятся связывающими, обеспечивая тем самым устойчивость молекулы Hj. [c.232]

В разд. 14.2 было показано, что по мере сближения атомов их волновые функции комбинируются с образованием связывающих и разрыхляющих орбиталей. Этот процесс продолжается вплоть до сближения атомов. Например, рис. 19.18 иллюстрирует расщепление, которое возникает, когда шесть атомов водорода сближаются в случае их линейного расположения. Комбинация из шести 15-волновых функций дает шесть орбиталей — три связывающие и три разрыхляющие. Когда электроны переходят на этот энергетический уровень, они сначала заполняют две связывающие орбитали с более низкой энергией. По мере увеличения числа взаимодействующих атомов возрастает число энергетических уровней, которые в пределах зоны располагаются все ближе и ближе друг к другу однако ширина зоны при данном межъядерном расстоянии не увеличивается. Мы используем термин зона. чтобы различить группы уровней, соответствующих различным атомным орбиталям. На рис. 19.18 изображены зоны 15 и 25. Таким образом, по сравнению с молекулами в твердых телах энергетические зоны содержат очень большое число дискретных уровней по энергии зоны очень сильно различаются. Эти интервалы между разрешенными зонами называются запрещенными зонами. [c.587]

Одновалентный атом А (например, атом водорода), взаимодействуя с поверхностным катионом, может связаться с ним одноэлектронной ела-бой связью, которая аналогична химической связи в молекуле Щ. Адсорбированный таким образом атом представляет собой ловушку для электрона или для дырки, коль. скоро его энергетический уровень занимает подходящее положение в энергетическом спектре кристалла. [c.135]

Отсюда следует, что, например, для медленного разряда ионов водорода безбарьерный процесс может быть в принципе обнаружен только для металлов, плохо адсорбирующих водород. Действительно, для этих катодов энергетический уровень конечного состояния медленной стадии — адсорбированного водорода (и молекул воды на поверхности электрода) — лежит намного выше уровня энергии, соответствующего газообразному молекулярному На (и воде в объеме раствора). Последний же при равновесном потенциале практически совпадает с уровнем началЬ ного состояния — ионов НдО" в двойном слое (как и раньше, исключена скрытая равновесная теплота процесса). [c.32]

Следует отметить, что электронная структура молекулы значительно отличается от электронной структуры образующих ее атомов. Например, электронные орбитали в молекуле водорода не имеют сферической симметрии, как АО атомов водорода, так как электронная пара постоянно меняет свое положение относительно двух ядер в молекуле. Электронная пара в молекуле водорода находится на более низком энергетическом уровне, чем уровень электронов в атомах водорода. [c.41]

Нас интересует здесь только фотохимическая стадия реакции фотосинтеза, та стадия, на которой энергия кванта красного света, поглощаемого хлорофиллом, преодолевает самый трудоемкий этап мобилизации водорода у инертной молекулы оды. Действительно, требуется значительная энергия, явно не покрываемая малой энергией красного кванта, для того чтобы осуществить отрыв атома Н от молекулы НаО и перенести его на высокий энергетический уровень автоматически работающей ферментной биокаталитической системы. Энергетическая потреб- [c.379]

Термическая активация аллена, иными словами придание молекулам определенной энергии (и, как следствие этого, переход их на более высокий энергетический уровень) представляет собой чаще всего радикальный процесс, при котором устойчивые в обычных условиях связи углерод—углерод и углерод—водород становятся лабильными. Учитывая указанное обстоятельство, для интерпретации термических превращений аллена широко привлекаются методы исследования радикальных процессов. [c.83]

Для иллюстрации описанных выше положений рассмотрим сечения диссоциации невозбужденной молекулы Нг электронным ударом через электронно-возбужденные состояния. Для этого проанализируем схему энергетических уровней молекулы водорода (рис. 6.3). Видно, что состояние 2 + — нестабильное. Кроме того, на этот уровень происходят каскадные переходы из состояний a Zg+ и С Пк. Поэтому возбуждение всех этих переходов приводит к диссоциации. Сечения диссоциации через эти электронно-возбужденные состояния приведены на рис. 6.4. Диссоциация может происходить при переходах на отталкивательные ветви кривых состояний С П , [c.265]

Представим себе теперь с помощью рис. 26 энергетическую схему образования молекулы водорода из двух свободных атомов. Из рисунка видно, что с уровня —27,08 эв (удвоенная работа ионизации атома Н) можно перейти на нулевой уровень, отнимая электроны от двух свободных водородных атомов (расчет произведен на 2 г-атома). Уровень моля Нг лежит на —31,84 эв, т. е. на 104 ккал или 4,76 эв ниже уровня 2 г-атомов Н. На рис. 26 изображены также схема уровней возбуждения и ионизации атома водорода и схема возбуждения и первой ионизации нейтральной молекулы водорода. Из рисунка видно, что работа отрыва второго электрона от иона Н г равна 16,24 эв и слегка превышает работу отрыва первого электрона (15,6 эв) от нейтральной молекулы Нг. Сумма первой и второй ионизационных работ (15,6+ 16,24) эв равна, конечно, работе разрыва моля Нг и одновременно ионизации обоих свободных атомов (4,76-1-27,08) эв. Снижение уровня от —27,08 до —31,84 эв означает, что электроны свободных атомов Н, попадая в силовое поле двух протонов, как бы падают в направлении сближения с ними. [c.79]

В соответствии с правилами квантования ядра атомов водорода (как и других элементов со спиновым числом Va). помещенные в однородное магнитное поле Но, могут занимать только два энергетических уровня а(/ -fVa) и Р(/=—7г) (рис. 87). Поскольку кинетическая энергия молекул на несколько порядков больше энергии A , необходимой для перехода ядра с энергетически более выгодного уровня а на уровень р, то занятыми оказываются оба уровня. Различие в заселенности уровней определяется статистикой Больцмана и, например, для ядер водорода Н она составляет около 10 от всех ядер. [c.246]

Схема энергетических уровней МО молекулы ВеН , приведенная на рис. 40, составлена следующим образом. В левой части диаграммы расположены валентные орбитали центрального атома, причем более устойчивый 25-уровень располагается ниже 2р-уровня. Орбитали 15 двух атомов водорода находятся в правой части диаграммы. Вследствие различия в электроотрицатель-ности 15-уровни водорода расположены ниже 25- и 2р- [c.104]

Величины потенциальной энергии и, которые входят в суммы по состояниям для различных молекул, должны, очевидно, относиться к одному энергетическому уровню. Для систем рассматриваемого здесь типа в качестве такого общего уровня естественно выбрать уровень нулевой потенциальной энергии всех атомов, когда они находятся в покое и удалены друг от друга на бесконечно большое расстояние. Два атома водорода и два атома иода при этих [c.344]

Таким образом, метод МО ЛКАО, примененный к двум АО водорода фА, и фв, дает две различные MO Va и ув. Согласно общим принципам квантовой механики каждой волновой функции отвечает соответствующий уровень энергий. Процесс образования молекулы на основе метода МО удобно представлять энергетической диаграммой (рис. 4.26). Горизонтальные черточки по краям диаграммы обозначают одинаковые энергии изолированных атомов. В середине диаграммы обозначены нижний уровень энергии Е для связывающей и верхний уровень Et для разрыхляющей орбитали молекулы. [c.183]

Для разложения (НгОг) на (Нг) и (Ог) надо затратить большую энергию перекись водорода оказывается энергетически неустойчивой лишь для распада на (НгО) и /г (Ог), т. е. из-за конкуренции с молекулами (Ог). Уровень (НгОг) на рис. 38 не самый низкий, а второй снизу, что сходно с положением уровня озона над уровнем 17г (О2) на рис. 23. [c.119]

Из этого в свою очередь следует, что в молекулах окрашенных веществ энергетические уровни электронов довольно близко расположены друг к другу. Если разница АЕ велика, то употребляются другие кванты, несущие больше энергии, например, ультрафиолетовые. Такие вещества, как азот, водород, фтор, благородные газы, кажутся нам бесцветными. Кванты видимого света не поглощаются ими, так как не могут привести электроны на более высокий возбужденный уровень. Если бы наши глаза способны были воспринимать ультрафиолетовые лучи, то в таком ультрафиолетовом свете и водород, и азот, и инертные газы казались бы нам окрашенными. [c.48]

Из-за возможности инверсии молекулы NHз на кривой ее потенциальной энергии имеется двойной минимум. На рис. 13 показана зависимость потенциальной энергии от расстояния Л от ядра азота до плоскости, проходящей через ядра водорода (при сохранении постоянства расстояний МН и равенства сторон треугольника ННН). Каждый колебательный уровень, лежащий ниже вершины энергетического горба, расщепляется на два, из которых низший, обозначаемый плюсом, симметричен по отношению к инверсии ядер, а высший, обозначаемый минусом, — антисимметричен. [c.96]

Повышенная энергия Движения электронов может достигаться при поглощении видимого света (или других электромагнитных колебаний) и переходе электронов на волее высокий энергетический уровень (как, например, при активации хлора в реакции Н2- -С12 = 2НС1). Энергия электронов в атомах может повышаться при разрыве валентной связи, например при диссоциации молекулы водорода на атомы или при образовании других атомов с ненасыщенной валентностью или свободных радикалов. Такая активация может осуществляться и при химических взаимодействиях (как, например, в реакции Ыа + С12 = НаС1 + С1) и при ударах молекул о стенку сосуда и пр. Наконец, молекулы могут активироваться действием электрического разряда, ультразвуковыми колебаниями, действием излучений различного рода и другими путями. [c.479]

Работа галиевого детектора основывается на эффекте Пеннинга. В камере находится источник р-излучения. Электроны атома гелия (газа-носителя) в результате столкновения с р-частицами переходят на более высокий энергетический уровень. Энергия возбуждения больше энергии ионизации молекул примеси, поэтому при столкновении возбуждаемых атомов гелия с этими молекулами происходит их ионизация. Величина ионизационного тока характеризует количество примесей. Важной особенностью гелиевого детектора, является то, что он позволяет определять такие примеси постоянных газов, как азот, кислород, водород и т. п. Чувствительность гелиевого детектора достигает объемной концентрации 10" %. [c.402]

Простейший пример ковалентной связи образование молекулы водорода Н2. Атомы водорода имеют следующую электронную оболочку 1х . Внешний (первый) энергетический уровень является незавершенным до завершения не хватает одного электрона. При сближении двух атомов водорода происходит взаимодействие электронов с аитипараллельными спинами с формированием общей (поделенной) электронной пары [c.49]

Второй период системы открывают литий и бериллий, у которых внешний энергетический уровень содержит лишь -электроны. Для этих элементов схема молекулярных орбиталей ничем не будет отличаться от энергетических диаграмм молекул и ионов водорода и гелия, с той лишь разницей, что у последних она построена из 1 -электронов, а у Ь12 и Ве -из 2 -электронов. 1 -электроны лития и бериллия можно рассматривать как несвязывающие, т.е. принадлежащие отдельным атомам. Здесь будут наблюдаться те же закономерности в изменении порядка связи, энергии [c.58]

Ранее было отмечено, что другое состояние, а именно 2 -со-стояние, возникает из конфигурации (Iss) (2/ з) оно, однако, диссоциирует не на два нормальных атома водорода, а на один нормальный и один возбужденный атом, обладающий 2s- или 2/>-электроном. Действительно, согласно схеме соотношения энергетических уровней (рис. 35), ни конфигурация ls2s, ни ls2/> не могут приводить к (Iso) (2ра). Вероятно, что 2s- (или 2р-) электрон превращается в Зрт (или38а),но так как более низкая энергетическая орбита (2рз) является незанятой, то электрон переходит на этот уровень, что он может сделать, не изменяя ни характера симметрии, ни значений А и 5 молекулы. Так как 2/ а-уровень не является более высоким, а возможно даже, что он является более низким, чем 2s- или 2/)-уровень отдельных атомов, то эта орбита не будет теперь ослабляющей. В результате S -состояние молекулы водорода является устойчивым по отношению к одному нормальному и одному возбужденному ( iS или Р) атому водорода (рис. 37), хотя 2ц-состояние с той же самой электронной конфигурацией неустойчиво по отношению к двум нормальным атомам. Сравнительно частым явлением у обычных молекулярных электронных конфигураций является то, что данная конфигурация представляет систему, неустойчивую по отношению к двум нормальным атомам, в то время как та же самая конфигурация может быть устойчивой по отношению к одному или более возбужденным атомам. Ранее было указано, что состояние с высшей мультиплетностью для данной электронной конфигурации является состоянием с низшей потенциальной энергией в его равновесном состоянии диаграмма потенциальной энергии на рис. 37 показывает справедливость этого для рассмотренного случая. [c.342]

Электронное строение молекул, имеющих больше одного электрона, можно представить следующим образом. Составив линейные комбинации валентных орбиталей атомов, входящих в молекулу, найдем молекулярные орбитали, а затем разместим все имеющиеся электроны на наиболее устойчивых молекулярных орбиталях. Выше мы уже нашли молекулярные орбитали для системы из двух протонов и двух атомных 15-орбиталей. Эти орбитали пригодны для рассмотрёния молекул Н , Н2, Нг" и т. д. В молекуле водорода имеется два электрона, которые, судя по диаграмме энергетических уровней (рис. 18), лучше всего поместить на уровень о . Однако такое размещение в соответствии с принципом Паули осуществимо лишь в том случае, если электроны имеют разные спиновые квантовые числа т ). Таким образом, основное состояние Н2=(ст ) или [а =(/И8=-Ь 72)][о ( 8=—7г)], или в сокращенном виде [c.59]

Здесь можно сделать несколько замечаний об электронных парах . Как будет показано в дальнейшем, двухэлектронная валентная связь играет важную роль в теории валентности. Рас-сз ждения, приведенные в этом параграфе, показали, что пара электронов осуществляет связь в молекуле водорода. Хотя и один электрон может образовывать связь, как это имеет место в молекулярном ионе водорода, пара электронов оЭразует более прочную связь. Из рассуждений предыдущего параграфа видно, почему три электрона обычно не дают прочной связи третий электрон должен при этом переходить в более высокое энергетическое состояние, что делает неустойчивой всю конфигурацию Подобные утверждения имеют силу не только для двухатомных молекул, но и для молекул, состоящих из многих атомов. Можно приближенно считать, что электрон, связующий люэую пару атомов в многоатомной молекуле, находится в определенном квантовом состоянии. На низшем уровне энергии могут быть только два электрона с противоположными спинами (под термином уровень здесь подразумеваются два состояния со всеми одинаковыми квантовыми числами, за исключением спинового). Это не означает, что при известных условиях не могут существовать двойные или тройные связи, в которых участвует больше двух электронов или даже трехэлектронная связь (см. 16.13), но прежде всего свидетельствует об исключительном значении электронных пар в химии. [c.145]

Проведенные для пропана вычисления могут быть проиллюстрированы при помощи диаграммы энергетических уровней, изображенной на рис. 15-7. Добавление 3898 кДж для атомизации графита и диссоциавдщ газообразного водорода показано как переход с нижнего энергетического уровня на верхний уровень, соответствующий изолированным атомам. Соединение этих атомов в молекулу СзН соответствует уменьщению энергии на 3994 кДж с переходом в еще более низкое энергетическое состояние. Расстояние между исходным и конечным энергетическими уровнями (исходный уровень отвечает реагентам - графиту и Н2, а конечный уровень — продукту СзНд) соответствует вычисленной теплоте образования пропана, АЯ298 = - 96 кДж. [c.29]

Правила отбора, отражающие закономерности переходов в спектрах комбинационного рассеяния, можно лучше всего понять с практической и теоретической точек зрения, рассмотрев некоторое воображаемое третье состояние рассеивающе молекулы, занимающей уровень энергии, отличающийся от участвующих в переходе уровней. Тогда правило отбора можно сформулировать следующим образом переход между состоянием а и состоянием Ь реализуется только в том случае, если каждое из этих состояний может комбинироваться с третьим состоянием с. Из данных, полученных при изучении инфракрасных спектров, известно, что в случае хлористого водорода, например, могут происходить только переходы, для которых соблюдается соотношение Они дают начало ветвям Р и 7 , но ветвь Q отсутствует, так как переходы с А/=0 запрещены. Возвращаясь к спектру комбинационного рассеяния, будем считать молекулу в нижнем энергетическом состоянии вра-щательно возбужденной до гипотетического состояния с, соответствующего переходу А7=+ 1. Из этого состояния возможны переходы с А/= 1 отсюда [c.431]

Если атом водорода поместить в сильное электрическое ноле, то его энергетические уровни расш,енляются, т. е. появляются новые уровни, лежаш,ие выше и ниже первоначальных (эффект Штарка). Разность между любыми двумя соседними уровнями пропорциональна напряженности ноля. Было показано [120, 133], что такое же действие могут оказывать электрические поля, создаваемые лигандами в области комплекса, где расположен центральный ион переходного металла. В частности, поле кубической симметрии, создаваемое шестью молекулами воды в вершинах правильного октаэдра вокруг иона Со +, расщепляет исходный одиночный уровень энергии на три уровня, причем расстояние между соседними уровнями составляет около 10 см , или 28 ккал. Эффект небольшого искажения правильного октаэдра можно учесть, вводя дополнительное ромбическое поле, которое накладывается на идеальное кубическое поле. Это приводит к дальнейшему расщеплению двух нижних уровней в триплеты, в каждом из которых расстояние между уровнями значительно меньше, как это показано на схеме [c.193]

Характерное отличие переходных металлов от типичных заключается в том, что у первых имеет место перекрытие энергетических зон (з, й а р). В результате этого металлы с незаполненной -оболочкой могут функционировать и как доноры, и как акцепторы электронов, в то время как типичные металлы, например натрий, всегда действуют только в качестве доноров. Так, в атоме никеля в оболочке 4з всего один уровень, поэтому при сближении N атомов никеля получится N уровней типа 45 уровней й всего может быть 5 (на каждом уровне максимальное число электронов равно 2 — всего й электронов может быть не более 10), поэтому при сближении N атомов получится ЪЫ уровней й. В то же время общее число электронов, размещающихся на этих 6Л уровнях, равно 10 Ы, поскольку каждый атом никеля располагает всего 10 электронами (2 — из оболочки 45 и 8 — из оболочки ЗЙ). Часть 5-электронов с неспаренными спинами переходит в -зону. Предполагают, что именно эти электроны принимают участие в возникновении связей между катализатором и реагирующими веществами. При взаимодействии той или иной молекулы с поверхностью металла может произойти диссоциация молекулы, например разложение молекулы на атомы. Каждый атом Н будет связан с металлом за счет пары, образованной электроном водорода и неспаренным электроном металла, находящимся в -зоне. Ненасыщенные молекулы, например молекулы этилена, могут вступить в связь с металлом за счет я-электронов. Следовательно, незаполненная -зона обеспечивает воздюжность возникновения ковалентных связей между металлами и различными веществами, принимающими участие в каталитических реакциях. Необходимо подчеркнуть, что электронная теория катализа на металлах еще находится в стадии развития и ей приходится преодолевать ряд серьезных трудностей. Вопрос о роли -зон нельзя считать решенным, так как доказано (С. 3. Рогинский, О. В. Крылов), что и вещества, у которых нет вакантных уровней в -зоне, например германий, проявляют каталитическую активность в разнообразных реакциях. Практически. мы имее.м дело с катализом [c.440]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология