Атомная орбиталь правила заполнения

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]

Рис. 2.12. Порядок заполнения атомных орбиталей электронами (правила Клечковского). Стрелки показывают, что АО заполняются, начиная с 1в, в порядке увеличения суммы п + I, л при одинаковых значениях суммы п + I АО заполняются в порядке увеличения п

Правила заполнения атомных орбиталей с исчерпывающей полнотой сформулированы в работах В. М. Клечковского [22]. — Прим. ред. [c.176]

Правило Хунда. При заполнении вырожденных атомных орбиталей возможны два крайних случая (рис. П1Л, а и б). Согласно правилу Хунда, электроны вначале занимают по одному все вырожденные орбитали, образуя конфигурации с максимальным числом неспаренных. электронов. После такого распределения добавление электронов прт -водит к образованию пар и заполнению атомных орбиталей в соответствии с принципом Паули. Одной из иллюстраций правила Хунда является способ размещения электронов на 2р-орбиталях атомов эле ментов второго периода от бора до неона. Заполнение электронами -орбиталей в атомах переходных элементов приводит к образованию конфигурации с пятью неспаренными электронами. [c.171]

В основе построения молекулярных орбиталей (МО), как и при построении атомных орбиталей (АО), лежат одни и те же положе-1 ия энергетический критерий, принцип Паули и правило Хунда. Каждая молекулярная, как и атомная, орбиталь характеризуется своим набором четырех квантовых чисел, отражающих свойства электрона в данном состоянии. Заполнение электронами энергетических уровней происходит в порядке возрастания энергии. Отличие атомных от молекулярных орбиталей состоит в том, что первые одноцентровые, а вторые многоцентровые. В атоме одно ядро, в молекуле их несколько. Молекулярные орбитали сложнее атомных. [c.113]

Строение атома и периодический закон Д. И. Менделеева. Основные этапы развития представлений о строении атома. Модель строения атома Резерфорда. Постулаты Бора. Корпускулярно-волновая природа электрона. Квантово-механическая модель атома. Квантовые числа. Атомные орбитали. Заполнение уровней, подуровней и орбиталей электронами принцип минимальной энергии, принцип Паули, правило Хунда. Правила Клечковского. Электронные формулы элементов 1-1У периодов. Строение атомных ядер. Изотопы. Изобары. Ядерные реакции. Современная формулировка периодического закона. Периодическая система элементов в свете строения атома. Периоды, группы, подгруппы. 8-, р-, d- и -элементы. Периодичность свойств химических элементов. [c.4]

Дайте формулировку правила Клечковского. Как оно определяет порядок заполнения атомных орбиталей (АО) Какие АО имеют одинаковые значение суммы и + 1, равное 3, 4, 5, 6 или 7 [c.82]

Последовательность заполнения электронных орбиталей в том или ином атоме обстоятельно рассмотрена в работах В. М. Клечковского, установившего правило заполнения. Эти работы объединены в книге Клечковский В. М. Распределение атомных электронов и правило последовательности заполнения (п + /)-групп. М., Атомиздат, 1968. (Прим. ред.) [c.94]

При заполнении молекулярных орбиталей соблюдаются те же правила, что и при заполнении атомных орбиталей [c.32]

Здесь необходимо сделать одно принципиальное замечание Выше при вьшоде правила заполнения уровней энергии или атомных орбиталей электронами не учитывались взаимодействия электронов Между тем электроны в атоме испытывают взаимные влияния Прежде всего это кулоновское отталкивание одного электрона от другого Есть и другие типы взаимодействий — как магнитные [c.50]

Приведена энергетическая диаграмма заполнения атомных орбиталей электронами для элементов с порядковыми номерами 1 (И) — 36 (Кг) в соответствии с принципами минимума энергии, запрета (принцип Паули) и максимальной мультиплетности (правило Хунда). Номера электронов отвечают последовательности заполнения электронами энергетических подуровней и равны порядковым номерам элементов в Периодической системе. [c.38]

Обычно заполнение атомных орбиталей сокращенно записывают путем перечисления их символов в порядке возрастания энергии и указания с помощью верхнего правого индекса, какое число отрицательных зарядов находится на каждой орбитали. [c.114]

Объясните принципы и правила, определяющие последовательность заполнения атомных орбиталей электронами (принцип Паули, правила Клечков-ского, правило Хунда). [c.18]

Распределение электронов по энергетическим уровням (слоям) в атомах всех известных химических элементов приведено в периодической системе элементов, помещенной в начале книги. Последовательность заполнения электронами энергетических уровней и подуровней в атомах схематически представлена на рис. 23, графически выражающем правила Клечковского. Заполнение происходит от меньших значений суммы (п + /) к большим в порядке, указанном стрелками. Нетрудно заметить, что эта последовательность совпадает с последовательностью заполнения атомных орбиталей, показанной на рис. 22. [c.94]

Обычную длиннопериодную форму Периодической системы (рис. 2.12) можно рассматривать как графическое изображение правил заполнения электронами энергетических уровней, подуровней и атомных орбиталей. [c.39]

Можно указать на ряд причин, приводящих к отрицательному ответу па этот вопрос. Наиболее важными из них являются возмущение атомных орбиталей при образовании люлекулы и трудно оцениваемый эффект, обусловленный атомами лигандов. Кроме того, спиновые плотности вычисляются в предположении, что неспаренный электрон занимает только внешние орбитали. Вклад в спиновую плотность, обусловленный поляризацией внутренних орбиталей, учитывается только, когда этого нельзя избежать, например в так называемых л-электронных радикалах (в радикалах АВг с девятнадцатью электронами). Влияние поляризации внутренних орбиталей обычно нельзя оценить, особенно в том случае, когда симметрия возмущения одинакова с симметрией основных взаимодействий. Поэтому трудно сказать, какая часть изотропного сверхтонкого взаимодействия в радикалах, приписываемая нами спиновой плотности на ns-орбитали, в действительности обусловлена спиновой плотностью на (п —1) s, (п —2) s... орбиталях. В некоторой мере при ответе на этот вопрос можно основываться на том, что плотность на s-орбитали, обусловленная поляризацией вследствие заполнения /гр-орбитали одним электроном, составляет обычно около 1 %, в то время как непосредственно возникающая спиновая плотность, как правило, значительно больше. [c.231]

Работы посвящены квантовой механике, спектроскопии (систематика атомных и молекулярных спектров), магнетизму, квантовой химии, истории физики. Принимал участие (наравне с Р. С. Малликеном и Дж. Э. Леннард-Джон-сом, 1928—1932) в разработке осн. метода квантовой химии — метода молекулярных орбиталей. Сформулировал (1927) правила, регулирующие порядок заполнения атомных орбиталей электронами (правила Хунда). Ввел (1931) представления о л- и о-электро-нах и о л- и а-связях в молекулах. [c.481]

Заполнение молекулярных орбиталей происходит так же, как и атомных, т. е. в соответствии с принципом наименьшей энергии, соблюдением принципа Паули и правила Гунда. [c.144]

Проведя такие построения для всех, а проще - лишь для ближайших пар атомов, а если необходимо - то и троек (и т.д.) атомов, получим систему натуральных локализованных орбиталей, включающих натуральные орбитали остова, натуральные атомные орбитали (неподеленных пар), натуральные связевые орбитали и т.д. Отбирая из них те, которым соответствуют максимальные числа заполнения (т.е. собственные значения, полученные при диагонализации блоков матрицы плотности), далее можно построить, например, однодетерминантную функцию которая будет отвечать конфигурации а,"2А2 N2 и включать орбитали атомного и связевого типа. Эта функция была названа льюисовской, поскольку она, как правило, отвечает льюисовской структуре молекулы, а точнее говоря - структурной формуле этой молекулы (быть может с указанием неподеленных пар). При этом возникло множество весьма интересных аспектов структуры натуральных связевых орбиталей, например появление трехцентровых орбиталей для бороводородов, различные системы натуральных орбиталей для разных спинов в случае молекул с открытыми оболочками и т.п. К сожалению, у нас нет возможности на них останавливаться. Подчеркнем лишь, что введение натуральных связевых орбиталей - еще один шаг на пути объединения химических и квантовомеханических представлений, хотя и базирующихся при конкретных расчетах подчас на априорном знании, где химическая связь в молекуле есть, а где ее нет. [c.365]

ЭЛЕКТРОННЫЕ КОНФИГУРАЦИИ ЭЛЕМЕНТОВ В ОСНОВНОМ СОСТОЯНИИ. Правила отнесения квантовых чисел, которые мы рассмотрели, позволяют суммировать типы электронов, которые могут находиться в отдельном атоме, при условии, что мы знаем, какие из орбиталей заполнены, а какие не заполнены. При определении электронной конфигурации элементов в основном состоянии (состоянии с наименьшей энергией) мы используем принцип надстройки , т. е. заполнения доступных орбиталей в соответствии с их потенциальной энергией, причем в первую очередь орбиталей с наименьшей энергией. При заполнении вырожденных орбиталей (орбиталей, имеюш их одинаковую потенциальную энергию) мы размеш аем по одному электрону на каждой из вырожденных орбиталей (с одинаковым спином ) на вырожденной орбитали нельзя разместить два электрона до тех пор, пока каждая не получит как минимум одного. Этот порядок заполнения предписывается правилом Гунда. И наконец, что очень важно, мы предполагаем, что электронная структура атома с атомным номером а + 1 такая же, как у атома х, с добавлением одного электрона. [c.20]

Если в Плосколандии будет выполняться правило, аналогичное правилу Хунда (последовательное заполнение электронами максимально возможного числа равноценных атомных орбиталей), то распределение электронов по р-орбиталям можно изобразить следующим образом [c.94]

Заполнение атомных орбиталей внутри одного энергетического подуровня происходит в соответствии с правилом, сформулированным немецким физиком Ф. Хупдом (1927 г.) (правило Хунда ) [c.97]

Заполнение электронами энергетических подуровней или атомных орбиталей газообразных атомов в их основном состоянии подчиняется правилу п+1 или правилу Клечковского. Исключения из этого правила связаны с появлением электронов на d-AO. В свободном атоме d-AO являются большими по размерам и размытыми в пространстве. Когда они заселены электронами наполовину или полностью, то размеры их меньше, орбитали сжаты в пространстве, уменьшена и их энергия. Поэтому у хрома (элемент У1Б-группы) электронная конфигурация [Ar]3ir4s, а не [Ar]4s 3iT, так же как у меди (элемент 1Б-группы) электронная конфигурация [Ar]3d 4s, а не (Ar]4s 3d. Квантово-механические расчеты показывают, что 4s -подуровень лежит здесь выше 3 /-подуровня. [c.58]

Отклонения от правила ЭАН наблюдаются и для атомов, завершающих ряд переходных металлов, В конце ряда быстрое понижение энергии -орбиталей приводит к тому, что d-электроны в значительной степени теряют значение валентных и становятся электронами остова. Одновременное возрастание разницы в энергиях s- и р-орбиталей вызывает последовательное выключение последних из связывания. И для меди, например, 18-электрон-ные комплексы малохарактерны. Любопытно было бы в этой связи исследовать характер связи с ЦПД-кольцом в ЦПД-комплексах меди jHb uPRs. Эти комплексы с пентагапто-ЦПД-кольцом формально удовлетворяют правилу ЭАН. Однако их можно описать и как 14-электронные комплексы с полностью заполненным d-электронным остовом и sp-гибридизацией атомных орбиталей меди. Одна из гибридных sp-орбиталей используется в донорно-акцепторной связи с фосфином, а другая образует ковалентную центральную о-связь с ЦПД-кольцом. Легко видеть, что разница этих двух описаний сводится к вопросу о характере связи медь—кольцо. Является ли эта связь [c.18]

В исследованиях электронных процессов на поверхности хемосорбированные частицы, как правило, рассматриваются только с точки зрения их акцепторного или донорного проявления. Для таких сильно акцепторных частиц, как, например, О2, О, N0, обладающих высокой энергией сродства, заряжение поверхности может быть объяснено захватом свободных носителей атомными орбиталями этих частиц. Действительно, данные ЭСР [5, 6] подтверждают существование радикальных форм хемо-сорбированного кислорода. Однако обобщение этого механизма без достаточного его обоснования на широкий круг молекул, исследуемых в хемосорбции и катализе, является по меньшей мере рискованным. Рассмотрим некоторые простые примеры. Согласно [7—11], молекулы воды адсорбируются при 20° С на гидратированной поверхности окислов 7п, Т1, Си, 8п, а также окисленного Ое и 31, как доноры. Однако образование при этих температурах ионов НаО мало вероятно из-за высокой энергии ионизации молекулы НаО. Теплоты адсорбции в области заполнений, соответствующих наибольшему изменению поверхностного потенциала , не превышают 1 эв [10]. Длительная откачка при 20—50° С полностью восстанавливает исходное значение 7 з и адсорбционную активность поверхности, что также указывает на отсутствие достаточно прочных связей молекулы с поверхностью. Адсорбция воды протекает при этих условиях с весьма низкой энергией активации. В качестве примера на рис. 1 приведены данные по изменению работы выхода (ф) и электропроводности (а) гидратированной /г-Т10а при адсорбции паров воды (данные Фигуровской). Как видно из рисунка, изменения ф и а полностью обратимы, теплоты адсорбции в этой области заполнений составляют - 0,6 эв [12]. Еще более трудно допустить образование ионов НаО при адсорбции воды на окисленном Ое (или 81), что требует преодоления носителем значительного потенциального барьера, созданного высокоомной пленкой СеОа (810а). [c.26]

Ненасыщенная циклическая или полициклическая молекула или ион (а также часть молекулы или иона) может рассматриваться как ароматическая, если все атомы цикла входят в сопряженную систему таким образом, ЧТО в основном состоянии все я-электроны (поступившие в эту систему с атомных орбиталей, ориентированных перпендику- лярно плоскости цикла) расположены на связывающих молекулярных орбиталях заполненной (аннулярной) оболочки . Теоретическое определение ароматичности восходит к правилу Хюккеля, согласно которому для заполнения такой оболочки требуется (4п - - 2) я-электронов (п — 0, 1,. ..) строго говоря, это правило применимо только к моно-циклическим системам, однако практически оно выполняется и для по-лициклических молекул. В последнее время введено также топологиче- ское определение ароматичности [15]. [c.151]

Последовательность заполнения атомных электронных орбита-лей в зависимости от значений главного и орбитального квантовых чисел была исследована советским ученым В. М. Клечков-ским, который установил, что энергия эле[<трона возрастает по мере увеличения сум.мы этих двух квантовых чисел, т. е. величины ( + /). В соответствии с этим, им было сформулировано следующее положение (первое правило К л е ч к о в с к о г о) при увеличении заряда ядра атома последовательное заполнение элек тронных орбиталей происходит от орбиталей с меньшим значением суммы главного и орбитального квантовых чисел (л + /) к орбиталям с большим значением этой суммы. [c.93]

Решение, У каждого атома В атомные орбитали Ь, 25 , 2р . Магнитные свойст)за молекулы Вз указывают на то, что у молекулы есть неспаренные Электрэны. При заполнении молекулярных орбиталей электронами используем правило Хунда. Тогда электронную конфигурацию молекулы Вг можно записать [c.17]

Каждому квадрату (называемому каОнтовой ячейкой) соответствует определенная орбиталь. В первой схеме все р-электроны имеют разные значения /я во второй - у двух р-электронов они одинаковы. Квантовая механика и анализ атомных спектров показывают, что заполнение орбиталей, отвечающее низшему энергетическому состоянию атома, происходит следующим образом. При заполнении подуровня электроны сначала располагаются по орбиталям, отвечающим различным значениям магнитного квантового числа, и только после того как все орбитали подуровня однократно заполнены, в орбиталях появляется по два электрона с противоположно направленными спинами . Иными словами, заполнение энергетических подуровней происходит таким образом, чтобы суммарный спин был максимальным. Это важное положение носит название правила Хунда. Из двух приведенных схем строения атома азота устойчивому состоянию (с наименьшей энергией) отвечает первая, где все р-электроны занимают разные орбитали. [c.32]

Волновые ф-ции в М. о. м. обычно выбираются так, чтобы они отвечали т. наз. чистым спиновым состояниям, т.е. бььти собств. ф-циями для операторов квадрата спина системы 5 и проекции спина на выбранную ось 5,. Так, записанные вьппе ф-ции и 4 2 являются собств. ф-циями для 5 с одним и тем же собств. значением /2(72 + 1) ДЛ с собств. значениями /2 и — /2 соотв. (Я-постоянная Планка). Как правило, основные состояния стабильных многоэлектронных систем с четным числом электронов синглетны, т.е. отвечают собств. значениям операторов 8 и 8 , равным нулю. В этом случае волновая ф-ция системы м. б. представлена одним определителем, причем каждая мол. орбиталь обязательно входит в него дважды со спин-функцией а и со спин-функцией Р, так что число заполнения каждой мол. орбитали равно 2. Иначе говоря, у таких систем имеется замкнутая электронная оболочка из двукратно заполненных мол. орбиталей. Оболочкой при этом наз. совокупность орбиталей, вырожденных по к.-л. причине. Напр., в случае многоэлеггронного атома-это совокупность орбиталей с одним и тем же главным и одним и тем же орбитальным квантовыми числами, но с разными магнитным и спиновым квантовыми числами замкнутой оболочкой обычно наз. как полностью заполненную оболочку, так и все множество полностью заполненных оболочек. Так, для атома Ке замкнутая оболочка (Ь) (2л) (2/>) , где Ь, 2л, 2р = 2р , 2р , 2рг -символы атомных мбиталей, включает полностью заполненные оболочки (Ь), (2л) и (2р) для молекулы У, в основном состоянии замкнутая оболочка (1а ,) (1< и) (2сг,г> где 1а , 1о,, 2а -символы мол. орбиталей. [c.120]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология