Принципы электронного строения атомов

При описании электронного строения многоэлектронных атомов пользуются представлениями об орбиталях в соответствии с теми понятиями и характеристиками, о которых говорилось выше. Очень важно при этом знать закономерности застройки электронами энергетических уровней атомов. Необходимо учитывать всегда, что если атом находится в основном (невозбужденном) состоянии, то электроны расселены на самых низких по энергии орбиталях. Это называется принципом наименьшей энергии. [c.35]

Для того чтобы ответить на этот вопрос, нам нужно вспомнить некоторые основные принципы, положенные в основу представлений о строении электронных оболочек атома. В главе 15 мы видели, что при последовательном присоединении электронов к атому каждый новый электрон занимает уровень с минимальной энергией, который в тот момент свободен Пользуясь этим принципом, рассмотрим электронные конфигурации атомов переходных элементов от скандия до цинка. Известно, что скандий следует за кальцием Двадцать электронов атома кальция расположены следующим образом [c.577]

Метод статистических поправок был впервые предложен Бренстедом и Педерсеном [15], а затем разработан Бренстедом [144]. Хотя в принципе метод статистических поправок теоретически обоснован, однако опытных данных, свидетельствующих о его пригодности, имеется мало. Проверка его дала вполне хорошие результаты только при исследовании катализа разложения нитрамида анионами поликарбоновых кислот (15). В большинстве случаев возникают различные трудности при определении правильных величин р к д, входящих в уравнения (50) и (51). Во-первых, часто бывает трудно решить, нужно ли протоны, присоединенные к одному и тому же атому, учитывать независимо друг от друга, — например, правильно ли будет считать р = 4 для кислоты NHI. Атомы водорода находятся так близко друг к другу, что вероятность переноса протона при столкновении, повидимому, меньше учетверенной вероятности переноса в случае аналогичного иона, содержащего только один атом водорода. Однако само понятие аналогичного иона несколько туманно, поскольку в подобной системе невозможно заместить атомы водорода другой группой, не повлияв на природу оставшихся атомов водорода. Во-вторых, возникают трудности при выборе правильных величин д эти трудности часто являются следствием того, что электронное строение изучаемых веществ однозначно не установлено. Если, например, карбоксилат-иону придать строение [c.55]

Волновая механика рассматривает микрочастицы (электрон, атом, молекулу) как реальные структурные образования, качественно отличающиеся от макротел их природа двойственна — она и волновая, и корпускулярная. Наши знания о строении атома носят вероятностный (статистический) характер. Гейзенберг показал, что невозможно измерить импульс и координату частицы одновременно с любой заданной точностью. Принцип неопределенности Гейзенберга в математической форме может быть выражен соотношением [c.56]

Построение системы энергетических уровней завершается размещением на них соответствующего числа электронов. В нашем случае на двух молекулярных орбиталях можно разместить четыре электрона, которые соответствуют образованию различных молекул и ионов. Это достигается следующим образом. Один электрон в системе из двух орбиталей а и а выбирает а как имеющую наиболее низкую энергию. Такое состояние отвечает образованию простейшей молекулы — молекулярного иона водорода HJ. Этот ион в теории молекул играет такую же роль, как атом водорода в теории строения атомов. В частности, принципиально важным является существование химической связи, образованной одним электроном. Второй электрон также направится на орбиталь а, и в соответствии с принципом Паули спины этих двух электронов должны быть спарены. [c.186]

Основные принципы общепринятой теории строения атомов обычно вводятся в курс неорганической химии. Все атомы состоят из положительно заряженных ядер, в которых сосредоточена почти вся масса атома. Ядро окружено таким числом отрицательно заряженных электронов, чтобы в целом атом был нейтрален. Теория установила предел точности, с которой может быть описано движение этих электронов. Число электронов в атоме данного элемента равно атомному номеру этого элемента. [c.97]

Электроны можно взвесить и измерить их энергию, но движение их нельзя описать точно. Это ограничение есть следствие так называемого принципа неопределенности, который утверждает в математическом выражении, что нельзя одновременно знать положение электрона и его анергию. Вследствие малой величины массы электрона акт измерения нарушает нормальное его поведение. Принципы классической механики неприменимы к электрону. Его поведение описывается уравнениями волновой механики. Это описание принимает в расчет те свойства электрона, которые похожи на свойства светового луча. Уравнения волновой механики с успехом объясняют многие факты, связанные с поведением,электронов, такие, как тенденцию электронов образовывать пары, зависимость их энергии от относительного положения в атоме и молекуле. Только атом водорода полно и точно описан математически. Для исследования более сложных структур могут быть применены или приближенные математические методы, или чисто качественные соображения, основанные на аналогии с математическими приемами. Эти качественные приближения полезны для понимания строения и реакционной способности органических молекул. [c.100]

Следующий и, как показали дальнейшие события, пожалуй, наиболее важный шаг сделал Бор, применивший принцип квантования к проблеме строения атома. До этого времени основное внимание уделяли в большей мере излучению, а не веществу. Замечательные эксперименты Резерфорда по рассеянию частиц атомами впервые показали, что атом состоит из положительно заряженного ядра большой плотности, окруженного более размытым отрицательно заряженным электронным облаком . В рамках классической физики, для того чтобы такая система могла существовать хоть одно мгновение, электроны должны находиться в движении. Однако даже при таком условии они будут непрерывно излучать энергию, замедляться и в конце концов неизбежно упадут на ядро. Чтобы объяснить, почему это не происходит в действительности. Бор выдвинул гипотезу о существовании стационарных состояний, в которых кулоновское притяжение ядра и электрона точно уравновешивается центробежной силой отталкивания электроны могут оставаться в них неограниченное время, не теряя энергии. Его гипотезу, а также ряд аналогичных предположений пришлось ввести для объяснения результатов экспериментальных исследований атомарных систем, [c.21]

Не составляет труда записать волновое уравнение Шрёдингера для атома лития, состоящего из ядра и трех электронов, или атома урана, состоящего из ядра и 92 электронов. Однако, к сожалению, эти дифференциальные уравнения невозможно решить. Нет ничего утешительного в том, что строение атома урана в принципе может быть найдено путем расчетов, если математические (хотя отнюдь не физические) трудности препятствуют получению этого решения. Правда, физики и физикохимики разработали для решения уравнения Шрёдингера множество приближенных методов, основанных на догадках и последовательных приближениях. Проведение последовательных приближений существенно облегчается использованием электронно-вычислительных машин. Однако главное достоинство применения теории Шрёдингера к атому водорода заключается в том, что она позволяет получить ясную качественную картину электронного строения многоэлектронных атомов без проведения дополнительных расчетов. Теория Бора оказалась слишком упрошенной и не смогла дать таких результатов, даже после ее усовершенствования Зом-мерфельдом. [c.374]

Рассмотрим изоэлектронные ряды углерода и кремния. Первый из них включает в себя С—BN—ВеО—LiF, а второй Si—AIP—MgS— Na l. Принцип формирования изоэлектронных рядов состоит в следующем. Возглавляет ряд простое вещество IVA-группы (4 электрона на атом). Остальные члены ряда — это соединения, компоненты которых равно отстоят от IVA-группы. Число валентных электронов у катионообразователя (П1А->1А) уменьшается, а у анионообразователя (VA- VHA) увеличивается. При этом среднее число валентных электронов на атом в формульной единице остается постоянным. Разность ОЭО компонентов соединений в изоэлектрон-ных рядах растет, следовательно, нарастает ионный вклад в химическую связь и закономерно изменяется характер кристаллохимического строения фаз. [c.51]

При заполнении электронных слоев и оболочек атомы подчиняются 1) принципу наименьшей энергии, согласно которому электроны сначала заполняют вакантные орбитали с минимальной энергией 2) принципу Паули 3) правилу Гунда — на вырожденных орбиталях суммарное спиновое число электронов должно быть максимальным. В квантовых ячейках с одинаковой энергией заселение электронами происходит так, чтобы атом имел наибольшее число неспаренных электронов. Это отвечает нормальному состоянию атома (минимум энергии). Рассмотрим связь между электронным строением атомов и положением элементов в короткой 8-клеточной Периодической сис ме (см. форзац). У каждого следующего элемента Периодической системы по сравнению с предыдущим на один электрон больше. Наиболее прост первый период системы, состоящий лишь из двух элементов. У водорода единственный электрон заселяет наинизшую по энергии орбиталь 1 , а у гелия на этой орбитали два электрона с антипарал-лельными спинами. Гелием заканчивается первый период системы и исчерпаны все вариации квантовых чисел при п = I. Таким образом, у атома гелия полностью формируется наиболее близкий к ядру А -слой. [c.40]

Для того чтобы представить себе принцип, лежащий в основе образования фторидов межслойного внедрения в структуру графита атомов F, мы должны вспомнить электронное строение кристаллов (см. том I, стр. 33). Каждый атом углерода в графите, как мы знаем, затрачивает по три своих электрона на образование парноэлектронных связей с тремя соседними атомами, четвертый электрон остается одиночным и полусвободным, осуществляя металлическую электропроводность. При вхождении атомов F в межслойные щелевидные пространства графита одиночные электроны F дают пары с одиночными электронами атомов С, и получаются парноэлектронные связи С—F. По мере вхождения атомов F электропроводность графита постепенно падает, и белые кристаллы состава, близкого к стехиометрическому с формулой [ F], оказываются изоляторами. [c.372]

При обсуждении э.пектронного строения многоэлектронного атома следует исходить из наличия у него ядра и соответствующего числа электронов, Будем предполагать, что допустимые электронные орбитали, если и не точно идентичны орбиталям атома водорода, то представляют собой нечто подобное им-так называемые водородоподобные орбитали. Тогда можно мысленно построить многоэлектронный атом, последовательно помещая на эти орбитали по одному электрону, причем процесс заселения следует начинать с наиболее низких по энергии орбиталей. Таким образом мы построим модель атома в его основном состоянии, т. е. в состоянии с низшей электронной энергией. Такой способ мысленного построения многоэлектронного атома впервые применил Вольфганг Паули (1900-1958), который назвал описанный процесс принципом заполнения. По существу, однако, процесс мысленного построения атома основывается на трех принципах. [c.386]

В самом деле, что заставляет теоретиков, занимающихся изучением строения молекул, немало сил тратить на обсуждение проблем локализации молекулярных орбиталей, выбора оптимального анализа заселенностей и т. д. Ведь в принципе расчет можно провести, используя делокализованные (канонические) молекулярные орбитали, или х<е ограничиться одноцентровым базисом, в результате чего при стандартном анализе заселенностей вся электронная плотность окажется отнесенной к одному атому молекулы. Однако в обоих случаях результаты расчетов не удается интерпретировать в рамках традиционных химических представлений, т. е. в терминах химических связей, неподеленных электронных пар и т. д. И дело не только в необходимости учета старых, давно известных фактов типа аддитивности и трансферабель-ности многих молекулярных свойств, дело еще в стремлении согласовать квантовомеханическое описание с определенным исторически сложившимся стилем химического мышления. Но мы слишком забежали вперед, вернемся к нашей теме и посмотрим, как в квантовой химии рождается понятие молекулярной структуры. [c.106]

ВОЗБУЖДЕННЫЕ СОСТОЯНИЯ, энергетич. состояния атомов и молекул и др. квантовых систем, характеризующиеся избыточной по сравнению с осн. состоянием энерн гией. Согласно принципам квантовой механики, атомы и молекулы устойчивы лишь в нек-рых стационарных состояниях, к-рым отвечают определ. значения энергии. Состояние с наинизшей энергией наз. основным, остальные-возбужденными. Изменение энергии атома при переходе из одного стационарного состояния в другое связано с изменением строения его электронной оболочки (см. Атом). [c.407]

Металличность и неметалличность в значительной степени определяются структурой атома, т. е. зарядом его ядра и особенностями строения электронной оболочки. Как известно, атомы состоят из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженньт< электронов. Между ними действуют две противоположные силы притяжение— между разноименными зарядами и отталкивание— между одноименными. Наличие и взаимодействие этих сил обеспечивает, во-первых, устойчивое существование атома, во-вторых, открывает возможность таких химических реакций, в процессе которых в зависимости от условий I, р и химической природы другого реагента) от атома отделяется или к нему притягивается то или иное количество электронов. Факты показывают, что проявление металлических свойств в простейшем виде связано с отдачей электронов, а неметаллических— с приобретением. Поскольку атом химического элемента способен в принципе как к приему, так и к отдаче валентных электронов, то вполне понятным становится сосуществование в атоме металлических и неме- [c.127]

Используем эти принципы для обсуждения строения многоатомных молекул. Например, атом кислорода имеет конфигурацию 1з) 2з) 2рх) (2ру) (2рг). Два неспаренных электрона находятся на орбиталях, направленных под прямым углом друг к другу. Представим себе сближение двух атомов водорода "с атомом кислорода цри образовании молекулы воды. При движении одного атома водорода (скажем, вдоль оси г) 2рг-орбиталь искажается и, наконец, перекрывается с -орбиталью атома водорода. Точно так же -орбиталь второго атома водорода перекрывается с 2руорбп-талью кислорода при этом, чтобы возникло заметное перекрывание, второй атом должен приближаться под углом 90° к первой ОН-<овязи. Другими словами, атом кислорода должен образовывать две связи, расположенные под прямым углом друг к другу, так как при этом получается максимальное перекрывание, а следовательно, образуются самые прочные связи. Однако в действительности угол НОН равен не ожидаемым 90, а 104,5° это различие связано с взаимным отталкиванием атомов водорода. [c.96]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология