Принципы заполнения атомных орбиталей

Принцип наименьшей энергии. Электроны при заполнении орбиталей занимают прежде всего те орбитали, энергия которых меньше (энергия же орбиталей определяется значением главного п и орбитального I квантовых чисел). Последовательность заполнения атомных орбиталей очередными электронами в связи с принципом наименьшей энергии следующая [c.73]

Периодичность в изменении свойств химических элементов, расположенных в порядке возрастания заряда ядра их атомов, является результатом периодического повторения структуры внешнего электронного слоя, что связано с последовательным заполнением атомных орбиталей в соответствии с принципом наименьшей энергии. [c.94]

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]

Порядок заполнения электронами атомных орбиталей определяет принцип наименьшей энергии (принцип минимума энергии) [c.71]

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]

ПРИНЦИПЫ ЗАПОЛНЕНИЯ АТОМНЫХ ОРБИТАЛЕЙ [c.102]

Орбитали энергетической зоны заполняются двумя электронами, как и орбитали атома и молекулы, в порядке их расположения по энергиям и в соответствии с принципом Паули. Следовательно, максимально возможное число электронов в зонах, возникающих за 1 чет перекрывания s-, р-, d-, /-... атомных орбиталей, соответственно равно 2N (s-зона), 6N (р-зона), 10 N (/ -зона), 14 N (/-зона)... Зона, которую занимают электроны, осуществляющие связь, называется валентной (на рис. 75 степень заполнения валентной зоны показана штриховкой). Свободная зона, расположенная энергетически выше валентной, называется зоной проводимости. [c.116]

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]

Электронная конфигурация молекул строится по принципам, подобным тем, которые использовались для объяснения электронной структуры атомов. Таким путем получают вначале возможные электронные состояния (МО) одного электрона в поле двух ядер, т. е. состояния для молекулярного иона водорода Н . В качестве первого приближения предполагается, что число и распределение МО не меняется при добавлении других электронов в систему (т. е. нет электрон-электронного взаимодействия). Электронная структура многоэлектронной молекулы получается путем заполнения электронами имеющихся МО, начиная с низшей по энергии МО, согласно принципу Паули. Этот принцип построения аналогичен тому, который использовался в разделе 2-4А для получения энергий собственных состояний атома водорода и построения электронной конфигурации остальных элементов путем заполнения атомных орбиталей (АО) в соответствии с принципом Паули. [c.118]

Важнейшим понятием данной главы является процесс заселения атомных орбиталей электронами и его связь с формой периодической таблицы. Следует обратить внимание учащихся на то, что последовательность орбитальных энергий атома можно определить из самой таблицы и ее не нужно заучивать. Нужно указать на отдельные исключения из идеальной последовательности заселения орбиталей, но не стоит останавливаться на этом подробно. Пример 1 (см. т. 1, с. 397) указывает, что конфигурация, предсказываемая принципом заполнения, в подобных случаях оказывается нижним возбужденным состоянием. [c.574]

В то время как теория валентных связей сохраняет за атомами, входящими в состав молекулы, их индивидуальность, теория молекулярных орбиталей рассматривает молекулу как единую частицу с помощью основных идей строения атома. Так же как в атоме есть атомные орбитали, так и в молекуле есть молекулярные орбитали различие в том, что молекулярные орбитали многоцентровые. Тем не менее теория молекулярных орбиталей предлагает для электрона в молекуле волновую функцию, подобную волновой функции электрона в атоме. Так, вероятность нахождения электрона в определенной части объема будет пропорциональна и так же, как в атоме, каждая молекулярная орбиталь будет зависеть от ряда квантовых чисел, которые определяют ее энергию и пространственное расположение. Допускается также, что принцип заполнения орбиталей в молекуле такой же, как в атоме, т. е. на каждой молекулярной орбитали могут располагаться два электрона с противоположными спинами, и, начиная с орбиталей самого низкого уровня энергии, электроны один за другим заполняют следующие орбитали. [c.144]

Для объяснения химических свойств атомов необходимо знать также расположение электронов в пределах одного подслоя, состоящего из нескольких равноценных атомных орбиталей. Если подслой заселен полностью, то это значит, что в атомной орбитали располагается по два электрона (принцип Паули). Если заполнение подслоя не завершено, то, очевидно, имеется несколько вариантов расположения электронов в атомных орбиталях. Для атома углерода это относится к двум электронам, размещающимся в трех р-орбиталях Х-уровня для атома марганца — к пяти электронам, занимающим пять ( -орбиталей М-уровня (у которых максимальная емкость — десять электронов). Исключая возможность расположения двух электронов с одинаковыми спиновыми числами в одной орбитали (принцип Паули), рассмотрим варианты расположения двух электронов в трех р-орбиталях [c.47]

Решение. Номер элемента указывает, что в атоме 26 электронов. Заполнение энергетических уровней и подуровней (атомных орбиталей) происходит в соответствии с принципом наименьшей энергии (см. шкала энергии, стр. 53). Электронная фер-м а будет иметь вид [c.82]

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

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]

В этом разделе будет проведена в приближении МО ЛКАО интерпретация свойств гомоядерных двухатомных молекул, образованных атомами элементов первого периода. Станет ясно, что существует большое сходство между способом описания электронной структуры атомов от Li до F на основе схемы энергий атомных орбиталей и принципа заполнения и способом описания структуры молекул от Lis ДО F2 на основе схемы энергий молекулярных орбиталей и того же принципа заполнения. [c.94]

В гл. 3 и 4 на основе концепции электронных орбиталей и принципа заполнения было дано описание электронной структуры основных состояний атомов. Электронные состояния идентифицируются в первую очередь заданием распределения электронов по атомным орбиталям. Это определяет так называемую электронную конфигурацию состояния. Возможность реализации той или иной конфигурации ограничивается принципом Паули, согласно которому ни одна орбиталь не может содержать более двух электронов. [c.243]

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]

Представим себе, что ядра атомов слились в одно, более сложное, ядро и что электроны распределились теперь по атомным орбиталям возникшего объединенного атома в соответствии с последовательностью энергетических уровней в нем и с принципом Паули. Тогда можно поставить вопрос о том, какие молекулярные орбитали будут возникать из атомных орбиталей объединенного атома и окажутся заполненными при некотором разделении ядра объединенного атома на исходные атомные ядра (опять-таки в соответствии с симметрией и принципом Паули). Такой вариант метода МО называется методом объединенного атома. [c.251]

В основном состоянии атома электроны заполняют атомные орбитали с наименьшими энергиями (принцип заполнения) так, чтобы при этом выполнялся принцип Паули. Орбиталям пр отвечает более высокая энергия, чем орбиталям пз, но намного более низкая, чем орбиталям (п+ 1)5. Электроны на /гй-орбита-лях имеют примерно такую же энергию, как электроны на (п-)- 1)5-орбиталях. [c.176]

Система Не — Не. Для описания системы Не — Не можно использовать как молекулярные, так и локализованные орбитали при любых межатомных расстояниях. Так как система Не — Н является системой с заполненными оболочками, то в силу принципа Паули орбитали МО могут быть строго представлены как линейные комбинации атомных орбиталей. Хартри-фоковская волновая функция системы Не — Не, составленная из орбиталей МО,, имеет вид [c.239]

Чтобы продемонстрировать применение принципа заполнения, рассмотрим прежде всего системы Нг, Нг, Нег и Нег. Ранее уже было показано, что наинизшие молекулярные орбитали Нг в порядке увеличения их энергии обозначаются log и 1ои и что в минимальном базисе модели ЛКАО их волновые функции даются комбинацией двух атомных ls-орбиталей [уравнения [c.95]

Применяя принцип заполнения к четырем системам Н2, Иг, Нег и Нб2, получим конфигурации их основных состояний, которые приведены в табл. 6.1. В разд. 5.3 было отмечено, что 1а -орбиталь имеет более низкую энергию по сравнению с атомными ls-орбиталями, из которых она образована, и поэтому электроны на этой орбитали стабилизируют молекулу по отно- [c.95]

Метод молекулярных орбиталей является приближенной теорией. Разумеется, в молекуле, которая содержит только один электрон, такой, например, как Нг, понятие МО — это вполне точное понятие, но в молекуле со многими электронами метод МО превращается лишь в полезное приближение, совершенно так же, как представление об атомных орбиталях в применении к многоэлектронным атомам. Мы полагаем, что электроны находятся на тех же МО, которые они занимали бы в отсутствие межэлектронного отталкивания. При заполнении орбиталей действует принцип Паули и, конечно, при более детальном исследовании мы должны наблюдать эффекты, обусловленные межэлектронным отталкиванием. [c.107]

Порядок размещения электронов по молекулярным орбиталям тот же, что и в случае атомных орбиталей прежде всего заполняются орбитали с низкой энергией заполнение орбиталей подчиняется принципу Паули (на каждой орбитали может быть не более двух электронов с противоположными спинами) и правилу Хунда. [c.45]

У элементов с атомными номерами Z до 20 заполняется внешняя электронная оболочка. После элемента с 2 = 20, в котором 45-орбиталь заполнена, заполнение электронами внешней оболочки прекращается и начинает заполняться внутренняя подоболочка Зс1, уровень которой немного ниже 4р-орбиталей (рис. 23). Поскольку имеется пять З -орбиталей, после кальция в периодической системе следует группа из десяти элементов, называемых переходными (с 2 = 21 — 30). После заполнения З -орбиталей возобновляется заполнение слоя 4 на подуровне 4/7. Тот же принцип построения, заключающийся в заполнении внутреннего слоя в то время, когда внешняя незаполненная оболочка остается неизменной, повторяется после заполнения 55-и б5-орбиталей. Поэтому существует три ряда по десять переходных элементов с тремя различными оболочками. [c.82]

Спин и принцип Паули определяют для атомов весь ход постепенного заполнения электронами атомных орбиталей в порядке возрастания их энергий, число же электронов возрастает с положительным зарядом ядра. Поэтому, с точки зрения одноэлектронного описания, последовательность уровней орбитальных энергий, спин и принцип Паули определяют всю структуру периодической системы Менделеева. [c.225]

Напомним, что заполнение атомных орбиталей электронами определязх-ся принципом Паули, когда каадая отдельная орбиталь заполаяетоя б соответствии с правилом Хунда по возрастающей спиновой мультиплетности, [c.8]

Важнейшее следствие этого принципа состоит в том, что каждая орбиталь, которая характеризуется набором трех квантовых чисел п, I и ти никогда не может содержать более двух электронов. Два электрона, заполняюш,ие орбиталь, должны иметь разные спиновые квантовые числа Ша. Если два электрона, находящиеся на одной орбитали, имеют противоположные спины, то их магнитные моменты имеют противоположные ориентации, и вследствие этого заполненная атомная орбиталь не обладает собственным магнитным моментом. [c.52]

При заполнении эектронами атомных орбиталей выполняется принцип Паули. [c.38]

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]

При изучении атомных спектров был выведен и другой очень полезный эмпирический принцип, известный как правило максимальной мультиплетности Хунда когда набор р- (или й-, или /-) орбиталей заполняется электронами, последние распределяются таким образом, чтобы возможно дольше сохранить спины параллельными. Так, два 2р-электрона в углероде будут иметь конфигурацию 2рх2р1, поскольку по принципу Паули они не могут нметь параллельные спины, находясь на одной р-орбита-ли. Такое однократное заполнение вырожденных орбиталей, имеющих различную пространственную ориентацию, уменьшает электростатическое отталкивание между электронами. Электронная конфигурация углерода (Не)25 р известна, но она соответствует возбужденному состоянию атома углерода, энергия которого на 121 кДж/моль превышает энергию основного состояния с конфигурацией (Не)25 2р 2р . [c.54]