Атомные оболочки (атомные орбиты, АО)

Атомные оболочки (атомные орбиты, АО) [c.23]

Правило октета играет очень важную роль при составлении льюисовых структурных формул. Для неметаллических элементов второго периода В, С, N, О, F) исключения из этого правила крайне редки. Нетрудно объяснить, почему это так. Атомы элементов второго периода имеют устойчивые 2s- и 2р-орбитали, и магическое число 8 соответствует завершенной валентной конфигурации 2s"2p . Добавление новых электронов к такой замкнутой оболочке невозможно, потому что следующие доступные для заселения электронами атомные орбитали у элементов второго периода-это расположенные намного выше по энергии 3 -орбитали. [c.475]

Строение электронных оболочек атома. Планетарная модель атома 43 8. Модель атома по Бору 45 9. Состояние электронов в атомах 48 10. Атомные орбитали 49 11. Периодический закон и периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева 54 [c.381]

Спины электронов, находящихся на одной атомной или молекулярной орбитали, суммируются и взаимно компенсируются. Поэтому валентно-насыщенные частицы не обладают магнитным моментом, обусловленным спином электронов. Тем не менее они взаимодействуют с магнитным полем, хотя и существенно слабее, чем парамагнитные частицы. Это взаимодействие обусловлено действием внешнего магнитного поля на электронные оболочки, т. е. на движущиеся электрические заряды. В результате действий магнитного поля движение электронов искажается, возникает некоторая намагниченность, пропорциональная напряженности приложенного поля и направленная навстречу полю. Тем самым внешнее поле как бы ослабляется. В частности, это приводит к некоторому выталкиванию вещества из магнитного поля, т, е, этим эффектом обусловлен диамагнетизм веществ, построенных из валентно-насыщенных частиц. Естественно, что диамагнетизм присущ и парамагнитным частицам, поскольку они практически всегда наряду с неспаренными электронами имеют и спаренные электроны. Однако в связи с тем что диамагнитные эффекты существенно слабее парамагнитных, в целом частицы не слишком большого размера, обладающие собственным магнитным моментом электронной природы, проявляют парамагнитные свойства. [c.91]

Почти все полуэмпирические методы, применяемые для расчета молекул, являются методами валентного приближения, т. е. в отличие от неэмпирических методов они учитывают только валентные электроны и атомные орбитали валентных оболочек. Влияние невалентных (остовных) электронов неявно учитывается в эмпирических параметрах. [c.211]

Ненасыщенные органические молекулы чаще всего являются плоскими. Поэтому все атомные орбитали валентно оболочки можно разбить на о и я, причем первые симметричны, а вторые антисимметричны относительно отражения в плоскости молекулы. Например, у молекулы этилена есть десять сг-АО и две 2л-АО. [c.208]

Молекулы N2 и СО имеют заполненные молекулярные орбитали, которые суммарно можно сопоставлять с заполненной оболочкой атомных орбиталей кайносимметричного атома неона с его десятью электронами. Связевые электроны молекул N2 и СО происходят генетически от кайносимметричных 2р-электронов атомов Ы, С и О. Хотя эти электроны и не являются в молекулах идентичными с электронами в свободных атомах, все же они носят на себе отпечаток своего кайносимметричного генезиса и отчасти по этой причине требуют большой энергии для ионизации или возбуждения. [c.265]

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]

Нас главным образом занимает вопрос о симметрии МО и их построении. Как уже упоминалось, степень вырождения АО определяется квантовым числом т,. Так, все р-орбитали трижды, а -орбитали пятикратно вырождены. Сферическая симметрия атомных оболочек при [c.267]

Рассмотрим более простой случай закрытых оболочек Так как практическое решение хартри-фоковской задачи обычно выполняется с помощью линейной комбинации атомных орбиталей (так называемого метода Ругана), то мы с самого начала дем предполагать, что все орбитали, входящие в состав детерминантных функций, представляют собой линейные комбинации атомных орбиталей Как уже говорилось, на первом этапе необходимо добиться, чтобы линейные комбинации атомных орбита-лей стали ортогональными Это достигается составлением и последующей диагонализацией матрицы 8, содержащей элементы вида [c.287]

Попробуем рассмотреть структуру периодической таблицы и проявления периодичности с позиций строения атома (для этого очень полезно еще раз посмотреть материал гл. 2). Характеристикой положения элемента в периодической системе является заряд ядра атома. Если мы будем последовательно двигаться по периодической системе слева направо, то каждый такой шаг будет сопровождаться увеличением заряда ядра на единицу и таким же увеличением числа электронов в электронной оболочке. Напомним, что современная квантово-механическая модель атома позволяет нам рассматривать электроны как размытые в пространстве облака отрицательного заряда определенного размера и формы, задаваемых, соответственно, главным квантовым числом п и орбитальным квантовым числом I, т. е. видом атомной орбитали (АО). В соответствии с принципом минимума энергии при этом будут последовательно заполняться слои электронной оболочки с определенным значением п и по мере его увеличения будет увеличиваться число возможных форм электронных облаков, т. е. число возможных значений I [c.233]

Двойственная природа электрона. Строение электронных оболочек атомов. Квантовые числа. Атомные орбитали. Электронные конфигурации атомов в основном и возбужденном состояниях. [c.500]

Гибридизация - математический прием, заключающийся в смешении атомных орбита-лей и дающий возможность объяснить геометрию молекулы, обусловленную отталкиванием электронных пар валентной оболочки. [c.118]

Радиус атомной -орбитали возрастает при увеличении номера энергетического уровня 1 -А0 — расположена внутри 2 -А0, последняя— внутри 35-АО и т. д. с центром, отвечающим атомному ядру (рнс. 12). В целом строение электронной оболочки атома в орбитальной модели представляется слоистым. Каждый энергетический уровень, содержащий электроны, геометрически рассматривается как электронный слой, хотя это понятие обычно более применимо в рамках модели Бора. [c.89]

С позиций теории Бора формирование ковалентной связи объясняется следующим образом. Атомам свойственна тенденция преобразовывать свой внешний слой электронной оболочки в октет, т. е. в конфигурацию ближайшего благородного газа. Оба атома-партнера по связи представляют для образования ковалентной связи по одному неспаренному электрону, т. е. занимающему атомную орбиту, и оба электрона становятся общими для этих атомов. [c.112]

Уравнения (10.2) —(10.4) представляют собой формулировку метода Хартри — Фока для п-электронной системы с замкнутой оболочкой в приближении МО ЛКАО. В принципе можно выбрать настолько полный базис атомных орбиталей, что вычисленная полная энергия достигнет абсолютного минимума в рамках хартри-фоковской модели такое значение энергии называют хартри-фоковским пределом. В начале каждого расчета, разумеется, необходимо выбрать базис атомных орбиталей. Обычно в базис включают атомные орбитали одного из трех указанных ниже типов, которые имеют одинаковые угловые части (сферические гармоники), но отличаются друг от друга радиальными частями [c.205]

Таким образом, конфигурация любого атома, находящегося в основном или возбужденном электронном состоянии, определяется тем, какие атомные орбитали заполнены электронами и каковы числа заполнения этих орбиталей. Например, нейтральный атом углерода (спектроскопическое обозначение I) имеет конфигурацию (ls)2(2s)2(2p)2, а возбужденный ион титана Ti+ (спектроскопическое обозначение TiН)—конфигурацию (ls)2(2s)2(2p) (3s)2(3p) (3[c.48]

Как известно, в длинных периодах в атомах металла постепенно заполняется -оболочка. В кристаллическом состоянии в металлической связи в начале периода принимают участие как 5-, так и -электроны, что проявляется в увеличении прочности связи с ростом порядкового номера. Однако при большом числе электронов часть -электронов, как показывают магнитные измерения, остается на атомных орбитах и ие участвует в связи. Это проявляется в переходе через экстремальное значение в пределах длинных периодов таких свойств металлов, как сжимаемость (рис. 1), теплота сублимации (рис. 2), температура плавления и т. п. [3]. [c.129]

Свойства и получение. Внешняя электронная оболочка атома углерода в основном и возбужденном состоянии имеет строение 2s 2p и s2pxPfPi. Таким образом, в валентном состоянии атом углерода имеет четыре неспарениых электрона и во внешнем электронном слое отсутствуют как свободные атомные орбитали, так и неподеленные электронные пары (только для одного элемента, кроме углерода, - водорода характерно подобное состояние атома). Такое электронное строение атома углерода обусловливает две характерных его особенности возможность образовывать четыре ковалентные связи и неспособность к донорно-акцепторному взаимодействию. [c.363]

Пользуясь принципом Паули, подсчитаем, какое максимальное число электронов может находиться на различных энергетических подуровнях и уровнях в атоме. При / = О, т. е. на з-подуровне, магнитное квантовое число тоже равно нулю. Следовательно, на з-подуровне имеется всего одна орбиталь. Как указывалось выше, на каждой атомной орбитали размеш,ается не более двух электронов, спины которых противоположно направлены. Итак, максимальное число электронов на -подуровне каждой электронной оболочки равно 2. При / = 1 (р-подуровень) возможны уже три различных значения магнитного квантового числа (—1, О, -1-1). Следовательно, на р-подуровне имеется три орбитали, каждая из которых может быть занята не более чем двумя электронами. Всего на р-подуровие может разместиться б электронов. Подуровень <1 I — 2) состоит из пяти орбиталей, соответствующих пяти разным значениям тг, здесь максимальное число электронов равно 10. [c.62]

В кристалле какого-нибудь щелочного элемента, например калия, атомные орбитали внутренних электронных оболочек практически не перекрываются. Можно считать, что в этом случае непрерывная энергетическая зона создается только за счет орбиталей внешней электронной оболочки и заполняется электронами этой оболочки. В кристалле, содержащем N атомов, из исходных й-АО внешней электронной оболочки образуется энергетическая зона, содержащая N уровней. В этой зоне размещаются N внешних 5-электронов атомов щелочного элемента, которые занимают N/2 энергетических уровней (по 2 на каждом уровне). Совокупность этих занятых валентными электронами уровней называется валентной зоной. В рассматриваемом случае валентная зона занимает лишь половину имеюшлхся энергетических уровней. Остальные уровни остаются незаполненными, образуя зону проводимости (рис. 4.44). [c.149]

Спины электронов, находящихся на одной атомной или молекулярной орбитали, суммируются и взаимно компенсируются. Поэтому валентно-насыщенные частицы не обладают магнитным моментом, обусловленным спином электронов. Тем не менее они взаимодействуют с магнитным полем, хотя н существенно слабее, чем парамагнитные частицы. Это взаимодействие обусловлено действием внешнего магнитного поля на электронные оболочки, т. е. на движущиеся электрические заряды. В результате действия магнитного поля движение электронов искажается, возникает некоторая намагниченность, пропорциональная напряженности приложенного поля и направленная навстречу полю. Тем самым внеп нее поле как бы ослабляется. В частности, это приводит к некоторому выталкиванию вещества из магнитного поля, т. е. этим эффектом обусловлен диамагнетизм веществ, построенных из валентно-насыщенных частиц. Естественно, что диамагнетизм присущ и парамагнит- [c.100]

Атом углерода, имеющий во внешней оболочке 4 электрона, отличается от других атомов постоянной валентностью, так как он не вносит в электронную структуру молекулы ни неподеленных пар электронбв, йи вакантных низколежащих орбиталей. Поэтому молекулы его соединений не способны к образованию донорно-акцепторных связей с другими молекулами через атом углерода В то же время между атомами С могут возникать прочные связи, так как малые размеры электронной оболочки благоприятствуют хорошему перекрыванию атомных орбита-лей углерода. Благодаря этому углерод обладает уникальной способностью образовывать из одинаковых атомов длинные цепочки, составляющие углеродный скелет бесчисленных молекул органических веществ. Указанные свойства углеродного атома привели к выделению химии его соединений в особую науку — органическую химию. Рассмотрим особенности строения молекул и электронной структуры некоторых родоначальников важнейших классов органических соединений. [c.204]

Электронная оболочка любого атома представляет собой сложную систему. Она делится на подоболочки с разной энергией энергетические уровни) уровни, в свою очередь, подразделяются на подуровни, а подуровни геометрически изображаются атомными орбиталями, которые могут различаться формой и размерами. В зависимости от формы атомные орбитали обозначаются буквами 5,р,с1у1 др. Формы х-орбитали и трех / -орбиталей представлены на рис. 2, с/-орбитали имеют более сложную форму и здесь не показаны. [c.36]

Расчеты по методу Рутаана можно разделить на два класса расчеты с минимальным атомным базисом и с расширеншши. Минимальный базисный ряд состоит только из АО внутренних и валентных оболочек свободных атомов, расширенный базис включает дополнительно атомные орбитали, не занятые в основном состоянии. Расчеты с минимальным базисом, без сомнения, легче, однако расширенн лй базис дает более точные результаты. Как уже указывалось в расчетах по методу Рутаана, основная сложность заключается в вычислении интегралов (/ уЦст), вычисления которых на слэтеровских функциях чрезвычайно сложны и трудоемки. Для упрощения расчетов Бойс (1950) использовал набор гауссовского типа для агшроксимации каждой слэтеровской АО [c.118]

В отличие от углерода атомы кремния имеют свободные атомные орбитали на Зё-подуровне, поэтому в комплексных соединениях координашюнное число кремния равно шести (например, H,[SiF ] — кремнийфтористоводородная кислота). Кремний является вторым (после кислорода) по распространенности элементом (27% вес от массы земной коры). Если углерод можно рассматривать как основной элемент для всей органической жизни, то кремний играет такую же роль для твердой оболочки Земли, которая представляет собой смесь различных соединений кремния с кислородом и другими элементами. [c.64]

Для нас представляют интерес атомные орбитали только первых двух уровней (т. е, первых десяти элементов периодической системы). Это два типа орбиталей, обозначаемые символами 5 и р. 5-0рбиталь имеет сферическую симметрию относительно ядра, а р-орбиталь симметрична относительно проходящих через ядро оси и перпендикулярной к ней плоскости. Орбитали обычно обозначаются цифрой, соответствующей номеру оболочки, и буквой, указывающей на тип атомной орбитали, например 25, 2р. [c.12]

На рис. 25,6, а изображен гипотетический случай образования соединений из ионов без перекрывания орбитали. 1< ак правило, в соединениях происходит частичное перекрывание атомных орбиталей и образование примеси валентной связи обычно приводит к уменьшению межъ-ядерного расстояния между атомами (рис. 25.6,6). Это формально соответствует искажению сферической формы ионов, т. е. смещению центра тяжести электронной оболочки иона относительно заряда ядра. Следовательно, деформация ионов при их взаимодействии должна сопутствовать их поляризации. Очевидно, ионы, обладающие большим зарядом ядра и тонкой электронной оболочкой, прижатой электростатическими силами к ядру, должны сами дес1юрмироваться слабо, но обладать повышенной деформирующей, поляризующей способностью. Напротив, отрицательно заряженные ионы, имеющие относительно меньший положительный заряд ядра и объемистую рыхлую [c.330]

Как показали конкретные численные расчеты множества молекул, все эти критерии локализации приводят к весьма близким результатам, которые кратко сводятся к следующим. Орбитали действительно получаются локализованными, относясь в основном к одному, двум либо трем центрам для соседних (ближайших по межъя-дерному расстоянию) центров такие локализованные орбитали могут быть соотнесены со связевыми орбиталями, в которых с максимальными весами фигурируют атомные орбитали двух соседних центров, с остовными атомными орбиталями и с орбиталями неподелен-ных пар, т.е. гибридными орбиталями, образованными атомными орбиталями валентных оболочек атома. Для ненасыщенных соединений, например алкенов, двойной связи отвечают две эквивалентные (или почти эквивалентные) локализованные орбитали (см. рис. 7.3.1), представляющие собой линейную комбинацию а- и л -орбита-лей того локализованного фрагмента молекулы, который включает двойную связь тройной связи отвечают три локализованные и экви- [c.359]

При исследовании возможности решения уравнений Хартри — Фока мы будем исходить из соотношений (5.59а) —(5.59г), кото рые справедливы для случая, когда основное состояние описы вается слейтеровским детерминантом вида (5.43), отвечающим системе с замкнутой оболочкой именно этот случай мы рассмот рим наиболее подробно. С точки зрения вариационного прин ципа одноэлектронные функции, зависящие от пространственных координат выбранного электрона, могут быть орбиталями двух типов (в зависимости от того, идет ли речь об атоме или о молекуле) а) атомными орбиталями локализованными на выбранном атоме, ядро которого совпадает с началом локальной системы координат, где определены координаты электронов, либо б) молекулярными орбиталями ф, простирающимися на большее число центров многоядерной системы — молекулы. Последние удобнее всего строить в виде разложения по атомным функциям или атомным орбиталям, локализованным на атомах, образующих молекулу [см. (5.63)], иными словами, эти функции, или атомные орбитали, образуют базис для разложения молекулярных орбиталей. Если число таких функций (или АО) так невелико, что они описывают лишь электроны атомов в основном состоянии, базис называют минимальным (см. разд. 6.6). Примером расширенного базиса служит базис слейтеровских двухэкспонентных ( дабл-дзета ) функций, в котором каждой атомной орбитали соответствуют две слейтеровские функции (см. ниже) с различными экспонентами (экспоненты, обозначенные в данной книге иногда обозначают также ). [c.204]

В схеме (4.23) приведены, помимо полного, еще два типа обозначений. Первое из них, предложенное Малликеном [255], применимо также и к молекулам, построенным из различных атомов орбитали этих молекул можно строить из АО, относящихся к различным электронным оболочкам [например, H(ls) и С1 (Зрх) в НС1], для которых полное обозначение неприменимо. Обозначения Малликена позволяют избежать предположения, что, например, a2s-M0 состоит только нз 2s-A0 так, символом Z0 обозначена низшая МО а-типа, которая, как правило (но не всегда), бывает построена из атомных орбиталей 2s. Основной недостаток этих сокращенных обозначений заключается в применении букв х, у, z,. .., которые никак не связаны с декартовыми координатами xyz, расположенными в виде индексов в верхней строчке схемы (4.23), а также в отсутствии наглядной связи между МО и двумя АО, в которые, как правило, переходит рассматриваемая МО при увеличении межатомного расстояния. По этим причинам мы обычно будем пользоваться-первоначальными обозначениями, однако следует знать и обозначения Малликена. Сокращенное обозначение применимо и к орбиталям трехквантовой или М-оболочки в этом случае перед обозначением в скобках ставят соответствующую букву [в данном случае (ш)] например,- m)za — сокращенная форма для 3sG. Каким бы ни было обозначение, оно, разумеется, служит для указания характеристик молекулярной электронной оболочки точно так же, как это было для атомных оболочек. Оба способа обозначений позволяют записать конфигурацию молекулы совершенно аналогично тому, как это делалось в разделе 2.8 для атомов. [c.109]

Сопоставление электронной структуры металлов с их каталитической активностью показывает, что каталитическая активность возрастает в начале периода с ростом числа мектронов и наиболее резко выражена у металлов с суммарным числом 5- и -электронов (число электронов сверх оболочки предшествующего инертного газа), превышающим число электронов, участвующих в металлической связи. Сочетание прочности связи, обеспечивающей устойчивость фазы металла, с наличием несвязанных электронов на атомных орбитах открывает, по-видимому, шиоокие возможности поверхностного взаимодействия, существенного для поо-текания каталитических процессов. [c.131]

Молекулярные орбиты. Образование химической связх обязано тому факту, что один электрон может одновременно взаимодействовать с двумя ядрами. Неспособность инертных газов с их заполнеппыми валентными оболочками образовывать химические связи указывает на тесное соответствие электронной структуры атомов и их способности связываться химически. Электроны связи в молекулах должны иметь волновые функции, похожие на атомные орбиты вблизи связываемых атомов, но такие, которые занимают область между двумя ядрами. Волновые функции, удовлетворяюш ие этим условиям, могут быть получены простым сложением атомных орбит, центрированных по отношению к обоим ядрам. Новые функции называются молекулярными орбитами. [c.110]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология