Валентное состояние атома. Валентные электроны

Следующий элемент, бериллий, имеет два валентных электрона, причем оба они занимают 25-орбиталь, если атом находится в нормальном состоянии. Нормальный атом бериллия имеет электронно-точечный символ Ве и электронную конфигурацию ls 2s . Две расположенные рядом точки означают пару электронов с противоположными спинами, относящуюся к одной и той же орбитали. [c.117]

Перед тем как перейти к дальнейшему обсуждению гибридизации, дополним объяснение описанием различия между валентным состоянием и стационарным состоянием вр . Чтобы возбудить атом углерода и перевести его из стационарного состояния зр в валентное состояние, проводят две операции 1) з- и три р-орби-тали гибридизуют с тем, чтобы образовать четыре зр -гибрида, каждый из которых заселен одним электроном 2) производят преимущественную ориентацию спинов этих электронов, обусловленную взаимодействием спинов между собой или их движением по орбиталям, предоставляя им совершенно свободно, случайно и легко соединяться в пары со спинами электронов других атомов. Оба эти процесса требуют вклада энергии, причем в этом случае общая энергия составляет 65 ккал/г-атом. Отметим вновь, что валентное состояние вообще неидентично стационарному состоянию атома и идея о возбуждении валентного состояния представляет собой только мысленную конструкцию, которая полезна при рассмотрении вопроса об образовании связи. [c.94]

Некоторые элементарные вещества и среди них в первую очередь германий отличаются полупроводниковыми свойствами. Эти свойства обусловлены особым состоянием электронов в кристаллической решетке полупроводников. Германий по структуре кристаллов напоминает алмаз. Каждый атом германия связан с четырьмя другими ковалентными связями. Однако в отличие от алмаза в кристаллах германия валентные электроны закреплены непрочно и под влиянием нагревания или облучения могут, возбуждаясь, отрываться от связываемых ими атомов и свободными уходить в междуузлия решетки. Наличие таких свободных электронов в кристаллах германия сообщает ему некоторую электронную проводимость. При переходе электрона в свободное состояние у данного атома остается свободная орбиталь, так называемая д ы р к а . Эта дырка может заполниться при перескоке валентного электрона соседнего атома, в котором тогда возникает новая дырка. Если при наложении электрического поля свободные электроны будут передвигаться к положительному полюсу, то дырки будут передвигаться к отрицательному полюсу. Это передвижение дырок, равносильное передвижению положительных зарядов, сообщает кристаллам германия еще так называемую дырочную проводимость. В совершенно чистом германии в каждый данный момент число дырок равно числу свободных электронов. Это обусловливает равное значение электронной (п) и дырочной р) проводимости в общей электропроводности чистого германия, значение которой очень невелико. Однако соотношение между числами свободных электронов и дырок в кристалле германия можно изменить. Если в германий ввести даже очень незначительную примесь, например мышьяка, в атомах которого на наружном уровне находится пять электронов, то в кристаллической решетке твердого раствора замещения число свободных электронов окажется больше числа дырок и электронная проводимость в этом случае будет играть решающую роль. Наоборот, если ввести в германий примесь галлия, на наружном уровне атомов которого имеется только три электрона, то число дырок в кристаллической решетке раствора замещения станет превышать число свободных электронов и решающая роль будет уже принадлежать дырочной проводимости. Однако в случае образования с элементарным полупроводником твердого раствора внедрения примесь активного металла усиливает элек- [c.205]

Полупроводниковые кристаллические соединения типа А " В представляют собой химические соединения, образующиеся при взаимодействии элементов В и В подгрупп периодической системы элементов Менделеева. Эти соединения характеризуются наличием у А на внешних оболочках по 3 валентных электрона в состоянии а у В по 5 электронов в состоянии и, вследствие этого, в химических соединениях А В на каждый атом приходится такое же, как и в элементах IV группы, количество электронов, а отсюда идентичность в кристаллической структуре и электронных свойствах этих соединений с алмазом, кремнием, германием и другими элементами IV группы. Однако в отличие от элементов IV группы, имеющих в кристаллической структуре только гомеополярные связи, соединения типа А В имеют как гомеополярные, [c.249]

Из сказанного о валентных состояниях азота, кислорода и фтора следует, что эти атомы не возбуждаются при соединении с другими атомами. В отличие от них их аналоги фосфор, сера и хлор — могут вступать в соединения в возбужденном состоянии. Действительно, валентные электроны этих атомов расположены на третьем энергетическом уровне, на котором кроме одной 5- и трех р-орбит имеются еще пять свободных -орбит, так что при возбуждении, например, атома фосфора один из его 3 -электронов переходит на 3 -орбиту. Поскольку эта орбита принадлежит тому же энергетическому уровню, на возбуждение не потребуется затраты большого количества энергии. В возбужденном состоянии атом фосфора будет иметь 5 непарных электронов. Фосфор, следовательно, может выступать как трехвалентный элемент (в нормальном состоянии) и как пятивалентный элемент (в возбужденном состоянии). [c.100]

Это типичная окислительно-восстановительная реакция. Здесь Н -ион, как частица, менее электронофильная, чем атом Си, не в состоянии отобрать валентные электроны у последнего. Это выполняет анион 50 . Атом меди, отдавая свои валентные электроны, при этом окисляется, а кислотообразователь (сера) изменяет свое валентное состояние от -f 6 до +4 (восстановление серы). [c.305]

На основе зонной теории легко объяснима электропроводность твердого тела. Чем, например, объясняется электропроводность лития и других щелочных металлов У них валентная зона занята только наполовину, так как N атомов имеют N валентных электронов (по одному я-электрону на атом), а число мест в 5-зоне 2 N. Незаполнен-ность верхней (валентной) зоны порождает электронную проводимость, характерную для металла. Действительно, под влиянием электрического поля валентные электроны должны начать движение к положительному полюсу, т. е. приобретать дополнительную энергию. Такое наращивание этой энергии очень малыми порциями (почти непрерывное) возможно, если в зоне валентных состояний есть уровни, свободные от электронов. Если зона валентных состояний полностью заполнена электронами, то проводимость должна отсутствовать, т. е. тело должно иметь свойства диэлектрика. В полностью заполненной зоне электроны не могут наращивать энергию малыми порциями, так как принцип Паули запрещает переходы внутри заполненной зоны. [c.234]

L . Термодинамические функции одноатомного лития в газообразном состоянии, приведенные в табл. 346 (II), были вычислены по уравнениям (II. 22) и (II. 23). Поступательные составляющие в значениях термодинамических функций одноатомного лития вычислялись по соотношениям (II.8) —(11.9), принимая Лф = — 1,5088 и 5 = 3,4595 кал г-атом-град, электронные составляющие — по уравнениям (II.20) и (11.21) непосредственным суммированием на основании данных, приведенных в табл. 261. Для упрощения расчета во всем интервале температур до 3600° К учитывались все состояния, соответствующие электронным конфигурациям со значениями главного квантового числа валентного электрона п 10. В связи с тем, что при этих температурах вклад уровней со значениями п = Птах + а, где тах найдено по соотношению (II. 18) и а<3, пренебрежимо мал, сделанное упрощение не вносит погрешностей в вычисляемые величины. При более высоких температурах принимался во внимание вклад уровня, соответствующего значению п = 11. [c.869]

Рассмотрим структуру аммиака. Если бы эта молекула возникала из атома азота в его основном состоянии (15)2(25)2(2/ ) , то валентные углы должны были бы составлять 90° (связи образованы посредством чистых р-орбит). В реальной структуре валентные углы близки к тетраэдрическим, так что атом азота, по-видимому, образует связи посредством гибридных 5рЗ-орбит и неподеленная пара электронов занимает одну из таких орбит. В соответствующем валентном состоянии азота пять валентных электронов занимают гибридные орбиты, каждая из которых является на одну четверть 25-орбитой и на три четверти 2р-орбитой. Такое состояние можно записать в виде sf что соответствует возбуждению от 25-электрона на 2р-уровень. Поэтому тетраэдрическая структура аммиака сама по себе менее устойчива, чем структура с взаимно перпендикулярными связями. Однако это отличие больше, чем отличие в нестабильности, обусловленное взаимным отталкиванием несвязанных атомов водорода, которые в перпендикулярной структуре оказываются гораздо ближе друг к другу. При превращении аммиака в ион аммония присоединением протона тетраэдрическая геометрия азота сохраняется и дальнейшего изменения энергии возбуждения не происходит. [c.175]

Из табл. 2 видно, что для основных электронных состояний числа валентности для бериллия (0) и бора (1), полученные непосредственно из первого постулата теории спин-валентности, совершенно не согласуются с принятыми в химии значениями чисел валентности атомов этих элементов в наиболее распространенных соединениях. Валентность для атома углерода (2) соответствует только одному из рядов соединений углерода. Как известно, в большинстве молекул, содержащих атом углерода, классическая теория строения приписывает ему число валентности, равное четырем. Аналогичные противоречия с числами валентности, принятыми ранее в классической теории строения, получаются и для атомов многих других элементов. [c.41]

Известно, что металлы в твердом состоянии представляют собой кристаллические тела, в которых ион-атомы расположены в известном порядке, образуя ту или иную пространственную кристаллическую решетку. В узлах решетки находятся не обычные атомы, а атомы, потерявшие один или несколько валентных электронов. Последние не являются полностью свободными, а в некотором отношении частично связаны с атомами. Такая структурная частичка называется ион-атомом и обозначается индексом Ме - , где Ме — ион металла, 0 — число полусвободных валентных электронов. Ион-атом металла может существовать в кристаллической решетке только при наличии непрерывной связи с полусвободными, т. е. частично связанными, электронами. Стоит разорвать связь между полусвободными электронами и атомом, и ион-атом превращается в обычный свободный металлический ион Ме nQ Ме" + п . Если к ион-атому прочно присоединить полусвободные электроны, то последний превращается в обычный атом Ме"" + п —Ме. Хотя данному атому, сидящему в узле решетки, и нельзя приписать вполне определенный электрон, имеется, однако, связь между атомами и полусвободными электронами, движущимися в пространстве между узлами. [c.7]

Валентное состояние. Атом бериллия имеет электронную конфигурацию 18 28 . Таким образом, его валентная оболочка имеет одну занятую орбиталь и его электроны спарены. Однако для того, чтобы стало возможным образование двух связей с двумя другими атомами путем предоставления каждому из них одного электрона в совместное пользование, сначала необходимо перевести атом бериллия в такое состояние, в котором каждый из электронов занимает свою орбиталь, а их спины не спарены, т. го- [c.90]

Бериллий. Особенности бериллия. В нормальном состоянии оба валентных электрона бериллия находятся в состоянии 2 . При химическом взаимодействии атом бериллия возбуждается и один из 2, -электронов промотиру-ет на 2р-орбиталь. Появление одного электрона на кайносимметричной 2р-орби-тали определяет специфические особенности химии бериллия. Бериллий может проявлять максимальную ковалентность, равную 4 две связи по обменному механизму и д ве — по донорно-акцепторному. Первый потенциал и0низащ1и бериллия наибольший не только среди элементов ПА-группы, но больше /1 лития и бора. Для химии водных растворов бериллия аномально большое значение ионного потенциала играет особую роль Ве — 58,5 Mg2 — 27,3 Са — 19,2 8г2+ — 16,6 Ва2+ — 15,0. Наконец, бериллий проявляет диагональную аналогию с алюминием в большей мере, чем литий с магнием. [c.315]

Прежде всего остановимся на хлорпроизводных. При их образовании хлор может оказать влияние на состояние получившейся мо. с-кулы, вызвав значительное смещение в свою сторону электронов по линии 3-связей и участвуя в сопряжении. —/-эффект атома хлора проявляется при наличии любой системы связей, +С-эффект—только в тек случаях, когда хлор находится у углеродного атома с кратной связью или у углеродного атома бензольного ядра. В тех случаях, когда может проявиться -ЬС-эффект хлора, одновременно осуществляется обратное смещение электронов по линии облаков тт-связей за счет участия неподеленных электронных- пар хлора. Так как -/-эффект хлора больше, чем +С-эффект, во всех случаях происходит оттягивание к атому хлора облака валентных электронов от остальной части молекулы в результате последняя заряжается положительно, а хлор—отрицательно. Например, при отнятии хлористого водорода от хлористого этилена и образовании хлористого винила возникающее тс-электронное облако взаимодействует с неподеленными электронными парами хлора, вызывая их смещения в свою сторону. В результате это смещение обусловливает увеличение электронной плотности на 8-углеродном атоме по сравнению с а-углерод- [c.150]

Простейший пример ковалентной связи представлен в молекуле водорода. При образовании молекулы два атома водорода объединяют принадлежащие им валентные электроны, которые в молекуле находятся уже в совместном владении обоих атомов, осуществляя их связь. Тем самым каждый из соединенных в молекулу атомов водорода переходит в новое качественное состояние и имеет в наружной электронной оболочке два электрона, подобно атому гелия. Строение молекулы водорода можно изобразить схемой [c.22]

Особенности бериллия. В нормальном состоянии оба валентных электрона бериллия находятся в состоянии 2s. При химическом взаимодействии атом бериллия возбуждается и один из 25-электронов промотирует на 2/ -орбиталь. Появление одного электрона на кайносимметричной 2/7-орбитали определяет сиецифические особенности химии бериллия. Бериллий может проявлять максимальную ковалентность, равную 4 2 связи по обменному механизму и 2 — но донорио-акцеиторному. Первый потенциал ионизации бериллия наибольший не только среди элементов ПА-грунпы, но больше [c.125]

Ионные кристаллы. При образовании ионного кристалла фторида лития валентный электрон атома Ь1 (1 25 2р") переходит к атому Р (15 25 2р ) и образуются ионы Ы"" (Ь ) и Р (2х 2р ) с целиком заполненными электронными оболочками. Вследствие этого энергетические зоны кристалла ЫР, возникающие из заполненных атомных состояний, будут укомплектованы полностью (см. рис. 91, б). Свободные же состояния дадут свободную зону, лежащую значительно выше валентной зоны (А = 6 эв). Поэтому в обычных условиях ЫР электронной проводимостью не обладает. [c.135]

Однако во многих случаях при рентгено-, или электроно-, или спектроскопических измерениях получаются еще более короткие межатомные расстояния. Причиной этого считают нелокализованную валентность, которая заключается в том, что отдельные валентные электроны не фиксируются на отдельных атомах или атомных группах, но могут менять свое место в молекуле. Речь идет о тех же свойствах, которые обусловливают квантово-механическую обменную силу при ковалентности. Но вследствие переноса электрона на другой атом молекулы образуются мезомерные формы, которые можно выразить в предельном состоянии при помощи положительных и отрицательных зарядов. Отдача электрона происходит или от свободной пары электронов или от р-электронов я-связи [c.41]

Зная формальные заряды на атомах, образующих остов молекулы, можно оценить соответствующие изменения в потенциалах ионизации в валентных состояниях и одноцентровых интегралах отталкивания и, //) для р-АО, образующих я-системы. Это можно сделать с помощью следующей процедуры, разработанной Хинце, Уайтхедом и Джаффе [6]. Стандартные значения потенциалов ионизации в валентных состояниях /, и сродства к электрону Л для р-АО относятся к таким валентным состояниям, в которых каждый атом имеет целое число электронов. В рассматриваемых случаях это уже не так. Однако можно предположить, что / и Л должны быть непрерывными функциями числа имеющихся электронов. Тогда возможно интерполяцией определить / и Л для состояний с дробным числом электронов. Рассмотрим, например, атом азота. Из спектроскопических данных [2] можно определить потенциалы ионизации в валентных состояниях для трех состояний азота (Ы", N и М+) с различными целыми числами электронов. Далее, можно составить квадратичное выражение, связывающее заряд ц на атоме азота с его потенциалом ионизации [c.469]

Возможные валентные состояния атома не идентичны с так называемыми стационарными состояниями, т. е. электронными состояниями изолированного атома. Речь идет скорее о гипотетических состояниях, сходных с состояниями атомов в их соединениях. В валентных состояниях атом обладает одним или несколькими валентными электронами. Последние характеризуются особой формой движения, а также тем, что им нельзя приписать определенное направление вращения вокруг своей оси ( ориентацию спина ). Далее, валентные электронные состояния всегда заняты лишь одним электроном. На рис. 9 схематически изображено основное состояние атома серы и валентное состояние этого атома с шестью валентными электронами. Для понимания способности тяжелых атомов к образованию связей совершенно необходимо иметь представление о виде электронных облаков валентных электронов и, соответственно, об их Ч -функциях. Облака валентных электронов [c.26]

Аналогичным образом можно объяснить пирамидальное строение молекулы аммиака, если учесть, что в валентном состоянии атом азота имеет три р-электрона, способные к образованию связей, которые двигаются пре- [c.29]

Характер и механизм влияния примесей в терминах зонной модели (на примере германия). Атом германия имеет 4 валентных электрона и двухэлектронную связь (рис. IV. 14). Если в решетку германия попадает атом с числом валентных электронов, большим 4, например As (у которого 5 валентных электронов) (рис. IV. 14, Ь), то лишний электрон в силу принципа Паули не находит места в связях и в то же время для него существует много незанятых состояний в зоне проводимости. Возникает лишь вопрос, какова энергия активации для перескока этого электрона в зону проводимости с донорного уровня. [c.331]

При образовании сульфидов элементов подгруппы бора (ПШ-подгруппы), в частности сесквисульфидов ЭаЗз, свойства которых представлены более полно, чем других фаз, наблюдается следующее. Атом бора, имеющий в изолированном состоянии конфигурацию валентных электронов з р, при образовании соединений стремится в результате 5 р-перехода приобрести более устойчивую конфигурацию зр" , которая после присоединения электронов других атомов бора или партнеров по соединению имеет тенденцию достройки до квазиустойчивой конфигурации зр . Это стремление атомов бора является превалирующим [11], особенно в связи с низким главным квантовым числом его валентных электронов ему притивопоставляется высокая акцепторная способность атомов серы. Сильная акцепторная способность атомов бора находит, в частности, выражение в образовании соединения 6128, где стремление атомов бора к образованию зр - и 5р -конфигу-раций реализуется в основном за их собственный счет с передачей также части валентных электронов атому серы. [c.16]

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]

Таким образом, в линейную комбинацию вводится по одной функции для атома водорода и по пяти функций для атомов угаерода Построенные таким образом ЛКАО, в которых фигурируют лищь атомные орбитали основного валентного состояния, называются функциями минимального базиса Как правило, в подавляющем больщинстве практических расчетов используется именно такой минимальный базис На первый взгляд может показаться, что имеется противоречие, заключающееся в том, что атом угаерода вносит в молекулу 6 электронов, а соответствующих функций вводится лшпь пять На самом деле никакого противоречия нет Вводимые в базис ЛКАО атомные функции нужны дпя построения пространственных составляющих молекулярных орбиталей (МО) и соответствующих приближенных значений уровней энергии Затем эти пространственные составляющие дополняются спиновыми с учетом того, что на каждом уровне энергии можно разместить не более двух электронов Следовательно, прежде всего надо получить достаточно хорошую пространственную часть МО, а для этого в ней должны участвовать, как минимум, все различные АО, соответствующие основному состоянию соот- [c.236]

Атом азота. В основном состоянии атом азота имеет три непарных р-электрона и пару несвязывающих электронов на -орбитали. Его электронная конфигурация 2 2р . В этом валентном состоянии атом азота выступает в большинстве органических соединений как трехвалентный. Три неспаренных р-электрона образуют три ст-связи. Это состояние реализуется в ЫНз, МНгОН, ЫНгКНг и их органических производных. р -Состояние отвечает геометрической структуре тригональной пирамиды с атомом азота в вершине. Валентный угол вследствие расталкивания четырех электронных пар (теория Гиллеспи) превышает 90°, т. е. угол между осями облаков р-электронов [c.47]

Гибридизация. Хотя, как мы уже знаем, молекула Bej неустойчива, бериллий образует многочисленные и вполне устойчивые соединения с другими элементами. Рассмотрим, например, линейную молекулу Be lj. Атом бериллия в валентном состоянии способен к образованию двух связей за счет одного s- и одного р-элек-трона. Очевидно, что при этом должны полз читься две разные по длине связи с атомами хлора, так как радиальное распределение этих электронов различно (см. рис. 2.10). Реальная же молекула Be lj симметрична и линейна, в ней две связи Ве—С1 совершенно одинаковы. Это значит, что они обеспечиваются одинаковыми по своему состоянию электронами, т. е. здесь атом бериллия в валентном состоянии имеет уже не один s- и один р-электрон, а два электрона, находящихся на орбиталях, образованных смешением S- и р-АО. С позиций квантовой механики эта ситуация отвечает новому набору решений уравнения Шредингера для атома, что вполне правомочно с точки зрения математики. Для нас важно, чтобы новые смешанные орбитали [c.57]

По. меньшей мере одна из частиц решетки, примыкающая к пробелу, обладает свойствами активного радикала, так как ковалентные или ионные связи с частицей, занимаюи ей место пробела в идеальной решетке, разорваны. Этими же свойствами обладают валентные дефекты, т. е. атомы (ионы) решетки в аномальном валентном состоянии. Чаще всего это — катион или анион на обычном месте с необычным зарядом (например, Zn+ в Zn +Oi - Ni + в NiO S и 0 в сульфидах и окислах). В полупроводниках, составляющих большинство катализаторов и твердых тел, из которых катализаторы приготовляются, такие дефекты являются одним нз основных источников электронов и дырок проводимости. Эти же дефекты играют активную роль в катализе и в топохимических процессах приготовления. Перемещение электронов и электронных дырок от атома к атому сопровождается перемещением валентных дефектов. Такое перемещение происходит много легче перемещения пробелов и чужеродных примесей. Электронная и дырочная эстафета валентных дефектов в реакциях с участием этих дефектов представляет своеобразную эстафетную цепь с развитием, обрывом и разветвлением такая цепь особенно интенсивно развивается на поверхности. Эта эстафета в твердом теле приводит к передаче на расстояние, которая особенно важна для радиационно-химических и фотохимических процессов. Как правило, образование объемных фаз обычно представляет позднюю стадию топохимических реакций, и в этих поздних стадиях имеются свои, более грубые микрогетерогенные цепные эффекты, связанные с участием плоских и объемных зародышей. [c.375]

Количество уровней, на которых могут разместиться валентные электроны во внешней оболочке атома, ограничено изложенными в 70 и 83 правилами. Если число валентных электронов больше числа таких уровней, то часть их должна попарно занимать эти уровни, т. е. происходит спаривание электронов уже внутри самого ато.ма, и такие пары теряют способность участвовать в образовании связей. Поэтому М1акоимальная валентность равна не обш.ему числу валентных электронов, а лишь наибольшему их числу, которое может разместиться по одиночке на предоставленных им уровнях. Фактическая валентность может быть меньше максимальной, если спаривание внутри атома идет дальше, чем это требуется чис-,шм уровней, и если такое более далеко идущее спаривание ведет к энергетически более выгодному состоянию. [c.225]

Особо должен быть рассмотрен четырехвалентный атом углерода, у которого в валентном состоянии имеются один -электрон и три р-электрона, способные присоединять четыре электрона других атомюв (табл. 23). Из сказанного выше можно заключить, что,, например, в СН4 три С—Н-связи с р-электронами должны располагаться под Прямым углом, а четвертая С—Н-связь с 5-влек-троном имеет произвольное направление. В действительности это не так. В первых двух рядах периодической системы -уровни и р-уровни в одной и той же оболочке энергетически почти одина ковы и при образовании молекулы все 4 электрона переходят па комбинированный уровень зр. который мы назовем (/-уровнем (гибридный уровень). При этом все четыре электрона становятся совершенно равноценным и, как обнаруживает расчет, их электронные облака имеют оси, симметрично расположенные в пространстве, т. е. они направлены к углам правильного тетраэдра (109° 28 ). Этот вывод точно совпадает с хорошо известными и широко подтвержденными стереохимией представлениями Вант-Гоффа (1874) о тетраэдрическом строении соединений углерода. [c.233]

Форма зависимости вероятности возбуждения (функции возбуждения), от энергии электронов для различных переходов различна. Например, для атомов с двумя валентными электронами функция возбуждения при переходах из синглетного в синглетное состояние имеет широкий максимум, соответствующий энергиям электронов, значительно большим, чем минимальная энергия возбуждения. Для переходов же с изменением мультиплетности, например синглет -> триплет, функция возбуждения имеет резкий максимум при энергии, близкой к энергии возбуждения. Причина этого различия заключается в том, что при переходе синглет синглет полное спиновое квантовое число не изменяется, т. е. векторы спинов двух валентных электронов остаются антнпараллельными. При переходе же синглет триплет ориентация векторов спинов меняется на параллельную (полное спиновое квантовое число изменяется с О на 1). Подобного рода изменение полного спинового квантового числа часто возможно только в результате электронного обмена, т. е. когда ударяющий электрон захватывается атомом, а один из атомных электронов покидает атом. Такой процесс может происходить, по-видимому, лишь в случае, если энергия ударяющего электрона близка к энергии возбуждения. Это и приводит к тому, что функция возбуждения при таком обменном механизме имеет острый максимум, лежащий вблизи критической энергии возбуждения. Например, при возбуждении атомов ртути электронным ударом происходит переход П5о 2 Р1(Е = 4,9 эв). Функция возбуждения этого процесса имеет максимум при энергии электронов 7 эв. Таким образом, различие составляет всего 2,1 эв [13]. Процесс может быть представлен следующим образом [c.22]

I. 2, в самом общем виде определяется состоянием электронов поверхности катализатора как твердого тела. В полупроводниках вследстБпе перекрывания волновых функций электроны валентных оболочек перемещаются в пространстве, в результате чего пропс-ходит переход электронов от атома к атому, т. е. электроны обобществляются. Если импульсы трансляционного движения различных состояний валентных электронов атомов кристалла отличаются на величину, меньшую значения неопределенности/г/ (/г — постоянная Планка, L — длина кристалла по оси движения электронов), то эти состояния не являются дискретными, их нельзя отличить друг от друга, электронные уровни отдельных атомов кристаллической решетки вырождаются, образуя зоны. Таким образом, электронные характеристики кристалла в целом и его поверхности являются результатом коллективных свойств электронов твердого тела, в конечном счете связанных с положением атомов тела в периодической системе элементов Менделеева. [c.30]

Атом углерода метильной группы в своем тетраэдрическом 5р -со-стоянии связи не имеет я-элекгрона, так же как не являются я-электронами и находящиеся в -состояниях три валентных электрона трех атомов водорода. Однако если метильная группа (в меныяей степени это имеет место и для метиленовой группы > СНд, например у г иклопентадиена) связана с ненасыщенной, содержащей я-электроны системой, то в наложении с этим нормальным состоянием [c.540]

Пример 1. Молекулы BjHj и NHg. Атом бора имеет конфигурацию ls 2s 2p4 Основное валентное состояние возникает за счет перехода 2s —2р при этом атом приобретает конфигурацию ls 2si2p 2p 2p , в которой орбиталь 2ру остается вакантной. При образовании молекулы ВНз электроны 2s 2p 2p спариваются, но остается неподеленная пара электронов Is- и вакантная орбиталь 2р ,, за счет использования которых и возникает димер. В конфигурации атома а зота (ls 2s 2p 2p>2py нет вакантных орбиталей, так как все [c.101]

Идея валентного состояния возникла из следующих соображений. Атом углерода в основном состоянии имеет электронную конфигурацию 15 2з 2р , тогда как при переходе к молекуле метана СН4 необходимо при построении молекулярных орбиталей использовать наряду с 25-орбиталью все три 2р-орбитали на равных основаниях, т.е. исходить из конфигурации (не выписывая остов 15 и опуская обозначение главного квантового числа) вр рур = 8р . Очевидно, что энергия состояний, отвечающих этой конфигурации, выше, чем энергия основного состояния, т.е. для перехода в любое из них требуется затрата энергии. Образующиеся в СН4 химические связи эквивалентны, что позволяет использовать вместо х- и р-орбиталей 4 эквивалентные гибридные орбитали Л2, Л3 и Л4. Вычисленные для электронной конфигурации Л1Л2Л3/14 энергии отдельных состояний атома углерода будут такими же, что и для конфигурации 5р . Низшее по энергии состояние атома углерода для таких электронных конфигураций и было названо валентным. [c.338]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология