Возможные состояния электрона в простом атоме

Так как квантовые числа I, т и не вносят ничего в энергию электронного состояния, то все возможные состояния в данном) радиальном уровне энергетически равны. Это значит, что в спектре будут наблюдаться только единичные линии, такие, как предсказывал Бор. Однако хорошо известно, что в спектре водорода существует тонкая структура, изучение которой было толчком к развитию теории Бора — Зоммерфельда для атома водорода. Очевидно, что простая форма волнового уравнения не вполне адекватно описывает атом водорода, и, таким образом, мы находимся в-положении, лишь немного лучшем того, когда опирались на модель атома Бора. [c.70]

На симметрию кристаллической решетки -элементов их (п - 1) -электроны практически не влияют. Но если атом металла содержит неспаренные -электроны, то эти электроны могут взаимодействовать с -электронами соседних атомов металла и образовывать дополнительные ковалентные связи. Аналогичное взаимодействие возможно и для р-элементов. В этих металлах существуют металлическая и ковалентная связи одновременно. Ковалентная локализованная связь обладает свойством направленности, а металлическая — ненаправленная связь. Поэтому первый вид связи обуславливает более упорядоченное состояние, а второй — менее упорядоченное, т. е. с большей энтропией. При более высоких температурах на структуре кристаллической решетки и свойствах простого вещества сказывается, в основном, наличие металлической связи. Понижение температуры приводит к уменьшению отрицательного энтропийного (—Т Д5) вклада в изменение энергии Гиббса и начинает преобладать более упорядоченная локализованная ковалентная связь. Типичным примером является олово. Так, стабильной модификацией олова при i > 13,2 °С является мягкий металл ( белое олово), в то время как при более низких температурах устойчивее серое олово, представляющее собой твердый и хрупкий порошок с кристаллической решеткой типа алмаза — кристалла, с ковалентной связью [c.321]

Химическая связь, как показали в свое время на примере молекулы водорода Гейтлер и Лондон, образуется за счет увеличения (но сравнению с невзаимодействующими атомами водорода, находянщмися на том же расстоянии, что и в молекуле) электронной плотности между атомами. Это увеличение в расчетах по методу МО учитывается с помощью так называемых интегралов перекрывания. Электроны в основном состоянии молекулы занимают орбитали с наи-низшей энергией. На каждой орбитали может находиться по два электрона с нротивополоншыми спинами. Здесь к этой общеизвестной школьной модели добавляется одна тонкость. Вследствие электростатического взаимодействия электроны отталкиваются, в результате чего даже два электрона, находящиеся на одной и той же молекулярной орбитали, имеют тенденцию двигаться по возможности на большем удалении друг от друга. Решение уравнения Шредингера для атома водорода облегчается тем, что единственный электрон 1 этого атома обладает сферической симметрией. В атоме гелия атомная орбиталь вследствие взаимного отталкивания двух электронов 1 уже не обладает сферической симметрией, и с этим связаны трудности в расчетах распределения электронной плотности в атоме гелия. Энергия корреляции движения электронов может достигать примерно 20% общей электронной энергии молекулы и в расчетах учитывается с помощью интегралов электрошого отталкивания . Кроме того, в молекуле существует еще конфигурационное взаимодействие — взаимодействие между самими молекулярными орбиталями. Волновая функция, учитывающая конфигурационное взаимодействие, аналогична по своей записи уравнению для волновой функции, приведенному в 1 этой главы, однако вместо <рг волновых функций атомных орбиталей в ее выражение входят Ф, — волновые функции атомных или молекулярных конфигураций . Под конфигурацией понимается способ распределения электронов по атомным (в атоме) или молекулярным орбиталям (в молекуле). Поясним это понятие на простом примере атома лития, имеющего 1 и электрона. В зависимости от того, находится ли атом в основном или в возбужденном состоянии, электроны по-разному располагаются на двух орбиталях 1 22х и 1 2 2. Таким образом, полная волновая функция, учитывающая конфигурационное взаимодействие, для атома лития будет иметь вид [c.91]

Всем атомам элементов, находящихся в свободном состоянии, приписывается степень окисления О, чтобы указать, что. атом свободного элемента, например Ре, Си, Н2, N2, 83 и Р4, не теряет и не приобретает электронов. Простые ионы, подобные С1", 8 , Ка, Н, Са или Ре , обладают степенью окисления, равной заряду иона. Водород и кислород в соединениях, как правило, имеют степени окисления -Ь 1 и — 2 соответственно, хотя в отдельных случаях у водорода возможна степень окисления — 1 (в гидридах металлов), а у кислорода—степень окисления — 1 (в пероксидах). Эти исключения обычно совершенно очевидны, поскольку, если водороду или кислороду приписать в этих случаях обычную степень окисления, при этом всегда окажется нарушенным одно из правил о степенях окисления, которые приведены в табл. 14.4. [c.257]

Иногда возможные состояния можно установить при помощи очень простого рассуждения. Например, рассмотрим основное состояние атома азота. Атом азота с его семью электронами имеет в качестве наиболее стабильной конфигурацию s 2s 2p . По указанной выше причине два ls-электрона не дают вклада в спиновый момент и в орбитальный момент атома, что справедливо и для двух 2х-электронов. Следовательно, значения квантовых чисел S, L ж J для основного состояния атома можно найти рассмотрением лишь трех 2р-электронов. Эти три электрона могут привести к образованию одного или большего числа квартетных состояний со значением спинового квантового числа S /2 и одного или нескольких дублетных состояний с S = /2). По первому правилу Хунда (разд. 5.3) квартетные состояния будут стабильнее дублетных. Поэтому при нахождении основного состояния можно ограничиться рассмотрением лишь квартетных состояний. Для каждого из трех />электронов Z = 1, так что возможными значениями квантового числа для результирующего углового момента будут L == О, 1, 2 и 3. Следовательно, возможны квартетные состояния S, D и F. В квартетном состоянии S = /2) спины трех 2р-электронов должны быть параллельны. Для всех трех электронов [c.785]

Простейшей атомной системой с двумя валентными электронами является нейтральный атом гелия. Как мы видели, его термы распадаются на две группы одиночные и триплетные. Нормальным состоянием нейтрального атома гелия является одиночное состояние ЬЬ Зц второе формально возможное состояние не осуществляется, так как оно противоречит принципу Паули. При возбуждении атома или иона с двумя валентными электронами наиболее часто возникают состояния, при которых лишь один из двух электронов переведен на энергетически более высокий уровень, второй же остается на нормальном уровне 1з. Схема 5 дает такие возможные состояния атома гелия и соответствующие им термы. Цифры в первых трех графах указывают число электронов, находящихся в данном состоянии. [c.160]

Некоторая делокализация л-электронов характерна для всех полиенов — молекул типа Н(—СН = СН—СН = СН—) пН с сопряженными двойными и простыми связями. В таких системах создается возможность последовательного одностороннего смещения л-электронов под влиянием изменения электрического состояния любого атома углерода, вызываемого замещением связанного с ним атома водорода на какой-либо другой атом или радикал. Эффект такого замещения может, следовательно, передаваться по всей системе сопряженных связей, т. е. выявляться и на удаленных от данного атома углерода ее участках. Напротив, при отсутствии сопряжения (например, в цепи насыщенных углеводородов) эффект замещения сказывается лишь на немногих ближайших атомах, т. е. очень быстро затухает. [c.550]

НО не циклическую структуру. При этом центральный атом кпслорода находится в состоянии бр -гибридизации, связи его с двумя крайними атомами кислорода не равноценны одна из них простая, а другая — двойная. Между тремя атомами кислорода в молекуле озона возможны два варианта расположения электронов, которые изображают формулами [c.378]

Некоторые выводы мы можем сделать на основании одного простого примера. Рассмотрим металл литий с кристаллической структурой о. ц. к. и кратчайшим возможным расстоянием между ядрами, равным 3,03 А. В атоме лития имеются только три электрона, основное состояние которых (ls) (2s) радиус иона Ы+(15)2 (табл. 28 на стр. 337) равен всего лишь 0,60 А. На внутренние сильно связанные электроны другие атомы лития почти не будут оказывать влияния, поэтому мы приходим к выводу, что один и только один валентный электрон каждого атома сообщает кристаллу металлические свойства. Все связи атома с его ближайшими четырнадцатью соседями обязаны своим существованием этому единственному (на каждый атом) электрону, связывающая сила которого, таким образом, размазана . Это следует также из сравнения длины связи, (2,67 А) в двухатомной молекуле Ыг с кратчайшим возможным расстоянием (3,03 А) между атомами в металле. Увеличенная длина связи в металле означает, что последняя ослаблена в то же время число связей в металле больше, вследствие чего полная энергия связи на один атом возрастает от 13 ккал/моль в молекуле до 39 ккал/моль в металле. Валентные электроны, или электроны проводимости, таким образом, связаны в металле сильнее, чем в молекуле, но их связывающая сила распределена между большим числом объектов. [c.342]

Теперь удобно рассмотреть применение концепции корреляции электронов к конкретной химической задаче, например к атому неона. В основном состоянии он имеет электронную конфигурацию 5 28 2р 2р 2р1 с четырьмя электронами каждого типа спина на внешних атомных орбиталях. Корреляция электронов заставляет электроны с одинаковыми спинами удалиться друг от друга возможно дальше простые геометрические рассуждения показывают, что этому условию удовлетворяет тетраэдрическое распределение электронов вокруг ядра с углом [c.34]

В пирроле атом азота связан простыми связями с кольцом и с атомом водорода. Поэтому электроны неподеленной пары занимают оставшуюся р-орбиталь, которая антисимметрична относительно плоскости кольца и сопряжена с его л -электронной системой. Следовательно, в данном случае возможны только л — я-переходы. Копланарная форма молекулы анилина подобна молекуле пиррола. Но если аминогруппа повернута на 90° к плоскости кольца, сопряжение уже невозможно, и хотя при высоких энергиях может происходить ст — га-переход, jt — -переход не должен иметь места. При промежуточных углах поворота аминогруппы возможен переход с орбитали неподеленной пары на я-электронную систему кольца, в результате чего получается состояние со значительным переносом заряда. Каша [11] называет такие внутримолекулярные переходы с переносом заряда [c.39]

Атом водорода по сравнению со всеми другими атомами имеет простейшую структуру. Он состоит из ядра с зарядом и одного электрона. Известны три изотопа водорода Н, (дейтерий О), Н (тритий Т). Несмотря на то что изотопные эффекты для водорода наиболее значительны, что оправдывает использование разных названий для двух тяжелых изотопов, химические свойства Н, О и Т по существу идентичны, за исключением таких характеристик, как скорость и константы равновесия реакций. Эти эффекты будут рассмотрены позднее (разд. 6.10). Обычная форма существования элемента в свободном состоянии—двухатомная молекула, причем возможны разные комбинации—Н,, Вд, Та, НО, НТ, ТО. [c.7]

В основном состоянии атом азота с конфигурацией 18 2з 2р имеет три неспаренных электрона и в соответствии с этим трехвалентен в простых соединениях. Следующая орбиталь Зс расположена по энергии слишком высоко, чтобы было возможно промотирование на нее одного из 25-электронов, поэтому валентность нейтрального атома азота никогда не превышает трех. Как уже говорилось, пирамидальное расположение связей можно объяснить, исходя из тетраэдрического распределения электронных пар, считая одну из них неподеленной и три связывающими. В то же время положительно заряженный атом азота изоэлектронен нейтральному атому углерода и может иметь четыре неспаренных электрона, т. е. четыре ковалентные связи. Отрицательно заряженный атом азота изоэлектронен нейтральному атому кислорода, и мы получаем две связи и две неподеленные пары электронов. Когда некоторые из электронов участвуют в образовании я-связей, могут возникать плоские тригональные и линейные структуры. Сведения о строении соединений азота собраны в табл. 10.9. [c.162]

Атом гелия. За исключением атома водорода, атом гелия является наиболее простым атомом, так как он содержит только два электрона, нейтрализующих заряд ядра, равный 2е. Первый электрон направляется в Is-состояние, как и в атоме водорода, и это состояние имеет наименьшую, энергию. Однако имеется два Is-состояния соответственно двум возможным направлениям спина, которые всегда удваивают число квантовых состояний, указанных в таблице 5.4. Поэтому строение атома гелия может быть написано в форме Is , в которой показатель степени указывает число электронов в Is-состоянии. [c.97]

В кристалле следующего элемента П1 периода — кремния — особенности расщепления энергетических уровней на зоны и их перекрывания отличаются от зонной структуры металлов (рис. 129). При образовании кристаллической решетки, начиная с некоторого межатомного расстояния г г >Го), наблюдается, чр"-гиб-ридизация электронных состояний атомов, что приводит в процессе расщепления уровней не просто к перекрыванию 35- и Зр-зон, а к полному их слиянию с возникновением единой 5р -гибридной валентной зоны, в которой максимально возможное количество электронов составляет 8М. В кристаллическом кремнии каждый атом образует тетраэдрические парно-электро шые насыщен 1ые ковалентные связи, достраивая свою валентную оболочку до 01 те-та. Такпм образом, в валентной зоне кремния все 8/У состояний оказываются занятыми. [c.310]

Различия между простыми и переходными металлами проявляются и в отношении электронной концентрации. Электронная концентрация представляет собой общее количество валентных электронов на один атом. Причем часть этих электронов обобществляется с образованием металлической связи, а некоторая их доля может участвовать в образовании ковалентной. Поэтому понятия электронной концентрации и концентрации электронов проводимости не всегда совпадают. У щелочных и щелочноземельных металлов валентные электроны полностью отданы в коллективное пользование. Поэтому ковалентная составляющая связи как в твердых, так и в л<идких металлах практически отс утствует. У переходных элементов общее число валентных электронов возрастает, но количество электронов, участвующих в образовании металлической связи, колеблется в тех же пределах (в среднем 1—2 электрона на атом). Это и определяет подобие кристаллических структур зр-металлов и -элементов (характерные для металлов плотные упаковки). Однако прочность связи в кристаллах -элементов значительно выше за счет усиления ковалентного взаимодействия, обусловленного возникновением — -связей. Возможность образования этих локализованных связей определяется дефектностью электронной оболочки, наличием вакантных -состояний у переходных [c.371]

Электронная структура атомарного кислорода представлена на рис. 52,а. Точки на рисунке обозначают не положения электронов, а только число их иа определенной орбите. Вышеупомянутая /(-оболочка содержит два электрона в так называемой 15-орбите. Эта орбита (так же как и все -орбиты) сферически симметрична в отношении ядра. Показанная -оболочка содержит четыре орбиты 2 , 2р , 2р, и 2 р,, из которых каждая может содержать два электрона. 25-орбита является сферически симметричной, тогда как р-орбиты ориентированы вдоль координата, у и г. Уровень энергии 25-орбиты заметно ниже уровня равноэнергетическнх р-орбит. Поэтому уровень 2з заполнен двумя электронами, тогда как остальные четыре могут быть распределены между 2р-орбитами. Эти четыре электрона распределены таким образом два находятся в одной р-ор-бите и по одному в каждой из остальных р-орбит. Изложенное выше является упрон1,енным описанием подроб]ЮЙ электронной структуры нейтрального атома кислорода в его основном или наииизшем энергетическом состоянии. Возможность вхождения электрона в каждую из двух не полностью занятых 2р-орбит, например путем деления электрона или перекрывания орбиты другого атома, создает возможность образования химической связи. Нейтральный атом водорода описывается просто как ядро, окруженное 15-орбитой, содержащей один электрон. [c.268]

Для изолированной М. направления осей системы координат, начало к-рой находится в центре масс, выбираются так, чтобы по возможности полнее исключить из рассмотрения вращение молекулы как целого (напр., оси координат м. б. направлены по главным осям эллипсоида инерции М. мли связаны с к.-л. выделенной конфигурацией ядер). Согласно адиабатическому приближению, для каждой фиксир. конфигурации ат<ИкШых ядер можно определить электронное состояние и соответствующие ему электронную волновую ф-цию и собств. значение электронного гамши.-тониана - электронную энергию (см. Квантовая химия). Электронная энергия Е, зависит от набора переменных Л, определяющих коифигуращоо ядер. Она включает потенциал межъядерного отталкивания и изображается графически поверхностью потенциальной энергии Е = Е Л (или просто потенц. пов-стью) М. в данном электронном состоянии. В частности, для двухатомных М. электронная энергия изображается потенц. кривой , = ,(Л), где Л-расстояние между ядрами атомов. [c.107]

Пряменение этих правил можно иллюстрировать рассмотрением некоторых простых случаев. Основным состоянием углерод-нот атома, установленным в результате изучения его спектра, является Р, так что соответствующая электронная структура, не считая заполненных оболочек, представится, очевидно, символами р или р. Поскольку углеродный атом имеет щес к ь электронов, из которых два, несомненно, являются 1х-электронами, то полная конфигурация будет либо 1 28 2р , либо Из этих двух возможных структур первая гораздо более вероятна, так как трудно представить наличие четырех 2/>-электронов, в то время как подгруппа 2в остается вакантной. Эта точка зрения находит свое подтверждение в том, что основные термы двух предыдущих атомов, бериллия и бора, соответственно представлены в своих нормальных состояниях символами и и отвечают, таким образом, электронным структурам 15 2 и is 2s 2p. Дальнейшее подтверждение дается основным состоянием 5 атомарного азота, которое, следовательно, должно соответствовать конфигурации 8 28 2р . Интересно теперь вернуться к указанному в параграфе 1г обстоятельству, что основному состоянию углеродного атома Р сопутствуют два метастабильных состояния и 5, из которых первое отвечает более низкому уровню энергии. Это обстоятельство согласуется с табл. 1, так как, согласно данным этой таблицы, конфигурация обусловливает именно эти три состояния, энергия которых возрастает в последовательности и 5. Поскольку в каждом из указанных состояний электронная конфигурация углеродного атома определяется квантовыми числами /г и /, то для всех трех случаев она будет идентичной, соответствуя структуре 1 2 2 2/ однако при этом имеет место различие в значениях гпц и тп двух 2/з-электронов. В связи с тем же следует указать на наличие метастабильных состояний В и Р атомарного азота и метастабильных состояний кислорода В и 5. [c.22]

Энергия связи между атомами в молекуле равна энергии, необходимой для диссоцпации молекулы только в простейших случаях когда молекула состоит из двух атомов. У сложных частиц после разрыва определенной связи часто происходит перестройка обломков молекулы, сопряженная с тем или иным энергетическим эффектом. Переход от системы атом А — атом В, в которой атомы удалены друг от друга, к системе связанных атомов А—В соответствует и переход электронов с атомных орбиталей на молекулярные. В большинстве случаев нет возможности получить точные сведения о форме электронных орбиталей молекулы н для суждения о состоянии электронов в частице [А—В] приходится прибегать к приближенным методам. [c.179]

Еще ранее (т. I, стр. 288, 301) была речь о том, что здесь имеется мезомерия. Еще до создания понятия о мезомерии Прево и Киррман [51] пользовались для этого и подобных случаев выражением синиония. Распределение зарядов в основном состоянии молекулы лежит между распределением связей, даваемым обеими формулами, причем в зависимости от химической природы радикала К оно более близко либо к формуле I, либо к формуле И. В зависимости от этого замещенный С-атом в большей или меньшей степени лишен электронов. В случае простого аллильного катиона вследствие симметрии имеется равномерное распределение зарядов. Это можно наглядно изобразить тем способом, который выше использован в случае бутадиена (стр. 416) путем разделения черточки двойной связи на пунктирные черточки [Н С—СН== СН2]+. Эта формула означает, следовательно, что два 7г-электрона классической двойной связи в аллильном катионе равномерно распределяются на две <т-связи. Основное состояние аллильного катиона, следовательно, лучше всего выражается формулой, приспособленной ко второму приближенному способу. Классические структурные формулы, которые используют при первом способе, сохраняют, однако, свое значение как реакционные формулы, так как они позволяют обнаружить, что ион может присоединяться как по одному, так и по другому концевому углеродному атому. Однако они никогда, в том числе и для возбужденных состояний, не отражают полностью действительности, хотя и существуют возбужденные состояния, которые приближаются к ним по распределению электронов. Факт, что никогда не может получиться состояния, точно передаваемого формулой, объясняется тем, что при расчете распределения зарядов для любого возможного состояния следует учитывать наложение всех независимых структур. Соединяемые знаком мезомерии <—>- структурные формулы являются, следовательно, предельными формулами. Для наглядного представления определенных реакционных возможностей подобные предельные формулы могут сохранить свое значение, а именно для тех случаев, когда реагирующие возбужденные состояния примерно имеют то распределение зарядов, которое изображается предельной формулой. [c.372]

Объяснение. Идентификация магнитных промежуточных продуктов, образующихся при передаче одного электрона в окислительно-восстановительных реакциях, имеет большое значение. Электронно-спиновая резонансная спектрометрия не только позволяет провести такую идентификацию, но также дает возможность отличить первичные свободные радикалы от продуктов их полимеризации. Простым примером тaкJЭГ0 свободного промежуточного радикала является ион полубензохннона, образующийся в окислительно-восстановительной системе р-бензохинона. Спектр р-полубензохинона показан выше. Пять линий этого спектра являются следствием изотропного магнитного взаимодействия нечетного электрона кольца с ядерными моментами атомов водорода. Этот электрон чувствует относительную ориентацию, ядерного момента каждого атома водорода, и поскольку каждый атом имеет почти равную возможность расположить ось своего момента по направлению действия поля или навстречу ему, то возникающий спектр состоит из пяти линий. Относительные интенсивности этих линий подчиняются закону биномиальных коэффициентов. Расстояние между линиями является ме-ро( [ величины -состояния волновой функции нечетного электрона в водороде и одновременно мерой я-электронной плотности в соседних атомах углерода кольца. [c.247]

Молекулы СО и СО2 ввиду особой важности заслуживают отдельного изучения. Основные вопросы возникают в отношении молекулы СО. Какая в ней связь — двойная или тройная, почему ее дипольный момент имеет незначительную величину 0,Ш, почему полярность молекулы отвечает схеме С"0+ Наиболее просто начать рассмотрение с молекулы СО2, о которой известно, что она линейна. Очевидно, что, поскольку рассматриваются 0-электроны, атом углерода должен быть гибриди-зован приблизительно так же, как в ацетилене. Именно гибридные АО s px образуются из орбиталей 2s и 2р , аналогичных изображенным на рис. 8.5 (направление х выбрано вдоль оси молекулы). Эти гибридные АО перекрываются с соответствующими орбиталями йрх атома кислорода (возможно, содержащими небольшую примесь состояния 2s) так, что образуются две локализованные а-связи. Остальные электроны представляют собой две пары внутренних (25)2-электронов двух атомов кислорода и восемь электронов ру и pz, из которых шесть относятся к двум атомам кислорода, а два — к атому углерода. [c.239]

ЧТО атом благородного газа располагается на поверхности в таком положении, что он 1 ходится в соприкосновении с наибольшим возможным числом ионов, а затем вычислил дисперсионную энергию между атомом и каждым соседним ионом решетки в соответствии с уравнением Лондона (65). Поляр язуемости и характеристические энергии он заимствовал у Майера[ ]. Характеристические энергии здесь не являются просто ионизационными потенциалами свободных ионов. Ионизационный потенциал измеряет только работу, необходимую для удаления электрона из замкнутой оболочки, но когда электрон удаляется с поверхности ионного кристалла, к этой работе надо прибавить работу, затрачиваемую против кулоновских сил притяжения свободного электрона и окружающих ионов. Майер оценил поляризуемости из экстраполированных показателей преломления ионных кристаллов, приписывая часть поляризуемости кристалла положительному, а часть — отрицательному иону. Ленель, следуя Лондону, разделил расстояние г на две части, принимая ( ,/2 равным гольдшмидтовскому радиусу иона и вычисляя с1 2 — радиус атома благородного газа—из расстояний в решетке в твердом состоянии. [c.283]

Производные двухвалентного углерода, известные под названием карбенов, илиметиленов, привлекли в последние годы внимание как химиков, так и теоретиков. Эти вещества являются важными промежуточными соединениями во многих органических реакциях, а простейшие члены этого ряда, по-видимому, представляют случаи, особенно интересные для развития методов квантово-механического расчета аЪ initio в применении к структурным проблемам. Наиболее интересные структурные проблемы связаны с тем, что в случае карбенов должны существовать два сравнительно низколежащих электронных состояния. Возможные случаи иллюстрируются примером метилена, простейшего члена ряда. Поскольку атом углерода имеет для образования связей четыре орбиты с низкой энергией, очевидно, что НгС представляет собой электронодефицитную молекулу. При этом две орбиты используются четырьмя электронами С — Н-связей, а две другие могут занимать два несвязывающих электрона. Если бы обе эти орбиты были эквивалентными, то, согласно правилу Гунда, электроны занимали бы разные орбиты с параллельными спинами. С другой стороны, если бы эти две имеющиеся в распоряжении орбиты были невырожденными, то оба электрона занимали бы, вероятно, более низкую орбиту и, следовательно, имели бы спаренные спины. Молекула с неснаренными спинами обладала бы отличным от нуля суммарным электронным спиновым моментом количества движения (таким образом, ее состояние было бы триплетным. Молекула же со спаренными спинами была бы синглетной. Эти соотношения представлены на схеме 1. [c.267]

Свойства. В свободном состоянии водород существует в виде простого вещества Нг (возможно получение атомного водорода, см. ниже). В соответствии с электронной конфигурацией атома водорода Is для него возможен сдвиг его электрона к более электроотрицательному атому и, наоборот, смещение электрона другого атома к атому водорода (стремление образовать замкнутую оболочку Is ). Таким образом, для водорода возможны степени окисления -1, О, +1, т. е. он может вести себя аналогично и элементам подфуппы IA, и элементам подфуппы VILA. С щелочными элементами его о диняет сходство атомного спектра, тенденция к образованию в растворе ионов Н (отсюда восстановительная активность, в частности, способность вытеснять неактивные металлы из различных соединений, в том числе, обычно под давлением из растворов их солей), а также способность взаимодействовать с неметаллами. [c.453]

Конечно, атом лития — весьма простой пример. Нахождение термов основного и возбужденных состояний сложных электронных систем — более трудная задача. При этом существенную помощь может оказать составление таблицы возможных значений Мх, и Мв. Рассмотрим такую более универсальную процедуру на примере атома углерода. [c.32]

Данное предположение содержит явное затруднение, которое заключается в том, что в этом механизме должен принимать участие атом с большим числом связей и электронов, чем это возможно без увеличения его обычной валентности. Тот факт, что атомом могут быть элементы первого ряда периодической таблицы, означает, что какое-либо расширение валентной оболочки, которое существенным образом затрагивало бы -орбитали, является маловероятным. Однако в такой системе нет чрезмерно большого числа электронов но сравнению с общим числом свободных атомных орбиталей, и поэтому если р-орбитали каждого из участвующих атомов претерпевают гибридизацию с образованием молекулярных орбиталей, относящихся ко всей системе, то можно получить стабильную систему даже без использования -орбиталей. Тот же тип гибридизации был предложен для объяснения ковалентного характера водородной связи переходного состояния простого 8к2-замещения при атоме углерода и механизма образования полигалогенных комплексов типа 1 — 1 — 1 , не привлекая орбитали с высокой энергией, хотя в каждом из этих случаев необходимо допустить связывание центрального атома с большим числом атомов, чем обычно [99, 100]. В этих системах средний атом связан с двумя внешними атомами одинарной связью с двумя электронами. Еще одна электронная пара находится на несвязывающей орбитали, которая охватывает лишь оба внешних атома. Последнее приводит к образованию на этих атомах высокой плотности заряда, подобно тому, как показано на схеме XXXV для иона трииодида. Такая [c.93]

Смотреть страницы где упоминается термин Возможные состояния электрона в простом атоме: [c.51] [c.362] [c.91] [c.24] [c.223] [c.453] [c.242] [c.473] [c.242] [c.119] [c.120] [c.220] [c.283] [c.354] [c.130] [c.120]

Смотреть главы в:

Электронные структуры атомов и химическая связь -> Возможные состояния электрона в простом атоме

ПОИСК

Смотрите так же термины и статьи:

Состояние атома

Состояния электрона

Электрон в атомах

Справочник химика 21

Химия и химическая технология