Энергия образования молекулы из ядер и электронов

Чтобы получить выражение для энергии образования молекулы з свободных атомов, необходимо вычесть из Ее сумму энергий бразования свободных атомов из ядер и электронов. Обозначим нергию образования атома С ядром из свободного ядра Za и лектронов через Е . Поскольку атом является частным случаем, юлекулы — одноядерной молекулой, выражение для можно [c.123]

Как указано выше, молекула в невозбужденном состоянии имеет минимальную энергию. В невозбужденной молекуле ядра атомов совершают колебания относительно равновесного положения Го. Кривая энергии молекулы характеризует сумму энергетических изменений, которые происходят с уменьшением расстояния между ядрами прн образовании молекулы. За вычетом появляющейся при сближении атомов, небольшой нулевой энергии ео колебаний ядер около положения равновесия изменение энергии системы представляет сумму изменений полной энергии электронов и потенциальной энергии взаимодействия ядер. Эта сумма Ео для равновесного расстояния Го отличается от энергии образования связи св на величину ео. [c.75]

Изучение электронного строения атомов начинается с описания в рамках одноэлектронного приближения оболочечной модели. Переходя от теории атома к теории молекул, естественно сохранить ту же последовательность изложения. Под атомными функциями далее понимают функции, точка центрирования которых совпадает с ядром. Явный вид волновой функции в общем случае отличен от вида функции свободного атома. Будем считать, что атомная задача решена известны численные характеристики различных атомных величин, включая и значения орбитальных энергий. Особый интерес представляют слабосвязанные атомные электроны, волновые функции которых наиболее существенным образом деформируются в ходе образования химической связи. Разделение электронов на более и менее существенные не всегда однозначно, приходится делать те или иные допущения, справедливость которых впоследствии проверяется на уровне точных расчетов. Примером тому может служить исследование роли -электронов атомов переходных металлов в энергии связи молекул. [c.208]

Современные представления о природе валентной связи основаны на положениях классической термодинамики и квантовой механики. Согласно этим представлениям валентная связь между атомами образуется из-за стремления их к энергетически более устойчивому состоянию, которому соответствует наименьший запас свободной энергии. Химическая связь возникает при взаимодействии электрических полей, создаваемых электронами и ядрами атомов, участвующих в образовании молекул. Характер этого взаимодействия оказалось возможным установить на основе представлений о строении атома и о корпускулярно-волновых свойствах электрона. [c.104]

Поскольку электроны полностью заполненных уровней наиболее прочно связаны с ядром, то полностью заполненные оболочки являются наиболее устойчивыми. Энергии ионизации веществ с полностью заполненным внешним уровнем са.мые большие. Энергия уровня, полностью занятого электронами, оказывается значительно ниже энергии уровня, заполненного лишь частично. Поэтому в образовании химической связи принимают участие только электроны незаполненных внешних уровней. Этот вывод позволяет сразу объяснить сложность получения соединений элементов главной подгруппы восьмой группы, на внешнем уровне которых 8 электронов, т. е. полностью заполнены его 5- и р-подуровни и нет электронов на с1-подуровне. Устойчивость заполненного валентного уровня объясняет химическую инертность этих веществ. Даже их молекулы состоят из одного атома. Взаимодействия между отдельными атомами очень слабы. Поэтому при обычных условиях это - газы, и называют их инертными, а иногда благородными. Устойчивость заполненных электронных уровней иногда формулируют как правило октета, согласно которому наиболее устойчивыми являются уровни. [c.50]

При образовании молекул наблюдается наложение валентных связей. На ст-связи возможно наложение я- и б-связи, что приводит к повышению кратности связи, образованию двойных и тройных связей. Это сказывается на изменении длины и энергии связи. Тройная связь возникает, как известно, при образовании молекулы азота. При достаточном сближении атомов азота (1з 25 2р- ) две рж орбитали (см. 3.6) перекрываются, образуя общее электронное облако, расположенное вдоль оси, соединяющей ядра атомов. [c.104]

Рассмотренные кривые энергии для молекул показывают сумму энергетических изменений, которые происходят в атомах при уменьшении расстояния между ядрами. За вычетом появляющейся при сближении атомов небольшой по величине нулевой энергии колебаний ядер (см.ниже) изменение энергии системы представляет сумму изменений полной энергии электронов и потенциальной энергии взаимодействия ядер. Эту сумму для равновесного расстояния Гц мы будем здесь и далее обозначать она отличается от энергии образования связи 3 на величину нулевой энергии колебаний ядер около положения [c.150]

В этом атоме имеется один неспаренный 25-электрон поэтому за счет спаривания одиночных s-электронов можно ожидать образования молекулы Li , аналогичной молекуле Нг- Действительно, молекула Li существует. Энергия связи в молекуле Lij (1,13 эВ) приблизительно в четыре раза меньше энергии связи в молекуле Нг (4,48 эВ). Это обусловлено наличием около ядра лития первого электронного слоя—связь Li—Li значительно более длинная, чем связь Н—Н (2,67 A вместо 0,74 A в молекуле На) кроме того, две пары электронов первого слоя сильно экранируют заряд ядра и отталкиваются друг от друга. Все это приводит к значительному ослаблению связи. [c.157]

Возможность образования химической связи не при помощи электронной пары, а посредством одного электрона наиболее отчетливо видна на примере ионизированной молекулы водорода Эта частица была открыта в конце XIX вг Дж. Дж. Томсоном она получается при бомбардировке молекул водорода электронами. Спектроскопические исследования показывают, что расстояние между ядрами в этой частице составляет 1,06 А, а энергия связи равна 2,65 эВ таким образом, это довольно прочная молекула. Поскольку в имеется только один электрон, то очевидно, что в данной молекуле осуществляется одноэлектронная связь. [c.183]

В 1927 г. немецкие ученые У. Гейт-лер и Ф.Лондон провели квантовомеханический расчет взаимодействия атомов водорода при образовании молекулы На-В результате приближенного решения уравнения Шредингера они вывели зависимость потенциальной энергии системы от расстояния между ядрами атомов водорода (рис. 13). При сближении двух атомов электроны с антипараллельными спинами притягиваются одновременно двумя протонами, поэтому потенциальная энергия системы уменьшается (кривая 1). При сближении двух атомов действуют не только силы притяжения, но и силы отталкивания. Два электрона отталкиваются друг от друга, то же наблюдается и для двух протонов. Силы отталкивания начинают преобладать при очень малых расстояниях между атомами. При некотором расстоянии между ядрами энергия системы минимальна. Система становится наиболее устойчивой, возникает химическая связь и образуется молекула водорода. Расстояние между ядрами в молекуле водорода Го (длина связи) равно 0,074 нм. При сближении атомов, у электронов которых спины параллельны, наблюдается только их отталкивание и энергия системы возрастает (кривая 2). Квантовомеханические расчеты показывают, что электронная плотность в системе при взаимодействии двух атомов водорода, имеющих антипараллельные спины электронов, максимальна в области, лежащей между ядрами [c.42]

На рис. 5.3 схематически изображено образование молекул Оа, Н2О и N3. Видно, что в молекуле Оа облака одной пары валентных 2/7-электронов перекрываются в направлении, соединяющем ядра атомов, образуя а-связь. Облака другой пары 2/7-электронов ориентированы параллельно и перекрываются в стороне от оси, соединяющей атомные ядра, образуя я-связь. Эти связи неравноценны. л-Связь слабее, чем (Т-связь. Общая энергия связи в молекуле О составляет 494 кДж/моль. Соединяя атом кислорода с двумя атомами водорода, получаем молекулу воды. Присоединение атомов Н к атомам О произойдет вдоль направления восьмерок, в результате чего возникает треугольная форма молекулы НаО. Действие сил отталкивания между атомами водорода [c.121]

Когда при сближении атомов и соответствующем перекрывании атомных орбиталей (АО) на каждой из последних находится по одному электрону, в молекуле образуется электронная пара, обеспечивающая повышенную электронную плотность в области перекрывания, т. е. в пространстве между ядрами- . Это становится причиной притяжения между ними и, следовательно, приводит к понижению энергии системы, т. е. образованию химической связи. [c.111]

Согласно методу ВС возникновение ковалентной связи в молекуле водорода следует представлять так. Ядро свободного атома водорода окружено сферически симметричным электронным облаком, образованным 15-электроном (см. рис. 4). При сближении атомов до определенного расстояния происходит перекрывание их электронных облаков (см. рис. 9). В результате между центрами обоих ядер возникает молекулярное двухэлектронное облако, обладающее максимальной электронной плотностью. Увеличение же плотности отрицательного заряда благоприятствует значительному возрастанию сил притяжения между ядрами и молекулярным облаком, сопровождающемуся уменьшением энергии системы. Такая система более устойчива, чем два изолированных атома. Если у свободных атомов водорода при максимальном сближении расстояние между ядрами составляет 0,106 нм, то после перекрывания электронных облаков в результате образования молекулы Н.2 это расстояние составляет 0,074 нм (см. рис. 9). [c.76]

Итак, ковалентная связь образуется в результате перекрывания электронных облаков атомов, сопровождающегося выделением энергии. Если у сблизившихся до касания атомов водорода расстояние между ядрами составляет 0,106 нм, то после перекрывания электронных облаков (образования молекулы Иг) это расстояние составляет 0,074 нм (рис. 3.1). Обычно наибольшее перекрывание электронных облаков осуществляется вдоль линии, соединяющей ядра двух атомов. Химиче- [c.64]

Для возбуждения, или промотирования, трехвалентного состояния атомов бора потребуется 1060 кДж энергии (на молекулу В ), в результате чего в каждом атоме появляется по три неспаренных электрона, которые принимают участие в образовании связей в молекуле Лере-крывание /з-орбиталей вне линии, соединяющей ядра атомов, соответствует образованию л-связи. Таким образом, в результате взаимодействия возбужденных атомов бора образуются одна ст-связь и две л-связи. Суммарная энергия их составляет 1320 кДж. Отсюда результирующую прочность связи в молекуле Вз находят из разности [c.245]

Итак, при возникновении ковалентной связи происходит перекрывание электронных облаков атомов, сопровождающееся выделением энергии. Если у сблизившихся атомов водорода расстояние между ядрами составляет 1,06 А, то после перекрывания электронных облаков (образования молекулы Н ) это расстояние составляет 0,74 А [c.77]

Иными словами, химическая связь возникает в том случае, если электрон оказывается в пространстве между ядрами (в связывающей области). Химическая связь осуществляется за счет электростатического взаимодействия положительно заряженных ядер и отрицательно заряженных электронов. Это приводит к понижению полной энергии системы при образовании молекулы из атомов. Чем больше выделяется при этом энергии, тем прочнее химическая связь. [c.50]

Первый, когда электрон находится между протонами (а), и второй, когда он располагается за одним из них (б). В обоих случаях возникают силы притяжения. В первом случае составляющие этих сил (проекции) на ось, проходящую через центры протонов, направлены в противоположные стороны с силами отталкивания (см. рис. 9а) и могут их компенсировать. При этом возникает энергетически устойчивая система. Во втором случае составляющие сил притяжения направлены в разные стороны (см. рис. 96) и трудно говорить об уравновешивании сил отталкивания между протонами. Отсюда следует, что для возникновения химической связи с образованием молекулы или иона электроны должны находиться преимущественно в межъядерном пространстве. Эта область называется связывающей, т. к. при нахождении там электронов образуется химическая связь. Область, находящаяся за ядрами, называется разрыхляющей, т. к. при попадании в нее электронов химическая связь не образуется. Здесь был рассмотрен простейший случай образования химической связи в ионе Н,. Применив аналогичные рассуждения к молекуле водорода, можно прийти к выводу, что появление второго электрона в связывающей области еще более стабилизирует систему. Следовательно, для образования устойчивой химической связи необходима, по меньшей мере, одна электронная пара. Спины электронов в этом случае должны быть антипараллельны, т.е. направлены в разные стороны. Образование химической связи должно сопровождаться понижением полной энергии системы. [c.42]

Молекула Ы . Конфигурация Li2[(als) (a ls) (a 2s) J (терм 41g). Первые четыре электрона находятся на внутренних als-орбиталях, образованных из АО АГ-слоя (Is-орбиталей атомов лития). Их размещение подобно размещению в молекуле Неа (см. рис. 24), когда равное число электронов на als- и a ls-MO приводит к отсутствию связи. Можно считать и здесь, что эти МО не вносят вклад в энергию связи молекулы, и электроны на этих орбиталях сохраняют в молекуле характер атомных АГ-электронов, принадлежа попарно соответствующим ядрам (/С-остов). Этому отвечает запись конфигурации в форме Li2[/ ( r2s) ], из которой видно, что связь обусловлена парой электронов, находящихся на связывающей а25-орбитали. Точный квантовомеханический расчет действительно показывает, что als- и а Ь-орбитали имеют вид, близкий к виду двух атомных орбиталей, каждая из которых сосредоточена в основном вокруг одного из двух ядер (рис. 26), и электроны на этих орбиталях условно считают несвязывающими, как четыре электрона в Неа. Молекула Ыг диамагнитна (спины электронов спарены). [c.78]

Поскольку электроны рассеиваются ядрами и электронными оболочками изучаемых молекул, имеется принципиальная возможность отделить ядер-ядерную, ядер-электронную и электрон-элек-тронную составляющие интенсивности рассеяния. Это дает возможность экспериментального исследования эффектов электронной корреляции, энергии образования молекул, а также вычисления средних значений самых ])азнообразных молекулярных постоянных, таких, как дипольный и квадрупольный моменты, диамагнитная и парамагнитная восприимчивость и т. д. [c.156]

В связи с тем, что метод МО оперирует с отдельными электронами, он имеет и некоторые другие преимущества. Можно, например, ввести понятие связывающих и разрыхляющих электронов, а также дать определение понятия порядка связи (см. стр. 114, табл. 5) с учетом числа электронов обоих типов. Во избежание возможных недоразумений следует подчеркнуть, что термины связывающая и разрыхляющая МО касаются только их влияния на энергию диссоциации D данной связи. Если при удалении электрона из молекулы энергия диссоциации увеличивается, то оторванный электрон является разрыхляющим, в противном случае — связывающим. Этот эффект следует отличать от другого эффекта, относящегося к изменению полной энергии Е молекулы. Так, при удалении любого электрона из молекулы теплота образования системы ядра-(-электроны обязательно уменьшается. Например, ls-электроны в молекуле СЬ относятся к несвязывающим. Для удаления такого электрона из молекулы требуется значительная энергия, т. е. сильное изменение несмотря на это, подобная ионизация молекулы не оказывает существенного влияния на энергию диссоциации Z)( l2). [c.164]

Энергия электронной связи молекулы воды равна разности энергии молекулы с ее неподвижными ядрами и суммы энергий ее атомов п несколько больше энергии образования молекулы воды при О К- Последнее вызвано тем, что даже при О К молекула сохраняет остаточную колебательную э[1ерппо — энергию нри нулевой точке, которая не входит в энергию образования молекулы воды в соответствии с ее определением, данным в этой книге. Энергию при нулевой точке оценивают по снектросконнческим данным (см. п. 1.1.4) нри вычитании ее из эиергии образования молекулы воды при О К получают этгергию электронной связи (табл. 1.1). [c.9]

Согласно представлениям Гейтлера и Лондона, водород способен к образованию молекулы Нг потому, что в его атоме имеется один неспаренный электрон, а гелий не может образовать молекулу Нб2 ввиду того, что оба электрона в атоме Не являются спаренными. Аналогично рассмотрим взаимодействие двух атомов Li. Электронное строение атома лития (ls 2s) (рнс. 1.34) таково, что в этом атоме имеется один неспаренный 25-электрон, поэтому за счет спаривания одиночных s-электронов можно ожидать образования молекулы LI2, аналогичной молекуле Нз. Действительно, молекула, LI2 существует. Энергия связи в молекуле Lis (1,03 эВ) приблизительно в четыре раза меньше энергии связи в молекуле Нг (4,48 эВ). Это обусловлено наличием около ядра лития перв ого электронного слоя, поэтому связь Li —Li значительно более длин-" ная, чем связь Н—Н (267 пм вместо 74 пм в молекуле Нг) кроме того, две пары электронов первого слоя сильно экранируют заряд ядра и отталкипаются друг от друга. Все это приводит к значи- тельному ослаблению связи. [c.81]

ГО ЧТО минимум функции г(з2 между ядрами становится менее резким, она понижается. Из равновесных значений Е, К и Г, соответствующих вириальному состоянию , Е имеет более низкое значение вследствие сжатия всей молекулы (с более значительным понижением V по сравнению с увеличением Т). Такое сжатие электронного облака согласуется с теорией, если уточнить расчет, сделанный в разд. 6.2.1 на основе вариационного исчисления путем введения второго вариационного параметра (наряду с линейной комбинацией коэффициентов с). Таким параметром служит коэффициент в показателе степени экспоненциальной волновой функции исходных атомов. Минимум энергии наблюдается при значении параметра, соответствующем сокращению электронного облака. Итак, природу химической связи можно представить себе следующим образом пр перекрывании исходных электронных оболочек атомов возникает выгодный в энергетическом отношении эффект интерференции , сущность которого может быть раскрыта тольксу методами квантовой механики. Такая интерференция вызывает увеличение заряда в пространстве между ядрами за счет заряда, находившегося вблизи них. Таким образом, провал плотности заряда между ядрами выравнивается , что приводит к сильному понижению кинетической энергии (при небольшом увеличении потенциальной). Это вполне соответствует балансу энергии, но противоречит вириальной теореме. Последняя удовлетворяется за счет того, что при образовании молекулы идет и другой энергетически выгодный процесс — сжатие электронного облака всей молекулы. Оба процесса протекают таким образом, что вириальная теорема выполняется устойчивое состояние молекулы достигается на более низком уровне энергии. [c.81]

Прежде всего рассмотрим две очень важные характеристики атома — ионизащюниый потенциал и энергию сродства к электрону. Как увидим в дальнейшем, эти две величины оказывают существенное влияние на закономерности образования молекул атомами различных химических элементов. Поведение атома зависит от числа электронов на внешнем уровне и их расстояния от ядра. Чем выше энергетический уровень электрона, тем меньше энергия его связи с ядром, тем легче этот электрон удалить из атома. Справедливо и обратное утверждение чем более низкий энергетический уровень занимает электрон, тем больше энергия его связи с ядром, тем труднее удалить его из атома. [c.19]

В табл. 4.4 также представлена схема МО молекулы оксида углерода СО. Здесь на МО переходят шесть электронов атома кислюрода и четыре электрона атома углерода. Энергии электронов (например, 2р-электронов) соединяющихся атомов неодинаковы заряд ядра атома кислорода выше, чем заряд ядра атома углерода, так что 2р-электроны в атоме кислорода сильнее притягиваются ядром. Поэтому на рис. 4.22 расположение 2р-А0 кислорода должно быть ниже уровня расположения 2р-А0 углерода. Наличие в молекуле СО избытка шести связывающих электронов над разрыхляющими отвечает, как и в молекуле азота, образованию тройной связи. Эго объясняет значительное сходство в свойствах свободного азота и оксида уг.перода, например, близость энергий связи молекул N2 — 941, СО — 949 кДж/моль), межъядерных расстояний в молекулах (см. табл. 4.1), температур плавления (63 и 68 К) и кипения (77 и 82 К). [c.129]

Механизм образования химической связи удобнее всего рассмотреть на примере образования молекулы водорода из атомов. Формула электронной конфигурации ато1 водорода — 15, т. е. у него имеется только один неспарен ный электрон. В соответствии с законами квантовой механики атом водорода, содержащий неспаренный электрон, находится в неустойчивом состоянии, поскольку обладает избытком потенциальной энергии. Такой атом будет притягивать к себе другой атом водорода при условии, если спин его электрона имеет противоположное направление. Взаимное притяжение атомов приводит к тому, что их атомные орбитали перекроются, при этом оба электрона станут в равной мере принадлежать обоим атомам, т. е. образуется пара электронов с противоположно направленными спинами, которая осуществляет химическую связь. Электронное облако, образуемое этой парой электронов, охватывает, связывает воедино ядра обоих взаимодействующих атомов. Такая связывающая два одинаковых атома двухэлектронная связь называется ковалентной. [c.69]

Далее рассмотрим взаимодействие двух атомов У. Электронное строение атома лития 1 25) таково (см. рис. 1.33), что в этом атоме имеется один неспареиный 25-электрон, поэтому за счет спаривания таких одиночных -электронов можно ожидать образования молекулы Ь ], аналогичной молекуле Н]. Действительно, молекула У] существует. Энергия связи в молекуле У] (1,03 эВ) приблизительно в четыре раза меньше энергии связи в молекуле Н] (4.48 эВ). Это обусловлено наличием около ядра лития первого электронного слоя, из-за чего связь и - и значительно более длинная (267 пм), чем связь Н-Н (74 пм) кроме того, две пары электронов первого слоя в молекуле У] сильно экранируют ядра и отталкиваются друг от друга. Все это приводит к значительному ослаблению связи У - У. [c.87]

Гибридизация одной s- и трех р-орбиталей (sp -гибридизация), как уже указывалось, объясняет валентности углеродного атома. Образование sp -гибридных связей характерно также и для аналогов углерода — кремния и германия валентности этих элементов также имеют тетраэдрическую направленность. Может возникнуть вопрос — если гибридные орбитали обеспечивают большую концентрацию электронного облака между ядрами и, следовательно, более прочную связь, то почему они не возникают в НаО л NH3 На да шый вопрос следует ответить, что направленность связей в этих соединениях также можно объяснить sp -гибридизацией. Такой подход является даже более точным, чем изложенный на стр. 161 и 162. Не следует, однако, забывать, что оба подхода являются приближенными. При образовании молекулы HjO атом кислорода люжет приобретать конфигурацию наружного слоя где Ф2, Фз и — sp -гибридные волновые функции верхние индексы указывают количество электронов, занимающих данную орбиталь. Таким образом, две из четырех гибридных орбиталей атома кислорода заняты неспаренньши электронами и могут образовать химические связи угол между этими связями должен составлять 109,5°. Это значение ближе к экспериментальному (104,5°), чем величина 90°, даваемая схемой, рассмотренной на стр. 161. Однако если на стр. 161—162 пришлось объяснять отклонение теоретической величины от экспериментальной для молекулы HjO, то здесь нужно объяснить, почему углы между связями у аналогов воды HjS, HaSe и НаТе заметно отличаются от 109,5°. Это объясняется действием ряда факторов. В частности, в соединениях, содержащих большие атомы, связь слабая и выигрыш энергии в результате образования связи гибридными орбиталями не компенсирует некоторое возрастание энергии s-электронов, обусловленное их переходом на sp -гнбридные орбитали. Это препятствует гибридизации. Кроме того, как показали точные расчеты, при образовании связи Э—Н 25-орбитали кислорода (и азота) сильнее перекрываются с ls-орбиталями водорода, чем 2р-орбита-ли. Для аналогов кислорода, наоборот, сильнее перекрываются р-орбитали. Это обусловливает больший вклад s-состояний (гибридизацию) в образование химической связи в молекуле Н О, чем в ее аналогах. Поэтому валентные углы в H2S, HjSe и НаТе близки к 90°. [c.168]

Средняя кинетическая энергия электрона Т возрастает при образовании молекулы. В наглядном классическом представлении электрон должен двигаться в мле дв ядер быстрее, чем в атоме. Но средняя потенциальная энергия и =—2Тсильно понижается р льтате притяжения к двум ядрам. Общее понижение энергии Е=и- -Т есть, таким образом, результат преобладающего понижения потенциальной энергии электрона. Поэтому система из двух ядер и электрона оказывается более устойчивой, чем система разъединенных ядер, иными словами, благодаря понижению потенциальной энергии электрона возникает химическая связь. Характерной ее особенностью является коллективизирование электрона всеми (здесь двумя) ядрами молекулы. Такая связь называется к о-в а л е н т н о к или чисто коаалентной, как в молекуле Н , где яд )а одинаковы это означает, что оба ядра молекулы владеют электроном в равной мере. Общее электронное облако обтекает оба ядра. По свойствам симметрии электронного облака образовавшаяся связь называется ст-связью. В основе химической (ковалентной) связи лежат волновые свойства электронов, отражаемые квантовой механикой. В рамках принятого здесь для волновой функции приближения МО ЛКАО в этом можно убедиться при анализе роли кулоновского и обменного интегралов в формуле (26.19). Упростим формулу, пренебрегая величиной 5" по сравнению с единицей. Тогда [c.101]

При образовании химической связи электронная структура получившихся частиц принимает такую конфигурацию, которая отвечает наибольшей энергии связи. Это может произойти, при условии преодоления сил отталкивания (или так называемого энергетического барьера ) между реагирующими частицами. Силы отталкивания могут быть преодолены частицами, обладающими повышенным запасом энергии. Такие реакционноспособные частицы, обладающие определенным избытком энергии (по сравнению со средней величиной энергии всех частиц, характерной для данной температуры), называются активными. Такими молекулами могут быть наиболее быстрые , т. е. обладающие в момент столкнове-Ш1я большой кинетической энергией, возбужденные — у которых некоторые электроны находятся на более высоком энергетическом уровне (а не на нормальном) молекулы, внутреннее строение которых (например, расстояние между атомными ядрами) Отличается от наиболее устойчивого состояния Эти частицы обладают большой кинетической энергией, увеличенным расстоянием меж у атомными ядрами и др. [c.11]

Электроны, менее прочно связанные в поле ядра. Для отрыва этих электронов от атома требуются сравнительно небольшие затраты энергии. Получается как бы подвижной фонд электронрв. Именно электроны этой категории участвуют в образовании химической (валентной) связи между атомами в макротелах с образованием молекул простых и сложных веществ. Электроны, выполняющие подобные функции, и являются валентными. [c.59]

При образовании молекулы из двух атомов решающую роль играют электростатические взаимодействия между заряженными частицами, входящими в состав взаимодействующих атомов межэлектрон-ное отталкивание, межъядерное отталкивание и электро-но-ядерное притяжение. Причем понижение энергии системы осуществляется за счет того, что электроны, образующие химическую связь, в молекуле притягиваются одновременно двумя ядрами. Между ядрами соединяющихся атомов появляется повышенная плотность отрицательного заряда, которая уменьшает силу межъядерного отталкивания. [c.20]

Как представить себе механизм взаимодейстеия атомов при сближении Электроны и ядра обладают зарядами противоположного знака и потому притягиваются друг к другу. Потенциальная энергия системы уменьшается. 0 взаимодействие существует не только в изолированных атомах А и В, по и при сближении атомов и образовании молекулы АВ. В этом случае возпн- [c.37]

Итак, при возникиовении ковалентной связи происходит перекрывание электронных облаков (орбиталей) атомов, сопровождающееся выделением энергии. У сблизившихся до касания атомов водорода расстояние между ядрами составляет 0,106 нм, а после перекрывания (образования молекулы Н. ) это расстояние составляет 0,074 нм (рис. 1.6). Обычно наибольшее перекрывание электронных облаков осуществляется вдоль линии, соединяющей ядра двух атомов. [c.40]

Остановимся еще раз на значении принципа Паули как закона, определяющего сам факт существования молекул как устойчивых систем, состоящих из положительно и отрицательно заряженных частиц Прежде всего отметим, что правило заполнения уровней энергии в квантовой системе, подчиняющейся принципу Паули, действует не для любых отрицательных зарядов, а лишь для таких, которые обладают полуцелым спином Так что использование природой для построения молекул именно электронов не является случайным Правда, могут существовать атомы и молекулы, содержащие антиядра (антипротоны) и антюлектроны (позитроны) Это, однако, экзотика, и в обычной химии с такими обьектами не встречаются Представим себе теперь, что в пространстве в положениях, отвечающих положениям атомов в молекуле бензола, размещены соответствующие ядра или наборы кулоновских потенциальных ловушек Пусть в это пространство по одному впрыскиваются электроны Если бы они вели себя как классические частицы, не подчиняющиеся специальной квантовой статистике Ферми—Дирака и следующему из нее принципу Паули, то вполне могло бы случиться, что попавшие в ловушку атома углерода 6 электронов, даже с учетом их взаимного отталкивания, разместились бы в глубине потенциальной ямы в непосредственной близости от ядра Тогда такое образование повело бы себя как электрически нейтральное уже на малых расстояниях от центра Ловушка просто исчезла бы, и молекула не могла бы образоваться То обстоятельство, что электроны подчиняются принципу Паули и вынуждены располагаться на уровнях энергии атомов, постепенно приблЕжающихся к верхней части кулоновской потенциальной ловушкю>, приводит, во-первых, к характерному для изолированных атомов заполнению всех ловушек и, следовательно, к возникновению распределенного в пространстве всей [c.137]