Состояния атомов с эквивалентными электронами

Аналогичная гибридизация имеет место и у переходных элементов. При этом комбинируются 3d-, 4s- и 4/ -орбиты. Особый интерес представляет s/j d-гибридизация. Полинг показал, что при этом возникают шесть эквивалентных электронных тяжей, направленных, например, вдоль положительных и отрицательных направлений осей х, у, г (октаэдрическая гибридизация). Эти гибридизации привлекались для объяснения строения комплексных соединений типа ионов Fe ( N)s или Со (ЫНз)б . Атом железа имеет внешние электроны (3df (4s) . Ион Ре + имеет строение (3d)" (4s)Представляется энергетически выгодным возбудить три электрона из З -состояния в 4р-состояние. Тогда в возникшем ионе осуществляется состояние (МУ (4s) (4р) . Два /-электрона, один 4s и три 4р дают октаэдрическую гибридизацию, приводящую к шести сильным связям, компенсирующим энергию, затраченную иа возбуждение. [c.480]

Валентность — это связывающая сила элемента, оцениваемая числом атомов водорода (или его эквивалентов), с которыми атом элемента может соединиться с образованием устойчивых молекул. Хорошо известно, что валентность элемента определяется его положением в периодической системе. Атом с незаполненной внешней оболочкой стремится достичь электронной структуры инертного газа , т. е. заполнить свой внешний уровень. Существуют две принципиальные возможности достижения этого устойчивого состояния электровалентность приводит к потере или приобретению атомом электронов, в результате чего образуются заряженные частицы (ионы) с завершенными внешними оболочками при ковалентности электронная структура атома становится эквивалентной электронной конфигурации инертного газа за счет обобществления электронов. [c.14]

Рассмотрим определение многообразия электронных состояний атомов на примере атома азота. Электронная оболочка атома N состоит из семи электронов, наиболее глубокими состояниями этих электронов являются два 15-состояния, два 25-состояния и три 2р-состояния соответственно в основном состоянии атом азота имеет электронную конфигурацию Ь 25 2р . Величины 8 для 15 2 электронов равны нулю и при определении электронных состояний, соответствующих конфигурации Ь 25 2р , могут учитываться только три р -электрона из незаполненной оболочки Эти три электрона являются эквивалентными, так как для каждого из них I = 1 и п = 2. Для иллюстрации общего случая рассмотрим вначале состояния, соответствующие трем неэквивалентным р-электронам (что возможно, когда электроны имеют отличающиеся квантовые числа п), а уже затем определим, какие из этих состояний невозможны для эквивалентных электронов. [c.35]

Количества окислителей и восстановителей, присоединяющие или отдающие одно и то же число электронов, называют эквивалентными количествами. Так, одна молекула перекиси водорода эквивалентна одной молекуле щавелевой кислоты или одной молекуле хлора (так как можно сравнивать окислители также и в отношении их количественного действия). Одна молекула хлора или перекиси водорода эквивалентна двум ионам двухвалентного железа. Два иона железа(П) эквивалентны одной молекуле щавелевой кислоты и т. д. Одним эквивалентам какого-нибудь окислителя или восстановителя называют такое его количество, которое принимает или соответственно отдаёт 1 электрон. Поскольку один нейтральный атом кислорода в состоянии присоединить 2 электрона, можно также сказать, что 1 эквивалент какого-либо окислителя или восстановителя есть такое его количество, которое соответствует переносу /2 атома кислорода., Один грамм-эквивалент окислителя или восстановителя равен такому его количеству (в граммах), которое соответствует переносу 8 граммов (электронейтрального) кислорода или, что то же, одной электрохимической единицы заряда. [c.816]

Обычно атом водорода, имеющий единственный валентный электрон, способен к образованию только одной связи, но в определенных условиях результирующий положительный заряд, возникающий на атоме водорода при образовании такой связи, может притягиваться к соседнему сильно электроотрицательному атому и образовать вторую связь. Обе связи в действительности могут быть эквивалентны вследствие резонанса между состояниями, в которых электрон находится на одном из двух соседних атомов. Такие относительно слабые связи образуются, например, во льду и в дигидрофосфате калия. До некоторой степени аналогичные связи могут быть образованы гидроксильными ионами в гидроокисях типа М(0Н)2. [c.16]

В отличие от s-орбитали атома серы s-орбиталь атома кислорода в эфирах и карбонильных соединениях вносит свой вклад как в образование ст-связей, так и в состояние неподеленных пар электронов. В карбонильных соединениях обе неподеленные пары электронов атома кислорода приблизительно эквивалентны по своему состоянию. В комплексе с бромом карбонильный атом кислорода образует две одинаковые ДА-связи О....Вг карбонильная группа и два связанных с ней атома брома копланарны [c.115]

Когда атом имеет два или более эквивалентных электронов (электроны-с одинаковыми значениями и и /), низшее или основное состояние будет характеризоваться такими Ш1, которые составят максимальную сумму 2 при соблюдении условия, что нет двух электронов с одинаковым значением Ш1. В углероде имеется два эквивалентных р-электрона и три возможных значения т +1, О и —1. При выборе +1 и О сумма = + 1 является максимальной и атом находится в состоянии. [c.41]

В заключение рассмотрим атом углерода. Электронную конфигурацию свободного атома можно записать в виде 18 2А 2р . Два 15-электрона па первой или 7(Г-оболочке взаимно насыщаются так же, как и 25-алектроны на второй или -оболочке. Только два 2р-электрона могут дать валентные связи с другими атомами. Если бы в действительности осуществлялась эта конфигурация, углерод оказался бы двухвалентным. Хорошо известно, однако, что углерод четырехвалентен. Чтобы объяснить этот факт, представим себе, что один из 25-электронов перешел на уровень 2р, благодаря чему возникло состояние 1.ч 28 2р . Теперь атом углерода может об. 1адать четырьмя простыми связями, три из которых обусловлены р-электронами п расположены под прямыми углами, а четвертая, обусловленная 25-электропом, безразлична к выбору направления. Эта модель, хотя она и лучше первой, все же неверна, так как противоречит хорошо известному пз органической химии алифатических углеводородов факту абсолютной эквивалентности четырех валентных связей в метане. Истолкование этого явления методами во.лновой механики дано Полингом. При этом не учитывается разница энергий 25- и 2р-элек-тропов. В основе объяснения лежит факт, что если гр(25), 2р ), (2р ) и гр (2р,) являются волновыми функциями для четырех электронов, то любая их линейная комбинация такн- е является законным решением уравнения Шредингера для атома углерода. Найдя коэффициенты, аналогичные а и Ь в уравнении (203), и использовав условие, что энергия молекулы должна быть минимальной, можпо показать [18], что четыре валентности атома углерода должны быть одинаковыми и расположенными под углом а, определяемым уравнением соза= /з. Как показано в гл. XII, это как раз угол, необходимый для построения правильного тетраэдра. [c.185]

Состояние электрона, описываемое побочным квантовым числом I, квантовано в пространстве. Для каждого значения I имеется 2/ 1 энергетически эквивалентных пространственных конфигураций орбиталей, которые описываются магнитным квантовым числом Побочному квантовому числу I = О соответствует одна 5-орбиталь, обладающая шаровой симметрией. Для I = 1 имеются уже три р-орбитали со значениями = —1, О, + 1. Эти орбитали характеризуются равной энергией и в этом отношении полностью эквивалентны, если в атоме отсутствует система осей координат, по которым эти орбитали могли бы быть пространственно ориентированы. Отмечая равноценность трех р-орбиталей, их называют трехкратно вырожденными. Однако, если атом попадает во внешнее электрическое или магнитное поле или же входит в состав молекулы, тем самым задается система координат. Так как по отношению к этой системе отсчета р-орбитали могут ориентироваться различно, то вырождение снимается. Вследствие этого появляется различие в энергиях между состояниями, характеризующимися различными значениями магнитного квантового числа т . Аналогичным образом можно рассмотреть снятие вырождения нескомпенсированных [c.176]

В многоэлектронных атомах но все электроны эквивалентны. Прежде всего их можно разделить на группы, называемые уровнями оболочками) и сильно различающиеся по энергии. Каждый уровень в состоянии вместить различное, строго определенное число электронов. Уровни обычно обозначаются квантовым числом 1, 2, 3 и т, д, , причем уровень с квантовым числом 1 обладает самой низкой энергией, уровень с квантовым числом 2 — чуть большей энергией и т, д. Многоэлектронный атом можно построить, взяв ядро и заполняя вакантные оболочки электронами из бесконечности (где их энергия равна нулю) приблизительно в таком порядке, в каком заполняется набор выдвижных ящиков, начиная с нижнего. Первые два электрона размещаются на оболочке с самой низкой энергией (п=1), тем самым занимая ее целиком. Далее заполняется вторая оболочка (8 электронов), третья оболочка (18 электронов) и т. д, до тех пор, пока будет добавлено столько электронов, сколько необходимо, чтобы сделать атом электронейтральным. [c.11]

Считается, что атом на поверхности, не имеющий соседа с одной стороны, обладает иным сродством к электрону, нежели эквивалентный атом в объеме. Состояния, возникшие в результате неодинакового сродства к электрону, называются таммов-скими состояниями. Поверхностные атомы — катионы в кристаллах типа АВ — имеют свободные орбитали и обладают донорными свойствами. Видимо, эти явления будут происходить у кристаллов-диэлектриков более сложного состава. Если атомные орбитали валентной зоны — анионные, то возникающие поверхностные состояния будут обладать донорными свойствами (кислород). Таким образом, таммовские состояния могут представлять кислотные или основные центры Льюиса, т. е. акцепторные или донорные ионные поверхностные состояния . Иногда могут проявляться и донорные, и акцепторные состояния, в зависимости от условий, причем донорные и акцепторные свойства поверхностных атомов диэлектрика будут выражены сильнее, чем у полупроводников. [c.42]

Начнем с рассмотрения типов связи в соединениях углерода (рис. 7.1). Основное состояние Р) атома углерода отвечает ст-двоесвязному атому, валентности которого направлены друг к другу под прямым углом. Однако ни для одной из приведенных на рис. 7.1 молекул такого положения не наблюдается. Указанное несоответствие можно преодолеть, если перевести атом углерода в возбужденное состояние 5 см. рис. 7.2) и из четырех орбиталей (25,2рх,2ру,2рг), на каждой из которых находится по одному электрону, образовать четыре новые орбитали в виде линейных комбинаций исходных орбиталей. Оказывается, что новые орбитали, называемые гибридными, эквивалентны и имеют совершенно иную направленность в пространстве по сравнению с исходными оси новых орбиталей направлены друг к другу под углом 109°. Нетрудно представить себе пространственное расположение этих орбиталей если поместить ядро атома в центр правильного четырехгранника (тетраэдра), каждая из гибридных орбиталей будет направлена в сторону оДной из его вершин. Указанные орбитали называют хр -гибридными или тетраэдрическими иногда их обозначают как 1еь 1ег, 1ез, 1в4. [c.163]

Перечисленные в конце раздела 2.7 пункты а — д приводят нас к так называемому принципу построения электронной оболочки атома, позволяющему определить его состояние. Для этого мы сначала находим дозволенные уровни энергии, а затем распределяем на них (начиная с низшей АО 15) имеющиеся электроны так, чтобы удовлетворить требованию принципа Паули (по два электрона на каждую орбиталь). Например, атом водорода в основном состоянии имеет конфигурацию (15), атом гелия—(15)2, лития — (15)2(25), азота — (15)2(25)2(2р) и т. д. Изложенный принцип построения наглядно иллюстрируется на рис. 2.6, где каждая орбиталь обозначается небольшим прямоугольником ( ячейкой ), а энергия увеличивается в вертикальном направлении. Каждая ячейка представляет собой дозволенную орбиталь если в заданном электронном состоянии атома эта орбиталь не заполнена, то ячейка пуста если орбиталь занята одним электроном, в ячейке находится стрелка, направленная вверх или вниз в зависимости от направления спина ( /2) если орбиталь занята двумя электронами, в ячейке находятся две стрелки, направленные в противоположные стороны. Такого рода диаграммы для первых десяти атомов периодической системы представлены на рис. 2.7. При их построении следует пользоваться правилами Гунда [147], которые позволяют решить вопрос, какие именно из эквивалентных орбиталей незаполненной оболочки (например, из орбиталей 2р 2ру, 2р, атомов азота или кислорода) заполняются в том или ином случае. Эти правила относятся к эквивалентным орбиталям и заключаются в следующем [c.47]

В этилене из четырех валентных электронов атома углерода гибридизован один 5-электрон и два р-электрона, поэтому углерод при двойной связи находится в состоянии хр -гибридизации. Оси трех эквивалентных гибридных орбиталей расположены в одной плоскости под углом 120°. В соответствии с принципом максимального перекрывания все атомы в этилене располагаются в одной плоскости и валентный угол должен также составлять 120°, что согласуется с экспериментальными данными. Таким образом, каждый этиленовый атом углерода образует Зст-связи за счет гибридных орбиталей (рис. 31). [c.54]

В этой реакции на восстановление перманганата расходуется 5 электронов, поскольку марганец переходит из состояния окисления +7 в +2 следовательно, эквивалентная масса КМ.ПО4 или Мп2+ равна одной пятой соответствующей молекулярной массы. С другой стороны, каждый атом углерода оксалат-иона окисляется из состояния + 3 в +4. Эквивалентная масса оксалата натрия равна половине его молекулярной массы, поскольку он содержит два атома углерода. Эквивалентная масса углекислого газа равна его молекулярной массе, так как он содержит только один атом углерода. В табл. 7-2 даны некоторые примеры вычисления эквивалентных [c.177]

Наиболее естественным и простым объяснением описанных выше закономерностей, проявляющихся в изменении формы Ка),2-линий атомов ннкеля в изученных соединениях, является допущение, что вхождение атомов этого элемента в соединения с различной валентностью и связанное с этим изменение в строении их периферийных 3d- и 4х-оболочек приводит к незначительным по величине смещениям в положении Kai,2-линий. Если же атом в силу тех или иных кристаллохимических причин присутствует в решетке в нескольких энергетически не эквивалентных состояниях, то наблюдающаяся в этом случае форма рентгеновских Ка - и Каз-линий представляет собой результат наложения нескольких слегка смещенных друг относительно друга симметричных линий, каждая из которых появляется в результате электронных 2р—ls-переходов в атомах определенного сорта. Интенсивность каждой из индивидуальных эмиссионных линий тем больше, чем большая часть атомов элемента, образующего испытуемый препарат, участвует в ее создании. Поэтому, например, при изменении условий получения окислов нпкеля, которое, повидимому, сопровождается более или менее существенным изменением энергетического состояния атомов никеля в дефектной решетке окисла, неизбежно должен изменяться и индекс асимметрии экспериментально наблюдающихся профилей эмиссионных Kai,2-линий. [c.69]

На рис. 78 потенциальная поверхность изображена только в одной проекции. Действительно, для молекулы с осью симметрии третьего порядка (например, молекулы СНз1) у потенциальной функции должно быть три минимума в плоскости, перпендикулярной оси симметрии. Это показано на контурной диаграмме на рис. 79. Как видно из рисунка, в случае молекулы СНз1 в вырожденном электронном состоянии атом иода при равновесной конфигурации молекулы не будет находиться на оси симметрии скорее всего, будет три эквивалентных равновесных положения, несколько удаленных от оси. При этом потенциальная функция как целое все еще сохраняет симметрию Сз . Если минимумы глубокие, т. е. если очень велика энергия, необходимая для перевода молекулы из одного минимума в другой, то молекулу в большинстве Случаев можно считать асимметричной, т. е. принадлежащей точечной группе Если же электронно-колебательное взаимодействие слабое, то для перевода молекулы из одного миниму- [c.137]

Описывая атом с несколькими валентными электронами, естественно ввести те же обозначения состояний, что и в случае водородоподобных атомов (см. 3. гл. VII). Например, символ Зр означает, что п = 3 и / = 1. На число эквивалентных электронов в атоме указывает значок, стоящий вверху справа от обозначения терма. Например, Зр означает, что в состоянии с п == 3 и / = 1 находится два электрона. Совокупность одноэлектронных состояний, характеризующих электроны атома, называется электронной конфигурацией этого атома. [c.180]

Характеристика элемента. Бериллий, так же как и литий, относится к числу -элементов. Четвертый электрон, появляющийся в атоме Ве, помещается на 25-орбитали. Энергия ионизации бериллия выще, чем у лития, из-за большего заряда ядра. Эффективный заряд ядра, влияющий на четвертый -электрон, равен гэфф=1,66. В результате взаимодействия ядра с электронным окружением атом становится меньше (/ ве=1,ИА). Удалить электроны с 2 -орбиталп не просто первый потенциал ионизации почти в два раза больше, чем у лития, а второй потенциал так высок (18,2 эВ), что существование иона Ве + (с полной потерей двух электронов) практически невозможно. Даже в соединениях с фтором связи Ве—Р в значительной степени ковалентны, не говоря уже о связях с другими элементами. Следовательно, степень окисления -Ь2, приписываемая ему, величина условная. Для образования ковалентных связей бериллию необходимо разъединение (распаривание) 25-электронов. Чтобы это произошло, один из них должен перейти на более высокую 2р-орбиталь. Таким образом, когда атом бериллия переходит в такое состояние, его два электрона занимают две эквивалентные 5р-гибридизованные орбитали. Несмотря на то что связи бериллия в основном ковалентны даже в простых солях, все же был оценен его примерный ионный радиус 0,31 А. Это меньше, чем у атома водорода и иона Н+, и, следовательно, создает значительное поле положительного заряда и делает его способным прочно связывать анион кислорода, даже отнимая его у гидроксил-иона [c.205]

На рис. 78 потенциальная поверхность изображена только в одной проекции. Действительно, для молекулы с осью симметрии третьего порядка (например, молекулы СНз1) у потенциальной функции должно быть три минимума в плоскости, перпендикулярной оси симметрии. Это показано на контурной диаграмме на рис. 79. Как видно из рисунка, в случае молекулы СНз1 в вырожденном электронном состоянии атом иода при равновесной конфигурации молекулы не будет находиться на оси симметрии скорее всего, будет три эквивалентных равновесных положения, несколько удаленных от оси. При этом потенциальная функция как целое все еще сохраняет симметрию Если минимумы [c.137]

В свободных ионах переходных металлов (т. е. в газообразном состоянии) пять орбиталей -электронов йху, жг) 1/2, х -уг И ) эквивалентны В энергетическом отношении. Однако в ходе комплексообразования, в результате электростатического воздействия лигандов на центральный атом, пять -орбиталей теряют эквивалентность. Вследствие электростатического отталкивания лиганда энергии на орбиталях, направленных к лигандам, будут выше, чем энергии на орбиталях, более отдаленных от отрицательного заряда лигандов. На рис. 6 показано пространственное расположение пяти -орбиталей. Энергия каждой из них зависит от симметрии комплекса (от пространственного расположения лигандов). Например, в октаэдрическом комплексе лиганды находятся на осях х, у и г. Из рис. 6 видно, что только доли орбиталей . .2 у2 и направлены непосредственно к лигандам. Следовательно, энергии на этих орбиталях относительно выше, а на орбиталях ху, жг и уг, расположенных между лигандами, ниже. Если комплекс имеет симметрию правильного октаэдра, т. е. каждый лиганд находится на одинаковом расстоянии от центрального атома, то энергии - и 2 -орбиталей будут одинаковы (такие орбитали идентичного типа обозначают как eg), энергии на остальных орбиталях жу, у2 и х2 также одинаковы (их обозначают как t2g-орбитали). Следовательно, пятикратно вырожденный -уровень свободного иона расщепляется под влиянием кристаллического поля на дважды и трижды вырожденные подуровни. Нарушение октаэдрической симметрии приводит к дальнейшему расщеплению подуровней. [c.47]

Каждая стрелка изображает электрон с определенным направлением спина. Изображенная на рис. 1-1, а схема электронных состояний соответствует двухвалентному атому углерода. Это обозначается так 2а 2р . На самом деле атом углерода четырехвалентен и записывается 1б 2з 2р , т. е. один электрон (рис. 1-1, б) из 25 -состояния переходит в 2р -состояние. Четыре электрона — один в состоянии 2з и три в состоянии 2р — образуют эквивалентные гибридные электронные орбитали SJ . Атомы углерода в зр -состоянии образуют кубическую гранецен-трированную решетку алмаза, состоящую из регулярных тетраэдров. В центре тетраэдра размещается атом углерода, связанный с четырьмя атомами углерода, находящимися в вершинах тетраэдра. [c.18]

В органических соедпнеипях атом углерода имеет электронную конфигурацию Ф2 2рх2ру2р2 и способен пребывать в нескольких валентных состояниях. В насыщенных углеводородах он образует четыре эквивалентные или близкие по параметрам связи, направленные к вершинам правильного тетраэдра, хотя в их образовании участвуют разные по форме и энергии АО (одна 5- и три р-орбитали). Этот факт нашел объяснение на основании предположения о том, что валентные АО атома углерода способны смешиваться и образовывать четыре эквивалентные гибридные орбитали, обеспечивающие наиболее эффективное перекрывание с АО других атомов. Таким образом, в алканах атом углерода находится в состоянии 5/ -гибридизации и имеет тетраэдрическую ршнфигурацию- [c.26]

Основу этого метода заложил Полинг. Сущность его можно понять, рассмотрев мысленно переход газообразной молекулы N301 в кристаллическое состояние. Поскольку натрий и хлор — одновалентные элементы, то можно считать, что и в газообразном, и в кристаллическом состоянии между Ыа и С1 будет существовать только одна нормальная связь. Но в кристалле ЫаС1 КЧ = 6 к каждый атом N3 (или С1) соединен с 6 партнерами. Полинг предположил, что ири переходе от молекулы к кристаллу наряду с одной нормальной связью Na—С1 возникает чисто электростатическое взаимодействие иона Ыа+ с 5С1 . Но так как все атомы натрия и хлора в координационном многограннике ЫаС1 эквивалентны, то нормальная химическая связь должна осциллировать (Полинг говорил резонировать) между всеми 6 положениями, т. е. облако валентных электронов должно быть равномерно размазано между 6 атомами Ыа или С1. [c.109]

В карбонат-ионе, имеющем форму плоского треугольника, атом С находится в зр -гибридизованном состоянии, а орбиталь Рг образует я-орбиталь. С другой стороны, три эквивалентных атома О также 8р -гибридизованы, а их орбитали р представляют собой п-орбитали (в ряде приближенных методов полагают, что атом О зр-гибридизоваи, но при этом не возникает различий участвующих в связи орбиталей). Атомы С и О в валентных состояниях образуют показанные на рис. 4.1 молекулярные орбитали, и а-орбитали расщепляются на трехкратно вырожденные связывающую и разрыхляющую орбитали. Однократное связывание атомов за сче я-орбита-лей приводит к образованию четырех молекулярных орбиталей, две из которых вырожденны. 24 атомных валентных электрона заселяют орбитали, начиная с нижней, и одна молекулярная я-орбиталь и разрыхляющая а-орбиталь оказываются вакант ными (карбонат-ион диамагнитен, и все электроны спарены). [c.158]

Не всегда, однако, валентные состояния атома определяются так просто, как в рассмотренных выше случаях. При образовании химического соединения обычно происходит перестройка электронной оболочки атома, поэтому валентное состояние атома в химическом соединении отличается от состояния изолированного атома. Рассмотрим в качестве примера атом углерода. Изолированный атом углерода имеет конфигурацию (15) (25)2(2р) , которая соответствует двухвалентному атому. В химических соединениях углерод выступает как четырехвалентный атом. Таковы, например, соединения СН4, ССЦ, С(СИз)4 и многие другие. Четыре валентности, наблюдаемые в этих соединениях, совершенно эквивалентны и направлены от ат0ма углерода под углом 109° 28 друг к другу. [c.633]

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]

Метод эквивалентных остовов оказался также плодотворным для расчета АЕсв при переходе свободный атом —металл [200]. В работе [200] был рассмотрен следующий цикл металл с порядковым номером Z (Z-металл) переводится в атом (Z-атом), у которого удаляется внутренний электрон (Z+). Это последнее состояние на основе метода эквивалентности остовов соотносится с атомом (Z+l)+ с удаленным валентным электроном, который переводится в нейтральный атом (Zi+l). Атомы (Z-fl) конденсируются в (Z-f 1 ) металл, далее (Z+1)-металл растворяется в Z-металле. Примесь атома (Z+1)-металла на основе метода эквивалентных остовов рассматривается как атом в металле, у которого внутренний электрон переведен на уровень Ферми. Схема цикла имеет вид [c.60]

Атом углерода в возбужденном состоянии обладает в поверхностном слое только тремя, электронами, орбиты которых эквивалентны и расположены в трех взаимно перпендикулярных направлениях, — это три р-элек-трона. Что касается четвертого, который является -элек-троном, его орбита сферична . В то же время опыт доказывает, что четыре связи углерода в насыщенных симметричных соединениях (СН4, СС , СВ4, СК4) эквивалентны. Эти два противоречивых факта — эквивалентность четырех связей и неэквивалентность электронных орбит — привели Полинга к созданию теории гибриди- ации. [c.17]

Последний тип гибридизации с использованием только 5- и р-орбиталей можно показать, рассмотрев, как атом углерода соединяется с четырьмя атомами водорода при образовании молекулы метана. Снова необходимо сначала возбудить атом углерода из основного состояния 8 28 2р , в котором число неспаренных электронов недостаточно для образования четырех связей, в валентное состояние 18 28 2рх2ру2рг. Затем четыре орбитали комбинируются и образуют набор из четырех эквивалентных орбиталей, которые называют зр -гибридными. Это показано на рис. 3.22. Эти орбитали направлены к вершинам тетраэдра и, таким образом, СН4 имеет тетраэдрическую конфигурацию. [c.93]

S-, р- или d-электронов, а с участием электхюнов, находящихся в более сложных состояниях, описываемых гибридизованными функциями (см. Атом, Валентность, Химическая связь). Гибридизация сопровождается пз-менением симметрии электронных орбит в атомах, что обусловливает появление т. наз. атомного диполя. Так, четыре симметричные (относительно ядра) электронные орбиты (s, Рх, Ру, Pz атома углерода образуют четыре эквивалентных орбиты sp i, ка1кдая из к-рых не симметрична относительно ядра. Такое же полоткение имеет место у атома углерода в состояниях sp2,sp, а таюке у нек-рых других атомов. Д. м. химич. связи, обусловленный асимметрией атомных орбит, может в нек-рых случаях достигать значительной величины. Различие Д. м. связей С—Н в метане, этилене и ацетилене, атомы углерода в к-рых, соответственно, находятся в состояниях гибридизации sp , sp и sp, обусловлено в значительной мере различием атомных Д. м. [c.566]

Собственные функции уравнения Шредингера, которые различаются только ориентацией в пространстве, как, например, функции р , р Рг или три /-функции йуг, свободного ато-ма, принадлежат естественно одному и тому же собстве ному значению (энергии), так что соответствующий энергетический уровень является в это.м случае вырожденным. Однако, если атом попадает в определенные условия, например во внешнее магнитное поле, или находится в молекуле, эквивалентность всевоз.мож-ных направлений может оказаться цтраченной, а, следовательно, соответствующие состояния электронов могут стать неравноценными. Таким состояниям больше не будет отвечать одно и то же значение энергии. Соответствующий энергетический уровень тогда расщепляется, а вырождение целиком или частично снимается. [c.43]

Смотреть страницы где упоминается термин Состояния атомов с эквивалентными электронами: [c.299] [c.175] [c.21] [c.54] [c.175] [c.47] [c.989] [c.533] [c.385] [c.258] [c.368] [c.325] [c.183] [c.68] [c.68]

Смотреть главы в:

Оптические спектры атомов -> Состояния атомов с эквивалентными электронами

ПОИСК

Смотрите так же термины и статьи:

Состояние атома

Состояния электрона

Эквивалентные атомы

Эквивалентные состояния

Электрон в атомах

Справочник химика 21

Химия и химическая технология