Квантовые чис Электронные орбитали в атоме

Рассмотрим систему из двух электронов, например атом Не. Какая волновая функция задает его состояние Для одного электрона в центральном поле ядра состояние задается атомной спин-орбиталью ф, характеризуемой набором четырех квантовых чисел и зависящей от трех пространственных координат и одной спиновой [c.40]

В невозбужденном состоянии атом обладает наименьшей энергией, у него заполнены электронами наиболее близкие к ядру орбитали, каждой из которых соответствует определенный уровень энергии. Орбитали, занимаемые электронами в атоме, по мере удаления от ядра соответственно обозначают буквами К, Ь, М -ц т. д. В соответствии с законами квантовой механики при заполнении электронных орбиталей -/(-оболочка содержит два электрона, -оболочка — восемь, Л1-оболочка — восемнадцать и т. д. [c.7]

В методе МО молекула рассматривается с той же точки зрения, что и атом. Предполагается, что электроны в молекуле находятся на молекулярных орбиталях, охватывающих все ядра в молекуле. В отличие от атомной орбитали (АО), МО является многоцентровой орбиталью. Для построения волновой функции молекулы все ее электроны распределяют по молекулярным орбиталям с наименьшей энергией, учитывая ограничения, налагаемые принципом Паули. Со1 ласно этому принципу на орбитали не может находиться два электрона, у которых все четыре квантовых числа были бы одинаковые. Поэтому на одной МО может находиться только два электрона, различающиеся спиновыми квантовыми числами. [c.24]

Пентагалогениды азота не известны в этих соединениях атом азота должен был бы образовывать пять связей. Энергия, необходимая для распаривания 2з -электронной пары и перевода одного электрона на орбиталь с более высоким главным квантовым числом (п=3), слишком высока и не может быть получена за счет прохождения химической реакции. Поэтому для азота максимальное число ковалентных связей — четыре. [c.537]

Расчеты показали, что хотя ССП АО и отличаются от орбиталей атома водорода, но они характеризуются такими же квантовыми числами и сохраняют характер распределения электронной плотности, присущий атому водорода. В отличие от атома водорода энергия многоэлектронного атома зависит не только от главного квантового числа п, но и от побочного числа I. Уровень энергии с данным п расщепляется на подуровни, определяемые квантовым числом /. [c.23]

Состояние электронов в атоме иногда записывают сокраш,енно путем перечисления символов орбиталей в порядке возрастания главного квантового числа и указания с помощью правого верхнего индекса количества электронов в данном орбитальном состоянии. Например, 1з 2з В 15 2з 2р. Такую запись называют электронной конфигурацией элемента. Часто подобные записи сокращают, включая электронную конфигурацию предшествующего рассматриваемому элементу инертного газа, которая записывается в виде его символа, заключенного в квадратные скобки Ь1[Не]25 ВШе]2з 2р. Следует отметить, что две формы представления электронных состояний атомов — энергетические диаграммы и электронные конфигурации — неэквивалентны. Энергетическая диаграмма дает более детальную информацию, чем электронная конфигурация. Так, уже при переходе к следующему элементу — углероду, атом которого имеет 6 электронов, электронной конфигурации основного состояния 5 25 2р могут соответствовать различные электронные состояния, изображаемые энергетическими диаграммами [c.41]

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]

Особенности химии фтора. Как и в других группах системы, химия типических элементов — фтора и хлора — имеет целый ряд особенностей. Наиболее ярко это проявляется у фтора. Специфика поведения фтора по сравнению с другими галогенами связана не только с наименьшим радиусом, наибольшими потенциалом ионизации и ОЭО атомов фтора. Главное, что определяет особенности химии фтора,— ограниченные валентные возможности и степени окисления фтора. Атом фтора не располагает -орбиталями, а промотирование электронов на орбитали с главным квантовым числом 3 для него энергетически невыгодно. В результате в химии фтора представлены только две степени окисления Ои — 1. Отсюда следует, что фтор только окислитель, а восстановителем быть не может. Поэтому для фтора неизвестны соединения с положительной сте- [c.350]

Общая электронная формула этих элементов они вступают в химические реакции после возбуждения атома (s p ) и гибридизации орбиталей ( 7 ). Атом углерода, обладая значительной энергией электронов на внешнем, валентном, уровне, кроме полной гибридизации дает и ее промежуточные формы, что нехарактерно для других элементов IVA-группы. Элементы с большим значением главного квантового числа п = 5 или 6 (Sn, Pb) дают соединения, отвечающие высшей степени окисления, менее устойчивые и обладающие окислительными свойствами. [c.411]

Возмущения в случаях близости к вырождению представляют собой очень распространенное явление, возникающее из-за геометрической (радиальной) близости электронных облаков одного и того же главного квантового числа. Полное вырождение, т. е. равенство энергий, характеризует орбитали атома водорода, для которого характерна независимость энергий от второго квантового числа. Многоэлектронные атомы могут в особых случаях только отдаленно напоминать атом водорода, имея в слое данного квантового числа наборы орбиталей, отличающихся по энергиям, но имеющие недалекие по своему значению /- k (рис. 2—5), а потому и заметно возмущающих друг друга. Чем сложнее эти наборы [c.69]

На самом деле правильна промежуточная точка зрения атом в молекуле , сохраняя свое ядро и ближайшие к нему электроны все же изменен. Это касается особенно заметно внешних валентных электронов, общих для всей молекулы. При этом не только заряд каждого электрона может распространиться диффузно на весь объем молекулы, но и все состояние электрона, характеризуемое квантовыми числами, становится смешанным электрон оказывается заселяющим не только ту орбиталь, которая упоминается в электронной конфигурации молекул, но и виртуально присутствует в некоей, может быть, иногда и небольшой мере на условно пустых возбужденных позициях. [c.181]

Точное распределение электронов по уровням и подуровням должно учитывать, что поведение электрона в атоме определяется сочетанием квантовых чисел. Квантовые условия уже были разобраны для атома водорода и определены формы орбиталей и электронная плотность для различных случаев возбуждения водородного атома или главного квантового числа п (табл. 10). Перенося эти условия (что является значительным приближением) на строение сложных атом(5в, мы полагаем, что главное квантовое число п совпадает с номером периода, в котором располагается данный элемент. [c.47]

В развитой Льюисом теории считается, что ковалентная связь обусловлена обобществлением электронов атомами, так что каждый атом комплектует стабильный октет электронов При переносе этой идеи в квантовую механику ковалентную связь ассоциировали с перекрыванием двух атомных орбиталей, содержащих каждая по одному электрону, и спариванием спИ нов (одного а и другого р) двух электронов. [c.175]

СПЕКТРОСКОПИЧЕСКАЯ НОМЕНКЛАТУРА. Для краткости вместо того, чтобы говорить, например, атом водорода имеет один электрон на ls-орбитали , говорят водород Is (читается один- -один). Аналогично электронная конфигурация азота сокращенно обозначается ls 2s 2p , показывая, что два электрона находятся на ls-орбитали, два — на 25-орбитали и три — на 2р-орбиталях. Эту сокращенную номенклатуру иногда называют спектроскопической номенклатурой . При таком написании электронной конфигурации элемента орбитали обычно перечисляются в порядке увеличения квантовых чисел п и Z), а не в порядке последовательного заполнения орбиталей- [c.22]

Все орбитали, относящиеся к одному подуровню, в изолированном атоме при обычных условиях обладают одинаковой энергией. Например, электроны на р -, Ру- и р -орбиталях имеют одинаковые энергии, поскольку они отличаются только ориентацией, а не формой пространственного распределения. Таким образом, квантовые числа п и / указывают энергию подуровня, а квантовое число т — ориентацию орбитали в пространстве вокруг ядра. В условиях, когда атом взаимодействует с другими атомами или с электрическим полем, пространственное расположение и энергия орбиталей могут изменяться. [c.78]

До сих пор мы рассматривали только атом водорода, где имеется всего один электрон. Было указано, что в самом низком энергетическом состоянии атома водорода электрон находится на первом энергетическом уровне. Этот уровень, характеризуемый значением главного квантового числа п = 1, состоит всего из одного подуровня, и ему соответствует только одна орбиталь. При возбуждении атома электрон переходит на один из более высоких энергетических уровней и может оказаться при этом на орбитали иного типа, имеющей одну из нескольких ориентаций в пространстве. Каждая из таких орбиталей характеризуется определенной комбинацией квантовых чисел п, I тл т. [c.79]

Точный расчет волновых функций многоэлектронных атомов становится затруднительным вследствие большого числа электрон-электрон-ных отталкиваний, которыми мы до сих пор для простоты пренебрегали. В 1927 г. Хартри для разрешения этой проблемы при расчете волновых функций атомов предложил метод, который теперь известен как метод самосогласованного поля (ССП) и который позднее был видоизменен Фоком с учетом принципа Паули. В этом методе предполагается, что каждый электрон движется в сферически-симметричном потенциальном поле, создаваемом ядром и усредненными полями всех других электронов, за исключением рассматриваемого. Расчет начинают с приближенных волновых функций для всех электронов, кроме одного. Определяют средний потенциал, который обусловлен другими электронами, а затем решают уравнение Шредингера для этого одного электрона, используя средний потенциал, обусловленный другими электронами и ядром. С полученной волновой функцией проводят более точный расчет среднего поля и затем из уравнения Шредингера определяют приближенную волновую функцию для второго электрона. Этот процесс продолжают до тех пор, пока набор вычисленных волновых функций будет незначительно отличаться от предыдущего набора. Тогда говорят, что данный набор волновых функций самосогласован. Для расчета волновых функций многоэлектронного атома требуются трудоемкие вычисления. Обсчет какого-либо конкретного атома методом самосогласованного поля дает ряд атомных орбиталей, каждая из которых характеризуется четырьмя квантовыми числами и характеристической энергией. В противоположность атому водорода в этом случае орбитальные энергии зависят как от главного квантового числа п, так и от орбитального квантового числа I. [c.396]

Третьим принципом является правило Хунда, согласно которому электроны заполняют орбитали так, чтобы суммарный спин всех электронов был максимальным. Это правило лучше всего иллюстрировать с помощью модели квантовых ячеек, которые изображают соответствующие орбитали в виде квадратов, в которых спины электронов отмечены стрелками, направленными в противоположные стороны, а расположение квадратов по высоте соответствует энергетическим уровням орбиталей. Например, атом азота может быть изображен следующим образом [c.104]

Атом хлора обладает большим числом электронов, чем атом фтора, большим радиусом и вакантными d-орбиталями. Все эти особенности накладывают определенный отпечаток на химию хлора, хотя в общем сходство между хлором н фтором выражено более отчетливо, чем между хлором и бромом. Как и у других галогенов, молекула хлора состоит из двух атомов. Для возбуждения атома хлора и перевода одного из р-электронов в d-состояние с тем же главным квантовым числом 3 Зр —>-Зр М нужна энергия в 860,9 кДж/моль. Таким образом, в отличие от фтора атом хлора может действовать как атом с тремя неспаренными электронами. В таком состоянии атом хлора находится, например, в ковалентном соединении с фтором IF3. [c.195]

Особенности азота. У атома азота на один электрон больше, чем у атома углерода согласно правилу Гунда этот электрон занимает последнюю вакантную 2р-орбиталь. Атом азота в невозбужденном состоянии характеризуется тремя вырожденными 2 -элект-ронами при наличии двух спаренных электронов 25-орбитали. Три неспаренных электрона на 2/7-орбитали ответственны прежде всего за трехковалентность азота. Именно поэтому характеристическим летучим водородным соединением азота является аммиак, в котором атом азота образует три ковалентные связи по обменному механизму с тремя атомами водорода. У азота нет возможности промотирования электронов с переходом в возбужденное состояние, так как ближайшие орбитали при п=3 (3s-, Зр- и Sii-оболочки) слишком высоки по энергии. Затраты энергии на промотирование с изменением главного квантового числа значительно больше, чем выигрыш в энергии за счет образования дополнительных связей. Поэтому максимальная валентность азота равна четырем. При этом три ковалентные связи могут быть образованы по обменному механизму, а одна — по донорно-акцепторному. Однако азот в состоянии однозарядного катиона N+ может образовать все четыре связи по обменному механизму. Азот проявляет разнообразие степеней окисления —3, —2, —1, О, +1, - -2, -ЬЗ, - -4 и +5. Наиболее часто встречаются производные от степеней окисления —3, +5 и +3. [c.246]

Представим себе центральный атом, обладающий суммарным зарядом и электронными орбиталями, которые мы можем характеризовать определенными энергетическими уровнями. Например, у иопов переходных металлов имеются -орбитали, содержащие пять вырожденных подуровней, т. е. уровней с одинаковой энергией. Под влиянием электростатического или кристаллического поля лигандов эти уровни изменяют свое положение. Происходит своего рода поляризация орбиталей, и их энергетические уровни приобретают новое положение в соответствии с их квантово-механическими свойствами. Это новое положение находится в прямой зависимости от структуры комплекса — октаэдрической, тетраэдрической, плоской, — т. е. от симметрии поля лигандов. Например, под влиянием октаэдрического поля наблюдается расщепление пяти -подуровней атомов переходных металлов на два подуровня с более высокой энергией, чем [c.146]

В самом деле, что заставляет теоретиков, занимающихся изучением строения молекул, немало сил тратить на обсуждение проблем локализации молекулярных орбиталей, выбора оптимального анализа заселенностей и т. д. Ведь в принципе расчет можно провести, используя делокализованные (канонические) молекулярные орбитали, или х<е ограничиться одноцентровым базисом, в результате чего при стандартном анализе заселенностей вся электронная плотность окажется отнесенной к одному атому молекулы. Однако в обоих случаях результаты расчетов не удается интерпретировать в рамках традиционных химических представлений, т. е. в терминах химических связей, неподеленных электронных пар и т. д. И дело не только в необходимости учета старых, давно известных фактов типа аддитивности и трансферабель-ности многих молекулярных свойств, дело еще в стремлении согласовать квантовомеханическое описание с определенным исторически сложившимся стилем химического мышления. Но мы слишком забежали вперед, вернемся к нашей теме и посмотрим, как в квантовой химии рождается понятие молекулярной структуры. [c.106]

Наиболее характерной степенью окисления для хлора, брома и йода также является (1 ). однако вследствие свободных =орбиталей на внешней орбите они могут проявлять в отличие от фтора и другие степени окисления. Например, электронную конфигурацию хлора см. на етр. 379. Стрелками показаны возможные распаривания электронов в различных возбужденных со- стояниях хлора. Такое распаривание возможно потому,1 что атом хлора имеет свободные квантовые ячейки на Зй- подуровне. При частичном или полном распарива- НИИ электронов хлор может проявлять переменную сте- пень окисления I, 3, 5, 7. Аналогичные степени окисле-j ния могут проявлять в своих соединениях бром и йод., ij [c.264]

Таким образом, и вещества с дефицитом валентных электронов, по существу, выходят за границы применимости МВС. Факты, не объяснимые существующими теориями, — писал А. М. Бутлеров, — наиболее дороги для науки, от их разработки следует по преимуществу ожидать ее развития в ближайшем будущем . Другой метод квантовой химии — метод молекулярных орбиталей (ММО) — объясняет химическую связь в ковалентных веществах, а также в соединениях с избытком и с дефицитом валентных электронов, 36. Понятие о методе молекулярных орбиталей. Бо. 1ее универсальным квантовохнми-ческим методом описания химической связи служит метод молекулярных орбиталей (ММО), развитый в трудах Леннарда-Джонса, Г унда и особенно Малликена В этом методе состояние электронов в многоатомной системе описывается молекулярными орбиталями (МО), подобно тому как электроны в атомах характеризуются атомными орбиталями (АО). При этом и АО и МО представляют собой одноэлектронные волновые функции атома или молекулы соответственно. Разница заключается в том, что АО — одноцентро-Бые, а МО—многоцентровые орбитали. Итак, ММО — квантовохимический метод описания химической связи, рассматривающий молекулу и другие многоатомные системы, как многоядерный атом , в котором электроны заселяются по молекулярным орбиталям. [c.120]

При заполнении электронных слоев и оболочек атомы подчиняются 1) принципу наименьшей энергии, согласно которому электроны сначала заполняют вакантные орбитали с минимальной энергией 2) принципу Паули 3) правилу Гунда — на вырожденных орбиталях суммарное спиновое число электронов должно быть максимальным. В квантовых ячейках с одинаковой энергией заселение электронами происходит так, чтобы атом имел наибольшее число неспаренных электронов. Это отвечает нормальному состоянию атома (минимум энергии). Рассмотрим связь между электронным строением атомов и положением элементов в короткой 8-клеточной Периодической сис ме (см. форзац). У каждого следующего элемента Периодической системы по сравнению с предыдущим на один электрон больше. Наиболее прост первый период системы, состоящий лишь из двух элементов. У водорода единственный электрон заселяет наинизшую по энергии орбиталь 1 , а у гелия на этой орбитали два электрона с антипарал-лельными спинами. Гелием заканчивается первый период системы и исчерпаны все вариации квантовых чисел при п = I. Таким образом, у атома гелия полностью формируется наиболее близкий к ядру А -слой. [c.40]

Понятие о методе молекулярных орбиталей. Более универсальным квантово-химическим методом описания химической связи является метод молекулярных орбиталей (ММО), развитый в трудах Леннарда—Джонса, Гунда и особенно Малликена. В этом методе состояние электронов в многоатомной системе описывается молекулярными орбиталялт (МО), подобно тому, как электроны в атомах характеризуются атомными орбиталями (АО). При этом и. АО и МО представляют собой одноэлектронные волновые функции атома или молекулы соответственно. Разница заключается в том, что АО — одноцентровые, а МО — многоцентровые орбитали. Итак, ММО — квантово-химический метод описания химической связи, рассматривающий молекулу и любую многоатомную систему как многоядерный атом , в котором электроны заселяются по молекулярным орбиталям. [c.88]

Следующим атомом, который мы построим, будет атом лития (2=3). Первые два электрона занимают 15-орбпталь, еще более притянутую к ядру его зарядом Зе, Однако третий электрон не. может присоединиться к первым двум, поскольку существует еще один важный принцип квантовой теории, который запрещает занимать какую-либо орбиталь более чем двум электронам. Этот принцип называется принципом исключения Паули. [c.486]

Предположите, что атом имеег а) два, б) три и п) четыре электрона на различных орбиталях. Какие зпамення квантового числа полного спина 5 может приии. 1а1Ь атом Какова должна быть мультиплетность в каждом случае [c.507]

Наличие большого числа фундаментальных постоянных в формуле (3.41) для орбитальной энергии делает такого рода выражения весьма неудобными. Кроме того, ясно, что техника решения уравнения Шрёдингера никак не связана с конкретными значениями этих величин так, если бы заряд электрона оказался несколько иным, то это не потребовало бы повторения заново всех расчетов атомных орбиталей. Поэтому в квантовой механике молекул приняты единицы, упрощающие вид соответствующих уравнений. Эти единицы называют атомными единицами (ат. ед.). Они определяются таким образом, чтобы [c.48]

Базир тощийся на квантовой механике подход к рассмотрению X. с, позволил объяснить многие теоретич. положения классич. и электронных моделей X. с. и понять эксперим. данные, не укладывающиеся в эти модели. Так, для атомов s-и р-элементов установление возможности образования не более четырех валентных связывающих мол. орбиталей привело к пониманию октетной теории Льюиса - Косселя. Структурная теотия Гиллеспи получила объяснение в рамках метода мол. орбиталей. Образование комплексных соед., у к-рых центральный атом образует большее число связей, чем то допустимо формальными правилами классич. теории валентности, стало понятным с развитием кристаллического поля теории и поля лигандов теории. Количеств, результаты, позволяющие характеризовать отдельные X. с., получают с помощью квантовохим. расчетов (см. Незмпирические методы, Полуэмпирические методы) и экспериментально, напр, при изучении распределения электронной плотности в мол. кристаллах рентгенографич. методами. [c.236]

Итак, три квантовых числа - главное, орбитальное и магнитное - позволяют задать атомную орбиталь (например, 1з, 2р или 3(1 у) и достаточно подробно охарактеризовать одноэлектронный атом мы точно знаем энергию электрона и можем качественно описать электронное облако - его форму, ориентацию в присутствии внеимнего поля, число сгущений электронной плотности и число внутренних узловых поверхностей, где плотность сходит к нулю. [c.32]

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]

Атом кремния в нормальном состоянии имеет электронную конфигурацию 1522522р 3523р2, а в возбужденном состоянии — 1522522р 35 3р , т. е. в возбужденном состоянии имеет 4 неспаренных электрона — один на 35- и три на Зр-орбиталях. При образовании связей для атома кремния характерна хр -гибридизация зтих орбиталей с образованием четырех равноценных гибридных 5рЗ-орбиталей, ориентированных в пространстве к четырем вершинам правильного тетраэдра под углом 109°28 друг к другу. Кроме того, следует отметить, что у атома кремния в третьем электронном слое (/2 = 3, максимальное число электронов 2п = 8) остаются вакантными (незанятыми электронами) все Зс -орбитали (пять квантовых ячеек). У атома кислорода энергетические уровни 25- и 2р-орбиталей близки друг к другу, что способствует их гибридизации, причем возможными вариантами для атома кислорода являются зр -, зр - и 5р- гибридизации орбиталей, а в образовании связей могут принимать участие все шесть электронов внещнего (второго) электронного слоя. В этом слое у атома кислорода находятся два неспаренных электрона, которые могут образовывать связь по обменному механизму, и две пары спаренных электронов. Последние могут образовывать связь по донорно-акцептор-ному механизму, однако для этого у атомов-партнеров по связи должны иметься свободные орбитали, способные принимать спаренные электроны атома кислорода. Такими орбиталями у атома кремния могут служить вакантные 3 -орбитали. [c.8]

Атом — наименьшая электронейтральная частица химического элемента, являющаяся носителем епз свойств. Каждому химическому элементу соответствует определенный вид атомов. А. состоит из ядра и электронной оболочки. Масса А. сосредоточена в ядре, которое характеризуется положительным зарядом, численно равным порядковому номеру (атомному номеру). См. Ядро апюшюв. А. в целом электронейтра-лен, поскольку положительный заряд ядра компенсируетт я таким же числом электронов. См. Электрон. Электроны могут занимать в атоме положения, которым отвечают определенные (квантовые) энергетические состояния, называемые энергетическими уровнями. Число энергетических уровней определяется номером периода, в котором находится данный элемент. Число электронов, которые могут заселять данный энергетический уровень, определяется ло формуле N = 2п , щеп — номер уровня, считая от ядра. т.е. главное квантовое число. Согласно квантовой теории невозможно одновременно и абсолютно точно определить энергию и местоположение электрона. Можно лишь говорить о нахождении электрона в определенном объеме пространства, что собственно и представляет собой атомную орбиталь (АО). Электрон заполняет пространство вокруг атомного ядра в форме стоячей волны, которую можно представить как электронное облако. Плотность электронного облака, понимаемого как облако электрического заряда электрона, — электронная плотность, различна и зависит от того, насколько электрон удален от ядра. [c.38]

Наиболее полное понимание природы химической связи оказалось возможным, однако, лишь после создания квантовой механики (работы Н. Бора, Л. де Бройля, Э. Шрёдингера и других). Согласно квантово-меха-ническим представлениям, электроны в атомах находятся на атомных орбиталях. Атомная орбиталь (АО) - понятие, принятое для обозначения наиболее вероятной области нахождения электронов в атоме. В физическом понимании каждая АО представляет собой волновую функцию. Она описывается собственным набором квантовых чисел и для атома водорода может быть выражена математической функцией. Атом каждого элемента обладает орбиталями лишь определенного типа и числа. [c.44]

К практическим применениям указанного общего подхода принадлежит один из квантовохимических методов расчета свойств неорганических комплексных соединений — так называемая теория кристаллического поля, которая основана на следующей модели. Гамильтониан свободного атома, в котором учитываются только электростатические взаимодействия, инвариантен относительно одновременного вращения координат всех электронов. Наличие у гамильтониана симметрии такого типа ведет к вырождению уровней в рамках термов -например, для одного электрона, находящегося в -состоянии, это означает, что его энергетический уровень пятикратно вырожден, т. е. ему соответствуют пять различных -функций. Если атом теперь подвергнется действию лигандов (химически связанных с ним соседних атомов) и возникший при этом комплекс будет иметь симметрию, отвечающую группе С, то исходная сферическая симметрия атома нарушится и вместе с ней изменится исходное вырождение уровней. Квантовые числа I н Мь перестают быть хорошими квантовыми числами, поэтому вместо них следует ввести новые квантовые числа Г и шг, где Г — неприводимое представление группы О, а шг — компонента этого представления, если неприводимое представление Г является многомерным. Мы видели, например, в разд. 6.6 при описании конструирования гибридных орбиталей, что если атом помещен в поле лигандов октаэдрической симметрии (см. рис. 6.4), то его вырожденные -состояния расщепляются на два новых состояния, которые соответствуют неприводимым представлениям Е я Т группы О. Следовательно, исходный пятикратно вырожденный уровень расщепляется на два новых энергетических уровня, один из которых трехкратно вырожден, а другой двукратно вырожден. [c.160]

В качестве примера рассмотрим атом натрия (конфигурация Для оптической спектроскопии наибольший интерес представляют переходы валентного 35-электрона атома натрия. В этом случае побочное квантовое число I может принимать значения О, 1, 2, что отвечает 5-, р- и -орбиталям. Таким образом, состояния атома описываются термами 5, Р и ). Для установления вида мультиплетов, возникающих из этих термов, следует выполнить векторное сложение орбитального момента Ь со спиновым моментом 5 [c.392]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология