Электроны остов ные

Можно ли применить подобные рассуждения к молекулам Да, можно, причем двояко. Во-первых, из спектроскопии известно, что характеристические частоты электронов в молекулярных системах лежат в видимой и ультрафиолетовой областях спектра, тогда как частоты колебаний ядер — в инфракрасной области, так что (oj / u ) 100 и критерий адиабатичности для молекул выполняется (правда, как мы увидим далее, — не всегда). Во-вторых, слоистое строение электронных оболочек атомов и молекул позволяет разделить электроны на группы в зависимости от скорости их движения, так как периоды движения оптических (валентных) электронов и электронов остова существенно различаются. В настоящее время адиабатическое разделение быстрых и медленных электронов применяется главным образом в теории атомов, и мы о нем в дальнейшем говорить не будем, сосредоточив внимание на адиабатическом разделении электронных и ядерных движений. [c.109]

Таким образом, в приближении замороженного остова ф . и фу — собственные функции одного и того же оператора Фока изолированного остова, т.е. при рассмотрении канонических уравнений Хартри - Фока для изолированного остова виртуальные орбитали (незаселенные электронами остова) дадут орбитали валентного электрона в приближении замороженного остова. [c.279]

В положительных ионах металлов электроны остова сильнее притягиваются ядром, так что энергии связи электронов в оксидах, солях и т. п. выше, чем в нейтральных атомах металлов. В соединениях углерода также наблюдаются, как видно на рис. VII.1, разные линии С 15 в зависимости от окружения атомов углерода (электроотрицательности заместителей). [c.159]

При анализе распределения электрического заряда в первом приближении удобно рассматривать молекулу как систему валентных электронов и не участвующих в образовании молекулярных орбита-лей атомных остовов. С этой точки зрения можно представить молекулу НС1 как систему, состоящую из протона, ls-электрона, остова атома I (ядро и 16 электронов is 2s 2p 3s 3p ) и валентного р-электрона. Остов атома С1 имеет заряд +1, такой же, как и заряд протона. Поэтому центр положительного заряда в молекуле находится посередине линии, соединяющей атомы И и С1. [c.79]

При анализе распределения электрического заряда в первом приближении удобно рассматривать молекулу как систему валентных электронов и не участвующих в образовании молекулярных орбиталей атомных остовов. С этой точки зрения можно представить молекулу H I как систему, состоящую из протона, li -электрона, остова атома С1 (ядро и 16 электронов [c.88]

Энергия диссоциации 1)о(и2)=1,026 эВ намного меньше энергии диссоциации молекулы Нг, а межъядерное расстояние весьма велико 2,672-10 м. Это объясняется наличием в Ыд остова ЛГ-электронов, экранирующего небольшой суммарный заряд ядер от электронов на а25-МО, взаимным, отталкиванием электронов остова и их отталкиванием от электронов связывающей а25-МО. Последнее отталкивательное действие весьма существенно. [c.119]

Общая характеристика элементов. Общую электронную конфигурацию элементов можно записать в форме [Э](п —2)/ (п —, где [Э] —электронная конфигурация благородного газа (электронного остова) а, р, у и б — числа электронов на f-, (1-, 8- и р-подуровнях (a = 0- 14, р = 0- 10, у=0-Ь2, б = 0- 6). [c.66]

Связь электронов остова с ядром [c.104]

Энергия ионизации 2р -электрона атома углерода равна 11,24 эв, а энергия ионизации . -электрона 487,4 эв. Выразить эти величины в ккал/г-атом. Какой из названных электронов относится к числу валентных и какой входит в состав электронов остова [c.55]

Как было отмечено в предыдущих разделах, теория приложима к описанию строения молекул только непереходных элементов, т. е. элементов, не имеющих не полностью заполненные внутренние электронные оболочки. Дело в том, чю наличие таких оболочек, нанример ( -электронов в атомах переходных элементов, приводит к отклонениям от сферической симметрии распределения электронов остова. Это, в свою очередь, ведет к тому, что распределение [c.404]

Как уже отмечалось, теория приложима к описанию строения молекул только непереходных элементов, т. е. элементов, не имеющих неполностью заполненных внутренних электронных оболочек. Дело в том, что наличие таких оболочек, например -электронов, в атомах переходных элементов приводит к отклонениям от сферической симметрии распределения электронов остова. Это, в свою очередь, ведет к тому, что распределение облаков электронных пар в пространстве относительно центрального атома не подчиняется точно соотношению (5.24). Эти отклонения особенно заметны при значительном количестве (6—9) электронов в -оболочках переходных элементов. [c.158]

Другой прием состоит в комбинировании рентгеноструктурного исследования с нейтронографическим. В нейтронографическом исследовании фиксируются непосредственно координаты и константы тепловых колебаний ядер, а следовательно, именно внутренних электронных остовов атомов, колеблющихся вместе с ядрами. [c.182]

Настоящее заселение З -вакансий в нормальных свободных атомах начинается с IV периода Системы (4/-вакансии с VI периода) вакансии Зс1-бент-электронов после 2 = 20 внезапно как бы тонут в электронном остове атома и имеют после этого свои главные зарядовые плотности в глубоких частях атомной оболочки они образуют при этом так называемые внутренние электронные экраны. Эти экраны очень существенны, так как дор-электроны (в особенности при состоянии в) способны своими добавочными внутренними максимумами зарядовой плотности проникать под внутренние экраны там они поддаются действию повышенного эффективного ядерного заряда, недостаточно заэкранированного из-за того, что глубинный экран бент-электронов располол ен все же так, что является внешним по отношению к еще более глубоко проникшему добавочному максимуму з-элект-рона. [c.9]

Поэтому при изучении Системы правильно сперва постараться понять качественную и количественную характеристику строк, после чего уже легче понять и ход свойств в столбцах, так как каждый член столбца будет носить на себе отпечаток не только принадлежности к определенной строке, но и влияние внутреннего электронного остова с его постепенно усложняющимся строением. [c.34]

Значения теплоты гидратации некоторых катионов приведены в табл. 19.3 нетрудно видеть, что эта величина увеличивается по мере возрастания ионного потенциала катионов. Кроме того, обнаруживается, что теплота гидратации катионов с одинаковым ионным потенциалом, но с разным типом электронного остова, может довольно значительно различаться. Так, Сс1 имеет теплоту гидратации на 20 % большую, чем Са , хотя их ионные потенциалы почти одинаковы Вместе [c.346]

ПЕРВЫЙ самый короткий период - нет электронного остова, только ядра и валентные s-электроны. Размеры атомов малы, межэлектронное отталкивание мало или отсутствует. [c.237]

ТРЕТИЙ короткий период также состоит из 8- и р-элементов. В связи с ростом главного квантового числа уменьшается энергия связи внешних электронов с ядром и увеличивается размер внешних атомных орбиталей. Поэтому электроотрицательность элементов третьего периода меньше, чем элементов второго периода. По сравнению со вторым периодом увеличивается размер электронного остова - он включает уже 10 электронов 1з 28 2р (оболочка неона - [Ne]). Образование р -р -связей практически невозможно из-за увеличения остова, поэтому, в частности, все простые вещества от натрия до серы представляют собой не молекулярные вещества, а металлические или атомные кристаллы. При этом внутри каждой группы элементы второго и третьего периодов близки по свойствам, так как их электронные конфигурации аналогичны, они различаются лишь главным квантовым числом. Элементы первых трех периодов Менделеев назвал типическими -в них выражены, как в образцах и в наиболее ясной форме, все виды и свойства, но и со своими особенностями . [c.238]

Появление первых с1-, и особенно /-электронов в электронном остове атомов заметно увеличивает разницу в экранировании пз- и пр-электронов, в результате П8-электроны участвуют в образовании связи труднее, чем пр. Особенно ярко эта разница проявляется на 6з- и бр-электронах. [c.250]

Ввиду малого вклада одноэлектронных возбуждений в величину X можно ожидать, что приближение Хартри —Фока, которое адекватным образом включает эффекты, обусловленные дальним межэлектронным взаимодействием, даст точное распределение заряда для случая, когда молекула находится в основном состоянии [5]. Поскольку основная часть эффекта искажения атомных орбиталей при образовании молекул включена в приближение самосогласованного поля, то можно ожидать, что эффекты поляризации остова (т. е. изменения корреляционной энергии валентных электронов с электронами остова) будут весьма малы, по-видимому, не более 0,1 эв [5]. [c.26]

Корреляционную энергию самих Зр-электронов и их корреляционную энергию с электронами остова ls 2s 2ji 3s можно определить так н е, как это было сделано для 2р-электронов для атомов второго периода, однако при этом получатся менее точные результаты. [c.36]

Здесь, например, г (Is 2s — 2p ) обозначает корреляционную энергию всех п 2р-электронов с электронами остова 2s г 2р ) корреляционную энергию только 2р-электронов и т. д. [c.26]

Lia 6 (Л) (K) (alsY > 0 2 1 1,026 2,672 Диам. Ординарная связь слабая отталкивание электронов остова [c.121]

Элентроны Валентные атомного электроны остова [c.68]

На нем сплошные линии отвечают энергетическим уровням валентных электронов , т. е. дор-электронов оболочки атомов в области ее заселения. Когда достигнуто полное заселение данного подуровня—например, в случае М 35 — и ь ачинает заполняться подуровень Зр, орбитальная линия 35 делается уже субвалентной , т. е. лежит глубже валентной линии ряда А1 — Аг. Субвалентная линия, характеризующая наружный слой электронного остова атомов, изображена прерывистыми черточками после Аг и линия Зр также становится субвалентной. [c.43]

Энергии электронных остовов в атомах Mn V и Mn s, которые обычно лишь упрощенно принимаются одинаковыми в обоих указанных состояниях, т. е. не изменяющимися при замене 45-электрона на 3 -элeктpoн. В остов при этом включают электроны s 2s p 3s p между тем известно, что в атоме Мп электроны 3s и Зр расположены своими точками г акс очень близко к точке 3d и притом лишь слегка выше ее, так как после ванадия уже произошло пересечение орбитальных линий, т. е. инверсия нормального порядка радиусов s, р и такое положение влечет за собой взаимодействие не принадлежащих остову электронов 3d с электронами остова 3s и Зр. Поэтому сама граница между валентным слоем и остовом, который обычно предполагается действующим как неизменное целое, делается расплывчатой и появляется обоснованное желание считать условно за остов только конфигурацию ls 2s p . В самом деле, при замене одного из далеко лежащих валентных 45-электронов на шестой электрон в состоянии 3d, практически перекрывающий своим облаком облака 3s и Зр, трудно представить себе остов [c.84]

Энергия отталкивания валентных 45- и Зс(-электронов от электронного остова, увеличенная из-за близости верхнего слоя остова (35 р ) к кайносимметричным электронам Зй. Разность этих вкладов при замене 45 наЗс эн-дотермична и немного меньше по своему численному значению, чем упомянутый во втором пункте экзотермический вклад энергии. [c.85]

Выбор эмпирич. параметров основан на обобщении опыта неэмпирич. расчетов, учете хим. представлений о строении молекул и феноменологич. закономерностей. В частности, эти параметры необходимы для аппроксимации влияния внутр. электронов на валентные, для задания эффективных потенциалов, создаваемых электронами остова, и т. п. Использование эксперим. данных для калибровки эмпирич. параметров позволяет устранить ошибки, обусловленные упомянутыми выше упрощениями, однако лишь для тех классов молекул, представители к-рых служат опорными молекулами, и лишь для тех свойств, по к-рым параметры определялись. [c.64]

Закономерности, установленные в рамках простого X. м., искажаются при более полном учете всех взаимод. в молекуле. Однако обычно влияние множества разнородных дополнит, факгоров (напр., а-электронов остова, заместителей, меж-элсктронного отталкивания и т. п.) качественно не меняегг орбитальную картину электронного распределения. Поэтому X. м. часто используют для моделирования сложных механизмов р-ций с участ ием орг. соединений. [c.326]

Теория Хюккеля объясняет устойчивость ароматического секстета. Что же предсказывает она относительно восьми я-электронов в циклооктатетраене Подход к проблеме сохраняется прежним предполагается, что восьмичленный цикл является плоским, и восемь я-электронов рассматриваются независимо от ст-электронов остова. Энергетические уровни восьми образующихся молекулярных орбиталей располагаются так, как это показано на рис. 2.4.3. Три орбитали являются связывающими, три — разрыхляющими, а две — несвязывающими, т. е. они имеют ту же энергию, что и первоначальные атомные орбитали. Шесть электронов могут разместиться на связывающих орбиталях, но два электрона должны находиться на несвязывающих орбиталях. В соответствии с правилом Гунда, электроны на несвязывающих орбиталях должны размещаться поодиночке и иметь параллельные спины таким образом, плоский циклооктатетраен должен представлять собой триплетный бирадикал. Теория Хюккеля обнаруживает, таким образом, глубокое различие между электронными конфигурациями шести- и восьми-я-электронной систем и поддерживает концепцию ароматического секстета. Однако теория предсказывает, что плоский циклооктатетраен будет устойчивее на 1,66Р по сравнению с соединением с четырьмя изолированными двойными связями, что [c.288]

Структуры растворов типовых связок. Растворы щелочных силикатов и алюмосиликатов содержат полимерные анионы, и гетероцепи стабилизируются благодаря нело-кализованным л-связям, возникающим при участии свободных орбиталей атома кремния и неподеленных электронных пар мос-тикового атома кислорода. Сравнительно большое значение валентного угла 51—О—51 также свидетельствует о склонности атома кремния образовывать гетероцепные полимеры. В образовании полимерных цепей наряду с тетраэдром 5104 принимают участие тетраэдры АЮ4. Алюминий среди р-элементов занимает особое место. Ион алюминия связывает воду с образованием гидратной оболочки с разветвленной сетью прочных воДЬродных связей, что можно объяснить малой поляризуемостью электронного остова 2р . Алюминий способен входить в состав поликрем-ниевых кислот и образовывать гетерополимерные соединения. [c.25]

Критерием прогнозирования связок. могут быть также особенности комплексообразования в растворе, в частности характер связи в комплексе и его устойчивость [107]. р-Элементы третьей группы присоединяют воду с образованием до норно-акцепторной связи, сильнее ее поляризуют и легко образуют ассоциаты с участием водородных связей. Особое место среди р-элементов занимает алюминий. Ион алюминия прочно связывает воду, что можно объяснить его малым радиусом и малой поляризуемостью электронного остова 2р , На основе солей алюминия разработан ряд связок. Чем больше вклад ковалентной составляющей в энергию связи, тем более устойчивы полиоксиионы. Так, гидролити- [c.69]

Таким образом, в органических соединениях выделяют два типа связей — о- и л-связи, и говорят об а-электрониом остове, на котором образуются л-связи и л-электронные сопряженные системы. Это является некоторым приближением, но очень полезным для органической химии. [c.37]

Как видно из изложенного выше, предположение о решающей роли электронной заселенности ст-связи А—Н и потенциала ионизации ВН в определении свойств комплекса ВАН---ВВ позволяет предсказать направление и сравнительную степень влияния комплексообразования на величины ДЛ ж К с, изменением состава и электронного строения молекул. Установленные закономерности оказываются широкоприменимыми для различных Л ж К ъ рядах комплексов, различающихся атомами В или А, имеющих водородные связи п- и л-типов, к меж- и внутримолекулярным Н-связям. Нарушение этих закономерностей возможно, например, в случае наложения па специфическое взаимодействие молекул ВАН и ВВ в комплексе заметного эффекта кулоновского их взаимодействия отталкивания электронных остовов атомов А и В, притяжения диноль-дипольного или ион-ионного. Так, наложением эффекта отталкивания электронных остовов В и А можно объяснить неподчинение зависимости (9) значений I ДЛ I в рядах комплексов, различающихся лишь атомами В пятой и шестой групп периодической системы. Наложением диноль-дипольного взаимодействия в ряду комплексов СвН ОН- -N=0. объясняется почти линейная связь значений Дг(ОН) ) с ди-нольным моментом лВВ, а не с /вк - Нарушение зависимости от /вв при том же В может быть связано с наложением заметного различия в форме орбитали п-электронов В. Примером этого может служить соотношение протоноакцепторной способности таких ВВ, как Н2О и Н2СО. [c.61]

Как видно из изложенного выше, предположение о решающей роли электронной заселенности ст-связи А—Н и потенциала ионизации BR в определении свойств комплекса RAH---BR позволяет предсказать направление и сравнительную степень влияния комплексообразования на величины АА ш К с изменением состава и электронного строения молекул. Установленные закономерности оказываются широкоприменимыми для различных А Vi К ъ рядах комплексов, различающихся атомами В или А, имеющих водородные связи п- и п-типов, к меж- и внутримолекулярным Н-связям. Нарушение этих закономерностей возможно, например, в случае наложения на специфическое взаимодействие молекул RAH и BR в комплексе заметного эффекта кулоновского их взаимодействия отталкивания электронных остовов атомов А и В, притяжения диноль-дипольного или ион-ионного. Так, наложением эффекта отталкивания электронных остовов В и А можно объяснить неподчинение зависимости (9) значений [c.61]

Здесь, нанример, е (15 25 — 2р") обозначает корреляционную энергию всех п 2р-электронов с электронами остова 15 25 е (2р ) — корреляционную энергию только 2р-э гектронов и т. д. [c.26]

Предварительное замечание. Формулы электронного строения оболочек атомов построены по энергетическому признаку. Однако не следует полагать, что эти формулы пространственно отображают какие-то стационарные системы в атоме все бурлит под непрерывным воздействием центробежных и центростремительных сил в их единстве и противоположности. Особенно это проявляется в отношении валентных электронов. Например, в атоме калия (К, 2 = 19) валентный электрон 4s то втягивается ядром и электрон на мгновение внедряется в атомный остов калия (пеиетрация), то дружным действием одноименно заряженных электронов остова выбрасывается из последнего. Получается, что 4s -элeктpoн как бы описывает по периферии атома замкнутую своеобразную синусоиду. Ни у ядра, ни у атома в целом четких границ нет. [c.514]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология