Заряд остова

Но это можно рассматривать как абсолютно гипотетический случай. Если даже ионный остов и оказался бы на поверхности, он был бы экранирован электронами проводимости ). Поэтому более подходящим представляется следующий способ описания реальных систем. При подходе атома к поверхности, как показано на рис. 56, электронный уровень Еа в атоме расщепляется и уширяется по мере уменьшения расстояния до поверхности — при условии, что он попадает в зону проводимости металла. Фактически электрон больше уже не локализован у атома, а становится частью единой системы металл плюс адсорбированный атом , в которой электронное равновесие определяется энергией Ферми Ер. В адсорбированном состоянии или вблизи поверхности все уровни атома вплоть до энергии Ферми заняты. Если максимум энергетической зоны атома окажется выше уровня Ферми, то положительный заряд остова не будет полностью скомпенсирован и тогда получится положительный поверхностный слой. [c.213]

НОЙ частью электронов. Наиболее важное значение имеет описание сопряженных систем в я-электронном приближении. При этом в выражении (11.55) 2/ —заряд остова атома I, а бесспиновая матрица плотности р(г) связана с волновыми функциями я-электронов. Таким образом находят я-электронную составляющую полного дипольного момента молекулы. [c.312]

Эта величина характеризует силовое поле остова, отнесенное к единице заряда остова. Тогда неравенство (1) может быть представлено в виде [c.100]

Z — заряд остова, связанный с атомом а, у которого удалены все валентные электроны rav — расстояние между ядром а и электроном V Гцу — расстояние между электронами [,1 и V. Суммирование в формуле (1) проводится по всем валентным электронам. Волновая функция основного состояния определяется как функция, которая минимизирует следующее выражение [c.60]

В (<7а= 2- -Рцм,) Za и Zb —заряды остовов Vab — нормирован-м. [c.68]

Понятие формального заряда имеет следующий смысл. Если у атома заряд остова равен (где е означает заряд электрона) и он окружен к электронами, образующими связи, и р электронами, не участвующими в связях с другими ато- мами, то его формальный заряд равен = . — ( /2) — р. Заряд остова атома определяют как заряд иона, который получился бы при отрыве всех электронов валентной оболочки (т. е. всех электронов, которые в обычных электронных структурах изображают точками). Например, атом кислорода, соединенный с атоМ ом водорода в структуре XXI, имеет Z = 6, й = 6 и р =2. Следовательно, / == 6 — (7г) — 2 = - - 1 для другого атома кислорода в этой структуре = 6 — ( Д) — Ь=—1. [c.32]

Расчет электронной плотности в молекулах анилина, хлорбензола и других соединений требует знания параметров бх и бс-. В табл. 9 приводятся результаты расчета, выполненного при условии, что бх = 1,2 и бс = 0. Эти данные показывают, что величины 92, <7в и 94, соответствующие атомам в орто- и пара-положениях к заместителю, заметно превышают единицу, тогда как 93 и <75 для атомов, находящихся в жета-положении, почти равны единице. Это согласуется с выводами, сделанными ранее на основании метода резонанса (раздел 2-2). Несмотря на то что я-электронная плотность на атоме X ду) очень высока (см. табл. 5), эффективный заряд на этом атоме положительный, а не отрицательный, так как положительный заряд остова для этого атома равен -+2е (например, в анилине). В молекуле этого типа атом X всегда приобретает частичный положительный заряд, величина которого равна сумме отрицательных зарядов, распределенных между атомами ароматических колец. [c.100]

Справедливость этого неравенства очевидно следует из физического смысла рассматриваемых величин описывает взаимодействие между двумя единичными точечными зарядами остовов атомов х и V — взаимодействие между электроном на я-орбите атома (г и единичным точечным зарядом остова атома V — взаимодействие между двумя электронами, находящимися на п-орбитах атомов и V. В указанном ряду среднее расстояние между взаимодействующими зарядами (нормированными к единице) возрастает, что и приводит к неравенству (1.4) [см. также неравенство (5.51). [c.19]

Согласно предположению Льюиса, химическая или, точнее, ковалентная связь ассоциируется с электронной парой, поделенной между двумя ядрами. Позднее выяснилось, что именно электростатическое притяжение этой пары электронов к двум ядрам удерживает их вместе, образуя химическую связь. Заполненные внутренние электронные оболочки и атомное ядро представляют собой сферический атомный остов, который обычно не принимает участия в образовании химической связи. Для атома углерода этот внутренний остов состоит из ядра с зарядом +6 и -оболочки с двумя электронами, поэтому он имеет результирующий заряд +4. Заряд остова возрастает от +1 до +8 при переходе от лития к неону. В случае атома натрия он понижается до+1, потому что теперь остов состоит из ядра с заря-дом-НИ и /С- и -оболочек, которые содержат 10 электронов. [c.12]

Настоящая книга в основном ограничена рассмотрением простых молекул типа АХ , в которых п атомов или групп, называемых лигандами, связаны с центральным атомом А ковалентными связями или связями с преобладающим ковалентным характером. Более сложные молекулы или бесконечные решетки рассматриваются только кратко, так как здесь нет принципиальных различий. Атомы с разными зарядами остова и размерами притягивают электроны [c.15]

Остов лития, как у других металлов, достаточно велик, чтобы валентная оболочка вмещала значительное число электронных пар. Поскольку малый заряд остова (+1) [c.103]

Одна из основных особенностей атомов углерода, азота, кислорода и фтора состоит в том, что они в гораздо большей степени, чем другие элементы, способны образовывать двойные и тройные связи. Это связано с высокой электроотрицательностью, обусловленной большим зарядом остова, а также сильным отталкиванием между электронными парами на валентной оболочке. Вообще двойные и тройные связи образуют только сравнительно электроотрицательные элементы, т. е. такие, как углерод, азот, кислород и фтор, которые могут притягивать и прочно удерживать в области одной связи две или более электронные пары, несмотря на их взаимное отталкивание. Еще одна причина того, почему эти элементы с переполненной валентной оболочкой стремятся к образованию кратных связей, состоит в том, что двойная связь занимает в пространстве меньше места, чем две одинарные связи то же можно сказать об относительных размерах тройной связи и трех одинарных связей. Поэтому образование кратных связей как бы способствует уменьшению взаимодействия между электронными парами. Показательны в этом отношении угольная 0=С(0Н)2 и кремниевая Si(0H)4 кислоты известно также, что карбонильные соединения не полимеризуются, в то время как аналогичные соединения кремния (силиконы) — полимеры с одинарными связями [c.105]

Еще одно удивительное следствие переполненности валентной оболочки атомов азота, кислорода и фтора — аномально низкие энергии связей N—Ы, О—О и Р—Р (табл. 6.1). Казалось бы, что увеличение заряда остова и [c.106]

СВЯЗИ 51—51 к связи С1—С1, а также в ряду связей С—Н, N—Н, 0 Н, р—Н. На самом деле энергии указанных связей резко уменьшаются, что можно объяснить сильным отталкиванием между электронными парами, находящимися на валентных оболочках соседних атомов. Особенно важно наличие одной или более объемистых неподеленных электронных пар, как в случае азота, кислорода и фтора. Взаимодействие между неподеленными парами соседних атомов в первую очередь ответственно за ослабление связей рассматриваемых элементов. Поэтому происходит значительное уменьшение энергии связи при переходе от С—С к N—М, когда у соседних атомов появляются неподеленные пары, и далее, от М—N к О—О, несмотря на возрастающий заряд остова, что также можно приписать появлению уже двух неподеленных пар на каждом из атомов кислорода, сводящему на нет ожидаемое упрочнение химической связи. Наконец, в молекуле фтора отмечается небольшое увеличение прочности связи, так как в данном случае эффект увеличения заряда остова превалирует над эффектом увеличения числа неподеленных пар. [c.107]

Остов атома лития велик по размеру, и валентная оболочка могла бы вмещать большое число электронных пар (согласно модели жестких сфер, оно равно 9), однако малый заряд остова (+1) позволяет ему притягивать на валентную [c.112]

Атомные остовы у этих элементов довольно велики, поэтому они могут в принципе разместить на валентных оболочках большое число электронных пар. Однако, поскольку заряд остова мал, стремление притягивать на валентную оболочку значительную электронную плотность невелико, так что соединения этих элементов можно считать преимущественно ионными. Стереохимия лигандов, расположенных вокруг атомного остова щелочного металла, не зависит от степени ковалентности связей, так как в случае любого щелочного металла неподеленные пары отсутствуют. В бесконечных решетках очень часто обнаруживают тетраэдрическую координацию четырех лигандов, октаэдрическую конфигурацию шести лигандов и кубическую конфигурацию восьми лигандов. Дискретных комплексов, строение которых установлено, известно очень мало.. Согласно спектральным данным, достаточно стабильный комплекс Ыа(ЫНз)4 имеет тетраэдрическую конфигурацию. Все щелочные металлы образуют хелатные комплексы, например, с ацетилацетоном, салициловым альдегидом и диметиловым эфиром этиленгликоля. Координационные числа для этих комплексов, по-видимому, равны 4 или 6, и можно ожидать, что они имеют тетраэдрическую или октаэдрическую конфигурацию. [c.151]

Поскольку N имеет тот же заряд остова, что и О, мы можем в соответствии с вышеизложенным принципом заменить эти два уравнения на (5.9) и (5.10). [c.127]

На этом пути, можно сделать еще один шаг, если, следуя Гольдшмидту [14], ввести удельные константы электросродства, т. е. разделить константы электросродства на заряд остова [c.16]

Угловая зависимость АО не учитывалась из-за необходимости сохранения инвариантности относительно ортогональных преобразований, базиса. Интегралы 7лв также вычислялись точно , причем заряд остова атома В считался точечным [c.70]

Вместе с тем следует не забывать об упрощенности излагаемого здесь приближения метода МО ЛКАО. Имеется ряд опытных данных, необъяснимых в его рамках без учета таких факторов, как отталкивание между электронами. Например, при отрыве электрона с единственной связывающей орбитали молекулы Lij возникает ион LiJ, более прочный, чем молекула OoiLiJ) = 1,63 эВ. В этом случае сильно уменьшается отталкивание между-электронным зарядом 2ст-орбитали (он стал вдвое меньше) и зарядом остова молекулы. Это стабилизирует систему, несмотря на потерю одного связывающего электрона. Аналогично i)o(Wa2) =0,976 эВ> 0 (JVa2) =0,74 эВ. Точный квантовомеханический расчет энергии молекулы L 2 и иона показывает в согласии с опытом, что ион Li физически более стабилен, чем молекула Li . [c.124]

С другой стороны, важно установить поведение орбиталей на больших расстояниях от ядра или системы ядер молекулы. При этом потенциал в фокиане будет складь(ваться из кулоновского потенциала взаимодействия данного электрона с ядрами и из потенциала взаимодействия с остальными N- 1 электронами, локализованными где-то вблизи ядер в том пространстве, которое хоть и часто, но условно принято называть объемом молекулы. Следовательно, при г оо для данного электрона его поведение будет определяться прежде всего суммарным зарядом оставшейся части молекулы (так называемого молекулярного остова), а также в меньшей степени - дипольным моментом и более высокими электрическими моментами остова при выборе начала системы координат, например, в центре заряда остова. Поэтому поведение одноэлектронной волновой функции при г —>00 должно также быть похожим на поведение водородоподобной функции, т.е. представлять собой некоторый полином (из которого при г- 00 существен только старший член), умноженный на экспоненту где параметр должен стремиться к Z/и, причем Z - заряд остова, а я - целое число, имеющее смысл главного квантового числа. Для водородоподобного атома величина 1 = представляет собой (с точностью до множителя, связанного с приведенной массой и примерно равного единице) потенциал ионизации с уровня, отвечаю- [c.292]

Свойства адсорбентов второго типа проявляют, например, некоторые грани непористых кристаллов сульфатов щелочноземельных люталлов [18, 63], а также цеолиты. Выше было отмечено, что отрицательные заряды остова пористых кристаллов цеолитов (рис. 1,2) распределены по многочисленным ионам кислорода. Положительные же заряды сосредоточены в обменных катионах. Электростатическое поле в каналах цеолитов зависит от концентрации тетраэдров [АЮ4] в остове цеолита, от заряда и концентрации обменных катионов, причем главным образом тех катионов, которые расположены у поверхности каналов. Поэтому локальную (внутри повторяющихся секторов в полостях цеолита, см. рис. 1,3) неоднородность электростатического поля вблизи поверхности каналов цеолита можно-снизить, уменьшая концентрацию алюминий-кислородных тетраэдров (например, в случае цеолитов с решеткой фожазита, переходя от цеолитов типа X к цеолитам типа Y, имеющим большее отношение Si/Al, чем у цеолитов типа X). Кроме того, можно уменьшить концентрацию обменных катионов частичным декатионированием, происходящим при замене, например, катиона Na на NH4 или Н3О+ (при длительной промывке водой) и последующем HarpeBannn для удаления NH3 или HjO. Это вызывает, однако, появление на поверхности различных кислотных центров [54]. По отношению к не-специфически адсорбирующимся молекулам группы А декатиониро-ванные цеолиты ведут себя как адсорбенты со значительно более однородной поверхностью, поскольку энергия адсорбции этих молекул на возникающих при декатионировании кислотных центрах при невысоких температурах близка к энергии адсорбции на кислородных центрах остова цеолита [23, 92—96]. [c.23]

Выражения (х 1 4 3 7 I Хц). I Ф М имеют смысл электростатического взаимодействия атомного остова I с электроном, вероятность нахождения которого определяется функцией Хц. локализованной на атоме М. Если задана аналитическая форма функции Хц (например, в виде слейтеровской орбитали), вычисление таких интегралов не составляет большого труда, поскольку они относятся к интегралам двухцентрового типа (координаты функции Хц определены по отношению к ядру атома М, а расположение точечного заряда остова I совпадает с ядром I), Подобно тому как это делается в отношении кулоновских двухэлектронных интегралов, в методе ППДП/1 различие между интегралами рассматриваемого типа в зависимости от характера орбиталей на атоме М не учитывается и для всех случаев вводится усредненное взаимодействие [c.220]

Константа электросродства R — энергия присоединения элактрона, начинающего валентный слой. Она характеризует силовое поле остова. Удельная константа электросродства — величина R, деленная на заряд остова Z. По мнению Горюновой [74], правило (54) удобнее для характеристики возможности образования тетраэдрических полупроводниковых соединений, чем более качественные закономерности Музера и Пирсона. Образование полных и металлических структур выгодно, когда величины R для одного или обоих [c.93]

Поясним на примере, что представляет собой модель атома с сокращенным остовом. Возьмем молекулу Сг, имеющую 12 электронов и находящуюся в состоянии, описываемом термом 41 . Простой расчет по методу ЛКАО-МО [51 показывает, что атомные остовы молекулы образованы четырьмя 18-электронами, движущимися в окрестностях своих ядер. Таким образом, молекулярный остов имеет вид Ка 14.) Кь 15 ). Оставшиеся 8 внешних электронов (молекулярных орбиталей) испытывают влияние остова типа 1х , по крайней мере при удалении в радиальном направлении от мел молекулярной оси причем полон<ительный заряд остова оказывается примерно суммой зарядов двух С +. В модели атома с сокращенным остовом указанные 8 электронов, занимающие МО, довольно размазанные по молекуле, заменяются внешними орбиталями атома с остовом 1х и зарядом ядра, равным полному заряду ядер. Таким атомом является неон. Следователь- [c.95]

Вдоль любого периода слева направо происходит уменьшение размеров атомного остова из-за возрастания заряда ядра, поэтому число электронных пар, способных разместиться на валентной оболочке, уменьшается, что подтверждается данными табл. 2.1. В то же время возрастает сила притяжения электронных пар атомным остовом при увеличении его заряда таким образом, остов стремится окружить себя большим числом электронных пар. Число электронных пар, которое способен удержать данный остов,приблизитель-но равно числу пар, необходимых для компенсации положительного заряда остова. При этом неподеленной паре следует приписывать заряд —2, а связывающей паре— заряд —1 (или несколько меньше —1, если другой элемент сильно электроотрицательный, например фтор). Атом в целом стремится не иметь заряда или быть лишь слабо заряженным в соответствии с принципом электронейтральности, сформулированным Полингом. Металлические элементы в левой [c.102]

Бериллию необходимы две поделенные электронные пары, чтобы нейтрализовать заряд остова. Однако его валентная оболочка легко может вместить 4 и даже 6 электронных пар, поэтому бериллий образует комплексные ионы ВеСГ и ВеР с электроотрицательными лигандами, от которых он приобретает 4 электронные пары. Бор требует [c.104]

Последнее слагаемое в (2.49) — энергия отталкивания атомных остовов 2а — заряд остова атома А, образованного ядром и элек- [c.50]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология