Орбиты в атоме

Первая энергия ионизации для В меньше, чем для Ве, потому что самый внешний электрон бора находится на менее стабильной (энергетически более высокой) орбитали. В атоме углерода. С, на двух из трех 2р-орбиталей находится по одному электрону. В согласии с правилом Гунда, в атоме азота. К, три р-электрона расселены по трем 2р-орбиталям, вместо того чтобы два из них оказались спарены на одной орбитали. Четвертый 2р-электрон в атоме кислорода, О, удерживается менее прочно, чем первые три, из-за отталкивания с другим электроном, спаренным с ним на 2р-ор-битали. Поэтому первая энергия ионизации О сравнительно мала. [c.393]

Как указывалось в предыдущем параграфе, вследствие наличия у электрона волновых свойств представление об электронных слоях, или орбитах, в атоме будет не совсем правильным. Более правильным будет говорить об энергетических уровнях электрона в атоме. [c.49]

В дальнейшем (1916—1925 гг.) Зоммерфельд (Германия) и другие ученые разработали теорию строения многоэлектронных атомов, которая явилась развитием теории Бора. Было предположено, что стационарные орбиты в атомах могут быть не только круговыми, но и эллиптическими и могут различным образом располагаться в пространстве при этом размеры орбит и их расположение в пространстве задавались правилами квантования, представляющими обобщение уравнения (1.13). При помощи этой теории удалось объяснить многие закономерности, характерные для спектров. Однако теория Бора — Зоммерфельда не удовлетворяет современному состоянию науки. Несмотря на то что она объясняет многие особенности спектров, она имеет ряд неустранимых недостатков, которые обусловливают необходимость ее замены более совершенными представлениями. Главные недостатки теории Бора — Зоммерфельда таковы [c.19]

График функции радиального распределения в единицах ао показан на рис. 2-8. Интересно отметить, что хотя электрон имеет конечную вероятность нахождения на большом удалении от ядра, максимум вероятности находится на расстоянии а , что в точности равно вычисленному радиусу первой электронной орбиты в атоме Бора. [c.76]

Атомные орбитали (АО). На основе представлений. о квантовых числах можно уточнить определение электронной орбитали в атоме. Совокупность положений электрона в атоме, характеризуемых определенными значениями квантовых чисел п, I и пц, называют атомной орбиталью (АО). Условно АО обозначают в [c.17]

Чаще всего для качественного описания используется одноэлектронное приближение. Но в отличие от водородоподобного атома, в котором энергия электрона на данной орбитали зависит только от главного квантового числа, учитывают, что в многоэлектронном атоме различаются по энергии орбитали с разными орбитальными квантовыми числами, хотя и с одинаковыми главными. В качестве примера рассмотрим 28- и 2р-орбитали в атоме, где на 15-орбитали находятся два электрона. Очевидно, что действие заряда ядра на электрон, находящийся на втором энергетическом уровне (с п = 2), ослаблено экранирующим действием отрицательно заряженных электронов первого уровня (с п= ). Это экранирующее действие различно по отношению к 5- и р-орбиталям. Анализ распределения электронной радиальной плотности вероятности (см. рис. 4.4 и 4.5) для соответствующих волновых функций показывает, что электрон на 25-орбитали в большей степени проникает под экран ]5-электронов, т. е. взаимодействует (притягивается) с ядром сильнее, чем находящийся на 2р-орбитали, что и означает, что энергия 25-орбитали ниже, чем 2р. [c.60]

Решая систему уравнений (17.2) (17.6), находим скорость электрона на стационарных круговых орбитах в атоме водорода [c.191]

Решая совместно уравнения (17.2) и (17.7), получаем выражение Д.11Я радиуса электронной орбиты в атоме водорода [c.191]

После подстановки значений констант получаем г = 0,529-10- п м, С учетом этого первая стационарная орбита в атоме водорода (п=1) [c.191]

Орбитали в атомах имеют определенную форму, которая характеризуется значением орбитального квантового числа I. Значение I зависит от главного квантового числа I принимает целые значения от О до п — 1. Если п = I, то 1=0-, при п = 2 I имеет два значения О и 1. [c.37]

В отсутствие магнитного или электрического полей энергия водородоподобного атома зависит только от главного квантового числа п. Уравнение (12.76) применимо к Не+, Ы2+, Ве + и другим одноэлектронным атомам. При увеличении 2 орбитали становятся меньше и электроны более сильно связываются с ядром. Ионизация 1 х-орбитали атома водорода составляет 13,6эВ, атома Не+-22-13,6=54,4эВ, атома ЬР+— 32-13,6=122,4 эВ. В общем электронные орбитали в атомах обозначают главным квантовым числом и символом, представляющим значение азимутального квантового числа. Таким образом, говорят об орбиталях 1 5, 2 5, 2 р, 3 5, 3 р, 3 и т. д. [c.385]

Охарактеризуйте строение атомов / -элементов III группы. Каковы электронные конфигурации их внешних энергетических уровней в основном и возбужденном состояниях Какие орбитали в атомах указанных элементов являются валентными Почему эти элементы относятся к семейству р-элементов [c.127]

Какие орбитали в атомах рассматриваемых элементов могут принимать участие в образовании химических связей Какие типы связей характерны для Zn, d и Hg в их соединениях [c.138]

Атом водорода, в котором неспаренный электрон находится на я-орбитали, как и атомы галогенов, кислорода, азота, не называют свободными радикалами, хотя в атомах галогенов неспаренный электрон находится на р-орбитали, в атоме кислорода имеется два неспаренных р-электрона, а в атоме азота - три. Неспаренные электроны могут находиться на с1- и /-орбиталях атомов. Переходные металлы с неспаренными и /-электронами также не принято называть свободными радикалами. [c.213]

Поскольку все внутренние орбитали в атомах заполнены, то переходы внутренних электронов возможны только при условии предварительного образования вакансии вследствие ионизации атома. Такая ионизация происходит под действием внешнего источника рентгеновского излучения (рис. 11.14, г, е) или пучка высокоэнергетических электронов (рис. [c.224]

Локализованные ССП-орбитали в атомах и молекулах [c.94]

ЛОКАЛИЗОВАННЫЕ ССП-ОРБИТАЛИ В АТОМАХ И МОЛЕКУЛАХ 95 [c.95]

Волновая механика доказывает, что в отношении микрочастиц нельзя с достаточной точностью одновременно определить как положение частицы в пространстве (т. е. ее координаты), так н скорость движения частицы. Следовательно, теряется и возможность представить траекторию ее пути. Это важное заключение известно под названием принципа неопределенности (В.Гейзенберг, 1925). Согласно этому принципу, понятие об электронных орбитах в атоме теряет свой физический смысл речь может идти только лишь о чисто статистической вероятности появления движуш,егося электрона в данный момент времени в данной точке внутриатомного пространства. Положение же электрона в последующий люмент может быть определено со сравнительно небольшой степенью вероятности. [c.33]

Расположение электронов по орбитам в атомах нулевой группы (слои в порядке удаления от ядра) [c.195]

Из сказанного следует, что движение электрона не может быть описано с помощью понятия о траектории. В самом деле, чтобы начертить траекторию частицы, надо знать в каждый момент времени ее положение в пространстве (г) и скорость (и) или импульо (p = tnv). Но как раз это в квантовой механике невозможно. С квантовомеханических позидий говорить об электронных орбитах в атомах или молекулах, как это делалось в теории Бора, не имеет никакого смысла. Кстати, сам Бор часто вспоминал, как в 1950-х гг. к нему после лекции подошел студент и спросил Неужели действительно были такие идиоты, которые думали, что электрон вращается по орбите [c.27]

Некоторые сведения о строении атомов. Атомная система, состоящая из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженной оболочки, устойчива лишь в состоянии движения. Движение электронов в электростатическом поле ядра и оболочки описывается в квантовой механике функцией или так называемой волновой функцией. Последняя в случае устойчивого атома зависит только ot пространственных координат, например х, у, г, и может быть найдена в вИде так называемой собственной функции путем рещения некоторого дифференциального уравнения в частных производных (независимого от времени уравнения Шредингера). Обычно существует большое число таких решений, н каладой собственной функции соответствует определенное собственное значение энергии Однако бывает и так, чto одному собственному значению соответствует несколько различных собственных функций. Этот случай называется вырождением. Собственное значение энергии и соответствующая собственная функция каждого электрона определяют его состояние (орбиту) в атоме. Наглядная интерпретация собственных функций, по Борну, заключается в следующем квадрат значения х, у, г), умноженный на элемент объема = йхйуйг в точке х, у, г, т. е. представляет собой критерий ве- [c.47]

Очень слабая намагниченность диамагнитных веществ, противоположная направлению внешнего магнитного поля, объясняется тем, что все электронные орбиты в атомах или молекулах под действием магнитного поля приходят во вращательное движение (пре-дессируют) вокруг направления поля. Исходя из модели прецесси-рующнх электронных орбиталей, диамагнитная восприимчивость атомов хдА, отнесенная на 1 моль вещества, равна [c.190]

Далее, в процессе развития спектральных исследований было установлено, что при действии магнитного или электрического полей на исследуемые вещества спектральные линии расщепляются. Эти факты заставили учитывать взаимодействие магнитных полей электронных орбит в атоме между собой и с внешним магнитным полем. Суть этого взаимодействия состоит в том, что движущийся по замкнутым орбитам элекгрон создает магнитное поле подобно тому, как это имеет место в соленоиде. Это магннтное поле вращающегося электрона характеризуется магнитным моментом /х, взаимодействие которого с внешним полем определяет пространстветюе расположение электронной орбиты в атоме, что связано с изменением энергии электрона. При делении величины магнитного момента электронной орбиты на так называемое гиромагнитное отношение v = e/(2ni ) получают новую характеристику ilv=M , являющуюся проекцией углового момента количества движения М[ на направление внешнего магнитного поля. Поскольку энергия атома может изменяться только квантами. величина принимает лишь строго определенные значения, пропорциональные кванту действия [c.194]

В 1933 г. американский физик Дж. X. Бартлетт младший (род. в 1904 г.) высказал предположение, что протоны и нейтроны в ядре можно отнести к орбиталям (относительно центра масс), напоминающим электронные орбитали в атоме. Такая орбитальная модель ядра достаточно хорошо подходит для небольших магических чисел 2, 8 и 20 гелию-4 ( Не) приписывается конфигурация 1 как для нейтронов, так и для протонов Ю — конфигурация 1зЧр и °Са — конфигурация 15 1р Ы >252. (Главное квантовое число для ядерных орбиталей условно принято равным п = 1, 2, 3,. .. для каждого значения / в отличие от условно принятого главного квантового числа для электронных орбиталей п=1+1, /+2,. ...) Другие магические числа, 28, 50, 82 и 126, были интерпретированы значительно позже (в 1948 г.) на основании усовершенствованной орбитальной модели, так называемой оболочечной модели, разработанной американским физиком Марией Гепперт Майер (1906—1972) и немецким физиком И. Гансом Д. Иенсе-ном (род. в 1907 г.) с сотрудниками. [c.624]

Охарактеризуйте строение атомов d-элементов I группы. Какова электронная конфигурация их предвпешних и внешних энергетических уровней в основном состоянии Какие орбитали в атомах меди, серебра и золота являются валентными [c.140]

Сродство к электрону у атома фтора также меньше, чем у хлора. Фтор является менее электрофильным элементом по сравнению с хлором. Это объясняется кайносимметричностью 2р-электронов атома фтора и связанным с ней эффектом обратного экранирования. Дело в том, что 2р-орбитали в атоме фтора сильнее притянуты к ядру и лежат глубже полностью заполненной электронами некайносимметричной 25-орбитали (рис. 154). Последняя, будучи полностью заселенной, отталкивает присоединяемый атомом фтора электрон, уменьшая электронное сродство и увеличивая ионизационные потенциалы. Все перечисленные выше факты определяют специфические особенности химии фтора. [c.458]

Иаиболое ярко сказанное проявляется па примере галогенов. Так, для атомов С1, Вг и I величины Р связаны обратной, практически линейной, зависимостью от Z, тогда как у Р значение Р резко уменьшается. Б то же время именно Р, как наиболее легкий галоген, казалось бы должен обладать максимальной величиной Р. Сказанное можно объяснить тем, что 2р-орбитали в атомах Б с одним недостаюш,им до полного их завершения электроном лежат глубже полностью заполненных не-кайносимметричными электронами 2х-орбиталей. Последние, будучи завершенными, отталкивают присоединяемы атомом электрон, значительно снинчая величину Р. [c.48]

Прямоугольная молекула является самым крайним членом ряда изогнутых конфигураций, подвергнутых тщательному исследованию. Хотя класс симметрии этой молекулы был бы таким жО как и для любой другой изогнутой конфигурации, строение с углом 90° между С — Н-связями кажется естественным с точки зрения простой теории валентности. В самом деле, связывающие орбиты можно было бы построить из двух 2р-орбит атома углерода, а неподеленную пару электронов поместить на 25-орбиту углерода, причем одна 2р-орбита осталась бы незанятой. Слейтер [3] вычислил, что энергия, требуемая для промотирования электрона с -орбиты на вакантную р-орбиту в атоме углерода, составляет 199 ккал/моль. Поэтому даже нри условии, что метод расчета может допускать некоторую ошибку и что введение двух атомов водорода может слегка изменить величину электрон-электронного отталкивания, все же приходится сделать вывод, что прямоугольный СНг был бы синглетным и что для возбуждения в прямоугольное триплетное состояние потребовалась бы большая энергия. При раннем обсуждении этой проблемы [4, 5] идея, что домини- [c.270]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология