Водород эффективный заряд ядра

Зная экспериментальные значения электрического момента диполя, можно рассчитать полярность связей и эффективные заряды атомов. В простейшем случае двухатомных молекул можно приближенно считать, что центры тяжести зарядов совпадают с ядрами, т. е. I равно межъядерному расстоянию или длине связи. Так, в молекуле НС1 НС1 = 0,127 нм. Если бы хлорид водорода был чисто ионным соединением q равно заряду электрона), то его электрический момент диполя был бы равен [c.85]

Примером гетеронуклеарных двухатомных молекул е ядрами, сильно отличающимися по величине эффективного заряда, могут служить молекулы гидридов. Рассмотрим молекулу НР. Электронные конфигурации атомов Н[151, Р[18 25 2р 1. Энергии 18-А0 (Н) и 2р-А0 (Р) близки, и связывающая а-орбиталь может быть представлена как линейная комбинация 15-орбитали атома водорода и 2р -орбитали атома фтора, имеющих одинаковые свойства симметрии относительно оси молекулы. Упрощая, можно считать, что все электроны фтора, кроме 2р г, сохраняют свой атомный характер 15- и 25-орбитали не комбинируют с 15-орбиталью атома Н вследствие большого отличия от нее по энергии. АО 2р и 2р не комбинируют из-за различия по симметрии относительно оси молекулы. Все эти орбитали становятся [c.83]

Рассмотрим рентгеновское излучение, возникающее при выбивании электрона, имеющего главное квантовое число п= (К-электрон), и переходе на этот уровень электрона с п=2. На первой оболочке (п= 1), как мы обсудим в этой главе несколько дальше, помещаются два электрона. Поэтому эффективный заряд ядра равен 2—1. Энергия водородоподобного иона с зарядом 2, как показывают простые расчеты, увеличивается в 2 раз по сравнению с соответствующим электроном атома водорода. Поэтому при рассматриваемом переходе электрона возникает в соответствии с формулой (ХУ.24) излучение следующей частоты [c.313]

Как 11 в случае молекулярного иона водорода, численные результаты для молекулы водорода можно улучшить, вводя эффективный заряд ядра который играет роль вариационного параметра. Оптимизируя энергию по отношению к при каждом межъядерном расстоянии, мы найдем минимум энергии при расстоянии 1,38 ат. ед., которому соответствует полная энергия —1,128 ат. ед. и энергия диссоциации 0,128 ат. ед. Оптимальное значение при указанном равновесном расстоянии равно 1,197. Вычисленное межъядерное расстояние лишь на [c.214]

Тронами в молекулярную рефракцию, должны составлять три четверти рефракции иона галоида. Вычитание этой величины из молекулярной рефракции должно дать долю обобщенной электронной пары. Эта разность оказывается практически равной нулю. Может возникнуть соблазн интерпретировать это как признак настолько жесткой связи обобщенных электронов, что доля их участия в создании молекулярной рефракции становится ничтожно малой. Однако имеются и такие случаи с еще более жесткими связями, когда приходящаяся на них доля молекулярной рефракции, вычисленная как выше, оказывается отрицательной величиной. Понять это можно только допустив, что связи шести необобщенных электронов также должны становиться более жесткими при присоединении иона водорода. Этот вывод находится также в полном согласии с теорией электронного смещения Льюиса-Лукаса, так как присоединение водородного иона уменьшает экранирующий эффект, что должно увеличивать эффективность заряда ядра, а следовательно, уменьшать поляризуемость необобщенных электронов. [c.486]

Однако этот валентный электрон лития должен занимать 25-орбиталь, средний радиус которой при главном. квантовом числе п = 2 составляет 2,52 А. В то же время в атоме водорода средний радиус ls-орбитали равен 0,76 А. Очевидно, электрон в литии, находясь на такой вытянутой орбитали, связан слабее, хотя эффективный заряд ядра в литии почти такой же, что и в атоме водорода. Это общее правило по мере увеличения заряда атома химическая связь становится менее прочной. [c.95]

Иными словами, атом хлора в большей степени перетягивает к себе валентные электроны, чем атом водорода атом хлора имеет большую склонность заряжаться отрицательно, большую электроотрицательность , чем аюм водорода. Причина большей электроотрица-тельности атома хлора — в большем эффективном заряде ядра. Говоря так, подразумевают, что, несмотря на экранирование положительного ядра отрицательными электронными облаками внутренних оболочек, все же остается большая сила, притягивающая валентные электроны. [c.29]

Связь между атомами разных элементов всегда более или менее полярна, что обусловлено различием размеров и электроотрица-т(льностей атомов. Например, в молекуле хлорида водорода НС1 стязующее электронное облако смещено в сторону более электро-огрицательного атома хлора. Вследствие этого заряд ядра водорода уже не компенсируется, а на атоме хлора электронная плотность становится избыточной по сравнению с зарядом ядра. Иными словами, атом водорода в НС1 поляризован положительно, а атом хлора отрицательно на атоме водорода возникает положительный заряд, на атоме хлора — отрицательный. Этот заряд б, называемый эффективным, можно установить экспериментально. Согласно имеющимся данным эффективный заряд на атоме водорода молекулы H I составляет бн = +0,18, а на атоме хлора 6 i = —0>18 абсолютного за-р 1да электрона. Можно сказать, что связь в молекуле НС1 имеет на 18% ионный характер, т. е. полярна. Ниже приведены значения эффективных зарядов на атомах кислорода в оксидах элементов 3-го периода [c.80]

Во-вторых, наличием в атоме -водорода только одного электрона, потеря которого означает потерю всей электронной оболочки. По разности- между электроотрицательностями Y и Н можно приблизительно оценить (см. рис. 20) эффективный заряд на атоме водорода. В группе О—Н он равен +0,33, а в F—Н достигает 0,5. Большой положительный заряд сви-детельствует о низкой электронной плотности вокруг ядра атома водорода, что позволяет взаимодействующим группам YH сближаться до 0,2 нм и менее, т. е. до расстояний, близких к длинам атомных связей. [c.93]

Связь между атомами разных элементов всегда более или менее полярна, что обусловлено различием электроотрицательностей атомов. Например, в молекуле хлорида водорода НС1 связующее электронное облако смещено в сторону более электроотрицательного атома хлора. Вследствие этого заряд ядра водорода не компенсируется, а в атоме хлора электронная плотность становится избыточной по сравнению с зарядом ядра. Иными словами, атом водорода в НС1 поляризован положительно, а атом хлора отрицательно. На атоме водорода возникает положительный заряд, на атоме хлора — отрицательный. Этот заряд 6, называемый эффективным, можно установить экспериментально. Согласно имеющимся данным эффективный заряд на атоме водорода [c.94]

Основное отличие между атомом водорода и многоэлектронным атомом связано со степенью эффективности экранирования заряда ядра от внешних электронов внутренними электронами. Как показано на рис. 1-12, в атоме натрия Зх-электрон (радиальная часть которого изображена пунктирной линией) обладает значительной вероятностью нахождения вблизи ядра в области внутренних электронов. В этом случае внутренние электроны не экранируют полностью заряд ядра от Зх-электрона. Как видно из графика радиальной части (рис. 1-9), степень проникновения убывает в последовательности 3s>3/7>3d. [c.33]

Экранирование. Энергия электрона в атоме — функция Z lri . Заряд ядра (или порядковый номер) возрастает быстрее, чем главное квантовое число (например, при п = I значения Z равны 1 и 2, при п = 2 Z = 3—10 и т. д.), и можно было бы ожидать, что энергия, необходимая для отрыва электрона от атома, должна непрерывно увеличиваться с возрастанием Z. Однако это не так, что можно видеть из сравнения энергии ионизации водорода (Z = 1) и лития (Z = 3) первая энергия ионизации для Н и Li составляет соответственно 1312 и 520 кДж/моль. Меньшее значение энергии ионизации для лития объясняется двумя причинами. Во-первых, среднее расстояние 25-электрона от ядра больше, чем у 1 s-электрона (см. рис. 2.5). Во-вторых, 25 -электрон атома лития отталкивается от внутренних 1 2-электронов, что облегчает его отрыв. Внутреннее отталкивание можно объяснить также экранированием ядра внутренними электронами, в результате притяжение валентных электронов обусловлено лишь частью общего заряда ядра. Эта часть заряда называется эффективным ядерным зарядом Z, для Li он соответствует интервалу Z = = 1—2 (вместо Z = 3). [c.41]

Несмотря на то что для щелочных металлов заряд Ze больше, чем для атома водорода, эффективный заряд ядра не может сильно отличаться, так как влияние общего положительного заряда - -Ze в значительной мере компенсируется отрицательным зарядом остальных (Z—1) электронов. И действительно, на опыте найдено, что для атомов щелочных металлов W меньше, чем для водорода. Кроме того, для водорода величина W зависит только от главного квантового числа п и не зависит от азимутального квантового числа к. В атомах щелочных металлов внеядерные электроны влияют на орбиту оптического электрона по-разному в зависимости от эксцентр1тситета электронной орбиты. Для вытянутых орбит п/к велико) электрон испытывает более сильное влияние внутренних электронов, чем для круговых орбит (n/k = i) поэтому термы для атомов щелочных металлов в отличие от водород оподобных атомов должны зависеть как от п, так и от к. Вот почему в данном случае при описании спектров следует учитывать большее число термов, а сами спектры, казалось бы, должны содержать больше линий. Однако иа опыте установлена иная картина. Гипотетический спектр, составленный из полного числа возможных комбинаций термов, содержит значительно больше линий, чем спектр, наблюдаемый в действительности. Отсюда становится ясным, что не все мыслимые переходы являются физически возможными и что существует закон, управляющий запретом переходов. [c.123]

Отрицательно заряженные частицы (мюон ц", л", К "-мезоны и др.) при торможении в среде образуют мезоатомы, в к-рых эти частицы играют роль тяжелых электронов. Образуясь первоначально в высоковозбужденных состояниях, мезоатомы в результате каскадных переходов при испускании у-квантов или оже-электронов переходят в основное состояние. Орбиты мезоатомов (их размер обратно пропорционален массе частицы) на 2-3 порядка меньше электронных орбит. При этом эффективный заряд ядра Z уменьшается на единицу, в результате чего мезоатом имеет электронную оболочку ядра Z-1. Т. обр., в принципе могут моделироваться атомы любых элементов, напр, при захвате атомом Ne образуется мезоатом [iF. Уникальны мезоатомы, состоящие из ядра водорода (протон, дейтрон, тритон) и отрицательно заряженной частицы, поскольку они являются нейтральными системами малого размера (напр., радиус мюонного атома водорода равен 2.56-10"" см, а радиус пионного атома водорода-1,94- 10" см) и, подобно нейтронам, проникают внутрь электронных оболочек к ядрам, участвуя в разл. процессах. Так, напр., могут образоваться системы ф и Лц, аналогичные мол. ионам водорода, в к-рых ядра вступают в р-ции холодного ядерного синтеза (dd - Не + п или dt -> Не -(- п) с высвобождением ц, осуществляющего послед, акты синтеза (мюонный катализ). Процессы захвата отрицательно заряженных частиц на мезоатомные орбиты и перехвата их др. атомами обусловлены строением электронной оболочки, что позволяет изучать структуру молекул и хим. р-ции мезоатомов. [c.20]

Эффект экранирования. Для того чтобы объяснить отмеченные выше тенденции и закономерности, логично предположить, что влияние, которое положительный заряд атомного ядра оказывает на электроны внешней оболочки, частично экранируется более глубоко лежащими электронами. Взаимодействие между электронами и атомным ядром является кулоновским, и его энергия пропорциональна заряду ядра и обратно пропорциональна расстоянию между ядром и электронами [E Ze jr). Это расстояние определяется главным и азимутальным квантовыми числами. Так как между орбиталями Н и Не нет разницы, а заряд ядра Не в 2 раза больше, чем ядра Н, то следует ожидать, что у Не энергия взаимодействия между ядром и электронами (выражающаяся в потенциале ионизации 1 ) будет превосходить энергию атома водорода в 2 раза. Однако отношение экспериментальных величин для Не (24,58 эВ) и Н (13,60 эВ) отлично от 2. Когда Не превращается в Не+, то остается еще 1 электрон, и первый потенциал ионизации гелия 1 соответствует взаимодействию между системой [Не + + е ] п электроном е- Таким образом, действие электрона, сохраняющегося в ионе, проявляется в том, что он в некоторой степени ослабляет эффективную величину положительного заряда атомного ядра. Если эффективный заряд ядра выразить в виде 2эфф = (Z — s), то S соответствует доле, приходящейся на экранирование, вызванное остающимися электронами, и ее назы- [c.68]

Радиус, пм — 74, Bi — 96, ковалентный— 152, атомный— 155, ван-дер-ваальсов — 240. Электроотрицательность, эВ 2,02 (по Полингу), 1,67 (по Оллреду), 4,69 (абсолютная). Эффективный заряд ядра 6,30 (по Слейтеру), 13,34 (по Клименте), 16,90 (по Фрезе—Фишеру). В ряду напряжений висмут располагается после водорода. Электрохимические характеристики висмута приведены в табл. 1.6, а характеристики связей висмута с другими элементами— в табл. 1.7. [c.8]

Это представление можно углубить, если принять во внимание спектроскопические данные. Спектры (см. стр. 280 и сл.) показывают, что у атомов каждого элемента этой группы 2 электрона связаны особенно непрочно по сравнению с остальными, и именно на -уровне с теми же главными квантовыми числами, что и у соседних щелочных металлов. При отщеплении только одного электрона спектр оставшегося электрона находится в том же соотношении к спектру атома предшествующего щелочного металла совершенно так же, как спектр однократно ионизированного гелия к спектру атом 1 водорода. Однако в соответствии с более высоким главным квантовым числом связь в данном случае оказывается далеко не такой прочной, как у гелия. Таким рбразом, сильно электроположительный характер элементов главной подгруппы II группы объясняется строением их атомов аналогично тому, как это было сделано для щелочных металлов. Однако из строения атома следует, что электроположительный характер элементов главной подгруппы II группы должен быть в среднем несколько слабев, чем у щелочных металлов. Поэтому у последних на внешней оболочке связь оказывается еще более слабой, чем у элементов главной подгруппы II группы. Справедливость этого положения подтверждается сравнением потенциалов ионизации (табл. 46), полученных из спектроскопических данных, с данными табл. 28 (стр. 180). Связь электронов на внешней оболочке у металлов щелочноземельной группы прочнее, чем у щелочных металлов, так как атомы последних имеют более высокий эффективный заряд ядра (ср. стр. 256 и с л.) [c.268]

Как было сказано выШе, квантовомеханическая задача об атоме водорода имеет точное решение. То же самое относится к так называемым водородоподобным атомам, в которых .аряд (или эффективный заряд) ядра принимается большим, чем единица. В результате решения такой задачи получается набор волновых функций (орбиталей), каждой из которых отвечает определенное значение энергии системы. Эти волновые функции отличаются друг от друга значениями трех постоянных, входящих в них, причем физический смысл имеют только определенные сочетания целочисленных значений этих постоянных, именуемых квантовйми числами и обозначаемых через л, I и т (главное, орбитальное и магнитное квантовые числа). Для квантовых чисел допустимы только следующие значения [c.31]

Дальнейшие улучшения в результатах можно получить при изменениях в согласии с физической интуицией [Зков представляет собой лишь комбинацию волновых функций водорода. Несмотря на то что были внесены поправки в предположение, что на больших расстояниях один электрон не влияет на другой, можно также ожидать, что если они тесно сблизятся, то выражения г )д и 4 в будут во всяком случае количественно отличаться от невозмущенных орбиталей атома водорода. Подобно тому как используют представление волновой функции атома водорода для многоэлектронного атома, но допускают, что электроны в различной степени взаимно экранируют друг друга от заряда ядра, то можно допустить экранирование и в молекуле Н,. Тогда можно сделать это снова, используя для эффективного заряда ядра число Z вместо Z==l. В результате получим кривую в (рис. 3.1). Теперь найдем энергию связи, равную 3,76 эв, которая довольно близка к экспериментальному значению 4,72 эв. Известно и другое уточнение, которое люжно непосредственно сделать, и для рассмотрения его введем понятие резонанса. [c.79]

Ионизационный потенциал зависит от того заряда, который проникает от ядра к данному электрону сквозь слой предшествующих и иазывается эффективным зарядом ядра г.эфф. Его величину можно определить из (VI.2). Для водорода z=l, так как в его атоме на единственный электрон ядро воздействует в полной мере, тогда /н=13,54/я2. Для любого другого элемента вместо z нужно подставлять гзфф, так как в сложных атомах энергия отрыва электро--на зависит не только от главного квантового числа п, но и от орбитального / и электронной конфигурации в целом. Все это и влияет на величину 2эфф. Определив первые ионизационные потенциалы различных элементов (табл. 10) и отношения их к потенциалу ионизации атома Н, можно, в принципе, рассчитать по формуле [c.163]

Вычисления по методу самосогласованного поля Ха-ртри-Фока довольно сложны и громоздки. Кроме того, получаемые при этом атомные орбитали трудно интерпретировать, поскольку их находят в численной, а не в аналитической форме. Поэтому были предложены приближенные атомные функции, заданные в аналитической форме и представляющие собой по сути волновые функции одного электрона в центральном поле ядра с эффективным зарядом ге. Наибольшее распространение нашли функции, предложенные Дж. Слейтером в 1931 г. Они являются, в сущности, видоизмененными АО (атомными орбиталями) атома водорода [см. уравнения (38) и (39) и табл. 1]. Для всех орбиталей Слейтер предложил способ расчета предэкспоненциального множителя и в уравнениях (38) и (39)] и множителя в показателе экспоненты (1/Го и 1/2го в тех же уравнениях). Оба множителя целиком и полностью определяются величиной 2-8, где 5 — постоянная экранирования. Слейтер сформулировал также правила расчета постоянной экранирования для всех электронных структур. Расчеты по методу Слейтера гораздо более просты и наглядны, чем по методу Хартри-Фока, и дают вполне удовлетворительные результаты по крайней мере для орбиталей с главным квантовым числом, равным 1, 2 и 3. [c.98]

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]

Выяснив, таким образом, основные концепции, мы можем легко решить вопрос о том, в какой Д1ере названная статья [22] подкрепляет представление об индукционном механизлге. Для ознакомления сматематическими деталями следует обратиться к оригинальной статье. Суть ее зак-пючается в следующем. Примем, что каждая новая молекула образуется путем замещения водородов в исходной молекуле СНзУ, четыре стандартных момента связей которой могут быть вычислены путем измерения молекулярных дипольных моментов и решения уравнений, основанных на описанной ниже математической модели. Замещение изменяет эффективный заряд ядра центрального углеродного атома, так как новой связи отличается от стандартного мо.мента прежней связи. Это изменение эффективного заряда ядра углерода изменяет парциальные моменты других связей пропорционально их поляризуемостям. Такие вторичные изменения оказывают обратное индукционное влияние на первую связь, изменяя ее величину. Такое прямое и обратное взаимодействие приводит в конце концов к равновесным значениям для всех участвующих в нем моментов связей, причем эти значения [c.91]

В методе Слейтера — Ценера и эффективный заряд ядра / и главное квантовое число п для каждой орбитали рассматриваются как параметры, которые выбирают так, чтобы полная энергия атома была минимальна. Однако для атомов элементов первой половины периодической таблицы п принимает целочисленные значения. Каждая орбиталь имеет такую же угловую часть, как АО водорода [см. уравнение (4.1)], поэтому любую орбиталь можно характеризовать теми же тремя квантовыми числами п, I и т, как и соответствующую орбиталь водорода, и использовать для них те же самые символы. [c.146]

Корреляционная диаграмма молекулярного иона Н показывает, что сближение ядер приводит к уменьшению размеров agls-орбитали, так как показатель экспоненты для ls-орбитали иона Не+ в два раза превосходит соответ-ствуюш ую величину для ls-орбитали атома водорода. Поэтому лучшее приближение к Ogls-орбитали должно получаться, если брать ее в виде линейной комбинации ls-орбиталей. с варьируемым эффективным зарядом ядра [c.217]

Значение I, соответствующее устойчивой молекуле Нг, равно 1,228. В (Б-1) для Z было принято значение, равное единице. При функции Фин-кельштейиа и Горовица электрон сильнее притягивается к ядрам, вследствие чего электронное облако в некоторой степени смещается в область между ядрами. При других межъядерных расстояниях оптимальные значения 2 будут иными. Если межъядерное расстояние равно нулю, мы имеем ион гелия в его основном состоянии, для которого волновая функция является 15-орбитой, соответствующей заряду ядра, равному 2. Очевидно, в этом случае 2 — 2. С другой стороны, если два ядра удалены одно от другого на бесконечное расстояние, волновая функция должна сводиться к функции обычного атома водорода с 1—1. Таким образом, масштабный множитель Z может рассматриваться, как эффективный заряд ядра, значение которого возрастает при уменьшении межъядериого расстояния вследствие электростатического притяжения электрона к ядрам. [c.338]

Для всех гетеронуклеарных молекул можно отметить характерную особенность электронная плотность в них распределена несимметрично относительно обоих ядер. При таком распределении электронной плотности химическую связь называют полярной или точнее полярной ковалентной связью, а молекулы полярными. Среди молекул гидридов у НР особенно заметно несимметричное распределение заряда (рис. 31). Не только несвязывающие молекулярные орбитали 1а , 2а и 1л,1 практически целиком сосредоточены вокруг ядра фтора, но и на связывающей молекулярной о-орбитали электронная плотность благодаря большому различию в эффективных зарядах ядер водорода (1) и фтора (5.20) смещена в сторону последнего. Вследствие этого электрические центры тяжести положительных зарядов ядер и отрицательных зарядов электронов не совпадают, и в молекуле возникает постоянный электрический диполь — система двух равных по величине и противоположных по знаку зарядов +<7 и —д, разде-. ленных расстоянием I, называемым длиной диполя (рис. 32). Взаимодействие молекулы с электрическим полем будет зависеть от величины вектора а — электрического дипольного момента молекулы [c.84]

Примером гетеронуклеарных двухатомных молекул с ядрами, сильно отличающимися по величине эффективного заряда, могут служить молекулы гидридов. Рассмотрим молекулу HF. Электронные конфигурации атомов H[ls], F[l5 2i 2p ]. Потенциалы ионизации ПИ (Н) = = 13,599 эВи ПИ (F) = 17,423 эВ близки, вследствие чего молекулярная ст-орбиталь может быть представлена как линейная комбинация li-орбитали атома водорода и 2р,-орбитали атома фтора, имеющих одинаковые свойства симметрга относительно оси молекулы. Одноэлектронные энергии орбиталей 2i и Ь атома фтора, согласно Слейтеру, равны 40 и 700 эВ соответственно. Поэтому, пренебрегая небольшой гибридизацией за счет 25-орбт али, можно считать, что все электроны фтора, кроме 2р , сохраняют свой атомный характер Is- и 25 Орбитали не комбинируют с li-орбиталью атома Н вследствие большого отличия от нее по энергии, а 2р,- и 2 ,-А0 вследствие отличия от нее по симметрии относительно оси молекулы. Основной вклад в химическую связь в молекуле HF вносит пара электронов на ст-связывающей молекулярной орбитали. Состояние электронов на этой орбитали в приближении МО JII AO описывается волновой функцией [c.131]

Под эффективным зарядом атома понимают суммарный заряд атома, который возникает в непосредственной близости от ядра после образования химической связи. Например, в молекуле НС1 связующее электронное облако смещено в сторону более электроотрицательного атома хлора. В результате на томе хлора возникает отрицательный заряд (6 i=—0,2 заряда элек/гроня), а на атоме водорода равный по величине положительный заряд 6n = -fO,2) эти заряды называют эффективными зарядами атомов в молекулах. Эффективные заряды, как правило, значительно меньше степеней окисления. Так, иапример, в молекуле MgBfj эффективный заряд на магнии равен -1-1,38, а его степень окисления + 2. [c.22]

Еще одна теоретическая модель для описания спектров и потенциалов ионизации атомов щелочных металлов основывается на предположении, что единственный валентный 5-электрон в этих атомах находится на водородо-подобпой орбите вокруг экранированного> ядра (т. е. ядра, заряд которого изменен внутренними электронами) с эффективным зарядом 2 — 5, где 5 — постоянная экранирования . Исходя из потенциала ионизации 5-электрона, вычислите постоянную экранирования и энергию перехода ( +1)5-<—П5 в атомах Ы и Ка. [c.26]

Какие предположения можно сделать относительно остальных свойств связей, если, например, сопоставить хлористый водород с сероводородом По-видимому, разумно ожидать, что связь в молекуле H I более полярна, чем в молекуле H2S, поскольку ядро хлора имеет больший заряд, чем ядро серы. Следовательно, электроны на перекрывающихся s- и р-орбита-лях должны сильнее притягиваться к ядру хлора в НС1, чем к ядру серы в H2S. Действительно, дипольный момент газообразного сероводорода равен 0,92 Д, тогда как для хлористого водорода он составляет 1,08. Зная углы между связями и соответствующие длины связей — 1,3455 А в H2S и 1,274o А в НС1,— можно подсчитать, что дипольный момент связи в H2S составляет 0,65 Д, что соответствует эффективным зарядам на атомах водорода 0,10 электрона, в то время как на основании проведенных в гл. 14 вычислений мы знаем, что эффективные заряды на атомах в молекуле H I рав1ны 0,176 электрона (см. рнс. 14.1). Это значит, что связь в молекуле НС1 более полярна, как и было предсказано. К аналогичному результату можно прийти и при рассмотрении относительных электроотрицательностей. [c.436]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология