Атомные орбиты энергия

Правило октета играет очень важную роль при составлении льюисовых структурных формул. Для неметаллических элементов второго периода В, С, N, О, F) исключения из этого правила крайне редки. Нетрудно объяснить, почему это так. Атомы элементов второго периода имеют устойчивые 2s- и 2р-орбитали, и магическое число 8 соответствует завершенной валентной конфигурации 2s"2p . Добавление новых электронов к такой замкнутой оболочке невозможно, потому что следующие доступные для заселения электронами атомные орбитали у элементов второго периода-это расположенные намного выше по энергии 3 -орбитали. [c.475]

Для атома водорода уже в 1927 г. были получены точные решения уравнения Шрёдингера. Эти решения приводят к понятиям атомной орбитали, квантовых чисел и квантованию энергии, которые являются фундаментальными в современной теории валентности. Атом водорода состоит из электрона и протона. Если г — расстояние между этими частицами, то их потенциальная энергия равна — г. Так как протон значительно тяжелее электрона, при рассмотрении движения электрона в атоме водорода можно считать, что протон покоится и находится в центре масс. Тогда уравнение Шрёдингера для электрона в атоме водорода запишется [c.14]

Наиболее низкое значение энергии системы для атома углерода имеет орбиталь типа з, обладающая шаровой симметрией, при которой распределение заряда зависит только от расстояния г от ядра. Далее принимаются во внимание три атомных орбитали типа р, имеющие направленный характер по осям координат р , р , р . Все три орбитали эквивалентны, независимы, энергетически равноценны, поэтому характеризуются трехкратным вырождением. Каждая орбиталь р может быть представлена как симметричная гантель [c.33]

Существование неспаренных электронов в молекуле кислорода можно понять с позиций метода молекулярных орбиталей. Этот метод исходит из того, что в поле ядер атомов, составляющих молекулу, имеются разрешенные состояния электронов, т. е. молекулярные орбитали, которые заполняются обобществленными электронами этих атомов. Молекулярные орбитали строятся путем линейных комбинаций атомных орбиталей. Отсюда название метода ЛКАО-МО. Комбинировать между собой могут атомные орбитали, энергии которых близ-ки. Поэтому наиболее простые случаи линейных комбинаций осуществляются в двухатомных молекулах.образованных одинаковыми атомами. [c.100]

Наблюдения атомных спектров и прямое измерение энергии, необходимой для удаления электрона с данной атомной орбитали (энергия ионизации [), показывают, что относительный порядок энергий изменяется в зависимости от заряда ядра 2. Этот порядок можно изобразить в виде рис. 1.13, который представляет собой схему энергетических уровней. В связи с рис. 1.13 [c.25]

Более перспективным методом в настоящее время является метод МО. Отличие его от метода ВС заключается в том, что он исходит из волновой функции отдельного электрона, а не пары электронов, рассматривая каждую молекулу как самостоятельное целое, а не как простую совокупность атомных орбиталей. Основные положения метода МО заключаются в следующем. Природа электронов в молекулах, а также их взаимодействия между собой и с ядрами та же, что и в атомах. Каждый электрон принадлежит молекуле в целом и движется в поле всех ее ядер и электронов. Состояние электрона описывается одноэлектронной волновой функцией Г,. Эта функция называется молекулярной орбиталью. В отличие от одноцентровой атомной орбитали МО многоцентровая, так как число ядер в молекуле не менее двух. Как и для электронов в атоме, Ч определяет плотность электронного облака. Каждой МО соответствует определенная энергия равная сумме кинетической энергии электрона, потенциальной энергии притяжения электрона ко всем ядрам и потенциальной энергии отталкивания электрона на МО от всех остальных электронов. Каждый электрон занимает в молекуле свободную орбиталь с наименьшей энергией. На одной МО не может находиться более двух электронов, при этом спины электронов должны быть антипараллельны. Следовательно, для описания электронной конфигурации состояния молекулы с 2п электронами требуется п МО. Вырожденные орбитали заполняются в соответствии с правилом Гунда. Волновую функцию Ч , характеризующую движение всех электронов в молекуле, можно получить, взяв произведение волновых функций отдельных электронов [c.233]

Сведения об энергиях электронов внутри атомов получают из наблюдений атомных спектров, а также прямыми измерениями энергии, необходимой для удаления электрона с той или иной атомной орбитали (энергия ионизации), путем выбивания его каким-либо излучением или электрическим током. [c.249]

Волновая функция связывающей молекулярной орбитали в области перекрывания аддитивна. В результате электронная плотность сконцентрирована в. межъядерной области, и связывающая орбиталь имеет более низкую энергию, чем атомные орбитали, из которых она возникла. Зависимость энергии электрона на связывающей орбитали от межъядерного [c.542]

На расстояниях порядка равновесного межъядерного и выше этот интеграл отрицателен и на больших, где отталкивание ядер мало, равен энергии электрона на атомной орбитали (— /г ат. ед.). В приближенных расчетах обычно он принимается равным энергии электрона в атоме. Только на очень малых по сравнению с расстояниях он становится положительным и возрастает неограниченно. = Я21 = Р назьшают обменным, или резонансным интегралом [c.67]

Постулируется, что интеграл а равен энергии электрона на атомной орбитали свободного атома. [c.110]

При образовании молекулярного иона Н+ единственный электрон переходит с атомной орбитали 15 на связывающую орбиталь < "1, что сопровождается выделением энергии (рис. 6, б). [c.50]

Тот факт, что атомные орбитали в квантовой теории имеют определенную геометрическую форму, весьма важен, так как позволяет судить о стереохимии молекулы. 5- и р-Орбитали так мало отличаются по энергии, что при образовании химической связи они могут взаимодействовать в атоме друг с другом, образуя несколько смешанных орбиталей. Такая орбиталь описывается волновой функцией, являющейся линейной комбинацией - и р-орбиталей, и называется гибридной. Гибридные орбитали более вытянуты в направлении связи и способствуют образованию более прочной связи. Кроме 5- и р-орбиталей в образовании гибридных орбиталей могут участвовать -орбитали. [c.22]

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]

Величина а характеризует энергию электронов на изолированной атомной орбитали. Отсюда следует, что величина 2р, а значит и р, есть мера энергии взаимодействия атомов, образующих я-связь [c.37]

МИ, такая орбиталь энергетически более выгодна, чем атомные орбитали. Наоборот, на разрыхляющей орбитали электронная плотность концентрируется за ядрами, поэтому подобная орбиталь энергетически менее выгодна, чем исходные атомные орбитали. Уровень энергии связывающей орбитали на схеме располагают ниже, а разрыхляющей орбитали выше уровня исходных атомных орбиталей. [c.46]

Решение. При составлении энергетических диаграмм двухатомных, состоящих из разных атомов молекул учитывают тот факт, что соответствующие орбитали разных атомов отличаются по энергиям (у более электроотрицательного атома они расположены ниже). При этом должен выполняться принцип в комбинации участвуют атомные орбитали, не слишком отличающиеся по энергиям. Энергетическая диаграмма N0 (изображены только р-атомные орбитали взаимодействующих атомов, так как х-орби-тали дают взаимно компенсирующие связывающие и разрыхляющие а-связи) имеет вид [c.34]

В одноэлектронном приближении метод молекулярных орбиталей описывает каждый электрон своей орбиталью. Как в атоме есть атомные орбитали, так и в молекуле есть молекулярные орбитали. Различие заключается в том, что молекулярные орбитали — многоцентровые. Как же зависят вид и энергия МО от типов входящих в состав молекулы атомов [c.106]

Теперь становится понятной возможность существования устойчивого молекулярного иона Н . При его образовании единственный электрон переходит с атомной орбитали 1з на связывающую орбиталь что сопровождается выделением энергии (рис. 4.8) и может быть выражено схемой [c.109]

МО образуются за счет взаимодействия (возмущения) АО. Существенное значение для системы имеют лишь те взаимодействия, в которых участвуют атомные орбитали, близкие по энергии, имеющие одинаковую симмет рию относительно линии связи и способные в заметной степени п е р е к [) ы в а т ьс я, [c.31]

При образовании Н+ единственный электрон переходит с атомной орбитали 15 на связывающую молекулярную орбиталь, энергия системы при этом понижается, Н устойчив, осуществляется одноэлектронная связь. [c.115]

Атомные орбитали удобно изображать в виде клеток, располагая их не по вертикали, а по горизонтали, так чтобы орбиталь с более высокой энергией находилась справа. Электроны на орбиталях изображают стрелками, направленными в противоположные стороны в соответствии с противоположной на- [c.52]

Мы знаем, что в наиболее устойчивом (невозбужденном) состоянии атома электроны занимают атомные орбитали, характе-ризуюн1иеся наименьшей возможной энергией. Точно так же наиболее устойчивое состояние молекулы достигается в том случае, когда электроны занимают МО, отвечающие минимальной энергии. Поэтому при образовании молекулы водорода оба электрона [c.145]

Теперь становится понятной возможность существования усто1"1-чивого молекулярного иона Нг- При его образовании едниствен-ный электрон переходит с атомной орбитали Ь на связывающую орбиталь о Ь, что сопровождается выделением энергии (рис. 47) [c.146]

Если провести математические операции, выражаемые словами скомбинируем две атомные орбитали так, чтобы получить разрыхляющую и связывающие молекулярные орбитали , то обнаружится, что две такие атомные орбитали должны обладать достаточно близкими энергиями. В молекуле каждая из двух молекулярных орбиталей содержит 50%-ный вклад от Ь-орбитали каждого атома водорода. В противоположность этому если в молекуле АВ скомбинировать орбиталь атома А, обладающую очень высокой энергией, и орбиталь атома В с довольно низкой энергией, то математические выкладки покажут, что разрыхляющая молекулярная орбиталь представляет собой почти чистую исходную орбиталь атома А, а связывающая орбиталь - почти чистую исходную орбиталь атома В. Следовательно, пара электронов на такой связывающей орбитали в сущности находится вовсе не на настоящей ковалентной связывающей орбитали. На самом деле речь идет о неподеленной паре электронов на атомной орбитали атома В. Взаимодействие атомных орбиталей двух атомов с больщим различием в энергиях пренебрежимо мало. На примере молекулы НР мы увидим, что это означает, если принять во внимание частично ионный характер связи. [c.532]

В 1933 г. Джеймс и Кулидж провели расчет молекулы водорода, не выражая двухэлектронную функцию Т через атомные орбитали фа и фь, а непосредственно включив в нее величину Г12 и используя сфероидальные координаты. При этом получились очень хорошие результаты. Разумеется, в их расчетах не фигурировали ни кулоновский, ни обменный интегралы. Это показывает, что одна и та же функция, описывающая состояние многоэлектронной системы, может быть представлена различным образом, соответственно чему существует и неоднозначность в разложении энергии на составные части и неоднозначность выбора понятий, в терминах которых описывают многоэлек-- [c.150]

При этом подразумевается, что электрон отрывается с высшей занятой атомной орбитали (ВЗАО), удаляясь на бесконечное расстояние, и что атом А и образовавшийся ион А находятся в своих основных состояниях. Такой ПИ называют также первым потенциалом ионизации ПИ . Потенциалы ионизации высших порядков ПИ , ПИд и т. д. отвечают дальнейшему последовательному отрыву электронов от образовавшегося иона А . Там, где специально не оговорен порядок, под ПИ понимают первый потенциал ионизации. Для атома с п электронами ПИ > ПИ >. .. ПИ2> ПИ . Сумма всех последовательных ПИ составляет полную электронную энергию атома [c.38]

Ковалентная связь. На рис. 22 представлено образование связывающей и разрыхляющей МО молекулы Нг из АО, а также диаграмма плотности вероятности (плотности электронного облака). В нижней части рис. 22, а и б приведены условные контурные диаграммы электронной плотности, напоминающие топографические карты. В пространстве между ядрами значения ф5 и ф5р выше, чем были бы они для изолированной атомной орбитали. Соответственно выше здесь и плотность электронного облака. Это означает, что для молекулярной орбитали вероятность пребывания электрона в межъядерной области велика. Отрицательный заряд между ядрами притягивает к себе положительные заряды обоих ядер и в то же время экранирует их друг от друга, уменьшая их взаимное отталкивание. В результате наблюдается значительное понижение энергии электрона в поле двух ядер молекулы по сравнению с энергией электрона в атоме. Общее понижение энергии —результат преобладающего понижения потенциальной энергии электрона. Поэтому система из двух ядер и электрона оказывается более устойчивой, чем система разъединенных ядер, иными словами, вследствие понижения потенциальной энергии электрона возникает химическая связь. Характерной ее особенностью является коллективизирозание электрона всеми (здесь двумя) ядрами молекулы. Такая связь называется ковалентной. В основе хими- [c.69]

Не считая выясненным вопрос об энергии связи, кратко рассмотрим смысл термина прочность связи . В квантовой химии термин прочность связи или, более точно, прочность связи атомных орбиталей связана с эксцентриситетом (гибридной или негибридной атомной орбитали). Прочность связи оценивается по максимуму углового распределения интенсивности волновой функции по сравнению со сферически-симметричной 5-орбиталью [1]. Таким образом, прочность хр -гибрида равна 4 1 (0 = 54°44, ф = 45°)/(1/4я) /2 = 2. Другие представляющие интерес гибриды имеют следующие прочности связи прочность связи р -гибрида (пирамидального) равна 1,732 хр-гибрида (плоского треугольного) 1,991 и хр-гибрида (линейнего) 1,932. [c.107]

Электрону, находящемуся па связываюшей орбитали, соответствует электронное облако с повышенной электронной плотностью в межъ-ядерном пространстве, в результате чего энергия взаимодействия электрона с ядрами оказывается ниже, чем энергия того же электрона на исходной атомной орбитали, где он взаимодействует только с одним ядром. Поэтому нахождение электрона на связывающей молекулярной орбитали приводит к сближению ядер до некоторого расстояния, на котором его связывающее действие уравновешивается возрастающей при сближении ядер силой их электростатического отталкивания. В результате этого между атомами возникает химическая связь. Простейшей частицей с химической связью является молекулярный ион Нг, в котором один электрон на связывающей орбитали взаимодействует с двумя ядрами водорода (протонами). [c.10]

Электрону, находящемуся на разрыхляющей орбитали, соответствует электронное облако с пониженной электронной плотностью в межъядерном пространстве, в результате чего энергия такого электрона вьшле, чем энергия электрона на атомной орбитали, что усиливает электростатическое отталкивание ядер при их сближении. [c.10]

СЫ- или СО),, т. е. имеет место делокализация электронов, можно показать с помощью спинрезонансной спектроскопии. Необходимо построить молекулярные орбитали комплексных соединений подобно тому, как это было показано при рассмотрении молекулярных орбиталей СН4 (разд. 6.3.4). Для этого берутся определенные линейные комбинации молекулярных орбиталей лигандов, которые имеют такую же симметрию, как и атомные -орбитали центрального иона. Линейные комбинации для октаэдрических комплексов приведены в табл. А.28, а в более наглядном виде—на рис. А.58. (Индексы симметрии а1е, е , (ы и т. д. взяты из системы обозначений, принятых в теории групп, и здесь не обсуждаются.) Молекулярные орбитали комплексных соединений образуются линейной комбинацией таких атомных орбиталей металла и орбиталей лиганда, которые имеют одинаковую симметрию, так как в этом случае наблюдается максимальное перекрывание. Результаты энергетических расчетов молекулярных орбиталей представлены на рис. А.59. Разрыхляющие орбитали отмечены звездочкой. Заполнение электронами происходит, как обычно, попарно. Если в образовании связи принимают участие-12 электронов от шести октаэдрических лигандов и п -электронов металла, то первые заполняют связывающие и- и -орбитали, а -электроны — несвязывающие t2e- и разрыхляющие вг -орбитали. Последние две молекулярные орбитали играют ту же роль, как и в теории поля лигандов. Их расщепление также обозначают 10/) , хотя на энергию расщепления влияет перекрывание при образовании ковалентных связей. [c.136]

Каждому способу движения элеетрона отвечает определенное значение энергии. Каждому значению энергии элеирона в атоме отвечает определенная атомная орбиталь. Каждой атомной орбитали отвечает определенная форма и размер электронного облака. Поэтому иногда говорят о форме атомной орбитали. Для того, чтобы описать состояние электрона, называют ту орбиталь, которая отвечает состоянию электрона. При этом говорят, что элекзрон находится ка этой орбитали. [c.27]

Мы знаем, что в наиболее устойчивом (невозбужденном) состоянии атома электроны занимают атомные орбитали, характеризующиеся наименьшей возможной энергией. Точно так же наиболее устойчивое состояние молекулы достигается в том случае, когда электроны занимают МО, отвечаюшде минимальной энергии. Поэтому при образовании молекулы водорода оба электрона перейдут с атомных Хз-орбиталей на связывающую молекулярную орбиталь (71° (рис. 4.7) в соответствии с принципом Паули, электроны, находящиеся на [c.109]

В молекулах могут образоваться и иесвязывающие молекулярные орбитали (см. гл. 9), энергия электронов на которых равна (близка) энергии электронов на атомной орбитали. [c.114]