Молекулярные орбитали лития

Рис. 14-25. Энергетические зоны делокализованных молекулярных орбита-лей металлического лития. Исходные атомные 2х- и 2р-орбитали обладают настолько близкими энергиями, что это приводит к перекрыванию зон молекулярных орбиталей. Поскольку атом лития имеет на 2 -орбитали один электрон, зона делокализованных молекулярных орбиталей, образованных атомными 2 -орбиталями, заполнена

На рис. 4.14 представлены энергетическая диаграмма атомной и молекулярных орбиталей и энергетическая зона кристаллического лития. [c.181]

Более совершенную модель металлической связи позволяет создать теория молекулярных орбиталей. Согласно этой модели, весь кристалл металла следует рассматривать как одну гигантскую молекулу. Все атомные орбитали определенного типа взаимодействуют в кристалле, образуя совокупность делокализованных орбиталей, простирающихся по всему кристаллу. Число валентных атомных орбиталей в отдельном кристалле достигает 10 . Чтобы представить себе, как происходит взаимодействие столь большого числа валентных орбиталей, рассмотрим гипотетическую последовательность линейных молекул лития, Ыг, з, в которых основную роль играют валентные 25-орбитали. На рис. 14-24 показано образование молекулярных орбиталей для трех указанных молекул. Отметим, что вследствие делокализации молекулярных орбиталей ни одному из электронов не приходится располагаться на разрыхляющей орбитали. По мере удлинения цепочки атомов в молекуле расстояние между орбитальными энергетическими уровнями все более сокращается. В предельном случае для кристалла, состоящего из 10 атомов, комбинация атомных орбита-лей приводит к возникновению широкой полосы, или, как говорят, зоны, тесно расположенных энергетических уровней. [c.625]

Химическая связь, как показали в свое время на примере молекулы водорода Гейтлер и Лондон, образуется за счет увеличения (но сравнению с невзаимодействующими атомами водорода, находянщмися на том же расстоянии, что и в молекуле) электронной плотности между атомами. Это увеличение в расчетах по методу МО учитывается с помощью так называемых интегралов перекрывания. Электроны в основном состоянии молекулы занимают орбитали с наи-низшей энергией. На каждой орбитали может находиться по два электрона с нротивополоншыми спинами. Здесь к этой общеизвестной школьной модели добавляется одна тонкость. Вследствие электростатического взаимодействия электроны отталкиваются, в результате чего даже два электрона, находящиеся на одной и той же молекулярной орбитали, имеют тенденцию двигаться по возможности на большем удалении друг от друга. Решение уравнения Шредингера для атома водорода облегчается тем, что единственный электрон 1 этого атома обладает сферической симметрией. В атоме гелия атомная орбиталь вследствие взаимного отталкивания двух электронов 1 уже не обладает сферической симметрией, и с этим связаны трудности в расчетах распределения электронной плотности в атоме гелия. Энергия корреляции движения электронов может достигать примерно 20% общей электронной энергии молекулы и в расчетах учитывается с помощью интегралов электрошого отталкивания . Кроме того, в молекуле существует еще конфигурационное взаимодействие — взаимодействие между самими молекулярными орбиталями. Волновая функция, учитывающая конфигурационное взаимодействие, аналогична по своей записи уравнению для волновой функции, приведенному в 1 этой главы, однако вместо <рг волновых функций атомных орбиталей в ее выражение входят Ф, — волновые функции атомных или молекулярных конфигураций . Под конфигурацией понимается способ распределения электронов по атомным (в атоме) или молекулярным орбиталям (в молекуле). Поясним это понятие на простом примере атома лития, имеющего 1 и электрона. В зависимости от того, находится ли атом в основном или в возбужденном состоянии, электроны по-разному располагаются на двух орбиталях 1 22х и 1 2 2. Таким образом, полная волновая функция, учитывающая конфигурационное взаимодействие, для атома лития будет иметь вид [c.91]

Химическое строение молекулы азота с позиций МВС и ММО характеризуется исключительной прочностью, несравнимой ни с какими другими двухатомными молекулами. Особая устойчивость молекулярного азота во многом определяет химию этого элемента. И кратность, и порядок связи в молекуле азота равны трем . Кроме того, на разрыхляюш,их молекулярных орбиталях нет ни одного электрона. Все это является причиной очень большой величины энтальпии диссоциации молекул азота и высокой их термической устойчивости. Поэтому азот не горит и не поддерживает горения других веществ. Напротив, он сам в молекулярном виде является конечным продуктом окисления многих азотсодержащих веществ. При комнатной температуре азот реагирует лишь с литием с образованием нитрида лития LigN. В условиях повышенных температур он взаимодействует с другими активными металлами также с образованием нитридов. Образующийся при электрических разрядах атомарный азот уже при обычных условиях взаимодействует с серой, фосфором, ртутью. С галогенами азот непосредственно не соединяется. Химическая активность азота резко повышается в условиях высоких температур (2500—3000 °С), тлеющего и искрового электрического разряда и в присутствии катализаторов. Так, при повышенных температурах и давлениях и в присутствии катализаторов азот непосредственно соединяется с водородом, кислородом, углеродом и другими элементами. [c.248]

Обсудим это явление на примере рассмотрения химического связывания атомов лития. При взаимодействии двух атомов лития 152 25 ) образуется одна связывающая и одна разрыхляющая молекулярные орбитали, т. е. каждые два атомных энергетических состояния переходят в два молекулярных состояния в системе из четырех атомов лития возникает четыре энергетических состояния по числу молекулярных орбиталей (две связывающие и две разрыхляющие). В системе, состоящей из 1 моль каждое атомное энергетическое состояние расщепляется на Л/а молекулярных состояний (Л д = 6,02-Ю ), так как образуется молекулярных орбиталей. Поскольку число Л л очень велико, соседние молекулярные орбитали энергетически настолько близки друг к другу (различие составляет всего 10 22 эВ), что изменение энергии электронов в Иа молекулярных орбиталях можно представить как непрерывную полосу энергетических уровней. Такое энергетическое состояние Ма атомов носит название энергетической зоны. [c.181]

Таким образом, при взаимодействии двух атомов происходит перекрывание атомных орбиталей с образованием связывающих и разрыхляющих молекулярных орбиталей. При этом каждый атомный энергетический уровень расщепляется на дв 1 молекулярных уровня. В системе из четырех атомов каж- дый"атом ный уровень расщепляется на четыре, в системе из восьми атомов — на восемь и т. д. Чем больше атомов в системе, тем больше молекулярных энергетических уровней и тем меньше энергетическая разница между соседними МО. В конце концов, по мере увеличения числа атомов в системе, уровни энергии МО сближаются настолько, что они образуют почти непрерывную зону уровней. На рис. 24 представлены МО, которые образуются в кристалле лития Ь 1 (М—количество ато-г сОв) и в кристалле бериллия. Ве N. Взаимодействие 2р—АО приводит к образованию МО, совокупность которых составляет 8—зону в кристалле. Взаимодействие 2Р—АО образует совокупность МО—Р—зону. В обоих случаях самые низкие связывающие МО в р—зоне смешиваются с высшими МО в 5— [c.61]

На рис. 7.3 изображено расщепление атомных энергетических уровней (атомных орбиталей) лития в зоны при образовании кристалла. Пунктир указывает уровень занятых состояний. Слева на рисунке — обычное изображение зонной структуры твердого тела. Возможные энергетические состояния электронов (молекулярные орбитали) обозначены горизонтальными черточками, соб- [c.134]

Рис. 5.14. Связывающая а и разрыхляющая а молекулярные орбитали хими ческой связи двух атомов лития и энергия этих орбиталей

В качестве базиса для построения молекулярных орбиталей возьмем 15-орбиталь атома водорода, а также 15- и 25-орбитали атома лития. Если бы потребовалось получить точное представление молекулярных орбиталей, без сомнения следовало бы включить в базисный набор 2р-орбитали атома Li. Однако чтобы упростить последующее рассмотрение, не будем этого делать. [c.113]

Лит. см. прн статьях Квантовая химия, Молекулярных орбиталей методы. [c.556]

Укажите положение щелочных элементов в периодической системе Д. И. Менделеева, строение и размер их атомов и проявляемые степени окисления. Какой из щелочных элементов образует наиболее прочную двухатомную молекулу Постройте энергетическую диаграмму молекулярных орбиталей для молекулы лития. [c.55]

Об увеличении доли 5-орбиталей углерода в образовании молекулярных орбиталей а-СН-связей карбаниона и, следовательно, участии электронов углерода в я-сопряжении свидетельствует появление длинноволновых полос в электронных спектрах карбанионов дифенилметана и флуорена [6], изменения химических сдвигов в спектрах ПМР 7], смещения в сторону слабых полей а — С химических сдвигов и увеличение констант спин-спинового взаимодействия С—-Н дифенилметил-лития по сравнению с нейтральными молекулами [8]. [c.137]

Валентные орбитали лития 25, 2рх, 2ру и 2/з , валентная орбиталь водорода 15. На рис. 27 показано перекрывание 15-орбитали атома водорода с 25-, 2рх-, 2ру и 2рг-орбиталями атома лития. Прежде всего определим типы молекулярных орбиталей. 15-Орбиталь Н и 25- и 2рг-орбитали Ь1 являются валентными ст-орбиталями. Таким образом, для образования МО можно использовать комбинации атомных 25- и 2/7,-орбиталей лития с 15-орбиталью водорода. Орбитали 2рх и 2ру лития являются валентными я-орбиталями, и они не могут взаимодействовать с 15-орбиталью атома водорода, принадлежащей к а-типу. Перекрывание между этими орбиталями, как видно из рис. 27, равно нулю. [c.79]

Расчет по методу МО- Возьмем простой однодетерминантный вариант метода ЛКАО-МО-ССП для расчета энергии и функции нижнего состояния 2" гидрида лития. В этом методе пробной электронной волновой функцией будет детерминант из дважды заполненных молекулярных орбиталей. Простым и разумным набором базисных функций, из которых составляются эти молекулярные орбитали, будет набор слейтеровских функций 1 , 25 и 2р, (приложение И) для атома лития (центр а) и функции Ь для атома водорода (центр Ь) [c.300]

В газовой фазе при невысоких температурах (500—600 К) пары лития содержат довольно большое количество молекул Lig. Характеристики связи в Lig, полученные из спектроскопических и термодинамических исследований, приведены в табл. 3.3. Рассмотрим, как с помощью молекулярных орбиталей и орбитальных заселенностей можно понять эти свойства молекулы Lij. [c.92]

Все эти факты позволяют предположить, что в литийорганических агломератах образуются многоцентровые связи [6, И]. По-видимому, каждый атом лития связан с тремя алкильными углеродными атомами и представляет для связи три орбитали, а каждый атом углерода — одну 5р -орбиталь. При их наложении образуется четырехцентровая молекулярная орбиталь, на которой располагаются четыре валентных электрона [10]. Соответствующая схема энергетических уровней для тетрамерного литийалкила приведена на рис. УП1.1 на основании имеющихся термохимических данных было вычислено, что средняя энергия связи для каждой связывающей пары электронов равна 82 ккал/моль [12]. [c.469]

Характер распределения энергий по уровням или орбиталям энергетической зоны также имеет существенное значение. Это распределение обычно представляют в виде графика зависимости М Е) от Е, где Е — величина энергии, а М Е) —число энергетических состояний, отнесенных к очень маленькой единице приращения энергии. На рис. 19, а показано расчетное распределение энергии для кристалла с однородным потенциальным полем. При абсолютном нуле N электронов в кристалле лития, содержащем N молекулярных орбиталей, займут N 2 орбиталей с наименьшей энергией, т. е. все орбитали с энергией ниже макс- при комнатной температуре, однако, небольшая часть электронов приобретет дополнительную тепловую энергию и сможет переместиться на более высокие уровни, расположенные в пределах указанной зоны (рис. 19,6). Более тщательные расчеты, в которых поле кристалла принимается неоднородным, дают распределение, показанное на рис. 19, в. Здесь также заполнена только половина орбиталей более низких уровней. Зоны с одинаковым распределением энергетических уровней образуются из сочетаний атомных орбиталей с более высокой энергией, но они [c.72]

Основные оптические свойства металла — это непрозрачность и способность отражать свет. В кристалле лития имеется ряд вакантных орбиталей, на которые могут переходить электроны самых верхних уровней, поэтому падающее излучение любой длины волны может вызвать соответствующий перескок электрона. В результате излучение поглощается и не проникает в металл, который оказывается, таким образом, непрозрачным по отношению к видимому свету. Аналогичный спектр излучения получают при переходе возбужденных электронов на первоначальные уровни, следовательно, металлическая поверхность отражает падающее на нее излучение. Таким образом, наличие полос полностью нелокализованных молекулярных орбиталей объясняет проводимость и оптические свойства металлов при условии, что вакантные энергетические уровни, как, например, в литии, близки к полностью занятым уровням. [c.74]

На рис. 14-25 схематически изображены три зоны энергетических уровней, образованных Ь-, 25- и 2р-орбиталями простейшего металла, лития. Молекулярные Ь-орбитали полностью заполнены электронами, потому что в изолированных атомах лития 15-орбитали также заполнены. Следовательно, 15-электроны не принимают участия в химической связи. Они являются частью положительно заряженных атомных остовов (ионов), и их можно не принимать во внимание при дальнейшем обсуждении. Атомы лития имеют по одному валентному электрону на 25-орбитали. Если в кристалле лития 10 атомов, то взаимодействие 10 25-орбиталей приводит к возникновению зоны, состоящей из 10 делокализованных орбиталей. Как обычно, каждая из этих орбиталей способна принять до двух электронов, так что в пределах зоны может находиться 2 -10 электронов. Ясно, что в кристалле лития имеется ровно столько электронов, чтобы заполнить только нижнюю половину 25-зоны, как это показано на рис. 14-25. [c.625]

Если рассматривать процесс сближения атомов, то из этих данных можно заключить, что энергетически более выгодным.будет процесс переноса электрона с лития на водород. При равновесных расстояниях о переносе заряда можно судить по значению дипольного момента. Простейший вид молекулярной орбитали симметрии а, являющейся линейной комбинацией атомных орбиталей (МО ЛКАО) - орбиталь вида [c.220]

Два валентных электрона атомов лития занимают молекулярную а -орбиталь. Образуется конфигурация, как в молекуле На, но связь в молекуле лития менее [c.190]

Второй период системы открывают литий и бериллий, у которых внешний энергетический уровень содержит лишь -электроны. Для этих элементов схема молекулярных орбиталей ничем не будет отличаться от энергетических диаграмм молекул и ионов водорода и гелия, с той лишь разницей, что у последних она построена из 1 -электронов, а у Ь12 и Ве -из 2 -электронов. 1 -электроны лития и бериллия можно рассматривать как несвязывающие, т.е. принадлежащие отдельным атомам. Здесь будут наблюдаться те же закономерности в изменении порядка связи, энергии [c.58]

Отсюда видно, что имеется лишь слабое перекрывание между 15-орбиталями атомов водорода и лития. Кроме того, 15-орбиталь атома Ы имеет гораздо большую энергию, чем две другие атомные орбитали. На основе рассмотрения, проведенного в двух предыдущих разделах, делаем вывод, что основной вклад в химическую связь двух атомов обусловлен смешиванием 15-орбитали атома водорода и 25-орбитали атома лития. Поэтому будем рассматривать молекулярные орбитали валентных электронов как линейную комбинацию двух базисных функций [c.114]

На рис. 23 изображена схема уровней энергии для двух атомов лития и показано, как образуется МО ио. мере сближения двух атомов до равновесного состояния 2,68 А. На нижней части рис. 23 можно видеть, что 18—орбитали атомов образуют связывающую молекулярную орбиталь ( ,8 ) и разрыхляющую МО (а" 8 ).<з18 и ом5 очень незначительно отличаются по энергии причина этого заключается в том, что при равновесном рассто1янии между атомами взаимодействие 18 — орбиталей между собой очень незначительно ввиду малых размеров 18—орбиталей (средний радиус 18—орбитали атома лития составляет 0,34 А).<з8и а" 8М0 наиболее низколежа-щие, поэтому электроны в первую очередь будут распологать-ся именно на них (ио два электрона на каждой МО) но эти электроны не будут давать вклада в образование связи. Поскольку (а 18, и <3 48) заполнены целиком, разрыхляющая ( а 18 ) орбиталь сводит на нет те благоприятные для образования связи условия, которые создает а 18. Даже независимо от этого взаимодействие очень невелико, поскольку размер орбитали мал по сравнению с длиной связи. Этот вывод представляет собой первое правило, которым мы сможем руководствоваться при выяснении характера связывания в многоэлектронных атомах. Орбитали, расположенные ниже валентных орбиталей, должны быть заполнены (по два электрона на [c.60]

Сопоставим проведенный выше расчет молекулы ЫН с аналогичным анализом молекулярных орбиталей НР. Для упрои е-ния анализа предположим, что 25-орбиталь атома фтора является несвязываюш.ей и содержит в основном состоянии два электрона. Это представляет собой обобш.ение приближения, сделанного для молекулы ЫН, когда 15-орбиталь лития считали несвязываюш,ей. [c.117]

Теория молекулярных орбиталей рассматривает электроотрицательности отдельных атомных орбиталей, образующих общую молекулярную. Из 5- и р-состояний одного и того же слоя более электроотрицательным считается 5, так как -электрон прочнее связан с ядром. Если при образовании связей в разных соединениях одним и тем же атомом используются различные электронные орбитали, то. в принципе, величина % элемента в этих соединениях разная (так называемая орбитальная электроотрицательность). Поэтому результаты расчета не всегда совпадают с опытными данными, следовательно, электроотрицательностью нужно пользоваться осмотрительно и лучше всего для сравнения элементоз при одинаковых условиях (одинаковый тип соединений). Для этих целей служат таблицы, содержащие относительные величины % Обычно в них для лития значение х принято условно за единицу. Электроотрина-тельность помогает составить хотя бы приблизительное представление о взаимодействии атомов с электронами в химических соединениях и на этом основании определить степень металличности элемента. [c.170]

Сопоставим проведенный выше расчет молекулы LiH с аналогичным анализом молекулярных орбиталей HF. Для упрощения анализа предположим, что 25-орбиталь атома фтора является несвязывающей и содержит в основном состоянии два электрона. Это представляет собой обобщение приближения, сделанного для молекулы LiH, когда ls-орбиталь лития считали несвязывающей. [c.117]

На рис. 3.11 изображена схема уровней энергии для двух атомов лития и показано, как образуется молекулярная орбиталь по мере сближения двух атомов до равновесного расстояния 2,68 А. На нижней части рис. 3.11 можно видеть, что ls-орбитали образуют связывающую молекулярную 1ст-орбиталь и разрыхляющую молекулярную 1(Т -орбиталь. Iff и Iff очень незначительно отличаются по энергии причину этого легко понять из рис. 3.12. На этом рисунке показан размер ls-орбиталей в соответствии с табл. 2.2 г = = 0,34 А. При равновесном расстоянии эти две орбитали настолько малы, что практически не взаимодействуют между собой. Конечно, эти две МО (МО — молекулярная орбиталь) наиболее низколежащие, и, следовательно, по принципу Паули электроны в первую чередь будут располагаться именно на них. Как было показаноо [c.92]

Рис. 3.15 дает ответ на поставленный вопрос с помощью графиков амплитуд волновых функций в зависимости от положения вдоль линии центров Ы — Н. Если мы построим вероятность распределения для изолированных атомов (рис. 3.15, а) вдоль наблюдаемого межъядерного расстояния (1,61 А), молекулярная орбиталь, соответствующая идеальному обобществлению электронов, будет представлять собой сумму этих функций. Это первое приближение к связывающей МО, которая всегда стягивает электроны к центру связи, в связывающую область (на рис. 3.15, б эта область заштрихована). Однако, поскольку атом водорода притягивает связывающие электроны сильнее, чем атом лития, возможен дополнительный выигрыш энергии в том случае, если вероятность распределения несколько сместится в сторону атома водорода. Следует отмётить, что, как вид- [c.98]

Приближение молекулярных орбиталей. Инуи и Уемура [8], а также Кодзима [9] рассмотрели проблему Р-центров более детально, нежели Кип и др. [5а]. Наряду с использованием 5-и р-орбиталей шести ближайших катионов авторы учли тенденцию электрона оставаться внутри вакансии. Используемый ими потенциал являлся гладкой функцией расстояния между ионами и центром дырки. Затем полная волновая функция Р-электрона была ортогонализована к орбиталям окружающих ионов. Для Р-центров во фториде лития [9] было достигнуто очень хорошее согласие с экспериментом. Это пока единственные дефекты, рассмотренные в рамках такого строгого метода. [c.61]

Принимая во внимание малый размер перетеканий электронной плотности при образовании молекулы, становится ясным, что внешний электрон лития и на контурных диаграммах электронных плотностей молекулярных орбиталей в значительной мере переходит в сферу, окружающую ядро фтора, и связывается с ним большой силой, получающей выражение в энергии сродства электрона к нейтральному атому фп-ора. При этом для сближения и взаимного проникновения облаков Р и Ы никакого заметного радиального сдвига для 2р Ы-электрона не требуется. Кроме энергии возбуждения 25 2р работа не затрачивается на отрывание внешнего электрона от атома лития. Разницу с чисто ионной молекулой схематично можно изобразить так [c.121]

Вопросы для самопроверки 1. Какое положение в периодической системе занимают щелочные металлы Как в ряду от Li к s изменяется размер атомов элементов и металлические свойства элементов Какой из щелочных металлов образует наиболее прочную двухатомную молекулу Опишите эту молекулу с помощью метода молекулярных орбиталей. 2. В виде каких соединений встречаются щелочные металлы в природе Как можно получить щелочные металлы в свободном виде 3. Какими физическими и химическими свойствами обладают щелочные металлы. Где они применяются 4. Как получают оксиды щелочных металлов и какими свойствами они обладают Как в ряду ЫгО—МагО—КгО— —КЬгО—СзгО изменяется химическая активность 5. Какие из щелочных металлов при сгорании образуют оксиды ЭгО, а какие пероксиды Э2О2 и надпероксиды ЭО2 Какова структура этих соединений Приведите примеры соответствующих реакций получения этих кислородных соединений. Где применяются кислородные соединения щелочных металлов 6. Какова термическая устойчивость и растворимость в воде гидроксидов щелочных металлов Как называются гидроксиды щелочных металлов Каким способом получают гидроксиды в промышленности Разберите процесс электролиза водного раствора хлорида калия на графитовых электродах. . Каков характер связи в молекулах гидридов щелочных металлов Какие продукты получаются при гидролизе гидридов В чем заключается окислительно-восстановительный механизм этой реакции 8. Как можно получить нитриды щелочных металлов Какова их термическая устойчивость Что получается при гидролизе иитридов Напишите реакцию гидролиза нитрида лития. [c.55]

Литий. Атом лития имеет один валентный электрон, поэтому молекула может иметь не больше двух связывающих электронов. Эти электроны спарены на низшей доступной для них молекулярной орбитали, о,. Следовательно, в молекуле Li2 имеется одна ковалентная связь. Длина этой связи (2,67 А) превышает длину связи в молекуле Н2 (0,74 А), потому что в молекуле лития связь образуется более протяженными атомными орбиталями сп = 2, анесп = 1. По этой же причине связь в слабее, чем в Н2 энергия связи в 2 равна ПО кДж мoль , а в Н2-432 кДж моль Ч Ядра атомов лития расположены дальше друг от друга, электронное облако распределено в большем объеме и силы притяжения между электронами и ядрами соответственно ослаблены. [c.525]

Усложним несколько молекулярную систему и перейдем от молекулы LiH к линейной молекуле ВеНг (симметрия. Из интуитив ных соображений, основанных на каких-то предварительных сведениях, представляется очевидным возможность выделения в этой молекуле двух эквивалентных связей Н-Ве-Н каждый валентный электрон атома Ве считают взаимодействующим со своим атомом водорода. Энергия возбуждения A (2s 2р) в атоме бериллия, как и в случае атома лития, невелика, и поэтому орбиталь 2ра должна бьггь принята во внимание при построении МО. Образуя из функций Is(Hi) и ls(H2) правильную линейную комбинацию, приходим к МО [c.228]

Прежде чем говорить об электронной конф 1гурации кристаллов, напомним, как формируется электронная структура молекулы, когда она образуется из атомов. Возьмем, например, литий, атомы которого имеют электронную структуру ls 2s. При перекрывании 28-орбиталей двух атомов образуется молекула Lia. При этом возникают две молекулярные орбитали, одна из которых, более низкая по уровню энергии— связывающая орбиталь, — заселяется валентными электронами. Небольшая часть валентных электронов, возбуждается и переходит в 2р-состояние, степень гибридизации не превышает 20%. Атомные 1 s-орбитали не теряют в молекуле своей индивидуальности. Участие принадлежащих им электронов в об-, щем электронно-ядерном взаимодействии несколько снижает его [c.99]

Приведенные схемы объясняют также магнитные свойства веществ. Вещества делятся на диамагнитные и парамагнитные. Первые оказывают сопротивление прохождению магнитного поля большее, чем вакуум, вторые — меньшее, чем вакуум. Поэтому внешнее магнитное поле выталкивает диамагнитные вещества и втягивает парамагнитные. Столь различное поведение веществ объясняется характером их внутренних магнитных полей, складывающихся из собственных магнитных моментов нуклонов и электронов. Но магнитный момент атома определяется главным образом суммарным спиновым магнитным моментом Электронов, так как могнитные моменты протонов и нейтронов примерно на три порядка меньше моментов электронов. Если два электрона находятся в одной орбитали, то их магнитные поля замыкаются. Если в веществе магнитные моменты всех электронов взаимно скомпенсированы, т. е. все электроны спарены, то это вещество диамагнитное. Напротив, если в орбиталях имеются одиночные электроны, то вещество проявляет парамагнетизм. Примерами диамагнитных веществ могут служить молекулярные водород, азот, фтор, углерод и литий (в газообразном состоянии). К парамагнитным относятся молекулярный бор, кислород, оксид азота). Вещества с аномально в .1сокой магнитной восприимчивостью (например, железо) называются ферромагнитными. Ферромагнетизм проявляется ими только в твердом состоянии. [c.70]

Начнем с лития. В свободном (газообразном) состоянии в атоме лития два электрона находятся на 15- и один на 25-орбиталях. При образовании кристалла АО перекрываются, причем в наибольшей степени, естественно, внешние валентные 2 , и образуется такое же число молекулярных. Мы говорим, что происходит расщепление атомных орбиталей в зону. В литии образуются две такие зоны 15 и 25. Первая из них возникает при взаимодействии внутренних орбиталеи это взаимодействие (перекрывание АО) относительно мало, и потому зона узка. Так как на каждой из 15-АО Ы было по два электрона, то и все образовавшиеся МО этой зоны содержат по два электрона — зона целиком заполнена, следовательно, не дает вклада в энергию связи (ведь число связывающих и антисвязывающих орбиталей в зоне одинаково). Зона, образованная валентными 25-АО, значительно шире и заполнена, очевидно, наполовину. [c.134]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология