Атомный номер элемента и энергия атомных орбиталей

Подобно тому как занятые в свободном атоме атомные орбитали водорода (орбитали Is) могут объединяться и образовывать молекулярные орбитали, обозначаемые als и o ls, атомные орбитали высокой энергии обычно не занятые в свободном атоме, также могут образовывать молекулярные орбитали. Такие молекулярные орбитали свободны в невозбужденной молекуле водорода, но если молекуле сообщить надлежащую энергию, то они могут быть заполнены. Взаимосвязь между атомными орбиталями и атомными спектрами можно использовать и в дальнейшем, так как молекулярные орбитали более высокой энергии, образованные соответствующими атомными орбиталями, встречаются в молекулах элементов с большим, чем у водорода, порядковым номером. [c.60]

Характер заполнения орбиталей атомов К. Са и 5с показывает, чго энергия электронов зависит не только от заряда ядра, но и от взаимодействия между электронами. На рис. И показана зависимость энергии атомных орбиталей от порядкового номера элемента (логарифмическая шкала). За единицу энергии электрона принято значение [c.24]

Уровни энергии атомных орбиталей существенно зависят от порядкового номера элемента. Особенности кривых зависимости связаны с эффектами экранирования (рис. 1.11) и имеют большое значение при распределении электронов в атомах элементов, образующих последовательности в рядах и периодах периодической системы. [c.72]

Рис. 2.13. Зависимость энергии атомных орбиталей от атомного номера элемента

Устойчивость соединений с высшими степенями окисления увеличивается в порядке 3с1 <С < 5(1, что является, вероятно, следствием действия по крайней мере двух факторов. Во-первых, энергия сублимации металла увеличивается в группе с ростом атомного номера элемента, что требует для ее компенсации либо упрочения, либо образования большего числа связей. Во-вторых, возможность формирования очень прочной ковалентной связи, усиленной за счет способности (п — 1) -орбиталей к образованию я-связи (в данном случае я-акценторной способности с лигандами типа Р и О ), по-видимому, растет, а не уменьшается при переходе вниз по группе. Таким образом, смещение сг- и я-электронов от лигандов к центральному атому металла усиливается при увеличении эффективного заряда. ядра вниз по группе. [c.154]

Найдено, что в пределах одного энергетического уровня (при данном значении п) энергия подуровней в зависимости от I увеличивается в ряду 5 < р < с С /. Для высоких энергетических уровней различия в энергии подуровней достаточно велики, так что один уровень может проникать в другой, например, б5 < 5 4/ < 6р. Поскольку энергия атомных орбиталей зависит от порядкового номера элемента и для различных орбиталей вклад взаимодействия ядро — электрон различен, кажется, что единой последовательности энергетических подуровней быть не может [17—19]. Однако это не так вот подходящий ко всем элементам порядок увеличения энергии подуровней (принцип минимума энергии) [c.34]

Это расхождение с экспериментом требует уточнения энергетической диаграммы. При ее построении комбинировались идентичные (или близкие) по энергии орбитали атомов А и В. В более точном приближении постулируется смешивание (линейная комбинация) всех орбиталей атомов А и В с подходящей симметрией и близкой энергией. Так, отсутствует смешивание атомных 1х- и 25-орбиталей, но вполне вероятно смешивание 2 - и 2р-орбиталей (степень смешивания зависит от эффективного атомного номера элемента). Например, у фтора, при большом значении 7 велико различие между 2з- и 2р-ор-биталями и смешивание так мало, что им можно пренебречь . Для элементов 2-го периода различие в энергии 25- и 2р-орби-талей возрастает от 200 кДж/моль (Ы) до 2500 кДж/моль (Р), [c.94]

По мере увеличения эффективного атомного номера в ряду переходных элементов размеры их атомов уменьшаются. Влияние поля лигандов нарушает эту закономерность, и на кривых зависимости ионных радиусов от порядкового номера появляются минимумы для й -ионов в низкоспиновом состоянии (рис. 10.17). Уменьшение ионных радиусов приводит к образованию более устойчивых комплексов свой вклад в устойчивость вносит и энергия стабилизации полем лигандов. Увеличение степени связывания -электронов с я-орбиталями лигандов (особенно для переходных элементов в низких степенях окисления) повышает мягкость ионов к концу переходных рядов. [c.385]

Характер заполнения орбиталей атомов К, Са, и 8с показывает, что энергия электронов зависит не только от заряда ядра, но и от взаимодействия между электронами. На рис. 11 показана зависимость энергии атомных орбиталей от порядкового номера элемента (логарифмическая шкала). За единицу энергии электрона принято значение 13,6 эВ (энергия электрона невозбужденного атома водорода). Анализ рис. 11 показывает, что с увеличением порядкового но-мера элемента 2 энергия электронов данного состояния (Ь, 2х, 2р и т. д.) уменьшается. Однако характер этого уменьшения для электронов разных энергетических состояний различен, что выражается в пересечении хода кривых. В частности, поэтому при 2 = 19 и 20 кривые энергии 4х-электрона лежат ниже кривой энергии Зй-электрона, а при 7 = 21 кривая энергии Зй-электрона лежит ниже кривой 4р-электрона. Таким образом, у калия и кальция заполняется 45-орбиталь, а у скандия З -орбиталь, [c.27]

Иод, атомный номер 53. Относительно богатая энергией 4/-орбиталь не заполняется, а вместо нее заполняется бх- и 5р-А0 15 2 2р 38 3р 45 3й Ар Ъв Ы %р . Тем не менее для перевода электрона с одной из энергетически более низких АО на 4/-А0 требуется не очень много энергии, так же как небольшое количество энергии необходимо для перевода электрона на вакантную Зй-АО в случае элементов третьего периода, таких, как кремний, фосфор и сера. Этот факт оказывается очень полезным при рассмотрении химии этих элементов. [c.38]

ЭЛЕКТРОННЫЕ КОНФИГУРАЦИИ ЭЛЕМЕНТОВ В ОСНОВНОМ СОСТОЯНИИ. Правила отнесения квантовых чисел, которые мы рассмотрели, позволяют суммировать типы электронов, которые могут находиться в отдельном атоме, при условии, что мы знаем, какие из орбиталей заполнены, а какие не заполнены. При определении электронной конфигурации элементов в основном состоянии (состоянии с наименьшей энергией) мы используем принцип надстройки , т. е. заполнения доступных орбиталей в соответствии с их потенциальной энергией, причем в первую очередь орбиталей с наименьшей энергией. При заполнении вырожденных орбиталей (орбиталей, имеюш их одинаковую потенциальную энергию) мы размеш аем по одному электрону на каждой из вырожденных орбиталей (с одинаковым спином ) на вырожденной орбитали нельзя разместить два электрона до тех пор, пока каждая не получит как минимум одного. Этот порядок заполнения предписывается правилом Гунда. И наконец, что очень важно, мы предполагаем, что электронная структура атома с атомным номером а + 1 такая же, как у атома х, с добавлением одного электрона. [c.20]

Строение атомов. Вернитесь, пожалуйста, к рис. 2.13. Как Вы видите, для лантана и лантаноидов (атомные номера 57-71) характерна близость энергии 6з-, Ъй- и 4/-орбиталей, причем в области атомных номеров приблизительно от 55 до 60 все три уровня сливаются, поэтому мы даже не можем на основании этого рисунка точно предсказать электронные конфигурации соответствующих элементов. Экспериментально было обнаружено, что атомы лантаноидов имеют следующие электронные конфигурации (сверх замкнутой оболочки ксенона) [c.377]

Рис. 3.18. Схема орбитально-энергетических уровней, показывающая порядок заполнения атомных орбиталей в нейтральных атомах по мере возрастания порядкового номера 2 элемента, т. е. числа электронов в газообразных нейтральных атомах. Каждая орбиталь изображена кружком и может быть занята О, 1 или 2 электронами. Орбитали заполняются по мере возрастания их энергии, снизу вверх. Если несколько орбиталей имеют одинаковую энергию, электроны распределяются на них так, чтобы занять по возможности большее число орбиталей.

Решение. Номер элемента указывает, что в атоме 26 электронов. Заполнение энергетических уровней и подуровней (атомных орбиталей) происходит в соответствии с принципом наименьшей энергии (см. шкала энергии, стр. 53). Электронная фер-м а будет иметь вид [c.82]

В табл. 12.2 приведены известные степени окисления и примеры соединений металлов первого переходного ряда (4 -эле-ментов). Можно отметить общую тенденцию изменения числа степеней окисления от минимального в начале и конце ряда (5с и 2п) до максимального в середине (Мп). Малое число степеней окисления для крайних членов ряда связано или с малым числом электронов, участвующих в образовании связей (5с, Т1), или с большим числом -электронов, не участвующих в образовании связей (Си, 2п). Устойчивость высоких степеней окисления последних членов ряда понижается с ростом эффективного атомного номера, поскольку при этом снижается энергия -орбиталей, т. е. растет инертность -электронов [2,3]. Элементы начала ряда почти не образуют соединений без участия -электронов. Так, соединения скандия (II) неизвестны. [c.386]

Изменение энергии 45-, 4р- и Зй-орбиталей с увеличением атомного номера переходных элементов представлено на рис. 1. Из приведенных данных можно сделать несколько выводов [c.15]

Угловую форму молекул некоторых ЭГг обьясняют sd-гибридизацией атомных орбиталей. У атома Ве валентные электроны находятся во втором слое, где нет d-орбиталей, поэтому для него srf-гибридизация невозможна. У следующих за бериллием элементов с ростом порядкового номера уменьшается различие энергий переходов ns-> пр и ns->т/ (в кДж/моль) [c.334]

Приведена энергетическая диаграмма заполнения атомных орбиталей электронами для элементов с порядковыми номерами 1 (И) — 36 (Кг) в соответствии с принципами минимума энергии, запрета (принцип Паули) и максимальной мультиплетности (правило Хунда). Номера электронов отвечают последовательности заполнения электронами энергетических подуровней и равны порядковым номерам элементов в Периодической системе. [c.38]

Как видно из табл. 1, энергия ионизации АН , необходимая для образования частиц возрастает от Ки к Р(1 и от Оз к Р1. Эта величина указывает на уменьшение АНг с возрастанием атомного номера для каждого ряда МГ , но это влияние можно исключить изменениями радиуса (катиона). Следует ожидать, что до тех пор, пока несвязанный электрон расположен исключительно на орбиталях (О1,) или орбиталях е (Т ), радиус должен уменьшаться с возрастанием атомного номера для каждого ряда переходных элементов (см. рис. 1 и гексафториды). Так катион Р1 +(Л обладает более высокими поляризующими свойствами, чем Оз +(Лу, и соответственно должен иметь меньшие размеры. Если, однако, орбитали (О ) или орбитали t (Т ) заняты, поляризующий эффект снижается. Например, Рс1 + (5 в может обладать большим эффективным радиусом, чем Ки +( ). Следует отметить также, что первая конфигурация обусловливает меньшую стабилизацию поля кристалла, чем последняя. [c.382]

Этим объясняются различия химического поведения актинидов и лантанидов. У тория неспаренный электрон, который должен был быть локализован на 5/-орбитали, переходит на более устойчивую 6с -орбиталь. У элементов с атомным номером 91—95 энергии 5/- и 6с(-подоболочек незначительно отличаются друг от друга, поэтому между двумя такими подоболочками легко происходят электронные переходы. Это объясняет большое число валентных состояний, наблюдаемое у О, Мр, Ри и Ат. Начиная с кюрия, 5/-оболочка все больше и больше стабилизируется, вследствие чего для кюрия и последующих элементов наиболее устойчивой является валентность П1. [c.728]

У водорода и гелия (порядковый номер 1 и 2) на орбитали с наименьшей энергией находятся 1 и 2 электрона соответственно, их электронную структуру условно записывают 15 и 15 . В литии и бериллии (порядковые номера 3 и 4) занят также следующий уровень 25 (одним электроном у Ы и двумя у Ве). Электронную структуру этих элементов условно записывают 15 25 и 15 252. Непрерывность этого процесса дает возможность изобразить электронную конфигурацию каждого элемента в его самом низком энергетическом состоянии. Если расположить элементы в порядке возрастания их атомных номеров, так чтобы в вертикальных столбцах находились элементы с одинаковой электронной конфигурацией наружных оболочек, то мы получим периодическую систему, показанную в табл. 2. Из табл. 2 видно, что каждому значению главного квантового числа соответствует три р-, пять с1- и семь /-орбиталей. В свободном атоме каждая орбиталь в пределах любой [c.56]

Атом — наименьшая электронейтральная частица химического элемента, являющаяся носителем епз свойств. Каждому химическому элементу соответствует определенный вид атомов. А. состоит из ядра и электронной оболочки. Масса А. сосредоточена в ядре, которое характеризуется положительным зарядом, численно равным порядковому номеру (атомному номеру). См. Ядро апюшюв. А. в целом электронейтра-лен, поскольку положительный заряд ядра компенсируетт я таким же числом электронов. См. Электрон. Электроны могут занимать в атоме положения, которым отвечают определенные (квантовые) энергетические состояния, называемые энергетическими уровнями. Число энергетических уровней определяется номером периода, в котором находится данный элемент. Число электронов, которые могут заселять данный энергетический уровень, определяется ло формуле N = 2п , щеп — номер уровня, считая от ядра. т.е. главное квантовое число. Согласно квантовой теории невозможно одновременно и абсолютно точно определить энергию и местоположение электрона. Можно лишь говорить о нахождении электрона в определенном объеме пространства, что собственно и представляет собой атомную орбиталь (АО). Электрон заполняет пространство вокруг атомного ядра в форме стоячей волны, которую можно представить как электронное облако. Плотность электронного облака, понимаемого как облако электрического заряда электрона, — электронная плотность, различна и зависит от того, насколько электрон удален от ядра. [c.38]

Значения энергии электронов на орбиталях <г2р и я2р близки, и для некоторых молекул (Bi, Сг, N2) соотношение между ними обратное приведенному энергетический уровень <г2р лежит выше п2р. Это снбусловлено закономерностью изменения энергии 2s- и 2р-электронов с ростом порядкового номера элемента. У атомов В, С и N энергии 2s- и 2р-электронов довольно близки (рис. 1.48), поэтому в точную волновую функцию <г2рх-орбитали молекул, построенных из этих атомов, заметный вклад вносит также атомная 25-орбиталь. Вклад 25-орбитали повышает энергию молекулярной орбитали сг2р,, так как переход 25-электрона на эту орбиталь требует затраты энергии. В результате энергия орбитали <г2р, становится выше энергии орбиталей п2р, и [c.111]

Драго [22] объяснил уменьшение энергии ковалентной связи с увеличением атомного номера элемента в группе уменьшением перекрывания атомных орбиталей вследствие размещения валентных электронов в большем объеме и увеличением отталкивания между внутренними (несвязывающими) электронами соединенных атомов. Однако последнее, по-видимому, не столь важно, поскольку известно (см, ниже), что в группе переходных элементов более тяжелые элементы образуют более устойчивые соединения, в которых они имеют высшие степени окисления. [c.147]

Несмотря на ограниченное число экспериментальных данных, можно предположить, что в изоэлектронных рядах переходных элементов (например, в ряду Сг, Мо, ) по мере возрастания атомного номера металла взаимодействие металл — метаал усиливается от слабого обменного взаимодействия (со значениями J порядка 1000 слг ) до образования прочной ковалентной связи металл — металл с энергиями до 30 ккал/моль причиной этому служит увеличение радиальной части соответствующих -орбиталей. Такой эффект ослабляется при повышении окислительного состояния металла, и в соединении Мо2С1хо обнаруживается лишь слабое взаимодействие [6] ((Аэфф = 1,64 [18 при 293 °К и 6 = 15° в интервале 90—293° К) в отличие от прочной связи Мо — Мо в комплексе Мо2(СН3002)4. Однако в изоморфном димерном соединении У2С1ю. по-видимому, имеется прочная связь Ш с расстоянием 3,30 А остаточный [c.332]

Значения энергии электронов на орбиталях а2р и п2р близки, и для некоторых молекул (Вг, С2, N2) соотношение между ними обратное приведенному уровень о2р ле)и ит выше п2р. Это обусловлено закономерностью изменения энергии 25- и 2р-электронов с ростом порядкового номера элемента. У атомов В, С и N энергии 25- и 2р-электронов довольно близки (рис. 1.51). Поэтому в точную волновую функцию о2рг-орбитали молекул, построенных пз этих атомов, с заметным весом будет входить также атомная орбиталь [c.104]

Энергия релаксации зависит от электронной конфигурации, но не зависит от различных состояний в рамках одной электронной конфигурации. Наблюдается также некоторая зависимость рел(А) от низко- или ВЫСОКОСПИНОВОГО характера конфигурации [171]. Энергию Ерел А) можно представить в виде суммы вкладов от отдельных атомных орбиталей [171, 172], причем вклад от одного электрона (2s и 2р для элементов второго периода, 3d для переходных элементов) уменьшается с увеличением порядкового номера. Общую энергию релаксации внутреннего уровня Ерел в молекуле также можно представить в виде суммы вкладов от отдельных МО [171, 172]. Для сложных молекул можно приближенно выделить вклады в Ерел изучаемого атома от групп, связанных с этим атомом [173]. [c.53]

После ртути, следующей за золотом, по мере увеличения атомного номера расположено еще несколько элементов, затем идет инертный газ радон и радиоактивные элементы Рг и Ка и, наконец, актиний с конфигурацией внешних электронов 75 6й. Здесь снова возникает ситуация, аналогичная той, которая наблюдалась у лан-танпдов. Следует ожидать, что после актиния сразу начнется заполнение 5/-оболочек и образуется новый ряд из 15 элементов, подобный ряду лантанидов. Дело обстоит не так просто. В случае лантанидов электронная конфигурация определялась тем, что 4/-орбитали энергетически заметно выгоднее 5 -opбитaлeй. Однако у элементов, следующих непосредственно за актинием, различие в энергии 5/- и б -орбиталей не столь уж велико. Поэтому и ионы, и нейтральные атомы таких элементов люгут иметь электроны либо на 5/-, либо иа 6 -оболочках, либо на тех и других одновременно. Лишь после того, как к конфигурации Ас добавится четыре или пять электронов, 5/-орбитали становятся более устойчивыми. Аналогия в химических свойствах заметна лишь у элементов, следующих за америцием. Тем не менее сейчас принято считать, что группа из 15 элементов начинается с актиния и называется группой актинидов. [c.11]

К внутренним орбиталям в случае 5/-орбиталей такой же, как и в случае 4/-орбиталей. Поэтому можно думать, что у тория и, вероятно, у протактиния нет 5/-электронов, но они появляются у урана и у последующих элементов. На рнс. 32.1 приближенно показано изменение энергий притяжения к ядру наиболее слабо связанных 5/- и 6й-электронов. Из спектральных, химических и других данных следует, что энергия 5/-уровня с увеличением атомного номера последовательно понижается по сравнению с 6й-уровнем. Сравнивая рис. 32.1 с аналогичным графиком для лантанидов,, южно заметить, что точка пересечения кривых для d- и /-орбиталей расположена по-разному относительно начала каждого ряда эле.ментов и что у 5/-орбиталей понижение энергии и сокращение размеров выражено не столь отчетливо, как у 4/-орбиталей. Таким образом, 5/-орби-тали простираются за пределы 6s- и бр-оболочек в большей степени, чем 4/-орбитали за пределы 5s- и 5р-оболочек. Увеличенная пространственная протяженность 5/-орбиталей была доказана экспериментально. Структура спектра ЭПР UFg, распределенного в решетке aFj, свидетельствует о взаимодействии ядер фтора с неспаренным электроном иопа, что позволяет предположить наличие неболь- [c.528]

Рнс. 3.17. Относительные энергии Е атомных орбиталей, вычисленные и пред ставленные графически в зависимости от заряда ядра Z (порядке него номера элемента). Кривые проведены плавно, без учета неболь ших флуктуаций, наблюдаемых на самом деле. Обратите внимание что график построен в логарифмических координатах. [Latter R Phys. Rev., 99, 510 (1955).] [c.111]

Расчеты МО для гетероядериых связей намного сложнее, чем для гомоядерных, поскольку приходится принимать во внимание асимметрию электрического поля вдоль оси связи. На рис. 17.5 дано схематическое изображение корреляционной диаграммы орбиталей для гетероядерной связи. Атомные орбитали изолированных атомов, характеризующиеся одинаковыми квантовыми числами, в данном случае уже не совсем совпадают по энергии, и переход к атомным орбиталям объединенного атома осуществляется совсем не так, как это было для гомоядерных молекул. Этот переход, вообще говоря, зависит от зарядов ядер каждого из двух атомов, однако диаграмма, изображенная на рнс. 17.5, позволяет вполне удовлетворительно описывать свойства связей между элементами с порядковыми номерами от 5 до 10. [c.511]

В следующем длинном периоде цезий, барий и лантан имеют структуры, которых и следовало ожидать (Xe 6s (Хе)6 2 и (Xe)5d 6s . Можно было ожидать, что лантан будет первым членом третьего переходного периода, однако это не так. Атомный спектр церия не напоминает спектры титана или циркония — элементов, находящихся в соответствующих положениях в первых двух переходных периодах. У- атомов с высоким атомным номером (2се = 58) энергия 4/-орбиталей ниже, чем 5d фактически церий имеет конфигурацию 4p5s 5p 5d°6s . Получается ряд из 15 элементов, от лантана до лютеция, основным различием между которыми является число электронов на семи внутренних 4/-орбиталях. Химическое сходство между этими элементами очень велике, так как две их внешние орбитали полностью идентичны. Таким образом, если расположить элементы в соответствии с их электронными конфигурациями, элементы от лантана [c.56]

Гораздо заметнее, естественно, различия, связанные с изменением самого атома металла . В качестве иллюстрации зависимостй свойств связи металл—кольцо от природы мeтaллa остановимся на одной тенденции в изменении этих свойств при переходе от элементов, начинающих ряд переходных металлов, к элементам, завершающим его. Эта тенденция связана с изменениями в энергиях ns-, пр- и п — 1) d-орбиталей металла в зависимости от положения последнего в ряду (рис. 6), Для металлов в середине ряда орбитали всех трех типов близки по энергиям, что приводит к выполнению так называемого правила эффективного атомного номера — ЭАН, В ЦПД-производных этих металлов связь металл — кольцо тройная, поскольку близость энергий орбиталей металла допускает построение гибридных орбиталей, подходящих для образования достаточно прочных центральных связей как а-, так и я-типа. Моногапто-ЦПД-производные для этих ме- [c.16]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология