Радиус орбитальный ионный

Таблица 8. Орбитальные и эффективные радиусы некоторых атомов и ионов

В то же время квантовая механика позволяет произвести расчет вероятности нахождения электрона внутри сферического слоя радиусом г, построить схематические кривые радиального распределения электронной плотности, получить фигуры с поверхностью, ограничивающей, нанример, 95% плотности распределения электронов. Пространственное распределение электронной плотности вокруг ядра, описываемое как функция первых трех квантовых чисел — п, I ш тп1 (совокупность положений электронов с данными квантовыми числами вокруг ядра), называется орбиталью . Радиусы главных максимумов радиальной плотности электронов отдельных орбита.лей атомов и ионов называются нх орбитальными радиусами. Орбитальный радиус ни в коей мере не определяет границ распространения электронов рассматриваемой орбитали, а лишь максимум их электронной плотности. Вероятность пребывания соответствующих электронов за максимумом, т. е. на расстоянии от ядра, большем, чем орбитальный радиус, вполне значима, хотя и очень быстро уменьшается (рис. 2). Поэтому орбитальные радиусы являются как бы остовными (скелетными) радиусами, и за [c.25]

По сравнению с возбужденными состояниями легче производится расчет орбитальных радиусов попов. Для катиона натрия, например, его орбитальный радиус определяется расстоянием от ядра до максимума электронной плотности 2 у-электронов (L-слой на рис. 22), так как у Na+ отсутствует Зх-электрон. Теоретический расчет орбитальных радиусов анионов аналогичен расчету соответствующих радиусов нормальных состояний. В табл. 8 приведены орбитальные и эффективные радиусы некоторых ионов и нейтральных атомов. [c.70]

Из самого понятия орбитального радиуса следует, что он ближе к истинному размеру атома, чем эффективный радиус. В отличие от эффективного орбитальный радиус является характеристикой свободного атома или иона и не зависит от природы химической связи и других факторов. Для предсказания межатомных расстояний в молекулах и кристаллах необходимо знание орбитальных [c.70]

Основополагающим понятием современной химии является понятие о химическом элементе , т. е. виде атомов с определенной совокупностью свойств. Под свойствами изолированных атомов подразумеваются заряд ядра и атомная масса, особенности электронного строения, потенциалы ионизации, сродство к электрону и электроотрицательность, атомные, орбитальные и ионные радиусы н т. д. Однако необходимо иметь в виду, что изолированные атомы как форма организации вещества могут существовать в природе лишь при достаточно высоких температурах в виде моноатомного пара. Единственным исключением являются благородные газы, для которых при любых условиях и в любом агрегатном состоянии структурной единицей является атом. Все остальные элементы существуют в природе в виде более сложных агрегатов молекул и кристаллов. Таким образом, следует строго различать понятия элемента как вида изолированных атомов и простого вещества как формы существования элемента в свободном состоянии. Следует особо подчеркнуть нетождественность этих понятий хотя бы потому, что один элемент может существовать в виде нескольких простых веществ (аллотропия) . [c.26]

Для трехзарядных ионов р-элементов И группы вычислите отношение е/г , характеризующее силу электростатического поля, создаваемого ионом. В качестве г возьмите орбитальные радиусы соответствующих ионов из приложения (табл. 2). [c.50]

Ионы обозначают теми же символами, что и атомы, указывая справа вверху их заряд, например, положительный трехзарядный ион алюминия обозначают А1 +, отрицательный однозарядный ион хлора — С1 . Для ионов, как и для атомов, существует несколько систем радиусов. На их размеры влияют такие факторы, как количество ближайших ионов в узлах кристаллической решетки (называемое координационным числом) и их электронное состояние (заряд, размер и др.). Поэтому наиболее индивидуальным радиусом иона так же, как и для атома, можно считать его орбитальный радиус. Потеря атомом электронов приводит к уменьшению его эффективных размеров, а присоединение избыточных электронов — к увеличению. Поэтому радиус положительно заряженного иона (катиона) всегда меньше, а радиус отрицательно заряженного иона (аниона) всегда больше радиуса соответствующего электронейтрального атома [c.82]

Размер Ы атомов и ионов определяются размерами электронной оболочки. Но [10 кваитовомеханическим представлениям электронная оболочка пе имеет строго определенных границ. За радиус свобод-Ht)Po атома (иона) можно принять теоретически рассчитанное положение главного максимума плотности bh luhhx электронных облаков (см. рис. 9. 11). Это так называемый орбитальный радиус атома (иопа). Практически используют вычисленные по экспериментальным данным значения радиусов атомов и ионов, находящихся в соединении. Различают ковалентные радиусы и металлические радиусы атомов. [c.34]

Так, орбитальный радиус атома калия составляет 216 пм, а радиус иона К" " [c.82]

В пределах одной подгруппы радиусы ионов одинакового заряда возрастают с увеличением заряда ядра. Это иллюстрируется следующими примерами (орбитальные радиусы ионов даны в пм) [c.82]

Отождествление свойств компонентов в жидких растворах и в твердом состоянии привело также к неправильным представлениям о ионных радиусах в твердом теле. Например, ионные радиусы Na+ и С1 считались равными 0,097 и 0,181 нм соответственно, в то время как квантовомеханический расчет (орбитальные радиусы, см. табл. 8) дает значения = 0,028 нм, -=0,074 нм. Изучение твердых тел, которое интенсивно развивается в течение последних десятилетий и обусловлено растущими потребностями различных областей новой техники, заставляет с новых позиций подойти к пониманию фундаментальных законов общей химии [c.301]

Из самого понятия орбитального радиуса следует, что он ближе к истинному размеру атома, чем эффективный радиус . В отличие от эффективного орбитальный радиус является характеристикой свободного атома или иона и не зависит от природы химической связи и других факторов. Для предсказания межатомных расстояний в молекулах и кристаллах необходимо знание орбитальных радиусов атомов не только в нормальном, но и в возбужденных состояниях. Однако даже с помощью мощных компьютеров задача вычисления орбитальных радиусов для возбужденных состояний атомов еще не решена. [c.54]

Для контролируемых зарядом реакций должна существовать достаточная разница в уровнях энергии между высшей занятой молекулярной орбиталью (ВЗМО) донора и низшей свободной молекулярной орбиталью (НСМО) акцептора. Это достигается, если донор имеет высокую электроотрицательность, т. е. он имеет низко-лежащие занятые орбитали и, таким образом, не имеет тенденции отдавать свои электроны. Для реакций в растворе процесс удаления электронов от донора, который обычно является отрицательно заряженной частицей (основанием или нуклеофилом), включает потерю энергии сольватации это обстоятельство затрудняет протекание процесса. Чем меньше ионный радиус атома, с которого удаляются электроны, тем больше энергия сольватации и тем ниже будет лежать орбиталь. Поэтому контролируемые зарядом реакции включают атомы с высокой электроотрицательностью и малым ионным радиусом, т. е. с высокой орбитальной электроотрицательностью. Примером таких заряженных частиц является Р" или ОН примерами незаряженных частиц, склонных к контролируемым зарядом реакциям, являются вода и амины. [c.73]

В последнее время достаточно широкое распространение получило представление об орбитальном радиусе, под которым понимается теоретически рассчитанное расстояние от ядра до главного максимума электронной плотности внешней орбитали. Радиус внешней орбитали атома или иона определяет атомный или ионный орбитальный радиус. В отличие от эффективного, орбитальный радиус является характеристикой свободного атома или иона, т. е. не зависит от природы химической связи, что создает определенные трудности при использовании таких величин для реальных химических соединений. [c.51]

С конкурирующей потерей энергии сольватации. Чем меньше ионный радиус атома, от которого уходят электроны, тем больше энергия сольватации и ниже энергия орбитали. Другими словами, реакции, контролируемые зарядом, включают частицы с высокой электроотрицательностью и малым ионным радиусом (высокая орбитальная электроотрицательность), например ЫНз, СНзО. В противоположность этому для реакций замещения необходимо, чтобы донор был слабо сольватирован, имел высоколежащие занятые орбитали, относительно низкую электроотрицательность и большой ионный радиус (например, I , ). [c.54]

Ионные радиусы кристаллов для ряда катионов и анионов приведены в табл. 19.1. Данные таблицы показывают, что в каждой группе периодической системы ионные радиусы возрастают с увеличением числа орбитальных электронов. [c.580]

Величины г 1 для орбиталей всех атомоз и многих ионов рассчитаны в 1965 г. Бобером и Кромером (так называемые радиусы орбитальных максимумов). [c.30]

В последнее время достаточно широкое распространение получило представление об орбитальном радиусе, под которым понимается теоретически рассчитанное расстояние от ядра до главного максимума электронной плотности внешней орбитали Радиус внешней орбитали атома или иона определяет атомный или ионный орбитальный радиус В отличие от эффективного, орбитальный радиус является характеристикой свободного атома или иона, т е не зависит от природы химической связи, что создает определенные трудности при использовании таких величин для реальных химических соединений В табл 4 2, а также в таблицах по атомным характеристикам различных элементов (второй раздел) указаны значения соответствующих радиусов для всех элементов При этом ионные радиусы г приведены по шкале, в которой в качестве базовых используются гр- = = 0,133 нм и го - = 0,140 нм [c.47]

Требования для реагентов в орбитально-контролируемых реакциях обратны. Доноры должны иметь высоколежащие занятые орбитали, относительно низкую электроотрицательность и большой ионный радиус. Примерами таких доноров являются 1 , и Н . Акцепторы должны быть сильными они должны легко восстанавливаться, иметь низколежащие незанятые орбитали, относительно высокое сродство к электрону и большой ионный радиус. Примером являются Hg +, Ag и Pt . [c.74]

Радиус внешней орбитали атома или иона определяет атомный или ионный орбитальный радиус, обозначаемые как Горб и орб соответственно. [c.27]

Дать толкование понятий эффективный, ковалентный, ионный, ван-дер-Ваалъсовский, металлический, орбитальный радиусы. В чем их сходство и различие [c.83]

Как видно из приведенного краткого обзора, книга Т. Пенкали Очерки кристаллохимии в значительной степени ограничена материалом классической кристаллохимии и не содержит в должном объеме обобщений по, последним достижениям структурных исследований. В частности, быть может чрезмерно большое значение автор приписывает радиусам атомов (ионов). Следует отметить, ЧТ0 представления о радиусах атомов (ионов) в современной кристаллохимии не имеют существенного значения. Им на смену пришла концепция координационных связей, их анизотропии и индивидуальности в различных кристаллических структурах. В связи с новыми и более точными расшифровками структур становится все более очевидным, что атомы химических элементов только в свободном состоянии могут характеризоваться сферами действия (орбитальными радиусами), а попадая в ту или иную структуру, как правило, становятся анизотропными и формируют неодинаковые химические связи с соседними атомами, т. е. характеризуются не радиусами, а координационными пучками или многогранниками. Разумное использование концепции эффективных радиусов атомов, ионов, молекул в основном для приближенных построений может быть перспективным только в том случае, когда исследователь четко понимает всю искусственность применения изотропной концепции радиусов в анизотропном кристаллическом пространстве, понимает все ее недостатки и не возводит ее в абсолют. Широко применяемая проф. Т. Пенкаля в данной книге именно в таком смысле гольдшмидтовская концепция эффективных радиусов себя не дискредитировала с незначительными уточнениями она и теперь обычно используется в кристаллохимии. [c.8]

Сравнение ионных ра.днусов с ковалентными или металлическими радиусами (см. стр. 632) показывает, что положительные ионы значительно меньше нейтральных атомов того же элемента вследствие избытка ядерного заряда по сравнению с зарядом орбитальных электронов. В то же время радиус отрицательного иона значительно больни-ковалентного радиуса [c.110]

При образовании катиона, когда теряется наружный электронный слой атома, наблюдается резкое уменьшение радиуса и Гкатиона С/ атома. Если сравнивать приводимые В справочной и учебной литературе ионные радиусы отрицательных ионов с соответствующими атомными радиусами, можно заключить, что присоединение даже одного электрона к атому (т. е. образование отрицательного иона из нейтрального атома) существенно увеличивает его размеры. Между тем квантовомеханический расчет радиусов ионов (как расстояния от ядра до максимума электронной плотности того внешнего электронного облака, которое соответствует данному состоянию ионизации) показал, что радиусы анионов близки к радиусам атомов, а радиусы катионов к радиусам предпоследнего электронного слоя атомов. С учетом сказанного не следует придавать физического смысла кажущемуся различию между значениями атомных радиусов и радиусов отрицательных ионов. В настоящее время производится пересмотр понятий атомные и ионные радиусы и вводится понятие орбитальные радиусы атомов и ионов. Возможность использования в настоящее время в практике табличных значений атомных и ионных радиусов оправдывается тем, что они могут служить четкими характеристиками различия в размерах разных атомов или ионов и позволяют достаточно точно оценить межатомные расстояния. [c.247]

В каждом периоде периодической таблицы наблюдается общая тенденция к возрастанию энергии ионизации с увеличением порядкового номера элемента. Сродство к электрону оказывается наибольшим у кислорода и галогенов. Атомы с устойчивыми орбитальными конфигурациями.(s , s p , s p ) имеют очень небольшое (часто отрицательное) сродство к электрону. Расстояние между ядрами двух связанных атомов называется длиной связи. Атомный радиус водорода Н равен половине длины связи в молекуле Hj- В каждом периоде периодической таблицы наблюдается в общем закономерное уменьшение атомного радиуса с ростом порядкового номера элемента. Электроотрицательность представляет собой меру притяжения атомом электронов, участвующих в образовании связи с другим атомом. При соединении атомов с си.пьно отличающейся электроотрицательностью происходит перенос электронов и возникает ионная связь атомы с приблизительно одинаковой электроотрицательностью обобществляют электроны, участвующие s сбразовашг. ковалентной связи. Между атомами типа Н и F с умеренной разностью электроотрицательностей образуется связь с частично ионным характером. [c.408]

Близость по порядку величины работы отрыва электрона от аниона и от возбужденного до 45-состояния нейтрального атома представить можно, но с количественной стороны проблема, конечно, сложна электрон 4s находится от ядра на расстоянии во всяком случае не менее 2,5Л и имеет влияющие на прочность связи с ядром добавочные максимумы на уровнях 3s, 2s и Is шестой электрон Зр находится в свободном ионе, очевидно, заметно глубже, чем 2,5А, но несколько выше, чем 0,72А (расстояние первых пяти Зр-электронов), и притом неизвестно, на сколько выше, но добавочный внутренний максимум плотности у него только один, а именно 2р. При образовании молекулы (Na I) перекрывание примерно приходится на область, отвечающую расстоянию от ядра Na орбитали Na3s, а по отношению к ядру С1— расстоянию от него С1 орбитали Зр как будто два нейтральных атома подошли вплотную друг к другу — с перекрыванием наружных частей своих внешних валентных орбитальных облаков как раз вплоть до точек максимума плотности. Энергетическое значение сродства к электрону атома аргона отвечает точке, лежащей уже значительно выше, чем уровень возбужденного 45-электрона в нейтральном атоме, что свидетельствует о слабом просвечивании ядерного заряда аргона сквозь экран закрытой оболочки ls 2s p"3sV по сравнению с просвечиванием сквозь экран открытой оболочки ls 2s p 3s p в атоме хлора. В атоме аргона нет никакой близости уровня сродства к электрону и уровней возбужденных электронов 4s, 4р и 3d, которые остаются пустыми диффузными вакансиями большого радиуса. [c.45]

Вследствие волнового характера движения электрона атом не имеет строго определенных границ. Поэтому измерить абсолютные размеры атомов невозможно. За радиус свободного атома можно принять теорё тически рассчитанное положение главного максимума плотности внешних электронных облаков (рис. 14). Это так называемый орбит.альный радиус. Как видно на рис. 14, в ряду элементов данного периода (Ь1 — Ке) орбитальные радиусы атомов с ростом заряда ядра в целом уменьшаются. Поэтому изменение атомных и ионных радиусов в периодической системе носит периодический характер (рис. 15). В периодах атомные и ионные радиусы по мере увеличения заряда ядра в общем уменьшаются. Наибольшее уменьшение радиусов наблюдается у элементов малы Г периодов, так как у них происходит заполнение внешнего электронного слоя. В больших периодах в пределах семейств (/-и /элементов наблюдается более плавное уменьшение радиусов. Это уменьшение называют соответственно 3,- и /сжатием. В подгруппах элементов радиусы атомов и однотипных ионов В общем увеличиваются. [c.43]

Атомы или молекулы (или их ионы), имеющие лишь один электрон, в смысле решения уравнения Шрёдингера, очевидно, относятся к особой категории, поскольку орбитальные волновые функции являются одновременно и полными электронными волновыми функциями. Для таких систем уравнение ШрёдиН гера можно решить точно. Несмотря на то что для химиков пО добные одноэлектронные системы сами по себе не представляют большого интереса, они важны потому, что орбитали многоэлектронных систем во многом подобны орбиталям одноэлект-ронных. Поэтому целесообразно начать изучение атомных орбиталей с рассмотрения точно решаемой задачи, а именно с на хождения волновых функций для электрона в атоме водорода. Задачу решения уравнения Шрёдингера для электронов в ато ме или молекуле можно упростить путем разумного выбора координатной системы, определяющей положение электронов относительно ядер. Для изолированного атома, не подверженного влиянию внешних полей, все направления в пространстве эквивалентны. Можно ожидать, что при фиксированном раС стоянии г от ядра, т. е. на поверхности сферы радиуса г, электронная плотность однородна. Однако для различных г элект ронная плотность будет различна. Поэтому разумно выбрать не обычную декартову систему координат х, у, г, а систему, в которой одной из координат является г. Такая координатная [c.28]

И0НИЗЭЩ1И В первую очередь отщепляются 5- и -электроны и происходит стабилизация /-электронов за счет оставшихся -электронов, образовавшиеся ионы в нормальных степенях окисления могут не содержать 6й-электроноа. С этой точки зрения наиболее показательны электронные структуры элементов в металлическом состоянии. Из значений металлических радиусов (см. рис. 3) следует, что ТЬ, Ра и и не имеют 5/-электронов. Первый 5/-электрон появляется только у нептуния. Диаграмма на рис. 4 [420] иллюстрирует области существования кристаллических структур и характер электронов металлов до америция включительно при различных теМ1пературах. Торий и протактиний характеризуются чистым -орбитальным поведением, а америций и последующие элементы — /-поведением. Уран, нептуний и плутоний в средней зоне имеют комбинированное ( /)-пове- [c.19]

Переход нейтрального атома в катион (например, На На с упразднением внешнего электронного слоя) сопровождается резким уменьшением орбитального радиуса. Этот факт согласуется как с теорией Бора [см. формулу (П1.7)], так и с выводами квантовой механики (см. рис. 13). В то же время анионизащ1Я (Г - Г и Т.Д.) почти не изменяет орбитального радиуса нейтрального атома. Это и понятно, поскольку образование аниона, как правило, не связано с возникновением новых электронных слоев и оболочек. Например, при образовании иона С1 лишний электрон заполняет внешнюю Зр-оболочку, на которой у атома хлора было 5 электронов. Поэтому орбитальные атомный и ионный радиусы хлора практически не отличаются друг от друга и соответственно равны 0,073 и 0,074 нм. Таким образом, эффективные радиусы катионов и анионов оказываются в несколько раз превосходящими их орбитальные радиусы. Это указывает на отсутствие в молекулах и кристаллах самостоятельных ионов вообще. Об этом же свидетельствует тот факт, что затрата энергии на отрыв одного электрона от атомов металлов всегда [c.54]

Электронная плотность в атоме рассчитывается на основании того пли иного приближения квантово механики, и вычисленная величина орбитального радиуса в определенной степени связана с используемым методом расчета. Поэтому орбитальные атомные и ионные радиусы нельзя абсолютизировать. В то же время их масштабные соотношения правильно передают общие закономерности электронного строения атомов, их завимзмости, например, от квантовых чисел илр атомных номеров. Из всех известных расчетов такого рода удобнее всего использовать расчеты Дж. Т. Вебера и Д. Т. Кромера iWaber, romer, 1965], поскольку они сделаны для всех алементов (табл. 3,4). [c.27]