Энергия и электронная конфигурация

В большинстве учебников, вплоть до современных, валентность определяется как способность атома образовывать различное число химических связей с другими атомами. Современные представления о природе химической связи основаны на электронной (спиновой) теории валентности (наибольший вклад в развитие этой теории внесли Г.Льюис и В.Коссель), в соответствии с которой атомы, образуя связи, стремятся к достижению наиболее устойчивой (т.е. имеющей наименьшую энергию) электронной конфигурации. При этом электроны, принимающие участие в образовании химических связей, называются валентными. [c.43]

Объясните различие между первой энергией ионизации фосфора, Р (1063 кДж моль ) и серы, 8 (1000 кДж моль ), основываясь на сопоставлении валентных орбитальных электронных конфигураций атомов Р и 8. [c.401]

Еще одним свойством атомов, которое сильно зависит от их орбитальной электронной конфигурации, является сродство к электрону (СЭ), представляющее собой изменение энергии, которым сопровождается присоединение электрона к изолированному атому с образованием отрицательного иона [c.400]

Рис. 28. Диаграмма "уровней энергии электронной конфигурации д, -.

Электронное строение гомоядерных двухатомных молекул определяется путем мысленного процесса заполнения валентными электронами молекулярных орбиталей, начиная от а, и кончая а , в порядке возрастания энергии. Таким образом, можно установить, например, что молекула Ы2 имеет электронную конфигурацию КК(а ) (одна а-связь), а молекула N2 имеет конфигурацию КК (а,) (ст ) (Лд. у) (а,) с тремя эффективными связями (одна ст-связь и две л-связи). Эффективное число связывающих электронов, деленное на 2, дает условный порядок связи. Например, у молекулы Ы2 порядок связи 1, а N3 имеет порядок связи 3. По мере возрастания порядка связи в заданной гомоядерной двухатомной системе длина связи уменьщается, а энергия связи увеличивается. [c.544]

Электронной конфигурацией называется распределение электронов атома по различным квантовым состояниям. Согласно принципу наименьшей энергии электрон, присоединяемый к атому, занимает в нем свободный уровень с наименьшей энергией. Если бы не запрет Паули (см. 5), то все электроны в любом атоме занимали бы уровень 15. Но вследствие запрета Паули число электронов, занимающих данный уровень, строго ограничено. Оба указанных фундаментальных условия составляют принцип построения электронных конфигураций атомов и молекул. [c.36]

Возьмем для примера ион Си + с конфигурацией ii . В октаэдрическом комплексе наинизшей по энергии электронной конфигурацией будет которая приводит к состоянию Eg. Для [c.272]

Спектры ионов переходных металлов с частично заполненными -оболочками содержат слабые полосы в ближней инфракрасной и видимой областях и более интенсивные полосы в ультрафиолетовой области. Слабые полосы поглощения обусловлены й — -переходами, т. е. переходами между уровнями энергии электронных конфигураций Рассмотрение этих переходов и является основной задачей настоящего раздела. [c.322]

Слабые узкие полосы в спектрах лантанидов обусловлены f — f-переходами, т. е. переходами между разными уровнями энергии электронных конфигураций 4/". Эти уровни энергии очень слабо зависят от полей соседних атомов и определяются главным образом силами, действующими и в свободных ионах. Здесь мы рассмотрим лишь два типа взаимодействий этого рода — спин-орбитальное взаимодействие и электростатическое отталкивание между 4/-электронами [106, 107]. [c.368]

Эту электронную конфигурацию можно интерпретировать следующим образом. Три занятые а-орбитали соответствуют двум парам электронов (одна из них преимущественно локализована у атома углерода, вторая — около атома азота) и одной о-связи между атомами углерода и, <ислорода. Дважды вырожденный л, -уровень соответствует образованию двух я-связей. Молекула СО характеризуется очень большой энергией диссоциации (1069 кДж/моль), высоким значением силовой постоянной связи (ксо= 1860 Н/м) и малым межъ-ядерным расстоянием (0,1128 нм). Электрический момент диполя молек лы СО незначителен ( х = 0,04 Кл м) при этом эффективный заряд на атоме углерода отрицательный, а на атоме кислорода — положительный. [c.405]

Синглетный кислород и фотохимическое окисление. Самая низкая по энергии электронная конфигурация молекулы Оз, которая содержит два электрона на я -0 рбиталях, может находиться в трех состояниях, как это показано ниже [c.360]

Электроны центрального иона распределяются по -орбиталям так, чтобы образовалась система с минимальной энергией. Это может быть достигнуто двумя способами размещением электронов на -орбиталях, отвечающих более низкой энергии, или равномерным распределением их по всем -орбиталям в соответствии с правилом Хунда (см. стр. 90). Если общее число электронов, находящихся на -орбиталях центрального нона, не превышает тр х, то они размещаются па орбиталях более низкого энергетического уровня 15 по правилу Хунда. Так, у иона Сг +, имеющего электронную конфигурацию внешнего слоя 3 каждый из трех -электронов занимает одну из трех -орбиталей. [c.596]

Какова молекулярно-орбитальная электронная конфигурация молекулы Р Сколько в этой молекуле неспаренных электронов Чему равен порядок связи в ней Как соотносится ее энергия связи с энергией связи молекулы 83 Объясните ответ. Какая из этих молекул, или 2, имеет большую длину связи [c.547]

На молекулярной орбитали какого типа находится неспаренный электрон в ионе НР Локализована ли эта орбиталь на атоме Р либо Н Какова молекулярно-орбитальная электронная конфигурация иона НР Чему равен порядок связи в ионе НР В ионе НР Где больше энергия связи, в НГ или НГ Является ли парамагнитным двухатомный ион НГ [c.548]

Зти ионы и eют такую же электронную конфигурацию, как атом азота (см. рис. 1.34). При соединении нонов С и 0+ образуется тройная связь, аналогичная связи в молекуле N2. Очевидно, тройная связь более прочна, чем двойная система с тройной связью обладает более низкой энергией. Выделение энергии при образовании третьей связи с избытком компенсирует ее затраты на перенос электрона от более электроотрицательного кислорода к угле- [c.95]

Коэффициенты Ак можно найти, воспользовавшись вариационным методом. При этом выражение для полной волновой функции (4.87) хюдсгавляют в формулу (3.34) и проводят минимизацию по коэффициентам Л и с, в разложении МО ЛКАО. В результате получаются уравнения, из которых находят коэффициенты и полные энергии электронных конфигураций Е/ [c.123]

Различие обусловлено обратным расположением сайых внешних а- и я-орбиталей (поскольку о -электроны, несвязывающие в N, являются связывающими для связи С—Н в молекуле НСС). В самых низких по энергии электронных конфигурациях радикалов H F или HNO, точно так же, как в конфигурациях соответствующих объединенных молекул NF или О2, имеется по два эквивалентных л-электрона, что приводит к состояниям типа и 2 Пер- [c.115]

Каждый отдельный детерминант соответствует вполне определенной энергии невзаимодействующих электронов или вполне определенной энергии электронной конфигурации При учете электрон-электронного взаимодействия новые значения энергии оказываются относительно близкими к значениям энергий электронных конфигураций без учета взаимодействия электронов Поэтому, если хотим с помощью приема наложения конфигураций получить точные значения энергий и собственных функций для каких-то состояний молекулы, то необходимо брать линейную комбинацию детерминантых функций нулевого приближения (т е такого. [c.281]

Каждой конфигурации 2s "2p соответствует ряд состоян1ш, относящихся к термам разной мультиплетности, однако в данном случае, ввиду пренебрежспия обменными интегралами, все состояния вырождены. Поэтому необходимо по набору экспериментальных энергетических уровней атомов определить некоторую среднюю энергию электронной конфигурации. Наиболее просто это осуществляется путем усреднения энергий атомных термов с весами, пропорциональными количеству состояний, относящихся к данным термам. Например, для конфигурации 2s 2p углерода имеется 15 микросостояний, девять из которых относится к три-плетному состоянию Р, а 6 — к синглетным состояниям Ч) и В соответствии с этим [c.71]

Из таблицы следует что энергия ионизации атома сильно зависит от его электронной конфигурации. В частности, завершенные слои збнаруживают повышенную устойчивость. Наименьшими значения ли энергии ионизации обладают s-элементы первой группы (Li, Na, К). Значение же энергий ионизации /г у них резко возрастает, что отвечает удалению электрона из завершен1юго слоя (п пр и 2s у Li). Аналогично для s-элементов И группы (Ве, Mg, Са) удалению электрона из завершенного слоя (ns np и у Ве) отвечает резкое повышение энергии ионизации /> [c.31]

Очевидно, можно использовать и известные из [203] соотношения, связывающие среднюю энергию электронной конфигурации с энергией отдельных термов через параметры Слейтера — Кондона, например, [c.91]

Надежные значения сродства к электрону найдены лишь для не-болылого числа элементов. Понятно, что сродство к электрону зависит от электронной конфигурации атома, и в характере его изме-нени5 с увеличением порядкового номера элемента наблюдается отчетливо выраженная периодичность (рис. 14). Сравнение с измененном энергии ионизации показывает, что максимумы и минимумы на кривой сродства к электрону смещены по сравнению с кривой энергии ионизации на один элемент влево. [c.35]

Возьмем для примера ион Си + с конфигурацией В октаэдрическом комплексе наинизшей по энергии электронной конфигурацией будет 2g g, которая приводит к состоянию Eg. Для такого состояния дырка с равной вероятностью может находиться как на dz так и на , ,.горбиталях. Однако, как было показано ранее, тетрагональное растяжение вдоль оси г расщепит 2 g- o тoяниe на две компоненты, из которых низшая по энергии соответствует дырке на с г у2-орбитали. Но если произвести тетрагональное сжатие вдоль оси z, то -орбиталь будет иметь более высокую энергию, чем ., ,-орбиталь, так что дырка будет [c.272]

В табл. 16 представлены орбитальные энергии, электронные конфигурации и эффективные заряды а атомах, найденные в каждом из 5 вариантов расчетов для сравнения там же представлены данные неэмпирического расчета МПО4 по методу ССП [89]. Вариант 1 работы Хильера и Кэ- [c.67]

Различие обусловлено обратным расположением atox внешних ст- и я-орбиталей (поскольку ст-электроны, несвязывающие в N, являются связывающими для связи С—Н в молекуле НСС). В самых низких по энергии электронных конфигурациях радикалов H F или HNO, точно так же, как в конфигурациях соответствующих объединенных молекул NF или Ог, имеется по два эквивалентных л-электрона, что приводит к состояниям типа 2 ", и 2 Первое из этих состояний обладает, по-видимому, низшей энергией. Хотя спектры радикалов HNO и H F были получены [5, 26, 92], [c.115]

У элементов подгруппы цинка две первые энергии ионизации-выше, чем у -элементов соответствующих периодов. Это объясняется проникновением внешних -электронов под экран (п—1) 1 -электронов. Уменьшение энергии ионизации при переходе от Zn к Сс1 обусловлено большим значением главного квантового числа п, дальнейшее же увеличение энергии ионизации у Hg обусловлено проникновением бх -электронов не только под экран 5й -электро-нов, но и под экран 4/ -электронов. Значения третьих энергий ионизации довольно высокие, что свидетельствует об устойчивости электронной конфигурации (п—В соответствии с этим у элементов подгруппы цинка высшая степень окисления равна +2. Вместе с тем (п—1) 1 -электроны цинка и его аналогов, как и у других -элементов, способны к участию в донорно-акцепторном взаимодействии. При этом в ряду Zn — d —Hg " по мере увеличения размеров (п—l) -opбитaлeй электроно-донорная способность ионов возрастает. Ионы Э ( ) проявляют ярко выраженную тенденцию к образованию комплексных соединений. [c.631]

Ha рис. 249 показана зависимость энтальпии атомизации тригалидов лантаноидов от их порядкового номера. Низкие значения энтальпии атомизации тригалидов европия (4/ 6s ) и иттербия (4/i 6s ) указывают на увеличение стабильности электронной конфигурации 4f (полное заполнение 4/-уровня) и 4Р (наибольшее число непарных 4/-электронов). Это находит квантовомеханическое объяснение. Достаточно высокую энергию связей обеспечивают 6s- и 5с(-электроны. Привлечение же для образо-Рис. 249. Зависимость энтальпии атоми- вания связей глубже располо-зации тригалидов лантаноидов от поряд- женных 4/-ЭЛектр0Н0В ВЫЗЫ-кового номера вает снижение энтальпии [c.644]

Оксиды лантаноидов Э.Рз характеризуются высокими энтальпиями и энергиями Гиббса образования (AG/ = —1600 кДж/моль) и тугоплавкостью (т. пл. порядка 2000°С). Оксиды—основные соединения. В воде они практически не растворяются, но взаимодействуют с ней, образуя гидроксиды и выделяя тепло. Оксиды Э2О3 хорошо растворяются в НС и HNO3, но, будучи прокалены, как и А1Рз, теряют химическую активность. Со щелочами не взаимодействуют. Окраска оксидов определяется электронной конфигурацией иона (см. выше). [c.645]

Молекула может поглощать дискретные количества эноргпи в форме тепла иди света вследствие изменений се электронной, колебательной и вращательной энергии. Инфракрасные спектры и спектры комбинационного рассеяния возникают благодаря изменениям колебательКых и вращательных уровней энергин н поэтому должны быть связаны с колебаниями и вращениями основных ядер молекулы. Спектры, наблюдаемые ц ультрафиолетовой п видимой областях, обусловлены изменениями электронной конфигурации молекулы. [c.278]

Выяснение электронного строения атомов всех элементов периодической системы облегчается мысленным процессом последовательного заселения электронами водородоподобных орбиталей в порядке повышения их энергии и одновременного увеличения заряда ядра на единицу с каждым добавляемым электроном. При этом особое внимание следует обращать на связь между орбитальной электронной конфигурацией атомов и их первой энергией ионизации. Первой энергией ионизации (ЭИ атома называется энергия, необходимая для удаления из атома одного электрона, т. е. для осуществленР я процесса [c.391]

Самый внещний электрон в атоме каждого элемента третьего периода связан менее прочно, чем самый внешний электрон в атоме соответствующего элемента-аналога из предшествующего периода, потому что электроны с п = Ъ находятся дальше от ядра, чем электроны с п = 2. Вследствие этого первая энергия ионизации для элементов третьего периода (с валентными электронами на уровне п = 3) оказывается меньше, чем у соответствующих элементов второго периода (с п = 2). Когда завершается заполнение 35- и Зр-орбиталей, снова образуется чрезвычайно устойчивая электронная конфигурация благородного газа аргона, Аг. [c.396]

После того как порядковый номер элементов достигает 57, энергия 4/-орбиталей становится достаточно низкой, чтобы они могли использоваться для заселения электронами в атомах. Таким образом, после бария в шестом периоде начинается последовательное заселение электронами 4/-орбиталей, которое происходит у атомов 14 лантаноидных металлов. Подобно этому, в седьмом периоде после 2 = 89, когда 5/- и 6 -орбитали приобретают практически одинаковую энергию, возникает 14 актиноидных металлов, в атомах которых происходит последовательное заселение электронами 5/-орбиталей. Электронные конфигурации атомов, принадлежащих этим двум рядам внутренних переходных металлов, показаны на рис. 9-3. Как и при заселении -орбиталей у переходных металлов, заселение /-орбиталей также сопровождается отклонениями от строгой закономерности, причем такие отклонения чаще встречаются у актиноидов, чем у лантаноидов. Но и в этом случае достаточно запомнить лищь общую закономерность, отложив обсуждение отклонений от нее на более позднее время. (Укажем только, что поскольку первый элемент в каждом из рядов /-элементов- Ьа и Ас-имеет валентную конфигурацию вместо /, то иногда считается, что эти ряды начинаются с Се и ТЬ, как это указано, например, в таблице периодической системы, помещенной на внутренней стороне обложки этой книги.) [c.451]

Какова -орбитальная электронная конфигурация иона Сг(ЫНз)б Сколько неспаренных электронов в этом комплексном ионе Если шесть ионов Вг заместят в нем шесть групп ННз, результате чего получится комплекс СгВг , возрастет и.та уменьшится при этом энергия расщепления, А [c.250]

Под полной электронной энергией атомной конфигурации следует понимать средневзвешенное значение энергии ее термов [c.98]

Как видно из таблицы, их молекулярные орбитали образованы только 15-атомнымн орбиталями. Заселение этих МО электронами происходит в порядке возрастания орбитальных энергий (хотя, вообще говоря, это не обязательно, ибо как и в случае атомных систем, электронная конфигурация определяется минимумом полной энергии системы, которая не равна сумме орбитальных энергий). [c.199]

Как говорилось в гл. 9 (см. рис. 9.18), взаимодействие магнитного диполя электронного спинового момента с орбитальным моментом Ь 8 представляет собой спин-орбитальное взаимодействие. Изменение величины спин-орбитального взаимодействия в различных электронных конфигурациях также приводит к расщеплению термов, о которых уже шла речь. При рассмотрении этого эффекта широко используются две схемы так называемая схема взаимодействи.ч Рассела — Саундерса, нлк xe.ua Р 8-взаимодействия, и схема ] -взаимодействия. Если электрон-электронные взаимодействия приводят к большим энергетическим расщеплениям термов по сравнению с расщеплениями, обусловленными спин-орбитальным взаимодействием, пользуются первой схемой. В этом случае мы по существу рассматриваем спин-орбитальное взаимодействие в качестве возмущения энергий отдельных термов. [c.67]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология