Электронная лектронный

Строение электронной оболочки атома по Бору. Как уже указывалось, в своей теории Нильс Бор исходил из ядерной модели атома. Основываясь иа положении квантовой теории света о прерывистой, дискретной природе излучения и на линейчатом характере атомны.х спектров, ои сделал вывод, что энергия >лектронов в атоме не может меняться непрерывно, а изменяется скачками, т. е. дискретно. Поэтому в атоме возможны не любые энергетические состояния электронов, а лишь определенные, разрешенные состояния. Иначе говоря, энергетические состояния электронов в атоме квантованы. Переход из одного разрешенного состояния в другое совершается скачкообразно и сопровождается испусканием или поглощением кванта электромагнитного излучения. [c.66]

Существенный недостаток электронной микроскопии состоит з том, что образец нельзя наблюдать в динамических условиях, он должен высохнуть или вообще оставить только отпечаток на реи-лике. Поэтому по возможности следует пользоваться и э-лектрон-ной, и световой микроскопией, которые дополняют друг друга. Например, рост кристалликов новой фазы можно наблюдать в световой микроскоп, а топкие детали их поверхности можно исследовать е помощью электронного микроскопа, [c.251]

Электронные облака з-электронов второй, третьей и последующих оболочек обладают, как и в случае 1в-электронов, сферической симметрией, т. е. характеризуются шарообразной формой. Однако здесь волновая функция при увеличении расстояния от ядра меняется более сложным образом. Как показывает рис. 2.12, зависимость фот г для 2в- и Зз-электронов не является монотонной, на разных расстояниях от ядра волновая функция имеет различный знак, а на соответствующих кривых есть узловые точки (или узлы), в которых значение волновой функции равно нулю. В случае 2з-электрона имеется один узел, в случае Зв-электрона — 2 узла и т. д. В соответствии с этим, структура электронного облака здесь также сложнее, чем у 1з-электрона. На рис. 2.13 в качестве примера схематически изображено электронное облако 28-э.лектрона. [c.55]

Азот. Атом азота на валентной оболочке имеет три неспаренных э.лектрона и неподеленную электронную пару [c.122]

Однако примерно в то же время (1923 г.) Г. Льюис предложил теорию, более широко рассматривающую кислотно-основные взаимодействия. Как вы видели, процессы диссоциации сводились, по существу, к переносу протона с одной пары электронов (в кислоте) на другую, свободную (в основании). Льюис предложил считать критерием кислотности способность вещества принять пару лектронов (протон ее принимает [c.234]

Но если их способность притягивать электроны неодинакова, то разность между реальной энергией связи и ab послу ит характеристикой полярности связи. Существует несколько способов вычисления ЭО. Одним из них является способ, предложенный Малликеном (США) ЭО вычисляется как полусумма энергии ионизации и сродства к )лектрону. Недостаток метода состоит в том, что сродство к электрону известно для небольшого числа [c.40]

И электронами (1,2) В моле- меном г)лектронов между ними в резуль-куле водорода тате спаривания спинов двух электронов, [c.100]

В атоме марганца (2мп = 25) первый и второй слои полностью заселены электронами в третьем слое целиком заняты s- и р-орбитали, и в пяти d-орбиталях находится по одному электрону. В четвертом слое двумя электронами заполнена s-орбиталь. Э.лектронная формула атома Мп ls 2s 2p 3s 3p 3ii 4s . [c.36]

Хорощо известно, что ароматическое ядро существенно влияет на свойства соединенной с ним аминогруппы (ослабление основных свойств анилина по сравнению с алифатическими аминами), а аминогруппа в свою очередь влияет на свойства ароматического ядра. Это результат сопряжения свободной э лектронной пары азота с подвижными п-электронами ароматического ядра. Сопряжение может осуществиться лишь при параллельной ориентации р-электронной орбитали электронной пары атома азота и п-электронной системы ароматического ядра [c.499]

Факторы Р и EJ, как следует из дальнейшего, характеризуют локальную электронодонорную способность Х Н и локальную электроноакцепторную способность Уу. Правило факторов означает, что электроноакцепторная способность каждой группы Х.Н одинакова по отношению ко всем донорам электронов Уу, а электронодонорная способность одинакова по отношению ко всем акцепторам лектронов. (, [c.73]

Энергия электронного газа, содержащего лектронов в единице объема (см. гл. II, 4), [c.145]

Образование ковалентной связи возможно и при взаимодействии атомов, один из которых имеет пару электронов, часто называемую неподеленной, а другой — свободную орбиталь. Неподеленная электронная пара становится общей для обоих атомов. Атом, предоставляющий >лектронную пару для образования связи, называется донором, а участвующий в обобществлении пары за счет свободной орбитали — акцептором. Подобный механизм образования ковалентной связи получил название донорно-акцепторного. Классический пример его — образование иона аммония (точками обозначены электроны, принадлежащие атому азота, звездочками — атому водорода) [c.59]

В подгруппах -элементов значения энергии ионизации атомов в общем увеличиваются. Это можно объяснить эффектом проникновения электронов к ядру. Так, если у -элементов 4-го периода внешние 4я-электроны проникают под экран 3 -электронов, то у элементов 6-го периода внешние 6з- лектроны проникают уже под двойной экран 5 -и 4/-электронов. Например [c.547]

Иныпи словами, связи в молекуле СО2 осуществляются на счет четырех >лектронных пар на четырех трехцентровых орбиталях. В представлениях теории локализованных связей это отвечает расположению четырех электронных пар на четырех двухцентровых орбиталях [c.401]

Как указывалось, атомы неметаллов характеризуются положительными значениями сродства к электрону при присоединении электрона к такому агому выделяется энергия. Однако присоединение второго электрона к атому. чюбо го неметалла требует затраты энергии, так что образование простых мжюза-рядиых анионов (напри.мер, 0 , оказывается энергетически невыгодным. Поэтому в таких соединениях, как оксиды (ВаО, АЬОз и др.) и.ли сульфиды (например, ZnS, uS), не образуется чисто ионная связь здесь химическая связь всегда носит частично кова лентный характер. Вместе с тем, многозарядные сложные анионы (SO , Og", Р0 и т. п.). могут быть энергетически устойчивыми, поскольку избыточные э.лектроны распределены между несколькими атомами, так что эффективный заряд каждого из атомов не превышает заряда электрона. [c.144]

Другой пример молекулы с делокализованными электронами — кристалл графита. Его атомы углерода также могут быть рассмотрены как находящиеся в ар--гибридизацпи и располагающиеся в одной плоскости. Каждый из атомов углерода связан с тремя ближайшими соседями а-связя.ми, а оставшиеся р-АО располагаются перпендикулярно плоскости и образуют гг-систему с делокализацией электронов по всей плоскости. По сравнению с бутадиеном графит уже можно рассматривать не как делокализацию э.лектронов в одном направлении (по цепочке), а как делокализацию сразу в плоскости. В силу большого числа взаимодействующих р-орбита лей, количество образуемых ими МО также велико. Энергетическое различие между ближайшими из таких МО невелико. Это объясняет непрозрачность и хорошую электропроводность графита. Среди неорганических соединений весьма часто встречаются плоские структуры, в которых также существуют тг-делокализованные связи. К ним, например, относятся трифторид бора, карбонат-ион, нитрат-ион, озон, триоксид серы и др. [c.148]

Перекрывание э.лектронных облаков неподеленной электронной нары фтора одной молекулы воды и орбитали водорода другой молекулы воды способствует обра-зованик) ковалентной связи по донорно-ак-цепторному механиз.му. Возникает положительный эффективный заряд на атоме водорода, частично освобождается 1.5-ор-биталь. На нее частично перемещается электронная плотность неподеленной электронной пары атома фтора другой молекулы воды. Поэтому водородная связь помимо ионного носит и ковалентный характер. [c.156]

Таким образом, при разомкнутой цепи на трех имеющихся в эле.менте Якоби Даниэля границах раздела фаз устанавливаются равновеспя, причем фа- ы заряжаются. В результате энергетическое состояние электронов на концах разомкнутой цепи оказывается неодинаковым на том медном провсщнике, который соприкасается с цинковым электродом, энергия Гнббса э лектронов выше, а на том, который соединен с медным электродом, — ниже. Разность энергий Гиббса электронов на концах цепи и определяет напряжение данного элемента. [c.272]

Атомы всех элементов, кроме водорода, многоэлектронные. Волновые функции и уровни энергии для них в принципе можно найти, решив уравнение Шредингера. Однако точное решение этого уравнения для многоэлектронных систем невозможно задача усложняется гем, что электрон движется уже не в поле ядра, а в поле, создаваемом ядром и остальными электронами. Рассмотрим простейпшй из много- лектронных атомов атом гелия, состоящий из ядра (2=2) и [c.34]

В синглстном состоянии карбены обладают дефшогтом электронов (свободная орбиталь), что делает их схожими с карбокатионами, и карбены проявляют электрофильные свойства. В то же время наличие свободной э лектронной пары делает их аналогами карбанионов, и они проявляют нуклеофильные свойства. [c.191]

Функциональная группа в молекуле, лектронное и пространственное с 1 роение которой определяет окраску вещества. Окраска связана с электронными переходами, которые в значительнот т степени локализованы на хромофоре. [c.258]

Далее иа схеме показана зона, образованная (п—1)с(-ва-леитными орбиталями металла. Как правило, эта зона узка степень заполнения ее электронами легко найти из валентной конфигураиин атома с учетом формальной степени окисления. Например, в высшем оксиде Т102 -зона вакантна конфигура.-пня 45°Зо . в оксиде трехвалентного титана Т120з каждый ион вносит в З -зону по одному лектрону. Наконец, в моноокиси такнх электронов два от каждого иона Т1 +. [c.165]

Коротковолновая часть оптических электронных спектров формируется, как правило, в результате переходов с переносом заряда, которые проявляются в виде [пироких и интенсивных полос па краю видимой и в основном ближней УФ-областн. Термин перенос згряда в случае оксидов имеет вполне отчетливый смысл. Рс 1, идет о возбуждении электронов с несвязывающих орбиталей кислорода зоны М0 в зону (п—1) -состояний металла (см. рис. 8.3). Легко видеть, что край полосы в спектре переноса заряда соответствует переходу э.лектронов с верхней заполненной орбитали валентной зоны на нижнюю вакантную орбиталь зоны проводимости. Соответствующий энергетический зазор определяется в физике твердого тела термином ширина запрещенной зоны (в строгом смысле, при абсолютном нуле). Это фундаментальная характеристика твердого вещества. В случае, когда кран полосы в спектре переноса заряда выражен отчетливо, возможно достаточно надежное определение ширины запрещенной зоны АЕ (при соответствующей температуре) графическим методом, как это показано на рис. 8.6 (зная >1.кр, можно определить АЕ). [c.167]

С увеличением числа электронов в атоме (по мере повышения величины 2) -электроны запаздывают в построении лектронной оболочки атома на один уровень (застраивают предвнешний слой, т. е. уровень п — I), а /-электроны запаздывают на два уровня достраивают вторюй снаружи (т. е. предпредвнешний) слой п — 2. Появляющиеся /-электроны часто как бы вклиниваются между (п — 1)й( и (п — 1) 2 -электронами. [c.43]

У элементов второго периода заполняется -уровень (п — 2), причем сначала орбиталь. -подуровня, а затем три орбитали р-подуровня. Тр< тий электрон в атоме з1л зат мао 2.->эрбиталь. Электронная формула Электрон 2з намного ла6эе связан с ядром атома, чем 15- )лектроны, поэтому атом лития моисст легко терять его, образуя ион Ll [c.55]

Легко объяснимо и деление групп иа подгрун 1ы, основанное на различии в заполнении электронами энергетических уровней. У элементов главных подгрупп заполняются или. -подуровни (это -элементы), или р-подуровни (это р-элементы) внешних уровней. У элементов побочных подгрупп заполняется -подуровень второго снаружи уровня (это -элементы). У лантаноидов и актиноидов заполняются соответст венно 4/- и 5/ подуровни (это / элеменпл). Таким образом, в каждой подгруппе объединены элементы, атомы которых имеют сходное стрю-ение внешнего электронного уровня. При этом атомы элементов главных подгрупп содержат на внешних уровнях число )лектронов, равное номеру группы. В побочные же подгругц]ы входят элементы, атомы которых имеют на внешнем уровне по два или по одному электрону. [c.61]

Атом ванадия может также отдавать >лектроны е предв)1етнего ( -подуровня (3 электрона) и, таким образом, проявляет высшую степень окисления +5 (численно равную номеру группы, в которой расположен элемент). Оксид, соответствующий вьсшей степени окисления, УгОз. Этот оксид обладает кислотными свойствами. В качестве гидроксида ему соответствуе г неустойчивая метаванадиевая кислота Н Оз (соли ее [c.69]

У атома натрия, как и у дpJгиx металлов, имеется избыток в.члент-ных орбиталей и недостаток )лектронов. Так, валентный электрон [c.86]

Надо иметь в виду, что ряд напряжений позволяет судить о восстановительной способности металлов, об их химической активности лишь в окислительно-восстановительных реакциях, протекающих в водной среде, В сухих реакциях цезий значительно активней лития. Например, на воздухе цезий самовоспламеняется, а с питием этого не происходит. В реакциях натрий более активен, чем кальций. Это находится в соответствии о их положением в периодической системе. Однако в вод-яой среде, судя по электродным потенциалам, восстано-зительная способность натрия меньше, чем у кальция, -1есмотря на то, что Сб+ и имеют одинаковые заря-1ы, радиус Ы+ значительно меньше (ион лития со дер-кит всего один электронный слой, а ион цезия — пять )лектронных слоев). Поэтому полярные молекулы воды фитягиваются к иону лития на поверхности металла начительно сильнее, чем к С5+. Это облегчает переход 1ИТИЯ в раствор. Следовательно, изменение восстанови- ельной способности этих металлов в водной среде не оответствует изменениям нх активности на воздухе. [c.393]

Теорема Купманса свидетельствует о том, что канонические хартри-фоковские молекулярные орбитали могут служить в качестве тех элементов, которые не меняются в определенном приближении при переходе от молекулы к ее катиону. В зависимости от орбитальной энергии канонической орбитали получается целый спектр потенциалов ионизации, зарегистрировать которые можно с помощью фотоэлектронной (при / 30 эВ) и рентгеноэлекгронной спектроскопии (при / - 200 - 500 эВ). При этом теорема Купманса, не учитывающая многие эффекты, в частности орбитальные различия молекулы и катиона (так называемую орбитальную релаксацию), специфику межэ-лектронного взаимодействия (электронную корреляцию) и др., дает обычно точность порядка 1 - 2 эВ в фотоэлектронной области и порядка 1 - 5 эВ в рентгеноэлектронной области. [c.291]

Молекулы двуокиси углерода достаточно малы диаметр молекул около 3,1 А, что позволяет им проникать во внутреннюю структуру подавляющего большинства синтетических цеолитов. Они не обладают дипо.льпым моментом, но полярность свя-зей С = 0 и участие неподеленных пар атомов кислорода в образовании связей проявляются в несимметричном распределении э.лектронов относительно атомных ядер. Несимметричному распределению электронной плотности молекула двуокиси углерода обязана значительным квадрупольным моиеитол — 3,2 10" ЭЛ.-ст. ед. [c.397]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология