Водород распределение электронов в атоме

Расчеты показали, что хотя ССП АО и отличаются от орбиталей атома водорода, но они характеризуются такими же квантовыми числами и сохраняют характер распределения электронной плотности, присущий атому водорода. В отличие от атома водорода энергия многоэлектронного атома зависит не только от главного квантового числа п, но и от побочного числа I. Уровень энергии с данным п расщепляется на подуровни, определяемые квантовым числом /. [c.23]

Атом водорода состоит из ядра (протона), с которым связан электрон. Точное положение электрона определить нельзя, можно лишь определить вероятность нахождения электрона в любой заданной точке пространства. Для основного состояния атома водорода распределение этой вероятности вокруг ядра симметрично, и можно нарисовать сферическую граничную поверхность, внутри которой вероятность найти электрон составляет, например, 95%. Электрон имеет фиксированную энергию и определенное пространственное распределение, называемое орбиталью. В атоме гелия с ядром связаны два электрона, которые имеют точно одинаковое пространственное распределение и вследствие этого точно одинаковую энергию (т.е. они занимают одну и ту же орбиталь), но различаются по спину (принцип запрета Паули). Обшее правило гласит электроны, связанные с атомными ядрами, занимают орбитали с фиксированной энергией и определенным пространственным распределением, и на каждой орбитали может находиться максимально только два электрона с антипарал-лельными спинами. [c.11]

Рис. 44. Знергетическая диаграмма орбиталей охватывает все ато-орбиталей тетраэдрической молекулы мы молекулы и поэтому по без тг-связывания на примере СН4 характеру распределения электронной плотности все четыре атома водорода равноценны. Это позволяет считать, что в молекуле имеются четыре равноценные связи С Н

Атом водорода —простейший из всех, которые изучает химия. Решение уравнения Шредингера для него позволило определить стационарные состояния атома, рассчитать его спектр и распределение электронного заряда внутри атома и обьяснить на основе этого его химическое поведение. Обобщение получеггных выводов в сочетании с некоторыми добавочными принципами позволило понять физическую сущность периодического закона и объяснить химические свойства элементов. Поэтому знакомство с химическими системами начинаем с атома водорода и водородоподобных атомов (одноэлектронных атомов с зарядом ядра 4-Ze). Примером водородоподобных систем служат ионы Не , Li +, Ве - и т. д. [c.16]

Причиной молекулярной ассоциации в водных растворах и многих жидкостях часто является возникновение водородной связи между соприкасающимися полярными частями молекул, содержащих, например, гидроксильные группы (см. стр. 164). Такая ассоциация проявляется также и при адсорбции на адсорбентах, содержащих на поверхности гидроксильные группы, например при адсорбции воды, спиртов, аммиака, аминов и т. п. на поверхностях гидроокисей, т. е. на гидроксплированных поверхностях силикагелей, алюмогелен, алюмосил икатных катализаторов и т. п. адсорбентов. Поверхность силикагеля покрыта гидроксильными группами, связанными с атомами кремния кремнекислородного остова. Вследствие того что электронная -оболочка атома кремния не заполнена, распределение электронной плотности в гидроксильных группах поверхности кремнезема таково, что отрицательный заряд сильно смеш.ен к атому кислорода, так что образуется диполь с центром положительного заряда у атома водорода, размеры которого невелики. Часто молекулы адсорбата, обладающие резко смеш,енной к периферии электронной плотностью или неподеленными электронными парами (например, атомы кислорода в молекулах воды, спиртов или эфиров), образуют дополнительно к рассмотренным выше взаимодействиям водородные [c.496]

Под термином конфигурация атома подразумевается распределение электронов по разным орбиталям. Принцип построения электронных конфигураций многоэлектронных атомов состоит в добавлении протонов и электронов к атому водорода. В простейшем виде этот принцип утверждает, что электроны в многоэлектронном атоме следует размещать в системе орбиталей, формально тех же, что и орбитали водорода, заполняя их в порядке уменьшения стабильности с учетом принципа исключения (запрета Паули). Порядок энергии орбиталей в многоэлектронном атоме отчасти тот же, что и у орбиталей водорода, но в действительности все же наблюдаются отличия, которые будут рассмотрены ниже. Допуская, что многоэлектронный атом имеет набор орбиталей, соответствующих водородным орбиталям, на самом деле предполагают, что отдельный электрон не взаимодействует с другими электронами, а ведет себя так, как если бы существовал лишь только он один, о предположение вполне удовлетворительно, за исключением того что каждый электрон будет стремиться несколько изменить то действие, которое электростатическое поле ядра оказывает на все другие электроны. Дальнейшее обсуждение этого вопроса приведено в разд. 1.10. [c.34]

При таком распределении электронов атом углерода имеет четыре наполовину заполненные валентные орбиты. Состояние (37) менее устойчиво, чем (34), так как один электрон переходит с 25-уровня энергии на несколько более высокой 2р-уровень энергии. Этот процесс называется активированием электрона. С другой стороны, энергия активирования не очень велика, и благодаря этому атом углерода приобретает способность к образованию четырех ковалентных связей. Каждая ковалентная связь увеличивает устойчивость на большую величину, чем просто для компенсации энергии, затраченной на активирование одного из 25-электронов. По схеме (37) атом углерода может обобщить электроны, например, с четырьмя атомами водорода или четырьмя атомами фтора. Следовательно, углерод четырехвалентен [c.426]

При полярной связи электронное облако связывающей электронной пары не располагается симметрично по отношению к обоим связываемым атомам, как при неполярной и не концентрируется полностью при одном из них, как в случае ионной связи. Связывая оба атома, оно обнаруживает более высокую плотность у одного из них, т. е. смещается в той или другой степени в сторону одного атома. Так, в молекуле НС1 электронная пара в большей степени смещена к атому хлора, поэтому он приобретает некоторый отрицательный заряд, а атом водорода — положительный заряд. Несимметричное распределение электронной пары в молекуле НС1 приводит к большему выделению энергии при образовании молекулы, чем это было бы при симметричном распределении электронной пары или при переходе ее целиком к хлору. Этим и обусловливается образование такой молекулы и большая ее устойчивость. [c.64]

Хотя целостность молекулы поддерживается ковалентными связями, многие важнейшие свойства биологических соединений определяются значительно более слабыми связями. Среди этих нековалентных связей особенно важны водородные и гидрофобные. Водородные связи обусловлены электростатическим притяжением, возникающим нз-за неравномерного распределения электронов между атомами, участвующими в образовании ковалентной связи например, в молекуле воды электроны, образующие связь Н—О, немного смещены к атому кислорода. В результате на атоме водорода создается небольшой нескомпенсированный положительный заряд, а на атоме кислорода — небольшой отрицательный. Наличие такой поляризации иногда указывают стрелками, заменяющими изображение химических связей используются также обозначения б+ и 6 . Молекулы с сильно поляризованными связями называют полярными, как и функциональные группы, в которых имеются такие связи. Им противопоставляют неполярные группы, такие, как —СНз-группа здесь образующие связь электроны почти равномерно распределены между атомами углерода и водорода. [c.76]

Рассмотренный выше случай енолизации может служить примером более общего явления таутомерии. Строго говоря, этот термин относится к любым обратимым взаимопревращениям изомеров, которые могут происходить в разных условиях. Практически же им пользуются обычно применительно к случаям изомеров, легко подвергающихся взаимным превращениям и различающихся только распределением электронной плотности и положением относительно подвижного атома или группы. Таким атомом в подавляющем большинстве таутомерных систем яв-, ляется атом водорода в этом случае говорят о прототропии. Хорошо известными примерами прототропии могут служить ацетоуксусный эфир и алифатические нитросоединения [c.259]

С помощью таких соотношений обычно удается выразить фазовые углы для наиболее сильных брэгговских отражений, обычно около 10 на атом (не считая атомы водорода), что, таким образом, дает возможность рассчитать карту распределения электронной плотности с хорошим приближением. Аналогичные методы существуют и для нецентросимметричных кристаллов. Разработка высокопроизводительных компьютерных программ одновременно с появлением автоматических дифрактометров и высокоскоростных компьютеров привело к прорыву в 1970-х в области рентгеновской дифракции, которая стала основным методом структурного анализа. В настоящее время нормальной практикой считается, когда первое сообщение о синтезе нового вещества сопровождается данными рентгеноструктурного анализа. [c.410]

В группу В входят полярные молекулы, включающие фрагменты с неподеленными электронными парами или я-связями. Это, например, квадрупольные молекулы азота, ненасыщенные и ароматические углеводороды, а также молекулы с такими ди-польными функциональными группами, как, например, кислород в эфирах и кетонах или азот в третичных аминах и нитрилах. Полярные связи или функциональные группы должны быть расположены в периферических частях таких молекул, т. е. быть доступными периферическим полярным группам других взаимодействующих с ними молекул. Молекулы группы В способны проявлять наряду с универсальным неспецифическим также и более специфическое направленное межмолекулярное взаимодействие. Специфическое взаимодействие осуществляется, однако, только в том случае, если другой партнер, вступающий в межмолекулярное взаимодействие с молекулами группы В, имеет положительный заряд, локализованный на периферическом фрагменте малого радиуса (это может быть, например, в той или иной степени прбтонизи-рованный атом водорода в группах ОН кислотного типа или другой электроноакцепторный центр). Поэтому межмолекулярное взаимодействие молекул группы В с молекулами группы А остается неспецифическим межмолекулярное же взаимодействие молекул группы В между собой, помимо универсального неспецифического, может включать значительный вклад специфических взаимодействий, связанных с уже указанными особенностями распределения электронной плотности. Сюда относится, например, дииоль-диполь-ное притяжение молекул кетонов или нитрилов, [c.12]

Атом хлора, введенный вместо водорода в молекулу бензола или другого ароматического соединения, вызывает изменение распределения электронной плотности облаков всех атомов углерода в бензольном кольце. Так, после введения атома хлора наибольщую реакционную способность получают атомы углерода, расположенные в орто- и пара-положении. [c.454]

Точное распределение электронов по уровням и подуровням должно учитывать, что поведение электрона в атоме определяется сочетанием квантовых чисел. Квантовые условия уже были разобраны для атома водорода и определены формы орбиталей и электронная плотность для различных случаев возбуждения водородного атома или главного квантового числа п (табл. 10). Перенося эти условия (что является значительным приближением) на строение сложных атом(5в, мы полагаем, что главное квантовое число п совпадает с номером периода, в котором располагается данный элемент. [c.47]

Атомы водорода симметрично расположены вокруг углерода в молекуле метана. В молекуле воды две электронные пары остаются неподеленными, т. е. принадлежат атому кислорода. Это приводит к асимметрии в распределении электронного заряда и к отклонению угла связи О—Н от тетраэдрического угла 109,5°. [c.25]

В связи с тем, что электронная -оболочка кремния ие заполнена, распределение электронной плотности в гидроксильных группах поверхности силикагеля таково, что в них отрицательный заряд сильно смещен к атому кислорода, а атом водорода частично протонизирован, образуя протонный кислотный центр [339—367]. Это обеспечивает специфическое взаимодействие поверхности кремнезема со связями или звеньями молекул, обладающих сосредоточенной на периферии электронной плотностью [3391. Поэтому естественно, что при частичном или полном замещении гидроксильных групп кремнезема атомами фтора или органическими радикалами, благодаря выключению из адсорбционного процесса всех или части гидроксилов, наблюдается уменьшение адсорбции веществ, у которых в адсорбционном взаимодействии играет роль донорно-акцепторная компонента. [c.168]

Положения силовых центров атомов обычно выбираются в ядрах атомов [173, 182, 198]. Однако рассеивание рентгеновских лучей и теоретические расчеты указывают на то, что центры распределения электронной плотности в валентно связанных атомах Н не совпадают с положением их ядер [158]. Поэтому в некоторых работах [170, 171, 254] положение силового центра валентно связанного атома водорода принималось на 0,07—0,1 А смещенным в сторону связи. Однако сумма атом-атомных потенциальных функций межмолекулярного взаимодействия, зависящих только от межатомных расстояний, по-видимому, не передает точно зависимость энергии межмолекулярного взаимодействия молекул углеводородов от их ориентации [197]. Смещение положения силового центра атома Н в сторону атома С не позволяет значительно исправить эту погрешность [197]. [c.255]

Молекулы многих соединений полярны, т. е. имеют диполь-ный момент, обусловленный неравномерным распределением электронов в ковалентных связях атомов. Например, в молекуле спирта электронная пара, образующая связь между кислородом и водородом, сдвинута к атому кислорода [c.127]

Пример. В молекуле НС1 распределение электронной плотности вдоль связи И—С1 таково, что электрический центр тяжести отрицательного заряда смещен к атому С1, а центр тяжести положительного заряда — к атому Н. В результате на атомах хлора и водорода возникают эффективные заряды Н —С1 . а связь водород—хлор приобретает частично ионный характер. В ковалентной молекуле НС1 ионный характер связи составляет 17 %, или полярность связи равна 17 %, [c.132]

Орбитали атома водорода. Теперь рассмотрим некоторые волновые функции, являющиеся решениями уравнения (1.15), в частности первые четырнадцать из них, в порядке возрастания энергии. Эти функции, которые обычно называют орбиталями, описывают пространственное распределение электронной плотности вокруг ядра. Каждая из них однозначно определяется своими квантовыми числами п, / и т. В табл. 1.1 приведены эти орбитали для водородоподобного атома, т. е. для одноэлектронного атома с зарядом ядра Е электронных единиц. Сам атом водорода представляет собой частный случай, когда 2=1 другими водородоподобными атомами являются С , и т. д. В табл. 1.1 приведены также общие обозначения этих орбиталей, каждое из которых состоит из числа [c.26]

Рассмотрим теперь метилхлорид. В этой молекуле атом хлора также образует связь за счет своей Зр-АО, занятой одним электроном, но на этот раз электроны связи поделены неравномерно. Связь углерод-хлор полярна, причем хлор заряжен отрицательно. Это значит, что атом хлора получает большую часть электронов связи. Такой атом хлора занимает промежуточное положение между состоянием хлора в молекуле I2 и в ионе С1 следовательно, можно ожидать появления ядерного квадрупольного резонанса при частотах, меньших, чем для I2 или атома С1. Это и наблюдается в действительности (табл. 10). Более того, если нарушить распределение электронов в связи С—С1 путем замещения атомов водорода в метиле на группы +/ или —/, то частоты ядерного квадрупольного резонанса изменяются в ожидаемую сторону заместители -f/ повышают частоту ядерного квадрупольного резонанса, делая связь СС1 менее полярной заместители —/ понижают частоту (табл. 10). [c.95]

В ультрафиолетовых спектрах альдегидов и кетонов содержится слабая полоса поглощения при 280—300 нм, соответствующая запрещенному - л -переходу, т. е. перемещению несвязанного электрона, локализованного на кислороде, на свободную л -орби-таль. Возникающее распределение электронов означает, что ,л -возбужденные состояния напоминают алкоксирадикалы, поскольку имеют достаточно электрофильный кислород и нуклеофильные карбонильные атомы углерода. В ароматических и а,р-непредельных альдегидах значительно сильнее выражен я- -л -переход, обладающий сходной энергией, так что эти соединения могут вступать в реакции как в п,л -, так и в л,л -состоя-нии последнее характеризуется меньшей электрофильностью атомов кислорода, что понижает его способность отщеплять атом водорода от субстрата. [c.749]

Структура и строение. Свойства веществ определяются массами и зарядами ядер атомов, из которых они построены, пространственным расположением атомных ядер и типом связи, существующим между атомами в молекулах этого вещества. Массы атомов (за исключением водорода — дейтерия) существенны только для очень немногих свойств веществ, в первую очередь для удельных весов. Большинство свойств зависит в основном только от пространственного расположения атомных ядер и от числа и состояний электронов, которые в конечном счете опять-таки определяются зарядами ядер. Расположение ат,омных ядер в веществе считают его структурой. От структурных данных отличают данные, относящиеся к электронным состояниям молекул (распределение электронов у различных атомов, характер их взаимодействия или тип связи, пространственное расположение связей) эти результаты рассматривают как данные о строении молекул. [c.328]

Замещение атома водорода в этилене метильной группой ведет к изменению распределения электронной плотности, поэтому молекула пропилена является диполем первый атом углерода является более электроотрицательным по сравнению со вторым (связанным с метильной группой) [c.89]

ЭЛЕКТРООТРИЦАТЕЛЬНОСТЬ — условная величина, характеризующая способность атома в молекуле притягивать к себе электроны. Например, в молекуле H I атом хлора смещает к себе центр тяжести электронного облака двух связывающих электронов и заряжается отрицательно, а атом водорода — положительно. Наиболее электроотрицательными элементами являются фтор, кислород, хлор. Зная Э. атомов элементов, можно предугадать распределение электронной nj[0TH0 TH в молекулах. [c.290]

Схематически распределение электронной пл тности в альдегидах и кетонах с учетом передачи электронного влияния электроннодефицитного атома углерода карбони рьной группы по а-связям представлено ниже (атом водорода, указанный в скобках, может быть замещен на органический радикал). [c.184]

Ковалентная связь, как известно из химии, обладает свойством насыщения. Это Означает, что, как только молекула образована, она уже не может присоединять (связывать) новые атомы водорода. Действительно, до тех пор, пока третий атом водорода (рис. 11) находится на расстоянии, превышающем равновесное расстояние в молекуле водорода, мы можем рассматривать молекулу На как целое, отвлекаясь от того, что она состоит из двух атомов. На основании сказанного выше распределение электронов в молекуле Нг соответствует синг-летному состоянию с двумя электронами, образующими пару с антипараллель-ными спинами. Если электрон атома Н будет обменен с электроном 1 молекулы Н , то возникнет состояние молекулы, в котором оба электрона будут иметь одинаковые направления спинов, и, согласно (19а), молекула распадется. Следовательно, электрон атома Н может быть обменен только с тем электроном [c.37]

До снх пор рассматривались я-связи, возникшие между определенными атомами и поэтому являющиеся локализованными (пара электронов, обеспечивающих я-связь, принадлежит двум определенным атомам). Р1ным оказалось распределение электронной плотности в молекулах бензола и его производных. Спектральный анализ позволил выяснить, что молекула бензола имеет ось симметрии шестого порядка (об элементах симметрии см. гл. IV). Она представляет собой плоский правильный шестиугольник, в вершинах которого находятся атомы углерода. Каждый атом С имеет трех соседей в этом случае происходит sp -гибридизация трех его электронных облаков. Три гибридных облака образуют а-связи под углом 120° с двумя соседними атомами углерода и с атомом водорода,, У каждого атома С остается по одному негнбридизироваиному р-электрону, об- [c.121]

Реакции зал1ещения. Атом водорода у ненасыщенного атома в молекуле алкинов (СН=СН К—С=СН) вследствие неравномерного распределения электронной плотности "н с = н° приобретает способность отрываться в присутствии сильных оснований в виде протона. [c.52]

Таутомерия, строго говоря, может быть использована для описания любых обратимых взаимопревращений изомеров при любых условиях. На практике применение этого термина ограничено главным образом изомерами, которые легко подвергаются взаимным превращениям и отличаются друг от друга только распределением электронов и положением относительно подвижного атома или группы атомов. Подвижным атомом в подавляющем больщинстве случаев является атом водорода в этом случае соответствующее явление называют прототропией. Хорошо известными примерами прототропии могут служить р-оксоэфи-ры, например этил-2-оксобутаноат (этилацетоацетат) (23), и алифатические нитросоединения, например нитрометан (24) [c.311]