Двухатомные молекулы электронные состояния

Определить проекцию орбитального момента количества движения на межъядерную ось для двухатомной молекулы, электронное состояние которой описывается волновой функцией [c.25]

Электронные состояния многоатомных молекул. Систематика электронных состояний многоатомных молекул различна для линейных и нелинейных молекул. Электрическое поле линейной многоатомной молекулы обладает осевой симметрией и в этом отношении аналогично электрическому полю двухатомной молекулы. Поэтому, так же как у двухатомных молекул, электронные состояния линейных многоатомных молекул характеризуются значениями квантового числа проекции полного орбитального момента электронов Л, которое может принимать значения О, 1, 2..... Состояния со значениями Л, равными О, 1, 2,..., называются 2-, П-, А-,...-состояниями соответственно. Электронные состояния с Л 1 дважды вырождены и, следовательно, имеют статистический вес 2. [c.58]

Так же как у двухатомных молекул, электронные состояния линейных многоатомных молекул, помимо квантового числа Л, характеризуются квантовым числом суммарного спина электронов 5 или квантовым числом проекции суммарного спина S на ось молекулы. Следует отметить, что основные электронные состояния линейных многоатомных молекул с заполненными электронными оболочками являются синглетными состояниями типами. [c.58]

В отличие от двухатомных молекул многоатомные молекулы, в том числе наиболее простые, обладают значительно более сложными системами энергетических состояний. Так же как у двухатомных молекул, эти состояния обусловлены движением электронов моле- [c.56]

Аналогичные недочеты при исследовании Р-системы РО в работе [3351] привели ее авторов к выводу о том, что верхним состоянием этой системы являются два близких электронных состояния 2 и с энергиями возбуждения Те = 30260,8 и 30606,5 см . В действительности верхним состоянием Р-системы полос РО является состояние с энергией возбуждения Те = 30841,61 как это было показано Дресслером [1402] и Сингхом [3747]. Сравнение с другими двухатомными молекулами, электронные оболочки которых близки по структуре к электронной оболочке РО, не дает никаких оснований предполагать, что молекула РО имеет два близких электронных состояния с энергиями возбуждения порядка 19 ООО см . Молекула SiF наиболее близка к молекуле РО по строению электронной оболочки. Согласно данным табл. 201, первым возбужденным электронным состоянием молекулы SiF является состояние со значением Те = 22858,4 см , которому, по-видимому, соответствует электронное состояние РО с энергией возбуждения около 19 ООО см , открытое Румпфом. [c.406]

Электронные состояния двухатомной молекулы (электронные термы) классифицируются по значениям квантового числа Л, представляющего абсолютную величину проекции полного орбитального момента /, на ось молекулы (в единицах Осью молекулы служит линия, соединяющая ядра. Квантовое число Л может принимать значения [c.11]

Величина сродства к электрону, т. е. энергия, которая может производить работу благодаря присоединению электрона к свободному атому, имеет положительное значение у всех галогенов. От фтора к хлору она сначала увеличивается и затем снова уменьшается к иоду. Значительно сильнее, как показывают данные табл. 113, уменьшаются в том же направлении величины нормальных потенциалов. Они являются мерой количества энергии, которая освобождается при переходе галогенов из газообразного состояния, т. е. из состояния двухатомных молекул, в состояние однократно отрицательно заряженных электролитических ионов. Отнесенный к нормальному водородному электроду нормальный потенциал у всех галогенов положителен. Например, хлорный электрод , если его поместить в раствор с 1 п. концентрацией ионов С1, обладает на 1,36 в более высоким потенциалом, чем нормальный водородный электрод. [c.827]

Эта процедура, возможно, будет лучше уяснена при помощи нескольких примеров. Для простейшей двухатомной молекулы,, электронная конфигурация соответствуёт символу ( 7 15), причем это обозначение относится к состояниям полностью разъединенных атомов, что дает Л = 0, [c.275]

Корреляционные правила связывают симметрию реагентов и продуктов. Точнее говоря, они определяют симметрию частиц, которые могут образоваться из исходной молекулы или из переходного комплекса [32, 33]. Хорошо известный пример такого типа — корреляция состояний двухатомной молекулы с состояниями составляющих ее атомов. Если связь между электронными и колебательными волновыми функциями пренебрежимо мала, то в рамках приближения Борна—Оппенгеймера можно иметь дело только с электронными корреляционными правилами. Если же такая связь существенна, то корреляционные правила, запрещенные в случае чисто электронного рассмотрения, могут стать разрешенными таким образом, применимость чисто электронных корреляционных правил к многоатомным молекулам с сильно возбужденными колебаниями ограничена. [c.133]

Двухатомные молек.улы. При переходе от рассмотрения атомов к I рассмотрению молекул целесообразно сперва обсудить свойства двухатомных молекул. Сумма состояний, связанная с внутренними степенями свободы, в этом случае включает составляющие от одной колебательной и двух вращательных степеней свободы в дополнение к множителям, обусловленным электронным вырождением и вырождением, обусловленным ядерным спином. Обычно можно пренебречь влиянием электронных уровней, [c.458]

В общем случае сечение перехода двухатомной молекулы из состояния к, г>", I" в состояние г, у, / (где к, I — наборы квантовых чисел, характеризующих соответствующие электронные состояния, V", V — номера колебательных, а 1", I — вращательных уровней этих состояний) под действием электронного удара пропорционально квадрату матричного элемента потенциала взаимодействия электрона с молекулой V [10] [c.7]

Рис. 4. Кривые потенциальной ности), между которыми происходят энергии двухатомной молекулы, электронные переходы, представляют собой зависимость полной энергии системы от межъядерного расстояния (рис. 4). Расстояние на потенциальной кривой соответствует наиболее устойчивой конфигурации атомов в невозбужденной молекуле. При уменьшении этого расстояния возникают силы отталкивания, а при увеличении — силы притяжения. Если атомы выведены из равновесного состояния, то они совершают колебательные движения. Из рис. 4 следует, что амплитуда колебаний растет с повышением колебательного уровня VI и достигает бесконечности для уровня, совпадающего с осью абсцисс. На этом уровне происходит диссоциация молекулы на атомы. У большинства соединений почти все молекулы находятся на уровне так как разность энергий — Vg обычно больше кТ, т. е. величины тепловой энергии.

Переходя к отдельным примерам, остановимся на водных растворах и ограничимся сначала, для простоты, процессами, в которых электроды сделаны из инертного материала (например, из платины) и химически в процессе не изменяются. Пусть электролизу подвергается раствор НС1. Ионы С1 движутся к аноду, ионы Н+ — к катоду. На аноде ионы С1", отдавая свои избыточные электроны электроду, превращаются в нейтральные атомы по реакции С1 - С1 + е . На катоде ионы Н+, принимая от электрода недостающие им электроны, превращаются в нейтральные атомы по реакции Н- + е- Н. В этом заключается первая фаза процесса. Образующиеся нейтральные атомы С1 и Н в свободном состоянии неустойчивы и соединяются попарно в двухатомные молекулы по реакциям С1 + С1 СЬ и Н + Н- Нг- В результате на аноде выделяется газообразный хлор, а на катоде — водород. [c.444]

Симметрия. В двухатомной молекуле между ядрами возникает сильное электрическое поле, направленное вдоль оси молекулы. Это направление (ось г) становится особым для молекулярного электрона и важнейшим из квантовых чисел становится магнитное квантовое число /л г = О, 1, 2,. .., 1, определяющее проекцию вектора I орбитального момента на ось молекулы. Взаимодействие электрона с осевым электрическим полем ядер значительно и зависит от абсолютной величины mi, но не от знака. Поэтому вводят квантовое число X = т,1. Состояния (МО) с разными К сильно различаются по энергии, представляя собой, по сути, отдельные энергетические уровни. В соответствии с квантовым числом X молекулярные орбитали двухатомных (и линейных) молекул обозначаются строчными греческими буквами [c.72]

Степени вырождения (вес) р электронных уровней энергии, в частности степень вырождения ро основного уровня, легко находятся на основании символа уровня (см. 11, 23). Так, для электронного уровня энергии атома, обозначенного символом LJ, где М = 25 -Ь 1 — мультиплетность J — квантовое число общего момента импульса, вес р равен 2У + 1. Для двухатомной молекулы или линейной многоатомной молекулы вес р рассчитывается по мультиплетности М = = 25 4- 1, причем для 2 состояний р равен М, а для /7, А и других состояний он равен 2М. Вес р электронных уровней многоатомных нелинейных молекул согласно теореме Яна —Теллера определяется только мультиплетностью. Ниже приведены значения р для молекул двухатомные и линейные многоатомные молекулы [c.316]

Электронная составляющая суммы состояний для двухатомных молекул [c.105]

Рис. А.23. Электронное основное состояние и вращательно-колебатель-ные термы двухатомной молекулы.

Остановимся на наиболее важной составляющей энергии молекулы — электронной энергии. Так как скорость тяжелых ядер во много раз меньше скорости легких электронов, приближенно можно рассматривать движение электронов в молекуле в каждый данный момент, читая ядра неподвижными приближение Борна — Оппенгеймера). Выбранному фиксированному положению ядер R отвечает определенная энергия электронов %n R), включающая их кинетическую энергию, энергию взаимодействия электронов друг с другом и энергию взаимодействия электронов с ядрами. Условимся включать сюда также энергию отталкивания ядер iZ e lR. Тогда название электронная для t(R) = Бэл + Z,Z.2e /R указывает, что учитывается движение только электронов, но не ядер, а фиксированное расстояние между ядрами R рассматривается как параметр. Индекс эл при этом отбрасывается. Если расстояние между ядрами R изменится, изменится поле ядер, в котором движутся электроны, изменится и электронная энергия системы e R). В этом смысле электронная энергия суть функция межъядерного расстояния и по отношению к движению ядер играет роль потенциальной энергии. Вид фз кции e R) для двухатомной молекулы АВ изображает кривая а рис. 14, называемая потенциальной кривой. Когда атомы А и В удалены на бесконечное расстояние, электронная энергия е , ) равна сумме электронных энергий невзаимодействующих атомов А и В в основном состоянии [c.44]

Молекулярные квантовые числа. Электронное состояние двухатомной молекулы характеризуется [c.199]

При совпадении частот колебательного движения атомов в молекулах и электромагнитных колебаний внешнего источника излучения наблюдается резонансное поглощение энергии, в результате которого молекула переходит с нижнего (основного) колебательного уровня на один из возбужденных. Колебательным переходам соответствуют меньшие энергии и частоты по сравнению с электронными, поэтому Энергетические состояния в для перевода молекулы в возбуж- двухатомной молекуле [c.159]

При определенном возбуждении молекула переходит на уровень С2, ЧТО можно интерпретировать как колебания с минимальным /га и максимальным кЬ расстояниями между ядрами. В целом вся кривая потенциальной энергии, характеризующая различные колебательные состояния о, двухатомной молекулы, относится к одному из электронных состояний (положим, к основному е). В этом случае первому возбужденному электронному состоянию е будет соответствовать другая, более высоко лежащая кривая Морзе (рис. 7.5). [c.161]

При введении изотопного атома в молекулу электронное состояние молекулы в весьма хорошем приближении не изменяется. Таким образом, влияние изотопного замещения на колебательные состояния сводится единственно к изменению массы. Для двухатомных молекул частоту ко.тебания изотопно замещенной молекулы можно легко найти путем введения в уравнение (3) новой приведенной массы. Отношение новой частоты V к перво- [c.332]

Электрическое поло по действует на спин электрона, и поэтому вектор, изображающий спин, не изменяется нри образовании молекулы. Величина в молекуле или объединенном атомо тоже остается такой же, как в отдельном атоме. Для определения электронной орбиты в молекуле, помимо спинового квантового числа и X, необходимо указание еще двух других квантовых чисел. Как указано выше, атомные квантовые числа п -а.1 для молекулы теряют свое значение. Тем не менее в случае, когда два ядра расположены близко друг к другу, т. е. находятся в состоянии, приближающемся к состоянию объединенного атома, нарушение центральной симметрии силового поля будет незначительным, и квантовые числа дг и , свойственные электрону объединенного атома, можно считать сохраняющими свое значение и для молекулы. Значения п ж I для молекулярных орбит обозначаются так же, как и для электронов атома. Целые числа представляют значения п, а буквы , р, й, f и т. д. — значения I, соответственно равные О, 1, 2, 3 и т. д. Так, если для электрона объединенного атома п = 2 и = 1, то это будет 2/>-электрон. При образовании двухатомной молекулы этот электрон станет 2ра- (при Х = 0) или 2рт.- (при Х=1) электроном. Других возмон ностей нет, поскольку при 1 = 1 величина X должна быть равна 1 или 0. В результате ограничений значений X, указанных уравнением (40.1), а также ограничений возможных значений I, электронные х-орбиты атома дают только з-орбиты двухатомной молекулы, / -электроны — / з- и рт,-орбиты и -электроны—электронные йз-, тг-, о-орбиты молекулы. [c.307]

В качестве примера расчета по методу МО, в котором используются полученные выше уравнения, рассмотрим молекулу LiH (гидрид лития). Произведем только грубую оценку встречающихся в расчете интегралов, однако это все же позволит нам выделить качественные особенности МО гетероядерных двухатомных молекул. Основному состоянию атома лития соответствует конфигурация (Is) 2s атом водорода содержит один электрон, находящийся на ls-орбитали. Предположим, что связь возникает благодаря делокализации 25-электрона лития и ls-электро-на водорода в молекуле LiH. В простейшем варианте метода МО эта делокализация вводится построением МО как линейных комбинаций функций 2sli и Ish- Для того чтобы сделать функцию более гибкой, включим в нее также [c.207]

Приложения в химии и технике. Рассмотренные выше величины, характеризующие электронно-колебательно-вращательные состояния двухатомных молекул — электронные термы 7 , колебательные постоянные е и Ю(,а7е, вращатсльные постоянные Ве и а) [c.361]

Энергетическое различие 2s- и 2/ -орбиталей в периоде увеличивается от I к VIII группе (см. рис. И). Поэтому приведенная последовательность молекулярных орбиталей характерна для двухатомных молекул элементов начала периода вплоть до N2. Так, электронная конфигурация молекулы азота в основном состоянии имеет вид [c.54]

Простые вещества. Имея один электрон, водород образует лишь двухатомные молекулы с электронной конфигурацией невозбужденного состояния При этом возможны молекулы легкого водорода — протия И 2, тяжелого водорода — дейтерия Ог, трития Тг, протодейтерия HD, прототрития НТ, дейтеротрития DT. [c.273]

Книга всесторонне и доходчиво, а самое главное методологически правильно знакомит с теорией химической связи и результатами ее применения к описанию строения и свойств соединений различных классов. Сначала изложены доквантовые идеи Дж. Льюиса о валентных (льюис овых) структурах и показано, что уже на основе представлений об обобществлении электронных пар и простого правила октета при помощи логических рассуждений о кратности связей и формальных зарядах на атомах удается без сложных математических выкладок, как говорится на пальцах , объяснить строение и свойства многих молекул. По существу, с этого начинается ознакомление с пронизывающими всю современную химию воззрениями и терминами одного из двух основных подходов в квантовой теории химического строения-метода валентных связей (ВС). К сожалению, несмотря на простоту и интуитивную привлекательность этих представлений, метод ВС очень сложен в вычислительном отношении и не позволяет на качественном уровне решать вопрос об энергетике электронных состояний молекул, без чего нельзя судить о их строении. Поэтому далее квантовая теория химической связи излагается, в основном, в рамках другого подхода-метода молекулярных орбиталей (МО). На примере двухатомных молекул вводятся важнейшие представления теории МО об орбитальном перекрывании и энергетических уровнях МО, их связывающем характере и узловых свойствах, а также о симметрии МО. Все это завершается построением обобщенных диаграмм МО для гомоядерных и гете-роядерных двухатомных молекул и обсуждением с их помощью строения и свойств многих конкретных систем попутно выясняется, что некоторые свойства молекул (например, магнитные) удается объяснить только на основе квантовой теории МО. Далее теория МО применяется к многоатомным молекулам, причем в одних случаях это делается в терминах локализованных МО (сходных с представлениями о направленных связях метода ВС) и для их конструирования вводится гибридизация атомных орбиталей, а в других-приходится обращаться к делокализованным МО. Обсуждение всех этих вопросов завершается интересно написанным разделом о возможностях молекулярной спектроскопии при установленни строения соединений здесь поясняются принципы колебательной спектро- [c.6]

Ионная связь образуется между атомами с очень сильно отличающимися энергиями ионизации и сродством к электрону. При таких условиях один из двух атомов передает один или несколько валентных электронов своему партнеру. Например, атом Na настолько отличается по свойствам от атома С1, что в Na l атомы не в состоянии равномерно обобществлять между собой электроны. Атом Na имеет относительно пебольщую ЭИ, (498 кДж моль и малое СЭ (117 кДж моль ). Поэтому в присутствии атома с большим СЭ он легко образует ион Na . Атом хлора имеет СЭ 356 кДж моль и ЭИ, 1255 кДж моль К Он с трудом отдает свой электрон, но зато весьма склонен приобретать дополнительный электрон. В результате образуется двухатомная молекула Na l с ионной связью, обладающая структурой Na С1 , в которой валентный Зх-электрон Na перешел на вакантную Зр-орбиталь С1. [c.403]

Для огромного большинства гомонуклеарных двухатомных молекул терм основного состояния а для гетеронуклеарных Ч). Знание молекулярных термов важно при выполнении статистико-термодинамических расчетов. Электронные термы молекул устанавливаются спектральными и квантовохимиче-скнмн методами. [c.75]

Каждый электронный переход вызывает изменение к леба1ель-ного и соответственно вращательного состояния. Хотя гомоядерные двухатомные молекулы не дают чисто колебательных и чисто вращательных спектров, в электронном спектре проявляется вращательная и колебательная структура в виде серий полос, отвечающих электронным переходам. Чем больше поглощенная энергия, тем более сближаются полосы. Возбуждение электронов приводит к возбуждению колебательных состояний и далее к диссоциации молекулы на невозбуждениый и возбужденный атом. Если сообщенная молекуле энергия превышает энергию, необходимую для этого процесса, то избыток ее идет на увеличение кинетической энергии атомов. Спектр поглощения газообразных атомов является непрерывным, поэтому у границы сходимости полос возникает область сплошного поглощения (континуум). Волновое число этой границы гр (также Умакс) определяет энергию перехода от невозбужденной молекулы к атомам, один из которых возбужден. Вычтя из этой энергии энергию электронного возбуждения атома Дбат, получим энергию диссоциации молекулы на невозбужденные атомы Во (рис. XXIX. 5). [c.346]

Полосы на спектрах, расположенные в диапазоне видимого и ультрафиолетового излучения, возникают в результате взаимодействия вращательных, колебательных и электронных переходов и имеют сложную структуру. На рис. А.23 и А.24 приведена упрощенная схема термов двухатомной молекулы. На рис. А.23 дана схема основного состояния с колебательными и вращательными уровнями энергии. Диссоциированная молекула, атомы которой могут принимать любое количество кинетической энергии, соответствует заштрихованным областям (рис. А.23 и А.24). Вращательные термы приведены в другом, значительно меньшем масштабе. На рис. А.24 показаны аналогичные термы электронных переходов возбужденной молекулы. Полоса электронных переходов состоит из ряда полос, соответствующих различным колебательным переходам, а те в свою очередь имеют тонкую структуру, связанную с вращением молекул. Энергию диссоциации молекулы можно определить, установив частоту, при которой полосатый спектр переходит в сплошной, однако при этом следует учитывать энергию возбуждения образовавшихся атомов. Положение колебательных уровней при электронных переходах в молекуле определяется принципом Франка — Кондона при электронных переходах расстоя- [c.66]

В свободном состоянии галогены образуют двухатомные молекулы при этом каждый из атомов приобретает устойчивук октетную конфигурацию внешних электронов. [c.494]

Спонтанное снятие этого вырождения происходит в результате эффекта Яна — Теллера. Так, например, при образовании иона СН4+ удалением электрона в СН4 с одной из трижды вырожденных орбиталей /2 вместо одного пика наблюдается три максимума, а при плохом разрешении — широкая полоса. Ян-тел-леровское возмущение дважды вырожденного состояния приводит к появлению двух максимумов, частью не разрешенных, т. е. также к уширению полосы. Аналогичное возмущение для двухатомных молекул называют эффектом Реннера — Теллера. [c.144]

Рнс. 7.5. Кривые потенциальной энергии для основного е и волбужденного е электронных состояний двухатомной молекулы [c.161]

Интересно отметить, что молекула другого оксида углерода С3О2 построена совершенно так же, как и СО2, с атомами кислорода на концах молекулы, и линейна. При низких температурах СдОг ведет себя как двухатомный газ. В молекуле С3О2 каждая связь расположена в плоскости, перпендикулярной плоскостям двух соседних л-связей. Одновременное сопоставление всех свойств изучаемой молекулы (низкотемпературная теплоемкость, отс>тствие дипольного момента, спектральные данные и другие) позволяют предположить линейное строение молеку лы С3О2 и сделать выводы об электронных состояниях аюмов. [c.37]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология