Заполнение орбиталей принцип

Принцип наименьшей энергии. Электроны при заполнении орбиталей занимают прежде всего те орбитали, энергия которых меньше (энергия же орбиталей определяется значением главного п и орбитального I квантовых чисел). Последовательность заполнения атомных орбиталей очередными электронами в связи с принципом наименьшей энергии следующая [c.73]

Первое правило Хунда гласит, что для данной электронной конфигурации наименьшую энергию будет иметь состояние с максимальным числом неспаренных спинов. Так, для атома углерода конфигурация с двумя неспаренными спинами соответствует основному состоянию. Опираясь теперь на принцип Паули и первое правило Хунда, можно продолжить заполнение орбиталей ( принцип построения ). [c.260]

Рис. 32. Взаимное отталкивание электронов на. заполненных орбиталях. Такое отталкивание особенно велико, когда заполненные орбитали перекрываются (вспомните принцип Паули).

Принцип очередности заполнения орбиталей. Электроны заполняют орбитали в порядке увеличения их энергии, т. е. на орбиталях с более высокой энергией электроны располагаются после того, как заполнены орбитали с меньшей энергией. Этот принцип целиком согласуется с классической физикой, где он формулируется как стремление системы к минимуму энергии. Однако сначала необходимо ответить на вопрос, как зависит энергия электрона от квантовых чисел п и I, описывающих его состояние. Ранние работы по теории периодической системы приписывали исключительную роль главному квантовому числу п, так как застройка электронных оболочек происходит в строгом соответствии с ростом п плоть до аргона (2 = 18). Однако при переходе от третьего периода к четвертому наблюдаются аномалии , которые в последующих периодах таблицы Менделеева становятся скорее правилом, чем исключением. В. М. Клечковский (1954) сформулировал закономерность возрастания энергии электронных [c.169]

З.1. Принципы заполнения орбиталей электронами [c.36]

Если на какой-либо атомной орбитали находится два электрона, то ее называют заполненной орбиталью. При этом спиновые состояния электронов должны различаться. В этом случае говорят, что спины антипараллельны. Два электрона, находящиеся на одной атомной орбитали, называют спаренными электронами. Если на атомной орбитали находится один электрон, то этот электрон называют неспаренным. Он, естественно, может находиться в любом из двух возможных спиновых состояний. Если на атомной орбитали ие имеется пи одного электрона, то такую орбиталь называют незаполненной или вакантной орбиталью. Таким образом, принцип Паули не только ограничивает число электронов па атомной орбитали, но и определяет взаимную ориентацию спинов электронов на заполненных орбиталях. Это имеет огромное значение для строения многоэлектронных атомов и определяет важнейшие свойства всех химических систем. [c.45]

В то время как теория валентных связей сохраняет за атомами, входящими в состав молекулы, их индивидуальность, теория молекулярных орбиталей рассматривает молекулу как единую частицу с помощью основных идей строения атома. Так же как в атоме есть атомные орбитали, так и в молекуле есть молекулярные орбитали различие в том, что молекулярные орбитали многоцентровые. Тем не менее теория молекулярных орбиталей предлагает для электрона в молекуле волновую функцию, подобную волновой функции электрона в атоме. Так, вероятность нахождения электрона в определенной части объема будет пропорциональна и так же, как в атоме, каждая молекулярная орбиталь будет зависеть от ряда квантовых чисел, которые определяют ее энергию и пространственное расположение. Допускается также, что принцип заполнения орбиталей в молекуле такой же, как в атоме, т. е. на каждой молекулярной орбитали могут располагаться два электрона с противоположными спинами, и, начиная с орбиталей самого низкого уровня энергии, электроны один за другим заполняют следующие орбитали. [c.144]

Мы не будем продолжать дальнейшее рассмотрение заполнения орбиталей, так как используя схему, изображенную на рис. 12, и изложенные принципы, не представляет труда написать электронную конфигурацию любого атома. [c.43]

Заполнение орбиталей 1 Очередность заполнения — принцип наименьшей энергии 2 Принцип Паули — в одном атоме не может быть двух электронов с одинаковыми значениями л I т vis 3 Правило Хунда —в пределах подуровня электроны располагаются так что их суммарный спин максимален [c.5]

При заполнении орбиталей электронами необходимо руководствоваться правилом Гунда в данном подуровне электроны стремятся занять свободные орбитали сначала по одному с параллельными спинами и затем только по второму с противоположным направлением спина. По принципу Паули на каждой орбитали может быть только два электрона с противоположными спинами. При таком способе заполнения орбиталей одного подуровня данным числом электронов суммарный спин имеет наибольшее значение, что требует правило Гунда. [c.85]

В гл. 4 было показано, как можно понять электронную структуру основных состояний атомов, используя боровскую процедуру заполнения орбиталей. В ней электроны последовательно приписывают наинизшей допустимой орбитали при учете требований, налагаемых принципом Паули, в соответствии с которым каждая орбиталь может содержать максимум два электрона, Той же процедуре можно следовать и в случае молекул. Однако чтобы сделать это, необходимо знать порядок расположения молекулярных орбиталей по энергиям. Этот порядок можно установить или на основе эксперимента, или путем расчетов. Методы расчета будут рассмотрены в следующей главе, а сейчас стоит остановиться на экспериментальных методах, поскольку это позволит выявить наиболее общие свойства молекулярных волновых функций, выходящие за рамки любых модельных представлений, принятых для их расчета. [c.79]

Принципы заполнения орбиталей [c.89]

С X. п. тесно связан важный для теории мол. орбиталей принцип заполнения из неск. конфигураций молекулы ниже по энергии те, для к-рых сумма значений орбитальных энергий атомов меньше. [c.324]

Заполнение электронных оболочек происходит в соотвегствии с принципом минимальной энергии. Согласно этому принципу заполнение орбиталей, изображенных на схеме 1, происходит в порядке снизу вверх. [c.47]

Те же свойства симметрии должны быть и в системе сопряженных п-связей Если система состоит из 4 п-связей и, следовательно, допускает размещение 4 электронов, то верхней заполненной орбиталью должна быть орбиталь с симметрией аналогичной волновой функции с квантовым числом л = 2 Это антисимметричная функция Концевые п-функции в верхней заполненной МО в 4 тс-сопряженной системе должны быть также антисимметричными друг по отношению к другу Новая связь при замыкании кольца за счет поворотов крайних п -функций в силу принципа максимального перекрывания получится тогда, когда положительная область одной функции наложится на положительную же область другой [c.331]

Многочисленные расчеты и спектральные измерения показали, что для описания электронной структуры любого атома достаточно использовать те же четыре квантовых числа, что и для описания атома водорода. При этом порядок заполнения орбиталей атомов должен соответствовать следующим принципам [c.102]

Элементы принято называть главными переходными элементами. Их атомы характеризуются внутренней застройкой -подоболочек. Дело в том, что а-орбиталь их внешней оболочки обычно заполнена уже до того, как начинается заполнение -орбиталей в предшествующей электронной оболочке. Это означает, что каждый новый электрон, добавляемый в электронную оболочку очередного -элемента, в соответствии с принципом заполнения (см. 2), попадает не на внешнюю оболочку, а на предшествующую ей внутреннюю подоболочку. Химические свойства этих элементов определяются участием в реакциях электронов обеих указанных оболочек. [c.253]

Принципы заполнения орбиталей. При построении атом 1ых орбиталей следует придерживаться следующих принципов [c.34]

Исходя из принципа Паули и правила Гунда, согласно которому электроны стремятся по возможности не образовывать пары, можно построить периодическую систему элементов на основе спектроскопических данных. Атом каждого последующего элемента образуется путем добавления протона и электрона к атому предыдущего элемента. В многоэлектронных атомах электроны заполняют соответствующие орбитали в порядке возрастания их энергии. Экспериментально установлен следующий ряд изменения энергий по орбиталям 15<25<2р<35<Зр<45<Зс <4/7<55<4 < <5/ <б5<4 <5( <6/7<75. Имеющиеся в периодической системе отклонения в порядке заполнения орбиталей (например, Сг, Си, группа РЗЭ) обусловлены особой стабильностью частично заполненных слоев. [c.20]

Показано также отчетливое несоблюдение аддитивности величин ада в случае записи уравнения (1.3) для электрона на более низком энергетическом уровне при наличии других электронов на более высоких (т. е. при заполнении орбиталей в последовательности, не отвечающей принципу построения). Из этого сделан вывод, что принцип внешнего экранирования (например, 15-электрона 25-электроном) не соответствует реальности и влияние внешних электронов на внутренние не содержит составляющей, которая могла бы описываться через соответствующее уменьшение эффективного заряда ядра [32]. [c.25]

Например, промотированный электрон находится на орбитали, близкой но энергии к ряду других орбиталей. Перемещение электрона на одну из этих орбиталей создает новые состояния, которые являются состояниями, возбужденными относительно и Электрон может быть также промотирован с любой из дважды заполненных орбиталей на наполовину заполненную орбиталь из более низкого набора. Это порождает более возбужденные состояния. Мы можем ожидать, что верхний электрон является наиболее активным в инициировании химического превращения или движения ядер. Прежде всего существует очень большое число орбита-лей, открытых для этого. Это можно увидеть, если нарисовать в энергетической шкале первый потенциал ионизации молекулы. В принципе существует бесчисленное число орбиталей, лежащих ниже потенциала ионизации. Энергетический промежуток между ВЗМО и НСМО для большинства молекул составляет 5—8 эВ, тогда как потенциал ионизации равен 9—12 эВ. Таким образом, плотность состояний в верхней части очень высока. [c.507]

Таким образом, вопрос о взаимоотношении между квантовой химией и химиками-экспериментаторами естественным образом перешел в методологическую плоскость и превратился в вопрос о реальности представлений квантовой химии или, но сути, в вопрос о природе ее теоретических моделей — являются ли они структурными (изоморфными оригиналу — изучаемому объекту микромира) или они функциональные, или смешанные и если последнее правильно, то в чем заключается их структурность. В чем заключается реальность квантовой химии — этот вопрос задавал и Коулсон [122, с. 172]. Ответ на этот вопрос можно, но-видимому, сформулировать так квантовая химия представляет собою совокупность моделей (см. обзор [124]) с определенной иерархией, от фундаментальных (уравнения Шредингера и правила заполнения орбиталей на основании принципа Паули) до моделей частного характера, к которым принадлежит, например, модель Хюккеля. Большинство моделей квантовой химии органических соединений смешанные, поскольку сочетание чисто квантовомеханических моделей с моделями химического строения и стереохимии придает им элемент структурности (изоморфности), хотя чисто формальное сочетание квантовохимических представлений со структурными формулами, как в модели суперпозиции валентных схем в теории резонанса, не выводит модель из разряда функциональных [125]. [c.98]

Начиная со скандия, образуется ряд из десяти элементов (заканчивающийся цинком), которые характеризуются тем, что имеют два внешних электрона на 45-орбитали и от одного до десяти электронов на внутренних Зй-орбиталях. Заполнение -орбиталей происходит неравномерно разница в энергии между 3(1- и 45-орбиталями невелика, и для хрома и меди конфигурации 3 45 и 3 / °45, соответственно, оказываются более выгодными, чем ожидаемые 3 45 и З М5 . Особенно устойчивые состояния образуются, когда пять -орбиталей полностью заняты десятью электронами или когда на каждой из них находится по одному электрону. Те же общие принципы, которые действовали в пер- [c.55]

Вы заметили, что заполнение происходит в точности снизу вверх для орбиталей, изображенных на схеме Пока не заполнятся орбитали, расположенные ниже, не начинается заполнение следующих (принцип наименьшей энергии). Этого и следовало ожидать, ведь мы располагали орбтали как раз в порядке увеличения энергии. [c.43]

Каждой атомной орбитали соответствует две спин-орбитали. Поэтому согласно принципу Паули на одной атомной орбитали, определяемой тремя квантовыми числами п, I, т, может находиться не более двух электронов. Если на какой-либо атомной орбитали находится два электрона, то ее называют заполненной орбиталью. При этом спиновые состояния электронов должны различаться. В этом случае говорят, что спины антипараллельны. Два электрона, находящиеся на одной атомной орбитали, называют спаренными электронами. Если на атомной орбитали находится один электрон, то этот электрон называют неспаренным. Он, естественно, может находиться в любом из двух возможных спиновых состояний. Если на атомной орбитали не имеется ни одного электрона, то такую орбиталь называют незаполненной мпи вакантной орбиталыо. Таким образом, принцип Паули не только ограничивает число электронов на атомной орбитали, но и определяет взаимную ориентацию спинов электронов на заполненных орбиталях. Это имеет огромное значение для строения многоэлектронных атомов и, в конечном счете, определяет важнейшие свойства всех химических систем. [c.39]

Энергия. Уже говорилось, что система молекулярных орбиталей молекулы Н2 используется для построения электронных конфигураций двухатомных томонуклеарных молекул, аналогично тому, как система орбиталей атома Н используется для построения электронных конфигураций многоэлектронных атомов. Как и для атома, заполнение молекулярных орбиталей происходит в соответствии с принципом наименьшей энергии и принципом Паули. Порядок, в котором возрастают энергии молекулярных орбиталей, устанавливается при исследовании молекулярных спектров и другими экспериментальными методами, а также при помощи квантовомеханических расчетов. Для ориентировки при использовании метода ЛКАО можно считать, что МО, образованные крмбинацией АО первого квантового слоя (и= 1), энергетически ниже, чем орбитали, образованные комбинацией АО второго квантового слоя (п =2). Как и для атомов, величина зарядов ядер может влиять на очередность заполнения орбиталей. Для гомонуклеарных молекул, бо- [c.108]

В методе МО молекула рассматривается с той же точки зрения, с какой рассматривался атом (см. раздел 3). В методе ВС принимается, что молекула построена из атомов, которые в некоторой степени сохранили свою индивидуальность после образования связи. В методе МО молекула рассматривается как многоцент-ровый атом, в котором имеется множество орбиталей, описываемых волновыми функциями, имеющих определенную энергию и характеризующихся квантовыми числами. В молекуле порядок заполнения орбиталей следует тем же принципам, что и в атоме (см. раздел 3.12), т. е. заполнение идет в порядке возрастания энергии, соблюдается запрет Паули и правило Хунда. [c.244]

Фока дает результат, противоречащий принципу микроскопической обратимости, так как термически запрещенная дисрота-торная реакция приводит к двум различным электронным состояниям (разные заполнения орбиталей) в зависимости от того, идет ли реакция в направлении от бутадиена к циклобутену или наоборот. [c.505]

В любом атоме число орбиталей бесконечно. С увеличением заряда число электронов в атоме увеличивается, причем заполнение орбиталей электронами происходит в определенной последовательности по принципу наименьшего запаса энергии, согласно которому наиболее усгойчиво такое состояние атома, при котором его электроны имеют наименьш то энергию, а наименьшей энергией обладают подуровни с самыми низкими значениями и и /. Таким образом, заполнение орбиталей идет в порядке возрастания суммы п -1 ( правило Клечковского). При одинаковых значениях суммы п-1 в первую очередь заполняется орбиталь с меньшим значением п (второе правило Клечковского). [c.14]

Перейдем теперь к рассмотрению верхней части рис. 23 здесь изображены МО, образованные при взоимодействии 25 и 2 р-орбиталей. Как и в случае 15—АСЗ, комбинация из 25— АО соответствует образованию двух о—МО связывающей (а25) и разрыхляющей (а 23). Оставшиеся в молекуле Ьи два электрона находятся иа с 25—МО следовательно, связы-раиие должно осуществляться именно за счет этой орбитали. Ординарная связь, которая образуется в молекуле при обоществлении электронной пары, соответствует заполненной (по принципу Паули) молекулярной орбитали с 25. Связь в Ь и рассматривается как ординарная. [c.61]

Распределение электронов по о р б и т а л я м. Распределение электронов комплексообразователя по расщепленным энергетическим уровням в слабом поле подчиняется общим принципам а) первоочередного заполнения наиболее низких уровней б) Гунда в) Паули. Однако в сильных полях при достаточном числе электронов происходит полное заполнение орбиталей с низкой энергией сначала по одному, а затем по два электрона на каждой орбитали (спаривание). Лишь после этого начинают заполняться электронные орбитали с высокой энергией. Спаривание требует затраты энергии Ясп, так как оно принуждает электроны находиться в одной области околоядерного пространства и тем самым увеличивает отталкивание между ними. Величина сп рассчитывается методами квантовой механики и может быть определена эксперимеи- [c.166]

Принцип заполнения орбиталей (Aufbau Prin iple) электронами в различных атомах представлен в табл. 2.7. Опуская [c.54]

Принцип ЖМКО первоначально был обоснован как качественная схема. Однако в настоящее время имеется ряд количественных подходов, наибольшее признание получила теория Клопмана, который сопоставил свойства взаимодействующих частиц со свойствами валентных орбиталей. Опираясь на метод возмущения молекулярных орбиталей, Клопман показал, что химические реакции можно разделить на два типа реакции, контролируемые зарядом, и орбитальноконтролируемые реакции. Для контролируемых зарядом реакций должна существовать достаточно большая разница в уровнях энергии между верхней заполненной орбиталью донора и низшей свободной молекулярной орбиталью акцептора. Клопману удалось рассчитать численные параметры, характеризующие способности к комплексообразованию катионов большинства металлов. [c.43]

Все эти другие геометрические структуры приводят к снятию вырождения в основном состоянии конфигурации Ткак требует того принцип Яна—Теллера. Искажение прежде всего приводит к высокоэнергетической орбитали для неспаренного электрона без заметной стабилизации других орбиталей. Это не выгодно, если не считать переходного состояния для диссоциации. Структуры v и B d сходны в том, что дают низколежащую свободную орбиталь той же самой симметрии, что и наполовину заполненная орбиталь. Это предполагает дальнейшее искажение вдоль координаты реакции А . [c.208]

Каждой строчке (V. 76) соответствует определенная i-я МО, а каждый из коэффициентов определяет в ней долю участия /-Й АО. Располагая энергии 8i по возрастающей величине и распределяя по ним электроны в соответствии с принципом Паули, мы найдем числа заполнения уровней gi, которые равны либо 2 (полностью заполненная орбиталь), либо 1 (наполовину заполненная МО), либо О (незанятая МО). С учетом этих данных можно найти заряды на атомах отдельно для орбиталей s, р, d и т. д. Для этого можно использовать определение Маликена [141], в котором заряд на атоме считается пропорциональным сумме квадратов с — вероятностей найти электрон в данном атомном [c.153]

Когда энергии фронтальных орбиталей донора и акцептора близки между собой, происходит значительный перенос электрона от донора к акцептору. Это фронтально-контролируемое взаимодействие и образующиеся связи преимущественно ковалентные. Взаимодействие типа жесткий — жесткий оказывается зарядо-контролируемым, взаимодействие типа мягкий — мягкий — контролируемым фронтальными орбиталями. Таким образом, понятие жестких и мягких кислот и оснований и принцип ЖМКО получили в уравнении (V.2) физическое обоснование с точки зрения энергии заполненных орбиталей доноров и свободных орбиталей акцепторов. [c.371]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология