Справочник химика 21

Химия и химическая технология

Статьи Рисунки Таблицы О сайте English

Орбитали энергии

    В ряду Н —Н )—Неа+ по мере заполнения связывающей орбитали энергия диссоциации молекул возрастает, с появлением же электрона на разрыхляющей орбитали, наоборот, уменьшается. Межъядерное расстояние вначале уменьшается, а затем увеличивается. [c.47]

    В такой модели атома не предусмотрено излучение энергии электроном. Поэтому Бор дополнительно постулировал, что переходы электронов с одной орбиты (энергия на другую (энергия Е< возможны только в том случае, если различие в их энергиях / Е = Е — Е компенсируется поглощением или излучением Энергии, величина которой выражается соотношением М. Планка — А. Эйнштейна АЕ = hv. [c.161]


    Каждой МО соответствует определенная энергия электрона, приближенно характеризуемая потенциалом ионизации с данной орбитали . Энергия электрона на МО слагается цз его кинетической энергии, потенциальной энергии притяжения электрона ко всем ядрам и отталкивания от всех остальных электронов. [c.88]

    Двумя разными путями вырывают электрон с а - нли с Г2-орбитали. Энергия фотоэлектронов, образованных этими двумя путями, различна. [c.198]

    Для устранения этого несоответствия теории с опытными данными Полинг и Слейтер предположили, что если в образовании связей принимают участие различные орбитали, энергия которых отличается не очень сильно, то их можно заменить равным числом одинаковых орбиталей, называемых гибридными (т. е. смешанными). Этот метод приближенного объяснения сложных явлений получил широкое применение. Он представляет собой математический прием, пользуясь которым вычислили волновые функции гибридных орбиталей, принимая, что они 1) эквивалентны между собой 2) обеспечивают наибольшее перекрывание с другими орбиталями (т. е. дают наиболее прочные связи) и 3) максимально удалены друг от друга в пространстве. Наименование валентных орбиталей в молекуле метана зр " (эс-пэ-три). Измерения показали, что между яр -связями всегда образуются углы, которые равны (или близки) углам тетраэдра, т. е. 1р9°28,  [c.29]

    Существование неспаренных электронов в молекуле кислорода можно понять с позиций метода молекулярных орбиталей. Этот метод исходит из того, что в поле ядер атомов, составляющих молекулу, имеются разрешенные состояния электронов, т. е. молекулярные орбитали, которые заполняются обобществленными электронами этих атомов. Молекулярные орбитали строятся путем линейных комбинаций атомных орбиталей. Отсюда название метода ЛКАО-МО. Комбинировать между собой могут атомные орбитали, энергии которых близ-ки. Поэтому наиболее простые случаи линейных комбинаций осуществляются в двухатомных молекулах.образованных одинаковыми атомами. [c.100]

    При большом числе взаимодействующих атомов имеются электронные орбитали, энергии которых примерно равны энергии электронных орбиталей в изолированных атомах. Это означает, что в металле существуют атомы, не отдавшие свой электрон в общее пользование, т. е. неионизированные атомы. [c.129]

    Энергия валентного уровня в изолированном атоме М = 1) равна Ео (рис. 88, а). При сближении двух атомов происходит квантово-механическое взаимодействие между валентными электронными орбиталями, в результате чего из двух атомных орбиталей с одинаковой энергией образуются две молекулярные орбитали. Энергия одной из них больше (РМО), а другой меньше (СМО), чем для изолированного атома (рис. 88, б). Взаимодействие четырех, шести и т.д. атомов приводит к расщеплению валентных АО на такое же число МО (рис. 88, в, г). При этом кроме СМО и РМО при достаточно большом числе взаимодействующих атомов появляются молекулярные орбитали, энергия которых примерно равна энергии изолированной атомной орбитали (НМО). Это равносильно предположению, что в металлах могут существовать (статистически) неионизирован-ные атомы, не отдавшие электрон в общее пользование. Образование кристалла в результате взаимодействия большого числа атомов (порядка N Ю ) приводит [c.189]


    В ряду Н — Нг — Не по мере заполнения электронами связывающей орбитали энергия диссоциации молекул возрастает, с появлением же электрона на разрыхляющей орбитали, наоборот, уменьшается. Межъядерное расстояние вначале уменьшается, а, затем увеличивается. Молекула гелия в невозбужденном состоянии не существует, так как у нее одинаково число связывающих и разрыхляющих электронов. [c.55]

    Потенциалы ионизации (первые) молекул и атомов в B. . уменьшаются на величину энергии возбуждения, а сродство к электрону возрастает на ту же величину, поскольку при ионизации или присоединении электрона образуются ионы в основном электронном состоянии. Т. обр., при возбуждении возрастают как электронодонорные, так и электроноакцепторные св-ва. Характер изменения кислотно-основных св-в при возбуждении зависит от соотношения энергий возбуждения к-ты и сопряженного основания, поскольку при р-циях переноса протона электронное возбуждение в большинстве случаев сохраняется. Так, для фенола величина рК уменьшается от 10,0 до 4,1 при возбуждении в нижнее синглетное состояние и до 8,5 при возбуждении в триплетное состояние, а для бензойной к-ты рК возрастает с 4,2 до 9,5 при возбуждении в синглетное состояние. Энергии диссоциации связей также изменяются. Поскольку в В с. электрон оказывается на разрыхляющей орбитали, энергии связей обычно уменьшаются и даже могут стано- [c.409]

    Периодическая таблица в форме, представленной на рис. 12.16 [И], показывает, как заполняются различные орбитали при образовании элементов. В атоме водорода энергия электрона зависит только от его главного квантового числа п, но в многоэлектронных атомах внутренние электроны экранируют внешние электроны от полного заряда ядра. В результате влияния экранирования 5-орбитали для данного значения п имеют более низкую энергию, чем р-орбитали, энергия которых меньше, чем энергия с -орбиталей. Энергии р-орбиталей выше, чем энергии соответствующих 5-орбиталей, потому что р-электроны находятся в основном далеко от ядра и не так сильно им притягиваются. Такое разделение уровней не совсем строгое их относительные энергии приблизительно указаны на рис. 12.16 по вертикали. [c.400]

    Рассмотрим сначала сопряжение двух одинаковых хромофоров, как, например, в бутадиене-1,3. Самый длинноволновый переход относится к типу я, и поэтому можно не учитывать систему а-орбиталей. Сочетания суммы и разности этиленовых орбиталей п и я, показанных справа и слева на рис. 2.20, дают четыре новых я-орбитали, энергии которых возрастают в последовательности, указанной в центре рисунка эти орбитали, обозначенные как [c.57]

    Металлы, образующие достаточно стабильные комплексы с олефинами, обычно содержат заполненные d-орбитали, энергия которых близка к эиергии s- и р-орбиталей валентной оболочки  [c.402]

    На рис. 2 схематически показано рассеяние, вызванное действием фотона, обладающего энергией 1 Мэе, при поглощении его органическим веществом. При начальном столкновении из атома выбивается комптоновский электрон. Этот электрон в результате последующих реакций может вызывать ионизацию. Часто он выбивается из внутренней орбиты первого атома, оставляя электронную дырку , которая заполняется электроном из внешней орбиты. Энергия, испускаемая при переходе электрона на более низкий уровень, выделяется в виде рентгеновского излучения, которое затем превращается в фотоэлектрон (см. рис. 2). [c.52]

    Снин-орбитали U могут быть получены из любой связевой или молекулярной орбитали. Энергия, соответствующая волновой функции (192), равна Е = где [c.74]

    Орбитальные энергии в единицах Р (связывающие орбитали) Энергии возбуждения в единицах Р. . ............ [c.701]

    Электроны внутренней конверсии возникают в тех случаях, когда энергия, излучаемая в обычных условиях в виде у-лучей, передается одному из окружающих ядро электронов. С известным приближением можно представить себе этот процесс, как столкновение у-кванта с одним из внешних электронов, причем энергия кванта передается электрону, который вылетает со своей орбиты. Энергия испускаемого электрона равна энергии у-кванта за вычетом энергии связи электрона с ядром. [c.12]

    Выражения (146) и (14в) определяют записанные через локализованные орбитали хартри-фоковские энергии возмущенных молекул А и В в функции от расстояния Я между ними, а вь[ражение (14г) — записанную через локализованные орбитали энергию электростатического и обменного взаимодействий между А и В.. Если Я —>оо, то [c.236]

    Связывающие свойства. На связывающей орбитали энергия электрона ниже, а на антисвязывающей (разрыхляющей) выше, чем была в атоме на соответствующей АО, Переход электрона с АО на связывающую МО укрепляет связь в молекуле, а пере.ход на анти- [c.71]

    Связывающие свойства. Подразделение МО на связывающие и разрыхляющие проводится по тому, какое действие на связь оказывает электрон, поступая на молекулярную орбиталь. На связывающей орбитали энергия электрона ниже, чем она была в атоме на соответствующей АО, благодаря чему достигается выигрыш энергии, возникает или упрочняется связь между атомами. На антисвязывающей или разрыхляющей МО энергия элек рона выше, чем на соответствующей АО, поэтому переход с АО на разрыхляющую МО связан с затратой энергии, в результате чего связь не может возникнуть (как в отталкивательном состоянии И2) либо она дестабилизируется, разрыхляется (когда в электронную систему добавляется электрон на разрыхляющую МО). [c.104]

    Ешчная поверхность, внутри которой сосредоточена определенная доля электронного заряда. Максимальная электронная плотность отвечает наибольшей вероятности нахождения электрона. Следовательно, понятие орбиталь подразумевает форму электронного облака, которая меняется в зависимости от плотности отрицательного заряда. Орбитали могут отличаться одна от другой энергией, необходимой для удаления отрицательного заряда, формой электронного облака и ориентацией электронного облака относительно центра симметрии — ядра атома. В этом проявляется дискретность характеристик электрона, квантованность его свойств. Характеристики орбитали — энергию, форму, ориентацию в пространстве — можно задать определенными числами, которые получили название квантовых чисел. [c.35]


    Для объяснения всех рассмотренных фактов в рамках МВС Полинг ввел представление о гибридизации электронных орбиталей. При этом Полинг исходил из того, что значения энергии Е для 5- и р-орбиталей либо совпадают между собой , либо различаются не намного. Тогда состояния валентных электронов описываются не чистыми 5-, р-, -функциями, а смешанными или гибридными волновыми функциями, которые представляют собой линейную комбинацию собственных функций, описываюших состояние исходных электронов. Например, для возбужденного атома углерода вместо одного 2х- и трех 2р-состояний в результате гибридизации получаются четыре вырожденные гибридные орбитали, энергия которых промежуточна между энергиями 2х- и 2р-электронов. Такая гибридизация называется тетраэдрической или зр -гибридизацией. Возникающие при этом гибридные волновые функции имеют вид  [c.105]

    Энергия валентного уровня в изолированном атоме (Л =1) равна Eq (рис. 127, а). При сближении двух атомов происходит квантовомеханическое взаимодействие между валентными элект рокными орбиталями, в результате чего из двух атомных орбита oTeii с одинаковой энергией образуются две молекулярные орбитали. Энергия одной из них больше (РМО), а другой меньше (СМО), [c.307]

    Если число связывающих электронньк пар в молекуле превышает число союзов между атомами, избыточные электроны занимают молекулярные орбитали, энергии которых в общем выше, чем энергии орбиталей в молекулах, где число связывающих электронных пар равно числу союзов. Эти орбитали с более высокой энергией являются двойными связями классической электронной структурой теории. Эти орбитали имеют локальную узловую плоскость, в которой расположены атомы, делящие между собой эти орбитали я-типа. Рассмотрим сначала лишь молекулы с одной двойной связью (т.е. алкены и карбонильные соединения). [c.22]

    Поскольку заряды ядер атомов азота и кислорода отличаются на единицу, существенного отличия в энергиях их атомных орбиталей не наблюдается и схема молекулярных орбиталей иона N0"" будет аналогична схеме молекулярных орбиталей молекулы азота (см. рис. 22а). Все орбитали атома кислорода по энергии расположены ниже, чем соответствующие атомные орбитали атома углерода, т.к. заряд ядра кислорода на две единицы больше. Результатом этих энергетических различий будет существенное отличие молекулярных орбиталей оксида углерода от молекулярных орбиталей иона N0 (см. рис. 226). 2 -орбиталь кислорода располагается значительно ниже 2 -орбитали углерода, следствием чего является их слабое взаимодействие, приводящее к образованию слабосвязывающей -орбитали, энергия которой практически не отличается от атомной 2 -орбитали кислорода. В то же время энергии 2/)-орбиталей кислорода и 2 -орбитали углерода близки. Эта близость приводит к образованию двух -связывающий и -разрыхляющей орбиталей. Если верхняя занятая -орбиталь в ионе N0"" обладает ярко выраженным связывающим характером, то в молекуле СО эта орбиталь является слаборазрыхляющей. Поэтому ион СО" имеет энергию диссоциации несколько большую, чем молекула СО. Образование других перечисленных выше молекул и ионов сомнительно, т. к. в них энергетические различия еще больше, чем у СО. [c.60]

    Металлы, об1)азующие достаточно стабильные комплексы с олефинамп, обычно содержат заиолнеипые -орбитали, энергия которы.х близка к энергии s- и р-орбиталей валентной оболочки  [c.402]

    Атом олова имеет четырнадцать электронов вне стабильногс криптоноподобного остова. Эти электроны занимают 4d-, 5s- и 5р-орбитали, энергии которых, по-видимому, возрастают в последовательности 4d<5s<5p. Отсюда следует, что мы должны рассматривать две конфигурации SnA и SnB. На приведенной ниже схеме внутренние электроны атома изображены стрел  [c.355]

    Приведенные схемы, разумеется, являются очень грубыми моделями (если здесь вообще возможны какие-то наглядные схемы и модели), тем не менее они помогают понять, что вопрос о центре ионизации о(,р-ненасыщенных сульфидов для поставленной задачи вовсе не является существенным. Гассматривается адиабатически стабилизированный, уже перестроившийся (т.е. не франк-кондоно-вский) катион-радикал, а не молекулярные орбитали, энергии которых ближе к вертикальным потенциалам. Поэтому прй дрином подходе в принципе безразлично, ионизируется ли ненасыщенная система и образовавшийся таким образом катион-радикал стабилизируется неподеленными электронными парами соседнего атома серы (с понижением энергии катион-радикала на 5 эВ) или ионизируется атом серы о последующим частичным заполнением "электронной дырки Т-электронами двойной связи (энергия стабилизации в этом случае составляет 1-2 эВ). Если пользоваться более строгими, но менее наглядными понятиями квантовой механики, то нужно говорить о смешении орбиталей и расщеплении уровней. [c.105]

    Если бы орбитами связи углеродного атома в этане были 5/)3-гибриды, то барьеры при вращении отсутствовали бы. Однако уже давно было показано [12], что орбиты связи сконцентрированы в области, при-легающей к осп связи. Для атома углерода такая концентрация достигается при донущенни некоторого с1- и /-характера. Примем, что энергия возбуждения для й составляет 0,67 / и для / 1,37/ (соответственно среднему радиусу, составляющему /з от радиуса р -орбиты / — энергия ионизации) и что энергия связи пропорциональна силе связи 5 (угловая составляющая орбиты в направлении связи). Тогда, используя вариационный принцип, найдем, что [c.9]

    В локализованные основные орбитали (которые заняты 25-элек-тронами каждого атома N). Такое преобразование было предложено Петерсом [6]. Если отвлечься от примеси орбиталей 2ро, преобразование t в точности дает атомные 28-орбитали, ибо оно преобразует 2sogf (2so-u)2 в 2sl2sl. Если же в унитарном преобразовании t затрагиваются орбитали За , то преобразование t только приближенно совпадает с преобразованием к эквивалентным орбиталям, хотя примесь орбитали 2ра в локализованной орбитали и будет незначительной так что локализованная орбиталь Л0 будеть очень близкой к атомной 28 -орбитали. Энергия (2) преобразованием t сводится к виду [2а, б] [c.94]


Смотреть страницы где упоминается термин Орбитали энергии: [c.89]    [c.30]    [c.308]    [c.370]    [c.124]    [c.43]    [c.426]    [c.195]    [c.118]    [c.44]    [c.28]    [c.28]    [c.94]   
Химическая связь (0) -- [ c.46 , c.53 ]

Основы органической химии 1 Издание 2 (1978) -- [ c.149 ]

Химическая связь (1980) -- [ c.46 , c.53 ]




ПОИСК







© 2025 chem21.info Реклама на сайте