Порядок заполнения орбиталей схема

Справочник химика 21

Химия и химическая технология

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]

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]

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 Смотреть страницы где упоминается термин Заполнение орбиталей принцип: [c.36] [c.131] [c.73] [c.426] [c.92] [c.168] [c.140] Симметрия глазами химика (1989) — [ c.0 ]

Заполнение орбиталей.

Наборы значений квантовых чисел для различных атомных орбиталей:

Квантовое число

Атомные орбитали

Количество

Обозначение

При заполнении электронами атомных орбиталей соблюдаются следующие три правила:

1. Принцип устойчивости (принцип минимальной энергии). Орбитали заполняются начиная с имеющих самую низкую энергию и далее в порядке её повышения. В этом случае энергия атома является минимальной, а устойчивость – максимальной.

энергетическая последовательность легко может быть описана при помощи правила суммы двух первых квантовых чисел n+l. Это правило носит название правила Клечковского (1951 г.):

Смотрите так же:  Требования к программе компас

При заполнении орбитальных оболочек атома более предпочтительны (более энергетически выгодны), и, значит, заполняются раньше те состояния, для которых сумма главного квантового числа n и побочного (орбитального) квантового числа l, т.е. n+l, имеет меньшее значение.

Например, орбиталь 4s, для которой n+l = 4+0 = 4, заполняется раньше, чем орбиталь 3d, где сумма n+l = 3+2 = 5.

При равенстве сумм ниже по энергии находится орбиталь с меньшим значением главного кантового числа. Так, орбиталь 3d имеет более низкую энергию, чем .

Обычный порядок заполнения атомных орбиталей:

Тема 9. «Строение атома. Периодический закон и периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева (ПСХЭ)».

Атом состоит из атомного ядра и электронной оболочки.

Ядро атома состоит из протонов (p + ) и нейтронов (n 0 ). У большинства атомов водорода ядро состоит из одного протона.

Число протонов N(p + ) равно заряду ядра (Z) и порядковому номеру элемента в естественном ряду элементов (и в периодической системе элементов).

Сумма числа нейтронов N(n 0 ), обозначаемого просто буквой N, и числа протонов Z называется массовым числом и обозначается буквой А.

Электронная оболочка атома состоит из движущихся вокруг ядра электронов (е — ).

Число электронов N(e — ) в электронной оболочке нейтрального атома равно числу протонов Z в его ядре.

Масса протона примерно равна массе нейтрона и в 1840 раз больше массы электрона, поэтому масса атома практически равна массе ядра.

Форма атома — сферическая. Радиус ядра примерно в 100000 раз меньше радиуса атома.

Химический элемент — вид атомов (совокупность атомов) с одинаковым зарядом ядра (с одинаковым числом протонов в ядре).

Изотоп — совокупность атомов одного элемента с одинаковым числом нейтронов в ядре (или вид атомов с одинаковым числом протонов и одинаковым числом нейтронов в ядре).

Разные изотопы отличаются друг от друга числом нейтронов в ядрах их атомов.

Обозначение отдельного атома или изотопа: (Э — символ элемента), например: .

Строение электронной оболочки атома

Атомная орбиталь — состояние электрона в атоме. Условное обозначение орбитали — . Каждой орбитали соответствует электронное облако.

Орбитали реальных атомов в основном (невозбужденном) состоянии бывают четырех типов: s, p, d и f.

Электронное облако — часть пространства, в которой электрон можно обнаружить с вероятностью 90 (или более) процентов.

Примечание: иногда понятия «атомная орбиталь» и «электронное облако» не различают, называя и то, и другое «атомной орбиталью».

Электронная оболочка атома слоистая. Электронный слой образован электронными облаками одинакового размера. Орбитали одного слоя образуют электронный («энергетический») уровень, их энергии одинаковы у атома водорода, но различаются у других атомов.

Однотипные орбитали одного уровня группируются в электронные (энергетические) подуровни:
s-подуровень (состоит из одной s-орбитали), условное обозначение — .
p-подуровень (состоит из трех p-орбиталей), условное обозначение — .
d-подуровень (состоит из пяти d-орбиталей), условное обозначение — .
f-подуровень (состоит из семи f-орбиталей), условное обозначение — .

Энергии орбиталей одного подуровня одинаковы.

При обозначении подуровней к символу подуровня добавляется номер слоя (электронного уровня), например: 2s, 3p, 5d означает s-подуровень второго уровня, p-подуровень третьего уровня, d-подуровень пятого уровня.

Общее число подуровней на одном уровне равно номеру уровня n. Общее число орбиталей на одном уровне равно n 2 . Соответственно этому, общее число облаков в одном слое равно также n 2 .

Обозначения: — свободная орбиталь (без электронов), — орбиталь с неспаренным электроном, — орбиталь с электронной парой (с двумя электронами).

Порядок заполнения электронами орбиталей атома определяется тремя законами природы (формулировки даны упрощенно):

1. Принцип наименьшей энергии — электроны заполняют орбитали в порядке возрастания энергии орбиталей.

2. Принцип Паули — на одной орбитали не может быть больше двух электронов.

3. Правило Хунда — в пределах подуровня электроны сначала заполняют свободные орбитали (по одному), и лишь после этого образуют электронные пары.

Общее число электронов на электронном уровне (или в электронном слое) равно 2n 2 .

Распределение подуровней по энергиям выражается рядом (в прядке увеличения энергии):

Наглядно эта последовательность выражается энергетической диаграммой:

Распределение электронов атома по уровням, подуровням и орбиталям (электронная конфигурация атома) может быть изображена в виде электронной формулы, энергетической диаграммы или, упрощенно, в виде схемы электронных слоев («электронная схема»).

Примеры электронного строения атомов:



Валентные электроны — электроны атома, которые могут принимать участие в образовании химических связей. У любого атома это все внешние электроны плюс те предвнешние электроны, энергия которых больше, чем у внешних. Например: у атома Ca внешние электроны — 4s 2 , они же и валентные; у атома Fe внешние электроны — 4s 2 , но у него есть 3d 6 , следовательно у атома железа 8 валентных электронов. Валентная электронная формула атома кальция — 4s 2 , а атома железа — 4s 2 3d 6 .

Периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева
(естественная система химических элементов)

Периодический закон химических элементов (современная формулировка): свойства химических элементов, а также простых и сложных веществ, ими образуемых, находятся в периодической зависимости от значения заряда из атомных ядер.

Периодическая система — графическое выражение периодического закона.

Естественный ряд химических элементов — ряд химических элементов, выстроенных по возрастанию числа протонов в ядрах их атомов, или, что то же самое, по возрастанию зарядов ядер этих атомов. Порядковый номер элемента в этом ряду равен числу протонов в ядре любого атома этого элемента.

Таблица химических элементов строится путем «разрезания» естественного ряда химических элементов на периоды (горизонтальные строки таблицы) и объединения в группы (вертикальные столбцы таблицы) элементов, со сходным электронным строением атомов.

В зависимости от способа объединения элементов в группы таблица может быть длиннопериодной (в группы собраны элементы с одинаковым числом и типом валентных электронов) и короткопериодной (в группы собраны элементы с одинаковым числом валентных электронов).

Группы короткопериодной таблицы делятся на подгруппы (главные и побочные), совпадающие с группами длиннопериодной таблицы.

У всех атомов элементов одного периода одинаковое число электронных слоев, равное номеру периода.

Число элементов в периодах: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32. Большинство элементов восьмого периода получены искусственно, последние элементы этого периода еще не синтезированы. Все периоды, кроме первого начинаются с элемента, образующего щелочной металл (Li, Na, K и т. д.), а заканчиваются элементом, образующим благородный газ (He, Ne, Ar, Kr и т. д.).

В короткопериодной таблице — восемь групп, каждая из которых делится на две подгруппы (главную и побочную), в длиннопериодной таблице — шестнадцать групп, которые нумеруются римскими цифрами с буквами А или В, например: IA, IIIB, VIA, VIIB. Группа IA длиннопериодной таблицы соответствует главной подгруппе первой группы короткопериодной таблицы; группа VIIB — побочной подгруппе седьмой группы: остальные — аналогично.

Характеристики химических элементов закономерно изменяются в группах и периодах.

В периодах (с увеличением порядкового номера)

  • увеличивается заряд ядра,
  • увеличивается число внешних электронов,
  • уменьшается радиус атомов,
  • увеличивается прочность связи электронов с ядром (энергия ионизации),
  • увеличивается электроотрицательность,
  • усиливаются окислительные свойства простых веществ («неметалличность»),
  • ослабевают восстановительные свойства простых веществ («металличность»),
  • ослабевает основный характер гидроксидов и соответствующих оксидов,
  • возрастает кислотный характер гидроксидов и соответствующих оксидов.

В группах (с увеличением порядкового номера)

  • увеличивается заряд ядра,
  • увеличивается радиус атомов (только в А-группах),
  • уменьшается прочность связи электронов с ядром (энергия ионизации; только в А-группах),
  • уменьшается электроотрицательность (только в А-группах),
  • ослабевают окислительные свойства простых веществ («неметалличность»; только в А-группах),
  • усиливаются восстановительные свойства простых веществ («металличность»; только в А-группах),
  • возрастает основный характер гидроксидов и соответствующих оксидов (только в А-группах),
  • ослабевает кислотный характер гидроксидов и соответствующих оксидов (только в А-группах),
  • снижается устойчивость водородных соединений (повышается их восстановительная активность; только в А-группах).

Приведите схему заполнения электронами атомных орбиталей для серы,калия, фосфора,алюминия, магния, натрия.

Хочешь пользоваться сайтом без рекламы?
Подключи Знания Плюс, чтобы не смотреть ролики

Больше никакой рекламы

Хочешь пользоваться сайтом без рекламы?
Подключи Знания Плюс, чтобы не смотреть ролики

Больше никакой рекламы

Ответы и объяснения

Ответы и объяснения

  • cabarovabahar
  • ученый

16S 1s2/2s2 2p6/ 3s2 3p4 19K 1s2/2s2 2p6/ 3s2 3p6/ 4s1

15 P 1s2/2s2 2p6/ 3s2 3p3 13 Al 1s2/2s2 2p6/ 3s2 3p1

12Mg 1s2/2s2 2p6/ 3s2 11 Na 1s2/2s2 2p6/ 3s1

Порядок заполнения орбиталей схема

2.2.4. Заполнение атомных орбиталей электронами

При заполнении атомных орбиталей электронами соблюдаются три основные правила.

Смотрите так же:  Лицензия minecraft за 30 руб

Принцип устойчивости. АО заполняются электронами в порядке повышения их энергетических уровней: 1s

Принцип Паули. На одной АО могут находиться не более двух электронов с противоположными спинами.

Правило Хунда. На АО с одинаковой энергией, так называемых вырожденных орбиталях, электроны располагаются по одному с параллельными спинами.


Электронные конфигурации

В химических превращениях принимают участие электроны внешнего электронного уровня – валентные электроны.

Наиболее распространенные в органических соединениях элементы (элементы-органогены) относятся в основном ко 2-му (C, N, O) и 3-му (P, S, Cl) периодам Периодической системы. Валентными электронами этих элементов являются 2s-, 2р— и 3s-, 3р-электроны, соответственно.


Валентные электроны элементов-органогенов

Порядок заполнения орбиталей схема

Пять d – орбиталей

На первом энергетическом уровне ( n = 1) орбитальное квантовое число l принимает единственное значение l = ( n — 1) = 0. Форма обитали — сферическая; на первом энергетическом только один подуровень — 1 s . Для второго энергетического уровня ( n = 2) орбитальное квантовое число может принимать два значения: l = 0, s — орбиталь — сфера большего размера, чем на первом энергетическом уровне; l = 1, p — орбиталь — гантель. Таким образом, на втором энергетическом уровне имеются два подуровня — 2 s и 2 p . Для третьего энергетического уровня ( n = 3) орбитальное квантовое число l принимает три значения: l = 0, s — орбиталь — сфера большего размера, чем на втором энергетическом уровне; l = 1, p — орбиталь — гантель большего размера, чем на втором энергетическом уровне; l = 2, d — орбиталь сложной формы.

Таким образом, на третьем энергетическом уровне могут быть три энергетических подуровня — 3 s , 3 p и 3 d .

Магнитное квантовое число ( m ) характеризует положение электронной орбитали в пространстве и принимает целочисленные значения от — I до + I , включая 0. Это означает, что для каждой формы орбитали существует (2 l + 1) энергетически равноценных ориентации в пространстве.

Для s — орбитали ( l = 0) такое положение одно и соответствует m = 0. Сфера не может иметь разные ориентации в пространстве.

Для p — орбитали ( l = 1) — три равноценные ориентации в пространстве (2 l + 1 = 3): m = -1, 0, +1.

Для d — орбитали ( l = 2) — пять равноценных ориентаций в пространстве (2 l + 1 = 5): m = -2, -1, 0, +1, +2.

Таким образом, на s — подуровне — одна, на p — подуровне — три, на d — подуровне — пять, на f — подуровне — 7 орбиталей.

Спиновое квантовое число ( s ) характеризует магнитный момент, возникающий при вращении электрона вокруг своей оси. Принимает только два значения +1/2 и –1/2 соответствующие противоположным направлениям вращения.

Принципы заполнения орбиталей

1. Принцип Паули. В атоме не может быть двух электронов, у которых значения всех квантовых чисел ( n , l , m , s ) были бы одинаковы, т.е. на каждой орбитали может находиться не более двух электронов ( c противоположными спинами).

2. Правило Клечковского (принцип наименьшей энергии). В основном состоянии каждый электрон располагается так, чтобы его энергия была минимальной. Чем меньше сумма ( n + l ), тем меньше энергия орбитали. При заданном значении ( n + l ) наименьшую энергию имеет орбиталь с меньшим n . Энергия орбиталей возрастает в ряду:

1S 2 электронов, расположенных на n 2 подуровнях.

Полная электронная формула элемента

Цезий ( С s ) находится в 6 периоде, его 55 электронов (порядковый номер 55) распределены по 6 энергетическим уровням и их подуровням. C облюдая последовательность заполнения электронами орбиталей получим:

55 Cs 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 4p 6 4d 10 5s 2 5p 6 5d 10 6s 1

Справочник химика 21

Химия и химическая технология

Орбитали заполнение электронами

Как представить графической схемой заполнение электронами атомных орбиталей (графические электронные формулы) [c.18]

Определить по правилу Клечковского последовательность заполнения электронных орбиталей, характеризующихся суммой п + 1-. а) 5 б) 6 в) 7. [c.44]

Каковы правила заполнения электронами атомных и молекулярных орбиталей В чем сущность соблюдения условий минимума энергии, принципа Паули и правила Гунда Покажите их применение на примере атома и молекулы кислорода. [c.53]

Указать порядковый номер элемента, у которого а) заканчивается заполнение электронами орбиталей 4 б) начинается заполнение подуровня 4р. [c.44]

В основу теоретического обоснования метода молекулярных орбиталей положено представление о том, что все электроны каждого атома молекулы являются общими для всей молекулы и каждый электрон принимает участие в связи. Подобно тому как каждому электрону в атоме соответствует своя атомная орбиталь, в молекуле ему соответствует молекулярная орбиталь. Из N атомных орбиталей образуется то же число молекулярных орбиталей. Заполнение электронами молекулярных орбиталей происходит в порядке возрастания их энергии и подчиняется принципу Паули и правилу Гунда. [c.234]

По мере заполнения п—1) d-орбиталей вторым электроном усиливается сходство соседних d-элементов по периоду. Так, никель проявляет большое сходство как с Со и Fe, так и с Си. Кроме того, [-.следствие лантаноидного сжатия особая близость свойств наблюдается у диад Ru—Os, Rh—Ir и Pd—Pt. Поэтому эти элементы 5-го п 6-го периодов часто объединяют в семейство так называемых платиновых металлов. [c.580]

Возникшие МО заполняются электронами в соответствии с принципами наименьшей энергии, а также принципами Паули и Хунда аналогично заполнению электронных орбиталей атома. [c.34]

В заключение определим ограничительный класс химических веществ как подкласс интегрального класса, химические соединения которого удовлетворяют двум дополнительным требованиям 1) ни один из атомов химического соединения не имеет чистого электрического заряда 2) химические соединения подчиняются октетному правилу Льюиса, т. е. все их атомы, включая водород, имеют валентные оболочки из одной х- и трех р-орбиталей, заполненные в общем восемью электронами. [c.176]

Итак, у атома кальция завершается построение 45-подуровня. Однако при переходе к следующему элементу — скандию 2 = 21) — возникает вопрос какой из подуровней с одинаковой суммой п + I) — 3с1 п = 3, I = 2), 4р (тг = 4, / = 1) или 5з (п = 5, / = 0) — должен заполняться В подобных случаях порядок заполнения электронами энергетических подуровней определяется вторым правилом Клечковского, согласно которому при одинаковых значениях суммы (тг +1) заполнение орбиталей происходит последовательно в направлении возрастания значения главного квантового числа п. В соответствии с этим правилом в случае п + 1) = 5 сначала должен заполняться подуровень 3 (п = 3), затем — [c.67]

Шесть орбиталей угловой молекулы воды НаО возникают при комбинации четырех атомных орбиталей кислорода (2з,- 2рх, 2ру- и 2р -) и двух 15-орбиталей двух атомов водорода. Заполнению электронами двух ст -орбиталей (ст и ст ) отвечает наличие в молекуле НаО двух ст-связей О—Н заполнению двух несвязывающих молекулярных орбиталей (обозначаемых ст и Пу) отвечает наличие при атоме кислорода двух несвязывающих электронных пар. В соответствии с таким распределением электронов по орбиталям молекула воды имеет ч е т ы-р е первых потенциала ионизации (27,5 16,2 14,5 и 12,6 эв). [c.102]

Причина такой последовательности заполнения электронных энергетических подуровней заключается в следующем. Как уже указывалось, энергия электрона в многоэлектронном атоме определяется значениями не только главного, но и орбитального квантового числа. Так же была указана последовательность расположения энергетических подуровней, отвечающая возрастанию энергии электрона (табл. 2.3). Как показывает табл. 2.3, подуровень 4з характеризуется более низкой энергией, чем подуровень 3 , что связано с более сильным экранированием -электронов в сравнении с з-электронами. В соответствии с этим размещение внешних электронов в атомах калия и кальция на 4в-подуровне соответствует наиболее устойчивому состоянию этих атомов. Электронное строение атомов калия и кальция соответствует правилу Клечковского. Действительно, для З -орбиталей (п = 3, / = 2) сумма (п + I) равна 5, а для 45-орбитали (п = 4, / = 0) — равна 4. Следовательно, 4з-подуровень должен заполняться раньше, чем подуровень 3 , что в действительности и происходит. [c.67]

Каждой клеточке (называемой квантовой ячейкой) соответствует определенная орбиталь . В первой схеме все р-электроны имеют разные значения во второй — у двух р-электронов они одинаковы. Квантовая механика и анализ спектров показывают, что заполнение квантовых ячеек, отвечающее низшему энергетическому состоянию атома, происходит следующим образом. При заполнении оболочки электроны сначала располагаются по ячейкам, отвечающим различным значениям магнитного квантового числа, и только после того как все ячейки в оболочке заполнены при дальнейшем прибавлении электронов в ячейках появляется по два электрона с противоположно направленными спинами. Иными словами, заполнение электрон ныу пбоппир — происходит таким образом, ч то о ы суммарный спин О ы л КТ с1 к с и м о л и п ы-м» . Эт [c.29]

Вариант 2. Так как периодическая таблица элементов является отражением электронной структуры атомов, то электронную формулу элемента можно получить при последовательном заполнении электронами атомных орбиталей, начиная от атома водорода до атома Мп. До атома кальция происходит последовательное заполнение внешних слоев [c.23]

Смотрите так же:  Нанять адвоката по гражданским делам

В рассмотренных комплексах мы встречаемся с особым видом донорно-акцепторной связи, когда комплексообразователь является одновременно и акцептором (принимает неподеленную пару лиганда) и донором (поставляет свои -электроны на орбиталь лиганда). Связь, образованную заполненной электронами орбиталью центрального атома и свободной орбиталью лиганда, называют дативной связью. [c.130]

Сформулируйте алгоритм нахождения электронной формулы элемента исходя из последовательности заполнения электронами атомных орбиталей. [c.18]

Заполнение электронных слоев происходит в порядке увеличения сумм главного и орбитального квантовых чисел (и + /). Так, сумма (п + 1) для электронов Зй-орбитали равна 3 + 2 = 5, а для электронов 45-орбитали составляет 4+0=4. Поэтому заполняется электронами вначале 45-орбиталь, а затем Зс/-орбиталь (см. электронные конфигурации атомов элементов калия, кальция, скандия, титана). Сумма (п+/) для электронов 4/-орбитали равна 4 + 3 = 7, что также больше суммы (п + /) для электронов 55-, 5р- и б5-орбиталей. Поэтому заполняются 5з-, 5р- и бх-орби-тали. [c.11]

При увеличении заряда ядра атома последовательное заполнение электронных орбиталей происходит от орбиталей с меньшим значением суммы главного и орбитального квантовых чисел (п- -1) к орбиталям с большим значением этой суммы. [c.12]

Остановимся на схеме заполнения электронами молекулярных орбиталей кислорода (рис. А.40). Мы видим, что оба электрона на орбитали 2pяg в соответствии с правилом Хунда имеют параллельные спины. Это является причиной парамагнетизма кислорода (магнитные свойства веществ см. в разд. 6.5.3), который с трудом поддается объяснению с помощью других теорий строения. Парамагнетизм N0 также легко понять, если рассмотреть заполнение его молекулярных орбиталей электронами. Естественно, для молекулы, составленной из разных атомов, атомные волновые функции вступают в линейную комбинацию с различным весом . Весовые коэффициенты С1 и сг в линейной комбинации [c.98]

Изучение магнитных свойств позволяет установить число непарных электронов в веществе. Так, экспериментально показано, что в ионе [Ре(0Н2)в] имеется пять непарных электронов, в ионе [Fe( N)6l — один, а ион [Ре (СН)б] —диамагнитен. Эти данные позволяют выяснить характер заполнения молекулярных орбиталей комплексов электронами (стр. 119). [c.188]

Какова энергетическая последовательность заполнения электронами молекулярных орбиталей в гомоядерных (состоящих из одинаковых атомов) [c.32]

Для образования донорно-акцепторного соединения между двумя частицами с закрытыми оболочками одна из них (акцептор электронов) должна иметь низкую свободную орбиталь, другая (донор электронов) — внешнюю несвязывающую орбиталь, заполненную двумя электро- I [c.89]

Три /5-орбитали атома хрома также направлены в стороны лигандов, и из них формируются еще три связывающие орбитали и, наконец, одна из 4х-орбиталей, имеющая сферическую симметрию, также входит в молекулярную связывающую орбиталь. Следовательно, всего в ионе [СгРе] насчитывается шесть связывающих молекулярных орбиталей, заполненных парами электронов шести ионов Р». [c.210]

Возникающая в результате образования молекулярных орбиталей комплекса диаграмма энергетических уровней изображена на рис. 20-14. В ее нижней части находятся уровни шести связывающих орбиталей, заполненные электронными парами. Их можно пр)едставить как шесть электронных пар, поставляемых лигандами-донорами, и больше не обращать на них внимания. Точно так же можно исключить из рассмотрения четыре верхние разрыхляющие орбитали, являющиеся пустыми, за исключением предельных случаев сильного электронного возбуждения, которыми можно пренебречь. Несвязывающий уровень и нижний разрыхляющий уровень соответствуют двум уровням, и вд, к которым приводит расщепление кристаллическим полем (см. рис. 20-13). Мы будем продолжать называть их по-прежнему уровнями 12д и е даже в рамках молекулярно-орбитального подхода. Но важно отметить разницу в объяснении расщепления между этими уровнями. В теории кристаллического поля оно является следствием электростатического отталкивания, а в теории поля лигандов-следствием образования молекулярных орбиталей. Как мы убедились в гл. 12 на примере молекул НР и КР, теория молекулярных орбиталей позволяет охватить все случаи от чисто ионной до чисто ковалентной связи. Поэтому выбор между теорией кристаллического поля и теорией поля лигандов основан лишь на рассмотрении одной из двух предельных моделей связи. В комплексе СоР довольно заметно проявляется ионный характер связи, потому что, как можно видеть из рис. 20-14, орбитали лигандов располагаются по энергии ниже орбиталей металла и ближе к связывающим молекулярным орбиталям. Поэтому связывающие молекулярные орбитали по характеру должны приближаться к орбиталям лигандов, а это должно обусловливать смещение отрицательного заряда в направлении к лигандам. Таким образом, связи в данном случае должны быть частично ионными. [c.235]

ЭТО число на два, получаем полное число электронов в данной энергетической зоне. На рис. 14.8 показана суммарная алотность состояний для полимера, состоящего из фрагментов (PtH )- Полная плотность состояний D(E) может быть разложена на локальные плотности состояний, т. е. на вклады отдельных атомов или орбиталей в полную плотность состояний, выделением из всех молекулярных орбиталей, заполненных электронами, соответствующих членов, относящихся к данному атому или орбитали. Так, на рис. 14.10 штриховой линией показана плотность состояний атома марганца. [c.531]

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]

Во всех методах ЛКСО-ХМО [7а—з] в качестве базисных функций в линейной комбинации применяются только связываюпще орбитали для каждой связи и не принимаются во внимание разрыхляющие орбитали. В рамках этой схемы мы пе можем рассматривать высшие одноэлектронные уровни, поскольку линейная комбинация орбиталей связи дает только общее число орбиталей, заполненных электронами. Это обстоятельство оказывается серьезным недостатком такого метода при обсуждении, нанример, проблем химической реакционной способности. [c.64]

Исследование заполненных электронами орбиталей по их связывающему или разрыхляющему характеру для определения эффективного числа связывающих электронов. (Некоторые разрыхляющие орбитали могут иметь более низкую энергию, чем другие связываюпще орбитали, и поэтому заполняются раньше них. Признаком связывающей орбитали является не более низкая энергия, а достижение минимума энергии при определенном межъядерном расстоянии, как показано на рис. 12-5, а.) Наличие двух нескомпенсированных связывающих электронов соответствует простой связи в рассмотренной выше модели Льюиса. [c.519]

Возможно также, что в комплексе неспаренный электрон, находящийся на МО IV, спин-поляризует МО III (в которую некоторый вклад дает л-орбиталь лиганда) — заполненную МО, представляющую собой по существу Г -орбиталь металла. Электрон с тем же самым спином, что и на орбитали находится главным образом на металле, а электрон с противоположно направленным спином находится главным образом на части л -МО, которая в основном является МО лиганда. Неспаренный спин в результате этих двух косвенных взаимодействий делокализован в л-системе лиганда, но на г, — (в основном орбитали металла) и на ЛL-мoлeкyляpнoй орбитали (в основном орбитали лиганда) комплекса плотность неспаренного электрона отсутствует. Далее мы будем использовать термин спиновая плотность для обозначения неспаренного спина, обусловленного либо прямым, либо косвенным взаимо- [c.178]

При общем сходстве свойств рассматриваемых элементов имеется определенная закономерность в их изменении от Ре.к N1. В ряду Ре, Со, N1 вследствие -сжатия уменьшаются радиусы ионов у Ре + г,- = 74, у 00 + г,- = 72, у N 2+ =69 пм. В связи с этим при переходе от Ре + к N1=+ ослабевают основные свойства гидроксидоь Э(0Н)2 и- возрастает устойчивость комплексов, что связано также с заполнением электронами -орбиталей с низкой энергией (гри октаэдрическом окружении лигандами). Рост заряда ядра ведет к более прочной связи электронов с ядром, поэтому для кобальта, и особенно для никеля, степень окисления +3 менее характерна, чем для желеча. Для железа известна степень окисления + 6 (КгРе04), которая не наблюдается у Со и N1. [c.560]

Рассмотрим заполнение t g и орбиталей несколькими -электронами в октаэдрическом поле. При конфигурациях , (Р и электроны располагаются на одной, двух и трех -орбиталях в соответствии с правилом Гунда (рис. 56). При конфигурации четвертый электрон может занять свободную орбиталь, для чего нужна энергия 10 либо одну из 2я-орбиталей, уже занятую одним электроном. Для этого нужна энергия на преодоление межэлектронного отталкивания Еотт на орбитали при спаривании. Если поле сильное (10 0 > 60 , ), произойдет спаривание электронов на 2й- 0рбитали, если слабое (100 Смотреть страницы где упоминается термин Орбитали заполнение электронами: [c.164] [c.122] [c.90] [c.202] [c.150] [c.122] [c.124] Общая химия (1968) — [ c.81 , c.84 , c.85 ]