Электронные молекулы

Молекулы О2 и N0 имеют четное число электронов. Молекула N0 парамагнитна. Каковы магнитные свойства молекулы О2 [c.36]

Отрицательным полюсом такого элемента является стандартный водородный электрод, положительным полюсом — платиновый электрод на первом происходит процесс отдачи электронов молекулами Нг платине, т. е. реакция окисления их до Н+ [c.346]

Присоединяя два электрона, молекула О2 превращается в пероксид-ион ОГ, в котором атомы связаны одной двухэлектронной связью, и поэ тому он диамагнитен [c.315]

Ионизирующее излучение (гамма- и рентгеновские лучи) обладает такой энергией, что способно выбить из молекулы электроны с образованием ионов. Инфракрасное излучение обладает низкой энергией и при взаимодействии с молекулами вызывает колебательные и вращательные эффекты. Электромагнитное излучение в близкой ультрафиолетовой и видимой областях спектра (240—700 нм) взаимодействует с электронами молекулы. Ниже 240 нм ультрафиолетовый участок спектра задерживается озоном иа уровне 20—30 км от Земли. При поглощении света с длиной волны менее 800 нм изменяется электронная, вращательная и колебательная энергия молекул, что приводит к возбужденному состоянию молекул. [c.26]

Если пренебречь л-электронами молекул СО, электронную кон фигур щию комплекса Сг(СО)в можно выразить формулой [c.551]

Метод молекулярных орбиталей. Для приближенного представления вида функции основного состояния системы электронов молекулы существуют два метода, основанные на теории валентных связей (ВС) или на теории молекулярных орбиталей (МО). Эти две теории подходят к построению исходной волновой функции совершенно различными путями, а потому отражают разные представления об основном строении молекулы. В методе ВС принимается, что молекула построена из атомов, которые в некоторой степени сохранили свою индивидуальность, несмотря на то, что они участвуют в образовании химической связи. Метод ВС был разработан раньше метода МО. Он дает более наглядное представление о строении молекулы и поэтому его чаще применяют для качественного решения некоторых вопросов. В частности, метод ВС достаточно просто трактует геометрию молекулы. [c.23]

Семнадцать валентных электронов молекулы N02 образуют следующую конфигурацию [c.362]

При бомбардировке электронами молекулы этана образуется молекулярный ион, характеризующий молекулярный вес соединения (СНз-СН) + е —> (СНз-СНз)+-Ь2е. [c.261]

Конкретный механизм использования энергии электронного газа для активации химического процесса, очевидно, в разных реакциях различный. В частности, механизм диссоциации молекулы водорода, вероятно, таков, каким он показан на рис. X, 2, При ударе электрона молекула водорода переходит из нормального синглетного состояния в триплетное состояние этого электрон должен обладать энергией минимум [c.241]

Для определения величины <р,/Л1>, входящей в уравнение (15.4), необходимо проделать следующие операции 1) для фиксированного смещения зарядов (кроме электронов) молекулы воды, определяющих ее дипольный момент р/, найти среднее значение дипольного момента всей среды 2) учитывая различные возможные смещения зарядов сорбированной молекулы, рассчитать среднюю величину Ввиду сложности подобных расчетов в теории диэлектриков используется приближенный метод Кирквуда. Согласно этому методу, учитывается только короткодействующее взаимодействие между ближайшими соседними молекулами, и дипольный момент М определяется как векторная сумма дипольного момента молекулы и среднего значения суммы моментов ближайших соседей для фиксированного ц. Для жидкости с учетом эквивалентности всех молекул и направлений их дипольных моментов теория Кирквуда позволяет получить следующее выражение [c.251]

Для СЫ невозможно записать льюисову структуру с замкнутой электронной оболочкой, потому что эта молекула имеет нечетное число валентных электронов. Молекула СМ содержит девять валентных электронов, четыре из которых первоначально были связаны с атомами углерода и пять-с атомами азота. Таким образом, атом С либо атом N в молекуле СМ окажется окруженным только семью электронами вместо требуемых восьми. Поскольку углерод менее электроотрицателен, чем азот, этого следует ожидать для атома углерода. Поэтому наилучшая льюисова [c.469]

Связь, при которой два атома обобществляют две электронные пары, называется двойной связью при обобществлении трех пар электронов между двумя атомами образуется тройная связь. Число обобществленных электронных пар между двумя атомами называется порядком связи. Порядок связи для простой, двойной и тройной связей равен соответственно 1, 2 и 3. По мере возрастания порядка связи между любыми двумя атомами прочность (энергия) связи увеличивается, а длина связи, наоборот, уменьшается. Если на каком-либо атоме в льюисовой структуре остается неспаренный (нечетный) электрон, молекула или комплексный ион имеет незамкнутую (открытую) оболочку. [c.501]

Орбитальная картина строения N3 подобна показанной в ответе к задаче 7 для Oj. Центральный атом N sp-гибридизован. Имеется один неспаренный электрон. Молекула неполярна. Связь N—N в N3 длиннее, чем в N2 (так как она двойная, а не тройная). [c.524]

Дело в том, что свойства молекулярных систем можно разбить на два класса одноэлектронные и коллективные. Одноэлектронными называют те свойства, которые в первом приближении связаны с поведением отдельных электронов (например, потенциалы ионизации, электронные спектры). Коллективные же свойства. уже в первом приближении связаны с поведением всех электронов молекулы. Примерами коллективных свойств могут служить полная энергия молекулы, суммарная энергия ее связей, дипольный момент, равновесные межъядерные расстояния. [c.209]

Пусть состояние молекулы выражается точкой Ь в момент электронного перехода. Состояние возбужденной молекулы изобразится точкой 6, лежащей выше т. е. немедленно произойдет ее диссоциация. Все те молекулы, состояние которых выражается точками, лежащими левее прямой Ш, в результате электронного перескока будут диссоциировать в возбужденном состоянии если же состояние молекулы выражается точками справа от /г/г, например точкой с. то после перехода электрона молекула станет возбужденной, перейдя в состояние с без диссоциации. Таким образом, в молекулярных электронно-колебательно-вращательных спектрах возникают полосы и примыкающий к ним сплошной спектр поглощения. [c.73]

В этой главе мы рассмотрим некоторые аспекты магнетизма, которые имеют решающее значение для понимания спектров ЯМР и ЭПР комплексов ионов переходных металлов. Магнитные эффекты обусловлены электронами молекул, поскольку магнитный момент электрона в 10 раз превышает магнитный момент протона. В главе, посвященной ЯМР, мы рассматривали циркуляции спаренных электронов, которые вызывают диамагнитные эффекты. Неспаренные электроны также приводят к магнитным эффектам, которые зависят от числа неспаренных электронов и их размещения на орбиталях. Магнетизм исследуют, измеряя (см. далее) магнитную поляризацию соединения в магнитном поле. Различные типы поведения вещества в магнитном поле показаны на рис. 11.1. Чтобы описать поведение веществ в магнитном поле, удобно определить параметр, называемый магнитной индукцией В [c.130]

Молекула На. Электронная конфигурация молекулы Н2 в основном состоянии Нг Ь), молекулярный терм (дублет сигма). Единственный электрон молекулы на ag связывающей орбитали обеспечивает химическую связь. Молекула Нг — свободный радикал. Радикалами называют частицы с открытыми оболочками. Радикальный характер молекулы Нг легко обнаруживается по ее парамагнетизму, обусловленному только спином электрона, так как орбитальный магнитный момент молекулы равен нулю. Другие свободные радикалы также парамагнитны. В молекуле Нг между единственным электроном и ядрами нет экранирующих электронов, поэтому она характеризуется самым высоким значением ПИ = 16,25 эВ и СЭ = = 15,4261 эВ, намного превышающим СЭ других молекул. [c.75]

Очевидно, поверхность катализатора должна обладать разными свойствами, чтобы смогла протекать и та и другая реакция. Образование цис-бутена-2, вероятно, более легко протекает на грани кубической решетки, где легко замыкается цикл. Для образования транс-бутена-2 активными центрами будут координационно ненасыщенные ионы А1, способные образовывать с я-электронами молекулы углеводорода я-комплекс. [c.156]

Теория МО является естественным распространением теории атомных орбиталей (АО) на случай электронов молекулы. Состояние электронов многоэлектронного атома описывают в виде совокупности одноэлектронных функций — атомных орбиталей и находят путем приближенного решения уравнения Шредингера. Каждая АО описывает состояние одного электрона атома. Согласно квантовой механике (fl(r)dr есть вероятность обнаружить электрон на расстоянии г, г + dr от ядра, эта величина мала при больших г. Поэтому можно считать, что электрон находится с подавляющей вероятностью в окрестности ядра атома. [c.51]

В ряде работ исследуется кинетика и механизм реакций Х-пере-хода в приближении реагирующей молекулы, когда активированный комплекс моделируется гипотетической структурой. Янг [233] применил метод МО для расчета энергии локализации и реакционной способности простейших алканов в реакциях Н-перехода (рис. 15.3). Для молекул алканов ЭЛ можно определить как энергию требующуюся для изоляции двух а-электронов на г-той рвущейся связи от остальных а-электронов молекулы. Например, для этана 1. определяется как разность энергий соответствующих структур [c.152]

В результате присоединения медленных электронов молекулы могут образовывать и отрицательные ионы. [c.554]

СЭ положительно, если присоединение электрона — экзотермический процесс. Наиболее высоким сродством к электрону обладают атомы галогенов в последовательности С1> Р>> Вг> I. Потенциалы ионизации и сродство к электрону молекул определяют аналогично тому, как это сделано для атома. ПИ и СЭ атомов и молекул выражают, как правило, в электронвольтах. [c.39]

Помимо одноэлектронных свойств существуют и свойства коллективные. Последние зависят от всей совокупности электронов молекулы. Поскольку коллективные свойства описываются молекулярной [c.101]

В основном состоянии 2л электронов молекулы занимают п наиболее низких молекулярных орбиталей. Полная электронная энергия молекулы принимается равной сумме орбитальных энергий всех электронов [c.111]

В результате этого один из электронов молекулы А переходит с ВЗМО на немо. При этом взаимодействие между молекулами будет определяться взаимодействием ВЗМО молекулы А, на которой находится один электрон, с заполненной ВЗМО молекулы В и взаимодействием [c.586]

П. Различное сродство к свободным электронам молекул некоторых газов (например, Oj, СО и др.) и некоторых твердых аэрозолей, образуемых посредством вспомогательных химических реакций иэ газов, не обладающих в заметной степени таким сродством. На этом свойстве основан анализ газов по способу захвата электронов (метод удаления электронов и ионов из газа введением в него примеси). [c.602]

Хемосорбция ингибиторов существенно зависит и от природы металла. Например, гетероциклические амины адсорбируются на железе, являющемся переходным металлом, и образуют прочные хемосорбционные пленки благодаря взаимодействию я-электронов молекулы ингибитора с незавершенными З -уровнями железа. В случае непереходных металлов такого взаимодействия не происходит, хотя положительно заряженная поверхность [c.91]

Кроме названных характеристик каждому терму (и каждому состоянию отвечает полный спин 5 всех электронов молекулы. Если 5 0, то имеет место вырождение кратности (25+ 1) по направлениям полного спина. Число (25 + 1) называется мульти-плетностью (или спиновой мультиплетностью) терма и пищется в виде верхнего левого индекса у буквенного символа терма, например П. [c.198]

Энергетическгя диаграмма орбиталей молекулы метана приведена на рис. 45. Невозбужденная молекула СН4 имеет два связывающих и два разрыхляющих энергетических уровня. Распределение восьми валентных электронов молекулы метана (четыре от атома С и четыре от ато-иов Н) соответствует электронной конфигурации [c.63]

ВИЯМ Зй-орбитали атома серы в образовании молекулярных орбиталей участия практически не принимают. Двенадцать валентных электронов молекулы 5Рб располагаются на четырех связывающих и двух несвязывающих орбиталях [c.268]

При построении волновой функции электронов молекулы водорода Гейтлер и Лондон взяли за основу волновую функцию электрона в атоме водорода, находящемся в нормальном состоянии — в 15-состдяиии. Эта волновая фуикция оиределяется соотношением [c.76]

Соединения перекисного типа. Сродство к электрону молекулы О2 составляет 0,8 эВ, а ее энергия ионизации 12,08 эВ. При химических г ревращениях молекула Oj может присоединять или терять электро- [c.314]

При потере ст -электрона молекула N02 превращается в нитро-нил-иин N02. Последний имеет ли-нейну о структуру [c.363]

Волновая функция, описывающая движение лсклронов в поле действия двух или более ядер и электронов молекулы. Молекулярная орбиталь может иметь до двух элскфопов. [c.38]

Для этой реакции характерно превращение ковалентной спязи исходной молекулы в ионную связь конечной молекулы. Тогда в качестве нулевого приближения можно рассматривать пересекающиеся поверхности, одиа из которых отвечает взаимодействию атома М с ковалентной люлекулой Хг ( ковалентная поверхность), а другая — взаимодействию иона с X —X ( ионная поверхность). Линия пересечения этих поверхностей определяется условием компенсации разности потенциала ионизации атома М и сродства к электрону молекулы Xg кулоновским притяжением между М и парой Х —Х. Для таких реакций типичные величины координаты точки пересечения составляют 5—10 А. На столь больших расстояниях взаимодействие меясду ионным и ковалентным состояниями оказывается таким малым, что приближенно истинная поверхность потенциальиой энергии может быть построена из участков ковалентной и ионпой поверхностей, линия пересечения которых является линией пересечения диабатических поверхностей потенциальной энергии [98]. [c.68]

Молекула Конфигурация [КК((У25)Ца 2вУ л2р = п2ру) х X (а2р 2]. Терм Все 14 электронов молекулы азота спарены, и молекула диамагнитна избыток в шесть связывающих электронов соответствует представлению о тройной связи. Молекула N3 поэтому наиболее стабильна из всех гомонуклеарных двухатомных молекул Do(N2) = 9,759 эВ, л,(Ыг) = 1,08758 10-1 (1,08758 А). Тройную связь в N2 можно обозначить символом Высокая стабильность [c.79]

Хр Волновая функция, приближенно описывающая два связе-вых электрона молекулы 1МаР фыар — Хр (1)хр (2), указывает, что оба они движутся в поле ядра фтора. В результате вокруг ядра фтора сосредотачивается избыточный электрический заряд, практически равный единице в то же время в силу электронейтральности молекулы ядро натрия оказывается центром равного по величине положительного заряда. Приближенно это положение может быть описано электростатической теорией ирнной связи как перенос электрона от атома натрия к атому фтора с образованием ионов N3+ и Р", удерживаемых в молекуле электростатическими силами притяжения. В этом смысле предельное состояние связи при очень высокой полярности может быть названо ионной связью. Такого рода связь возникает в молекулах галогенидов щелочных металлов. [c.90]

Н, один из которых расположен над плоскостью а , другой — под ней. Молекулярные орбитали строим обычным способом, остовные 1з-орбитали атома бора и в молекуле сохраняют свой одноцентровый атомный характер из оставшихся восьми валентных АО двух атомов В (25, 2ру, 2ру, 2рг) и шести Ь-АО атомов Н получим 14 МО — две несвязывающие, шесть связывающих и шесть разрыхляющих. Из 16 электронов молекулы ВзНв четыре занимают две остовные орбитали у атомов В, остальные 12 заполняют все шесть связывающих МО. Отсюда и устойчивость молекулы. Аналогично структура и свойства других молекул бороводородов, карбидов бора и карборанов хорошо описываются в методе МО ЛКАО исходя из представления [c.102]

Представим теперь, что в ходе реакции (18.1) радикал К приближается к поляризованной по Уэйланду молекуле М. В этом случае один из я-электронов молекулы локализуется на атоме углерода и не взаимодействует с оставшимися л-электронами. Потенциальная кривая, соответствующая притяжению радикала К к поляризованной таким образом молекуле М, как и в случае реакции рекомбинации атомов или радикалов, изображается в виде кривой, аналогичной кривой Морзе (рис. 19.1, кривая 2). [c.170]

Предположим, что вид функций фд, фй,. .., ф известен. Тогда, определив численное значение коэффициентов Сц,. . ., можно рассчитать по(1, 38) волновую функцию для всей молекулы. Подставив величину 1) в уравнение Шрёдингера, определим значение энергии системы электронов молекулы. Энергия всей системы электронов [c.24]