Меню
Главная
Авторизация/Регистрация
 
Главная arrow Математика, химия, физика arrow АТОМНАЯ ФИЗИКА
Посмотреть оригинал

Валентность. Атомные и молекулярные орбитали

Атомы с незаполненными электронными оболочками обладают валентностью, т. е. способностью образовывать связи. Валентность атома водорода равна единице, так как в его оболочке находится лишь один электрон. При образовании молекулы водорода ее электронная система имеет характеристики заполненной оболочки

(спины обоих электронов ориентированы в разные стороны). В этом случае говорят, что происходит насыщение валентности, поэтому ковалентную связь называют также атомной связью с насыщенной валентностью. Молекулы с насыщенной валентностью имеют ту же особенность, что и отдельные атомы с заполненными внешними оболочками: их спиновый (и магнитный) момент в основном состоянии равен нулю. Поэтому почти все химически стабильные соединения элементов главных групп обычно не парамагнитны. Среди неорганических молекул исключение составляют молекулы 02 (основное состояние 3Z), NO (основное состояние 2П), которые стабильны и вместе с тем обладают парамагнитными свойствами. Это значит, что их спиновые состояния не насыщены. В химической связи атомов участвуют только непарные электроны. Валентность атомов определяется числом таких неспаренных электронов, находящихся в незаполненных состояниях. Это число связано с результирующим спином (Гайтлер, Лондон, 1927). Действительно, ненулевой полный спин равен сумме лишь одинаково ориентированных спинов электронов, поскольку противоположно направленные спины пары электронов взаимно компенсируются. Так как спин каждого электрона равен 1/2, то полный спин S=z/2, где z — число электронов с параллельными спинами. Таким образом, число валентных электронов z = 25. Это значит, что валентность атома в данном состоянии равна мультиплет- ности этого состояния, уменьшенной на единицу, так что один и тот же атом может иметь различную валентность в зависимости от того, в каком состоянии он находится.

Если первый возбужденный терм расположен близко к основному, то атом может вступать в химическую связь в возбужденном состоянии. Возбужденные состояния элементов I группы (щелочные металлы) находятся довольно высоко, поэтому валентность этих элементов определяется их основным состоянием 25,/2. Таким образом, валентность щелочных металлов равна 1. Нормальное состояние атомов II группы (щелочноземельные металлы) lS0, поэтому в нормальном состоянии они не могут вступать в химические соединения. Однако сравнительно близко расположенное возбужденное состояние с электронной конфигурацией sp (вместо s2 в основном состоянии) имеет полный спин 5= 1. Это значит, что основная валентность элементов второй группы равна 2. Элементы III группы в нормальном состоянии характеризуются электронной конфигурацией s~p с суммарным спином 5=1/2. Наряду с этим при достаточно малой энергии возбуждения эти атомы могут переходить в состояние с конфигурацией sp2 и спином 5=3/2. Таким образом, элементы третьей группы ведут себя и как одновалентные, и как трехвалентные. Основное состояние элементов IV группы имеет конфигурацию s*p2 со спином 1. Близкое к нему возбужденное состояние имеет конфигурацию sp3 со спином 2. Таким образом, элементы четвертой группы проявляют валентность 2 и 4. Рассмотрим несколько подробнее атом

углерода, который имеет конфигурацию s22s22p2, и, следовательно, его валентность должна быть равна 2. Такая валентность проявляется, например, в молекуле СО. Вместе с тем в ряде химических соединений (СН4, С02, органические соединения) углерод выступает как четырехвалентный атом. Это объясняется тем, что при образовании химического соединения один из 25-электронов переходит в 2р-со- стояние, так что в соединение атом углерода вступает с электронной

конфигурацией 15225*2р3 — терм 55. Это состояние находится на 4,2 эВ выше нормального. Оно содержит четыре неспаренных электрона, так что валентность углерода в этом состоянии равна 4. В соединениях, для которых выигрываемая энергия больше 4,2 эВ, углерод выступает как четырехвалентный. В атомах V группы основное состояние имеет конфигурацию 52/?3 и полный спин 5= 3/2. В этом состоянии валентность равна 3. Возбужденное состояние этих атомов может осуществиться только при переходе одного из электронов в оболочку со следующим значением главного квантового числа п' = п + . Ближайшее такое состояние имеет конфигурацию sp*s' и полный спин 5=5/2. Таким образом, элементы пятой группы обладают валентностью 3 и 5. Например, в молекуле NH3 азот трехвалентен, а в молекуле HN03 — пятивалентен. Элементы VI группы в основном состоянии

  • (s2pA — спин равен 1) имеют валентность 2. Возбужденные состояния этих атомов связаны с переходом электронов в следующий слой. Переход одного из р-электронов приводит к возбужденному состоянию
  • 52/jV со спином 2, если к тому же переходит еше один 5-электрон, то возникает возбужденное состояние sp3s'p' со спином 3. Таким образом, атомы шестой группы проявляют валентность 2, 4 и 6. Например, в молекулах H2S, S02, S03 сера соответственно двух-, четырех- и шестивалентна, при этом кислород — первый элемент этой группы проявляет только валентность 2. У атомов VII группы нормальная конфигурация s2p5, полный спин равен 1/2, валентность равна 1. Вместе с тем возможны переходы одного, двух и трех электронов в следующий слой п' = п +1 в состояния с электронными конфигурациями: s2p4st; s2pss,p> sp^s'p'2. В этих состояниях полный спин равен соответственно 3/2, 5/2, 7/2. Это соответствует валентности 3, 5, 7. Первый элемент этой группы F всегда одновалентен, а, например, в молекулах НС1, НС12, НС13, НС14 хлор соответственно одно-, трех-, пяти- и семивалентен. Элементы VIII группы (благородные газы) имеют в основном состоянии завершенные оболочки (полный спин равен нулю), при этом энергии возбуждения достаточно высоки. Валентность этих атомов равна нулю. Вместе с тем, как известно, существуют соединения, в которых участвуют благородные газы. Особыми химическими свойствами обладают элементы промежуточных групп — железо, палладий и платина, а также лантаниды и актиниды. Эти свойства обсуждаются в специальных руководствах.

Электронное строение и состояния молекулы описываются с помощью молекулярной орбитали и атомных орбиталей. Молекулярная орбиталь — это волновая функция электрона, который представляется «размазанным» по всей молекуле и принадлежащим всем атомам, входящим в состав молекулы. Атомные орбитали — это волновые функции валентных электронов каждого атома. Для водородоподобных атомов волновые функции определяются формулами (3.24)—(3.27). Их угловые части изображены на рис. 2.18. Таким образом, существуют 5-, р-, ^/-орбитали и т. д.: 15-орбиталь — это волновая функция ф100; 25-орбиталь — функция ф2оо» 35-орбиталь — г|)300 и т. д.; 2р.-орбиталь — волновая функция ф2ю » 2рх-орбиталь является комбинацией волновых функций ф2|±|: (ф2ц -ЬФ2|-1 )/^ » у -орбиталь — комбинация (ф2|| -^м)/2' • Орбиталь 3pz это волновая функция ф3|0; 3рх комбинация (ф3ц+Фз|_|)/2; 3ру — (ф3|,-ф3,_,у2/. Орбиталь 3d 2 — ф320 ; 3dxz комбинация

  • 32|+^32-|)/23dyz комбинация функций (^321 -^32-1 )/2/ 5
  • 3dхг_у1 — это комбинация функций (ф322 + Ф32_2 )/2 J 3dxy — комбинация функций (ф322 - ф32_2 у2/ и т. д.

Вспоминая механизм образования молекулы водорода, можно полагать в общем, что минимум энергии молекулы достигается лишь при определенном перекрытии распределений электронного облака в атомах, т. е. при перекрытии атомных орбиталей (рис. 4.29). Такие представления, хотя и не совсем точные, оказываются полезными для наглядного изображения пространственной структуры молекул. Под структурой молекул понимают определенное пространственное расположение их атомов. Если электронные волновые функции (их угловые части) перекрываются лишь одним лепестком, то говорят, что в молекуле осуществляется о-связь (рис. 4.29, а). При л-связи перекрываются по два лепестка волновой функции с каждой стороны (рис. 4.29, б). При б-связи перекрываются по четыре лепестка с каждой стороны.

Ковалентная связь между атомами, образующими молекулу, изображается с помощью линии, проведенной между символами атомов. Эта линия как бы связывает пару электронов с антипараллельными спинами, обеспечивающих ковалентную связь. Например, молекула водорода изображается как Н-Н. В образовании молекулы кислорода участвуют две пары электронов, поэтому она изображается как 0 = 0. Так как валентность атома азота равна 3, то структурная формула молекулы азота N * N.

Иногда используют другую символику, в которой каждый внешний электрон атома обозначают точкой. При этом явно отмечается стремление атома иметь в молекуле завершенную электронную оболочку. Например, молекулу водорода изображают как н Jh, мо- •••*• ••

лекулу С12##С1# и т. д. С использованием этих обозначений

образование молекулы НС1 с ковалентной связью изображают в

виде: Н* + * Cl • -?Hjcij. Образование ионной молекулы MgO: • • • •

  • • • 2+ • •_2”
  • •Mg# + J о • Mg Jot ит.д.
  • • ••

Ранее говорилось о том, что существуют линейные молекулы, в которых атомы расположены на одной линии, и большой класс нелинейных молекул. Пространственная структура молекул (например,

молекулы воды) объясняется тем, что химические валентности атомов обладают определенной направленностью. Это связано с тем, что распределение плотности заряда облака валентных электронов в атоме является неизотропным. Поэтому валентная связь образуется в том направлении, в котором плотность электронного заряда максимальна. Угловое распределение электронов в атоме определяется собственными функциями ротатора (см. рис. 2.18), которые показывают, что направления между максимальными значениями вероятного распределения электронного облака образуют углы в 90°. В действительности углы между ковалентными связями в молекуле отличаются от 90°. Причины этого рассмотрим далее на примере молекулы воды.

Уже к 1930 г. было известно, что молекула Н20 имеет довольно

Рис. 4.30

большой электрический дипольный момент. Отсюда следовало, что эта молекула не может быть линейной. На внешней 2р-оболочке атома кислорода находятся четыре электрона. Два из них вместе с двумя электронами атомов водорода с помощью ковалентной связи образуют общую электронную структуру. Теоретически валентный угол между связями ОН должен составлять 90°: в этом случае происходит максимальное перекрытие 5-орбиталей двух атомов водорода и /7-орбиталей атома кислорода. Расстояние ОН равно 0,0958 нм. Однако электроны атомов водорода смещаются в сторону атома кислорода. В результате часть молекулы Н20, где расположены атомы водорода, заряжается положительно. Кулоновское отталкивание приводит к тому, что угол между направлениями ОН становится равным 104,5°. Два других электрона атома кислорода в связях не участвуют и называются неподеленнои парой. Облако этой пары распределяется перпендикулярно плоскости НОН. Это значит, что конфигурация молекулы воды трехмерна (рис. 4.30). Ее форма похожа на треугольный пакет молока, в центре которого находится атом кислорода, а в двух вершинах — по атому водорода. Ребра этой пирамиды заряжены по-разному, поэтому молекула воды обладает большим дипольным моментом,

равным 6,23* 10“30 Клм. Отметим, что в аналогичном случае молекулы H2S (электронная конфигурация

серы Ь2 252/?3) соответствующий угол равен лишь 93°. Это связано с тем, что расстояние SH = 0,1346 нм больше расстояния ОН в молекуле воды, поэтому взаимодействие между атомами Н оказывается слабее, а угол отклонения не сильно отличается от прямого угла.

С использованием представлений об атомных орбиталях и валентных связях удается довольно удовлетворительно объяснить структуру многих молекул. Однако свойства изолированного атома и атома в составе молекулы, в общем, отличаются из-за того, что в молекуле происходит перестройка электронной оболочки, что в свою очередь приводит к изменению связей между атомами. В этом отношении характерны соединения с углеродом. Ранее уже говорилось,

что атом углерода с конфигурацией s22s22p2 имеет валентность 2. Однако в ряде молекул (С02, СН4, CF4, СС14) углерод выступает как четырехвалентный атом. Это объясняется тем, что один из 25-электронов переходит в /^-состояние. Для такого перехода требуется энергия около 4,17 эВ. Конфигурация атома углерода становится 1522sV , так что на каждой из четырех орбиталей находится по одному электрону. Эти орбитали образуют более сильные связи, чем

орбитали конфигурации s22s22p2. Таким образом, 5- и /?-орбитали смешиваются и образуют новые, которые ничем не различаются (например, в молекуле СН4 все четыре связи С-Н одинаковы). Это явление называют гибридизацией орбиталей. Гибридные орбитали представляют собой суперпозицию 25 и 2р атомных орбиталей вида:

Рис. 4.31

На рис. 4.31 изображена тетраэдальная модель атома углерода: атом углерода находится в центре, а направление 5/>-орбиталей отмечено векторами, идущими из центра к вершинам тетраэдра.

Очень важными оказались исследования молекулы аммиака, так как они привели к созданию современной квантовой электроники.

В состав молекулы аммиака NH3 входят атом азота и три атома водорода. На внешней 2/>-обо- лочке атома азота находятся три электрона. Вместе с водородными электронами они образуют устойчивое электронное распределение. При этом атомы водорода должны присоединяться к атому азота под прямыми углами друг к другу. Однако из-за повышения электронной плотности вблизи атома азота области около атомов водорода оказываются заряженными положительно. Это, как и в случае молекулы воды, приводит к увеличению углов между ними из-за электростатического отталкивания. Таким образом, молекула аммиака имеет форму правильной пирамиды, в вершине которой находится атом азота, а в вершинах основания — три атома водорода (рис 4.32, а). Тип молекулы — симметричный волчок. Вследствие разделения зарядов в молекуле она обладает большим электрическим дипольным моментом (4,85-10-30 Югм).

Рис. 4.32

Наряду с положением молекулы, изображенным на рис. 4.32, а, возможной является также картина, в которой атом азота находится ниже плоскости атомов водорода (рис. 4.32, б). Если известно, что атом азота находится в «верхнем» положении, то нахождение его в «нижнем» положении можно рассматривать, как результат туннельного прохождения через плоскость атомов водорода, так что молекулярная пирамида как бы выворачивается «наизнанку». При этом говорят, что происходит инверсия азота относительно плоскости, занимаемой атомами водорода. Среднее время инверсии основного состояния 2,5*10" с. Это примерно в 700 раз больше периода колебаний атома азота относительно водородной плоскости. Зависимость потенциальной энергии взаимодействия (U) азота с атомами водорода от расстояния между азотом и водородной плоскостью (х) изображена на рис. 4.33. Значениям х,, х2 соответствуют равновесные положения. Наличие двух симметричных положений атома азота приводит к тому, что каждый уровень энергии Е0 молекулы аммиака расщепляется на два подуровня: ?, 2 = EQ±A . Это расщепление называют инверсионным. Расстояние между расщепленными уровнями равно 2А. Оно мало и отвечает частоте vQ = 23,8 ГГц , т. е. Х = 1,25 см. Это микроволновый диапазон.

Газ молекул аммиака стал первой средой, с помощью которой были разработаны и практически осуществлены принципы индуцированного усиления и генерации электромагнитного излучения. Это было сделано в 1954-1955 гг. Н.Г. Басовым и А.М. Прохоровым в Москве и американскими физиками под руководством Таунса. Ими был создан первый квантовый генератор — мазер на аммиаке. Были реализованы условия индуцированной генерации электромагнитного излучения.

Основное условие усиления — создание активной среды, т. е. системы с инверсной населенностью энергетических уровней. Для молекул аммиака она достигалась с помощью эффекта Штарка. Из-за своей высокой поляризуемости молекулы аммиака очень чувствительны к внешнему электрическому полю. Во внешнем электрическом поле с напряженностью /’инверсионно-расщепленные уровни энергии ведут себя по-разному:

где d — дипольный момент молекулы. Эта зависимость изображена на рис. 4.34. Допустим, что электрическое поле перпендикулярно направлению движения молекул аммиака и сильно неоднородно. Тогда молекулы в верхних состояниях (с энергией ?,) будут отклоняться в область меньших значений электрического поля, так как равновесному состоянию частицы отвечает минимальное значение ее энергии. Молекулы в нижних состояниях, наоборот, будут уходить в область больших значений поля, так как энергия Е2 уменьшается с ростом напряженности электрического поля. Таким образом, происходит пространственное разделение молекул, находящихся в верхних и нижних состояниях. Если вывести из пучка молекулы, находящиеся в нижних состояниях, то в оставшемся пучке будет инверсная населенность энергетических уровней.

  • Создание положительной обратной связи. Она осуществлялась с помощью резонатора, настроенного на частоту перехода между инверсионно-расщепленными уровнями. Поле такой частоты вызывает индуцированный переход возбужденных молекул. Энергия перехода каждой молекулы /Г2 передается резонатору. При многократности таких переходов электромагнитное поле в резонаторе усиливается.
  • Достижение порога. Когда коэффициент усиления превосходит коэффициент потерь, то при высокой концентрации активных молекул возникают незатухающие колебания. Тогда усиление сменяется генерацией излучения.

Схема мазера на аммиаке изображена на рис. 4.35. Из источника молекулярный пучок аммиака проходит зазор между электродами квадрупольного конденсатора. Его назначение — пространственная сортировка молекул аммиака по энергетическим состояниям и получение активных молекул. Схема электродов квадрупольного конденсатора показана на рис. 4.36. Аксиально-симметричное электрическое поле этого конденсатора равно нулю на оси и возрастает перпендикулярно ей. Рабочее напряжение — около 30 кВ. Пучок молекул движется вдоль оси конденсатора. Из-за эффекта Штарка молекулы на верхних уровнях концентрируются вблизи оси, а на нижних — отклоняются к электродам и в пространство между ними. Чтобы исключить такие молекулы, электроды конденсатора поддерживают при низкой температуре.

Рис. 4.36

Рис. 4.35

Таким образом, при прохождении через конденсатор образуется пучок активных молекул аммиака. Он попадает в резонатор, осуществляющий положительную обратную связь, и далее в коллектор. Чтобы молекулярный пучок не разрушался из-за столкновений с частицами газа, во всей установке поддерживали высокий вакуум — около 1,33-10-4 Па.

Мазер на аммиаке имеет малую выходную мощность излучения — порядка 10... КГ11 Вт. Из-за высокой монохроматичности излучения и высокой стабильности частоты мазеры используют как эталоны частоты или радиоспектроскопы большой разрешающей силы.

В 1985 г. была открыта новая форма многоатомных молекул углерода — фуллерены (Крото, Керл, Смелли — Нобелевская премия, 1996). Так называются замкнутые молекулы типа С60, С70, С76, С84 и т. д. В них все атомы углерода располагаются на сферической или сфероидальной поверхности. Наиболее стабильна молекула С^, которую называют бакминстерфуллереном (сокращенно — бакибол, или футболимо) в честь американского архитектора Бакминстера Фуллера, известного своими конструкциями ячеистых куполов из сборных деталей. В этой молекуле 60 атомов углерода расположены на сферической поверхности (как на поверхности футбольного мяча) в вершинах 20 правильных шестиугольников и 12 правильных пятиугольников (рис. 4.37), так что каждый атом углерода находится в вершинах двух шестиугольников и одного пятиугольника, и все они тождественны. Атомы углерода в молекуле С70 находятся в вершинах 25 шестиугольников и 12 пятиугольников и т. д. Предполагают, что существуют высокосимметричные и устойчивые молекулы С240, С540, С%0, которые пока не обнаружены. Считают также, что возможно экзотическое образование типа «матрешки» (Russian egg) — внутри молекулы С960 молекула Смо и т. д.

Во всех фуллеренах обязательно содержится 12 пятиугольников. Это вытекает из теоремы Эйлера, согласно которой из правильных шестиугольников может быть образован замкнутый выпуклый многогранник, если только к ним добавить 12 правильных пятиугольников.

По теореме Эйлера, у всякого выпуклого многогранника число вершин В, граней Г и ребер Р связаны соотношением В + Г— Р = 2. Для фуллерена, состоящего из п шестиугольников и т пятиугольников, В = (6я + 5/и)/3, Y = п + т, Р = (6я + 5/и)/2. Отсюда следует, что для фуллеренов число т= 12. Отметим, что «ребрами» в фуллерене служат валентные связи атомов углерода (рис. 4.38).

Наиболее изученной является молекула С60. Ее диаметр — около 710 8 см, длина связи С=С, которая разделяет шестиугольники, равна 1,512*10-8 см, длина связи С-С, обшей для шести- и пятиугольников, — 1,433*10-8 см. Свободных связей у футболино нет, чем и объясняется его большая химическая устойчивость и механическая прочность.

Валентные электроны футболино распределены почти равномерно по сферической оболочке толщиной около 8г,, где г{ бо- ровский радиус. Центральная часть футболино является полой с диаметром около 4гу Молекулы образуют кристалл с кубической

гранецентрированной решеткой — фуллерит. В узлах решетки такого молекулярного кристалла находятся не отдельные атомы, а центры масс молекул. Элементарная ячейка фуллерита имеет размеры около КГ7 см. Чистый фуллерит, состоящий из одних футболино, является диэлектриком. Оказалось, что фуллерены есть в свечном нагаре, газовой саже и вообще во всех продуктах неполного сгорания углерода.

Обычно фуллерены получают при сжигании графита в струе гелия. При испарении графита возникают достаточно мелкие углеродные кластеры — небольшие группы атомов углерода, имеющие линейную структуру и множество свободных связей. В охлаждающей атмосфере гелия образуются чешуйки с оборванными по краям связями. Такая структура энергетически невыгодна, поэтому возникает стремление замкнуть концы свободных связей. Так образуется энергетически наиболее выгодная сферическая структура футболино — минимальный фуллерен, в котором пятиугольники не имеют общих ребер. Необходимость атмосферы инертного гелия вызвана тем, что он не насыщает оборванных при испарении связей и тем самым позволяет углеродной чешуйке замыкаться самой на себя. Иначе симметрия сворачивающейся чешуйки нарушается. При определенных условиях образуются эллипсоидные (бареллены), трубчатые молекулы (тубелены), молекулы в виде тора и более сложные структуры.

Отметим блестящие эксперименты по внедрению — допированию атомов калия внутрь единичных молекул фуллерена. Молекулы С60 и атомы К помещали на очень гладкую поверхность серебра. Их положение на поверхности с высокой точностью определяли с помощью сканирующего туннельного микроскопа. Затем молекулу С60 иглой микроскопа приближали к атому калия, который захватывался внутрь нее. Таким же способом внутрь молекулы

помешали следующие атомы калия. При допировании молекул существенно изменяются их электронные свойства. Из допированной молекулы можно было извлекать отдельные атомы калия. Для этого ее перемещали к находившемуся на поверхности атому кислорода. Из-за сил притяжения к атому кислорода атом калия покидал молекулу.

Фуллерены имеют широчайшую область применения. Это — основа для производства уникальных смазочных материалов; уже синтезирована молекула C^F^, представляющая собой самый маленький в мире «шарикоподшипник». Из молекул фуллерена можно получать материалы колоссальной прочности — фуллерит царапает алмаз. Они используются в наноэлектронике, составляют основу элементов суперкомпьютеров и устройств, способных считать отдельные электроны, разделять отдельные атомы по размерам и т. д. Хотя чистый фуллерит — диэлектрик, но легированием, т. е. добавлением определенных примесей, его можно превратить в проводник, обладающий свойством высокотемпературной сверхпроводимости. Было показано, что легированный калием фуллерит становится сверхпроводником при

температуре 17 К, а после замены калия на рубидий температура сверхпроводящего перехода возрастает до 29 К и даже до 43 К.

В 1995 г. был открыт новый тип молекул — молекулы эксиплек- сы. Такие молекулы устойчивы лишь в возбужденном электронном состоянии. Обнаруженные впервые эксиплексы состояли из атома цезия и двух атомов гелия. Их наблюдали в жидком гелии на поверхности нанокапель и в холодном газе. Когда атом цезия переходил в основное состояние, молекула распадалась. Эксиплексы обнаружены также в образце твердого гелия. Наблюдавшиеся молекулы состояли из атома цезия и семи атомов гелия, которые образовывали кольцевую структуру вокруг атома цезия.

ЗАДАЧИ

1. Используя волновые функции атома водорода в основном состоянии, записать возможные линейные комбинации для молекулярной орбитали (МО) молекулы (иона) Н2+.

Решение. Молекула Н2+ содержит два ядра (два протона А и В на расстоянии R друг от друга) и один электрон, находящийся на расстоянии гА от протона А и на расстоянии гв от протона В (рис. 4.39). Волновые функции атома водорода (атомные орбитали) в основном состоянии известны:

?rffob^expHiAi) и (гв)= ехр(— /г,), где г, — радиус первой

боровской орбиты; N— постоянная нормировки, N = (/л3г, ^ . Из рисунка видно,что

Рис. 4.39

Из атомных орбиталей можно составить МО: = 2“^2(у^а + г|>Л),

у>а — 2~Уг ). На оси молекулы = 0):

Отсюда следует, что в середине между ядрами ^ 0 , а фа = 0. Это значит, что основное состояние иона Н2+ описывается МО |>5.

2. Определить состояния молекулы LiH, если известно, что разъединенные атомы находятся в основном состоянии.

Решение. Конфигурация лития в основном состоянии Is2!*1. Это состояние 2S, подобное состоянию атома водорода. Поэтому в пределе разъединенных атомов образуются те же молекулярные состояния, что и для молекулы Н2, т. е. состояния (основное) и 3Х (разрыхляющее).

 
Посмотреть оригинал
Если Вы заметили ошибку в тексте выделите слово и нажмите Shift + Enter
< Предыдущая   СОДЕРЖАНИЕ   Следующая >
 
Популярные страницы