нкції (так звані
власні функції ), які задовольняють ряду умов. По-перше, ці функції повинні бути безперервними, кінцевими, однозначними і звертатися в нуль на нескінченному відстані. Накладення перерахованих умов називається нормуванням П€-функції. По-друге, власним П€-функціям відповідають не будь-які, а тільки дискретні значення повної енергії Е. Як дискретні значення енергії, так і вид власних П€-функцій визначається сукупністю квантових чисел n, l, m, які хоч і не містяться в самому рівнянні Шредінгера, але вводяться в нього при вирішенні. Таким чином, квантування енергії природно і неминуче випливає з основних властивостей матеріальних об'єктів і не потребує особливого постулювало, яке було зроблено Н. Бором при розробці планетарної моделі атома.
2. Іонна (Іонна) зв'язок. Розрахунок енергії іонного зв'язку.
Залежно від властивостей елементів утворюють хімічну зв'язок електрони можуть перебувати в різних енергетичних і просторових станах, в результаті чого в молекулах виникають різні типи зв'язків. З метою класифікації виділяють зазвичай два основних типи зв'язку - іонну і ковалентну. Однак цей поділ умовно і не відображає різноманіття форм хімічного руху.
Зв'язок називається іонної в тому випадку, коли між двома атомами або групами атомів сильно переважає електростатичне взаємодія.
Спорідненістю атома до електрона називається кількість енергії Е, яке виділяється при приєднанні електрона до нейтральному атома або негативному йону
В
Напівсума енергії іонізації J і енергії спорідненості до електрону Е, називається електронегативністю П‡ атома, тобто П‡ = ВЅ ( J + E).
Енергія іонізації і спорідненість до електрону можуть бути обчислені квантово-механічним шляхом для конкретних оболонок атомів, тобто з урахуванням ступеня гібридизації зв'язків та заселеності орбіталей. У зв'язку з цим все ширше використовується поняття орбітальної електроноотріцательності (ОЕО) , за допомогою якого оцінюється здатність атома в молекулі до тяжінню електрона на дану орбіталь. Метод ЕО дозволяє розрахувати ефективні заряди, які визначаються тільки нормальними валентними зв'язками атомів. У разі додаткових ефектів (Водневі зв'язку, трансвліяніе, датівних взаємодія тощо) обчислені значення зарядів атомів можуть істотно відрізнятися від експериментальних.
Енергію освіти U іонного з'єднання з атомів можна знайти теоретично. Енергія молекули як функція відстані r між одновалентними іонами виражається рівнянням:
В
У цьому рівнянні різниця енергії іонізації першого атома J 1 і енергії спорідненості до електрону другого атома Е 2 висловлює енергію утворення іонів. Енергія електростатичного притягання іонів представлена ​​від'ємним значенням члена е ...
