Схема квантовых чисел и электронных

Спиновое квантовое число (спин электрона) характеризует собственное (не орбитальное) внутреннее движение электрона. Не следует в буквальном смысле принимать, что спиновый момент обусловлен действительным вращением электрона ( как волчка ) около его оси. Снин электрона отражает весьма сложное физическое явление. П. Дирак (1928) показал, что наличие спина у электрона является естественным с точки зрения квантовой механики и теории относительности. Спин электрона описывают с помощью магнитного квантового числа /П5= 1/2/ в зависимости от одного из двух возмож-HI.IX направлений спина электрона по отношению к орбитальному магнитному моменту в магнитном поле спиновое число имеет знак + или —. При параллельной установке спина S = + l/2 (его обозначают на схемах [), при антипараллельной 5=—1/2 (обозначают J). [c.63]

Из схемы видно также, что начиная с четвертого периода последовательность заполнения электронами отдельных подуровней определяется уже не только значением главного квантового числа п. Так, в атомах калия и кальция заполняются 45-орбитали, в то время как Зр-орбитали остаются вакантными. Аналогичная картина наблюдается у первых двух элементов последующих периодов — рубидия и стронция, цезия и бария, франция и радия. [c.43]

Итак, состояние атома можно охарактеризовать квантовыми числами Ьа определяющими орбитальный и спиновый моменты атома. Такое описание называют схемой Рассел — Саундерса Одной и той же конфигурации могут отвечать состояния с различными значениями Ь и различными значениями Состояния эти сильно отличаются по энергии в каждом из них векторы / ориентированы по-разному, в результате чего меж- электронное отталкивание вносит различные вклады в общую электронную энергию атома. Последнюю принято выражать в см , а энергетические состояния с данными и 5 называют атомными термами. Атомные термы обозначают прописной буквой латинского алфавита в соответствии со значениями квантового числа V [c.52]

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]

Все уровня атома лития расположены ниже соответствующих уровней атома водорода, причем сдвиг их тем меньше, чем больше угловые моменты соответствующих орбита-лей, т. е. 5-уровень сдвигается сильнее р-уровня, р-уровень — сильнее -уровня и т. д. Энергии орбиталей уменьшаются с возрастанием Z. Понижение энергии орбитали уменьшается с ростом главного квантового числа п. Расщепление уровней с данным п возникает из-за межэлектронного отталкивания. В пределе при 2->оо орбитали внутренних электронов с данным п снова становятся вырожденными по I, так как межэлектронное взаимодействие становится незначительным по сравнению с электронно-ядерным взаимодействием. Для атома водорода 3 /-орби-таль лежит ниже 4 , в то же время для 7<2<21 орбитали 5с1 и 45 имеют обратный порядок по энергии. Для 2 21 З -орбиталь вновь лежит ниже 45-орбитали. Аналогичные изменения порядка орбита-лей можно проследить и для других уровней. Результаты исследования атомных спектров и точных расчетов энергетических уровней многоэлектронного атома позволяют представить следующую схему расположения энергетических уровней многоэлектронного атома [c.65]

Для записи характеристики состояния электронов в атомах используются следующие обозначения квантовое число п обозначают цифрами, а I указывают строчными буквами в соответствии со схемой [c.22]

Согласно схеме (1), оба 2р-электрона в атоме углерода занимают одну и ту же орбиталь, т. е. их магнитные квантовые числа одинаковы, а направления спинов противоположны схема (2) означает, что 2р-электроны занимают разные орбитали (т. е. обладают различными значениями т) и имеют противоположно направленные спины наконец, из схемы (3) следует, что двум 2р-электронам соответствуют разные орбитали, а спины этих электронов направлены одинаково. Анализ атомного спектра углерода показывает, что для невозбужденного атома углерода правильна именно последняя схема, соответствующая наибольшему возможному значению суммарного спина атома (для схем атома углерода (1) и (2) эта сумма равна нулю, а для схемы (3) равна единице). Такой порядок размещения электронов в атоме углерода представляет собой новый пример из общей закономерности, выражаемой правилом Хунда. С физической точки зрения такое распределение электронов соответствует удалению друг от друга и [c.65]

В последней записи электронная конфигурация представлена по электронным оболочкам все подоболочки с одним и тем же значением главного квантового числа сгруппированы вместе. Вьщелены различной заливкой 5-, р-, -и /-электронные подоболочки всех энергетических уровней. Приведенная схема расположения электронных оболочек, подоболочек и орбиталей справедлива для атомов и ионов любого элемента периодической системы. [c.71]

Рассмотрим далее электронные конфигурации атомов следующего третьего периода. Начиная с натрия "Ма, заполняется третий энергетический уровень с главным квантовым числом п = 3. Атомы первых восьми элементов третьего периода обладают следующими электронными конфигурациями (см. схему на стр. 53). [c.52]

Существует два способа составления схем распределения электронов в атоме 1) в виде формул электронных конфигураций, например для 19К — ls 2s 2p 3s 3 t7 45, где показатель степени указывает число электронов на данном подуровне, и 2) в виде квантовых ячеек (клетка, кружок или черточка) — для изображения электронной орбитали и стрелок, направление которых указывает на ориентацию спинов электронов,— для обозначения электронов [c.40]

Существование электронного спина было впервые установлено на опытах с атомами серебра (1922 г.). Схема применявшейся для этого установки показана на рис. У1-2 (К — источник паров серебра, ВВ—диафрагмы, 5 и — полюса электромагнита, РР — коллекторная пластинка). Отобранный диафрагмами узкий пучок атомов Ag проходит сквозь,магнитное поле и оседает затем на коллекторной пластинке. Согласно классической теории, при этом (как и в отсутствие магнитного поля) должна была бы получаться одна сравнительно широкая полоса напыленного серебра, тогда как в действительности при включенном поле появлялись узкие полоски, симметрично располагавшиеся относительно центра пучка (что соответствовало значениям /2 спинового квантового числа). [c.224]

В табл. 1.1 для первых четырех энергетических уровней показана связь главного квантового числа п с числом подуровней, типом и числом орбиталей и максимальным числом электронов на подуровне и уровне, а на рис. 1.2 дана схема подразделения энергетических уровней на подуровни. [c.16]

Электронная структура атома водорода 15 (читается один эс один ). На графической схеме слева указан номер уровня, или значение главного квантового числа п, а справа — подуровень 5 5-орбиталь условно обозначена квадратом (квантовая ячейка). Второй по порядку элемент — гелий [c.84]

Схема энергетических уровней двухатомной молекулы В" и Е — )нерп]и основного и возбужденного электронных состояний соответственно, V" и V — колебательные квантовые числа, 7" и 7 — вращательные квантовые числа стрелками показаны нек-рые возможные квантовые переходы. [c.348]

Для конкретной электронной конфигурации атом в целом может быть охарактеризован квантовым числом J. Значение J обычно находят, используя схему связи Рассела—Саундерса. Вектор Ь получают суммированием /-векторов различных электронов, а вектор 8 —аналогично суммированием 5-векторов. Получаем [c.12]

В рентгеновской спектроскопии приняты следующие обозначения. Термы уровней атома, для которых главное квантовое число равно 1,2, 3, 4, 5, 6, обозначаются соответственно буквами К, М, N, О, Р. Индексы у Этих букв соответствуют разным значениям орбитального и полного момента электрона согласно приведенной ниже схеме [c.796]

На рис. 109 показана схема энергетических уровней молекулы—электронных, колебательных и вращательных. Вращательная энергия характеризуется вращательным квантовым числом/(/=0, 1, 2, 3...). Колебательная энергия определяется колебательным квантовым числом V и собственной частотой колебаний ш. [c.313]

Каждому квадрату (называемому каОнтовой ячейкой) соответствует определенная орбиталь. В первой схеме все р-электроны имеют разные значения /я во второй - у двух р-электронов они одинаковы. Квантовая механика и анализ атомных спектров показывают, что заполнение орбиталей, отвечающее низшему энергетическому состоянию атома, происходит следующим образом. При заполнении подуровня электроны сначала располагаются по орбиталям, отвечающим различным значениям магнитного квантового числа, и только после того как все орбитали подуровня однократно заполнены, в орбиталях появляется по два электрона с противоположно направленными спинами . Иными словами, заполнение энергетических подуровней происходит таким образом, чтобы суммарный спин был максимальным. Это важное положение носит название правила Хунда. Из двух приведенных схем строения атома азота устойчивому состоянию (с наименьшей энергией) отвечает первая, где все р-электроны занимают разные орбитали. [c.32]

Расщепление уровней, а следовательно, и спектральных линий зависит от квантового числа проекции магнитного момента М./, которое мол<ет принимать 2]+ значение. Схема расщепления уровней термов 51/ , атома щелочного металла в магнитном поле показана иа рис. 17, На этом же рисунке даны разрешенные правилами отбора электронные переходы, приводящие к наблюдаемым экспериментально десяги спектральным линиям. [c.82]

Для краткой характеристики состояния электрона в атоме водорода и в других атомах используются такие обозначения значение главного квантового числа п записывается цифрой, а значение I — строчными буквами, принятыми спектроскопистами для обозначения термов, по такой схеме [c.66]

Для атомов послед, групп элементов в периодич. системе, обладающих двумя или неск. внеш. электронами, спектры еще более усложняются, что обусловлено взаимод. электроноа Особенно сложны спектры атомов с заполняющимися d- и /-оболочками число линий в таких спектрах достигает мн. тысяч, простых закономерностей в них не обнаруживается. Однако и для сложных спектров можно произвести систематику оптич. квантовых переходов и определить схему уровней энергии. Систематика спектров атомов с двумя и более внеш электронами основана на приближенной характеристике отдельных электронов при помощи квантовых чисел и и / с учетом взаимод. этих электронов друг с другом. При этом приходится учитывать как их электростатич. взаимод, так и спин-орбитальное, что приводит к расщеплению уровней энергии (т.наз. тонкая структура). В результате этого взаимод. у большинства атомов каждая спектральная линия представляет собой более или менее тесную группу линий-мультиплет. Так, у всех щелочных металлов наблюдаются двойные линии (дублеты), причем расстояния между линиями увеличиваются с увеличением порядкового номера элемента. Для щел.-зем. элементов наблюдаются одиночные линии (син-глеты) и тройные (триплеты). В спектрах атомов послед, групп периодич. системы элементов наблюдаются еще более сложные мультиплеты, причем атомам с нечетным числом электронов соответствуют четные мультиплеты (дублеты, квартеты), а с четным числом-нечетные (триплеты, квинтеты). Кроме тонкой структуры в A. . наблюдается также сверхтонкая структура линий (примерно в 1СЮ0 раз уже, чем мультиплетная), обусловленная взаи- [c.219]

Теория П.с. была преим. создана Н. Бором (1913-21) на базе предложенной им квантовой модели атома. Учитывая специфику изменения св-в элементов в П. с. и сведения об их атомных спектрах, Бор разработал схему построения электронных конфигураций атомов по мере возрастания 2, положив ее в основу объяснения явления периодичности и структуры П.с. Эта схема опирается на определенную последовательность заполнения электронами оболочек (наз. также слоями, уровнями) и подоболочек (оболочек, подуровней) в атомах в соответствии с увеличением 2. Сходные электронные конфигурации внеш. электронных оболочек в атомах периодически повторяются, что и обусловливает периодич. изменение хим. св-в элементов. В этом состоит гл. причина физ. природы феномена периодичности. Электронные оболочки, за исключением тех, к-рые отвечают значениям 1 и 2 главного квантового числа и, не заполняются последовательно и монотонно до своего полного завершения (числа электронов в последоват. оболочках составляют 2, 8, 18, 32, 50,...) построение нх периодически прерывается появлением совокупностей электронов (составляющих определенные подоболочки), к-рые отвечают большим значениям п. В этом заключается существ, особенность электронного истолкования структуры П.с. [c.484]

Теперь возвратимся к упомянутому выше принципу Бора и Стонера, начав с, протона и электрона. По указанному второму условию электрон занимает состояние с = 1, находясь в состоянии с наименьшей энергией. Единственные возможные значения I и т это нуль. Однако х может быть равным -1- Уз или — Уг. При рассмотрении ядра гелия те же замечания относятся к добавлению первого электрона. Обозначим его состояние п = 1, /=0, т=0 и 8= + У2. У следующего электрона по крайней мере одно из его -квантовых чисел должно отличаться от этих четырех величин. Условие 2 указывает на то, что изменить следует х, и, таким образом, для второго электрона получится и = 1, г=0, т=0 и 5 = —Уз. При п = 1 какие-либо дальнейшие вариации квантовых чисел невозможны и электронная оболочка в атоме гелия с двумя электронами является замкнутой. Для п=2 квантовые числа могут различаться не более чем для восыми электронов, как это показано на следующей схеме [c.225]

Говоря о непереходных элементах (верхняя часть табл. 2.9), можно видеть, что электронная конфигурация внешних оболочек у подгрупп IA и ПА — s и s , у 1ПБ — VUB и нулевой групп — р, р ,р , т. е. наблюдается единство в распределении электронов, чем можно объяснить поразительное сходство расположенных по вертикали элементов в каждой из подгрупп. В средней части той же. схемы помещены так называемые главные переходные элементы — подгруппы IIIA — VIIA, VIH и 1Б, а в нижней части — шестой и седьмой периоды подгруппы П1А с элементами, которые называют лантаноидами, причем каждое главное квантовое число, уменьшенное на 1, отвечает состоянию, когда электронами заполнена d-оболочка, а уменьшенное на 2 — заполнению f-оболочки. [c.63]

Если необходимо дать описание перехода из основного состояния с аномальным термом в рамках схемы связи Рассела — Саундерса, то каждый возбуждаемый электрон должен подчиняться правилу отбора 1 для одноэлектронного А/. Поскольку полное квантовое число орбитального углового момента атома Ь) определяе1ся значениями одноэлектронных чисел I, это [c.175]

Например, в октаэдрическом комплексе ионов металлов, имеющем конфигурацию п электронов могут находиться на нескольких различных орбиталях. При этом считают, что связь в комплексе осуществляется за счет гибридных орбиталей а несвязанные -электроны располагаются на остальных -орбиталях ( хг, dxz и уг). Поскольку каждый уровень может принять лишь один электрон, то вначале заполняется уровень d . Оставшиеся электроны должны образовать пары, и число неспаренных электронов уменьшится (м = 2), если только для связи не будут использованы -орбитали следующего уровня, соответствующего увеличению основного квантового числа на единицу и имеющего большую энергию. Итак, для элементов первой переходной серии можно предложить две схемы гибридизации 3 454 или 4з4р Ы комплексы построенные по этим схемам, относятся соответственно к внутренним и внешним комплексам. Связи, основанные на внешних орбиталях, слабее и более полярны, чем связи, образованные внутренними орбиталями. [c.178]

На рис. 26 стрелками, соответствующими электронным переходам с одного уровня на другой, показано возникновение линий важнейших серий гелия. Тот факт, что термы парагелия не комбинируются с термами ортогелия, согласно этой схеме, объясняется тем, что никогда электрон сам по себе не переходит с энергетического уровня парагелия на энергетический уровень ортогелия, и наоборот. Схема поясняет также, в чем смысл ограничений комбинацйонного принципа, упомянутых на стр. 134. Как видно, электронные переходы происходят только в тех случаях, когда побочное квантовое число к изменяется лишь на единицу или вообще не изменяется. Здесь не будут подробно описаны другие ограничения комбинационного принципа правилами отбора . На примере гелия видно, как, не зная модели атома, сопоставлением результатов спектральных исследований с результатами измерений методом электронного удара можно найти, даже в сложных случаях, совершенно точное положение энергетических уровней атома. [c.139]

Значение побочных квантовых чиеел в случае атома гелия. В случае атома водорода, а также однократно ионизированного атома гелия различия между энергетическими - уровнями, соответствующими различным побочным квантовым числам, настолько малы, что они проявляются только в тонкой структуре спектральных линий. Для нейтрального атома гелия эти различия значительно больше. Это объясняется тем, что для нейтрального атома гелия, да и вообще для всех атомов, имеющих более одного электрона, энергия орбиты определяется побочным квантовым числом не только в силу вытекающей из теории относительности зависимости массы электрона от скорости, но и в значительно большей степени по совершенно иной причине. Это легко показать, пользуясь теорией строения атома Бора—Зоммерфельда, если внимательно рассмотреть орбиты, приведенные на рис. 27. Эта схема приблизительно верна для ортогелия. [c.141]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология