Одноэлектронные атомы

Энергетические уровни произвольного одноэлектронного атома [c.349]

Теорию Бора удается использовать также для вычисления энергии ионизации и частот спектральных линий любых атомарных частиц, содержащих только один электрон (например. Не, Li , Ве и т. д.). Энергия боровской орбиты с квантовым числом п в произвольном одноэлектронном атоме зависит от квадрата заряда его ядра (равного порядковому номеру Z элемента) [c.349]

Для произвольного одноэлектронного атома имеем [c.364]

Оператор Гамильтона в уравнении Шредингера для одноэлектронного атома имеет вид [c.24]

Волновые функции nim одноэлектронного атома [c.166]

Потенциальная энергия У (г) одноэлектронного атома является энергией кулоновского взаимодействия ядра с зарядом Ze и электрона (заряд — е) [c.25]

Таким образом, в спектрах одноэлектронных атомов проявляются переходы из 5-состояния только в / -состояние, из р-состоя-ния — в и /-состояния, из /-состояния — в р- и /состояния. Остальные переходы относятся к запрещенным и не регистрируются в спектрах указанных атомов. [c.46]

По аналогии с орбитальным и спиновым моментами одноэлектронного атома (2.90) и (2.102) для многоэлектронного атома также вводятся понятия орбитального и спинового магнитных моментов [c.87]

Хотя из всех атомов периодической системы только водород и его изотопы относятся к одноэлектронным атомам, квантовомеханическое рассмотрение систем этого типа имеет фундаментальное значение. Это объясняется тем, что только для атомов и ионов с одним электроном (так называемых водородоподобных атомов) может быть точно решено уравнение Шредингера, а полученные решения служат основой для изучения всех более сложных задач [c.23]

Таким образом, в спектрах одноэлектронных атомов проявляются переходы из s-состояния только в р-состояние, из р-состояния в S- и -состояния, из d-состояния в р- и f-состояния. Остальные [c.41]

Учитывая, что энергия ионизации атома водорода составляет 13,6 эв, для уровней энергии одноэлектронного атома можно пользоваться следующей формулой [c.19]

После подстановки численных значений констант (е — заряд электрона, равный 1,602-]0 Кл — масса покоящегося электрона, равная 0,911-10 кг=0,000549 а. е. м. ео — электрическая постоянная 8,85-10 Кл -Н -м 2) имеем для радиуса орбиты электрона в одноэлектронном атоме [c.47]

Таблица 4.4 Волновые функции одноэлектронного атома

Т. е. стремление к вырождению или подражанию того, что реализуется в одноэлектронном атоме водорода. Этот атом имеет не только сближенные, но совпадающие по величине значения энергетических уровней Зс1, Зр и 35, что и называется полным вырождением. [c.96]

Приведенный набор из 10 состояний повторяется два раза — один раз для синглетного подтипа и другой—для триплетного. Для молекул, составленных не из двух водородных, т. е. одноэлектронных атомов, список возможных состояний как для многоэлектронных атомов, так и для возникающих из них двухатомных молекул будет значительно сложнее кроме синглетных и триплетных состояний, появляются в этих случаях более сложные спиновые мультиплеты (например, квартеты, квинтеты, секстеты и т. п.). [c.131]

Атомы. Согласно квантовой механике (см. гл. I), стационарные состояния одноэлектронного атома определяются четырьмя квантовыми числами п—главным, I — орбитальным, т — магнитным орбитальным и т — магнитным спиновым. Орбитальное квантовое число I определяет абсолютную величину возможных значений механического орбитального момента [c.291]

Так, электрон в одноэлектронном атоме находится в поле ядра, причем ядро будем считать помещенным в начало системы координат. Оно создает кулоновское поле, напряженность которого в каждой точке пространства равна Е. С точки же зрения наблюдателя, находящегося в месте расположения перемещающегося электрона, ядро движется и, следовательно, создает вокруг себя и электрическое, и магнитное поле. В простейшем случае, когда электрон движется [c.391]

В то время как угловые свойства атомных орбиталей, которые были рассмотрены в предыдущем разделе, являются общими для орбиталей всех атомов, радиальные волновые функции / (г) [см. уравнение (3.11)] индивидуальны для каждого атома. Только в случае водорода или других одноэлектронных атомов (Не+ и т. д.) радиальные функции Я (г) могут быть точно представлены в виде простых аналитических функций. В других случаях они должны определяться численно или путем разложения в ряды. Однако радиальные функции для многоэлектронных атомов имеют много общего с функциями атома водорода, поэтому необходимо прежде всего определить радиальные функции атома водорода. [c.36]

В отсутствие магнитного или электрического полей энергия водородоподобного атома зависит только от главного квантового числа п. Уравнение (12.76) применимо к Не+, Ы2+, Ве + и другим одноэлектронным атомам. При увеличении 2 орбитали становятся меньше и электроны более сильно связываются с ядром. Ионизация 1 х-орбитали атома водорода составляет 13,6эВ, атома Не+-22-13,6=54,4эВ, атома ЬР+— 32-13,6=122,4 эВ. В общем электронные орбитали в атомах обозначают главным квантовым числом и символом, представляющим значение азимутального квантового числа. Таким образом, говорят об орбиталях 1 5, 2 5, 2 р, 3 5, 3 р, 3 и т. д. [c.385]

Рис. 2.10. Радиальное распределение электронной плотности в одноэлектронном атоме. Площади под всеми кривыми равны и соответствуют одному электрону

Рис. 8-14. Зоммерфельдовские орбиты. В одноэлектронном атоме водорода с точечным ядром все орбиты, относящиеся к одному и тому же главному квантовому числу п. должны иметь одинаковую энергию. В многоэлектронном атоме, ядро которого окружено экранирующим облаком внутренних электронов, электроны на

При п = 5 I может принимать значения 4, 3, 2, 1 или 0. При / = 3 возможны семь разрешенных значений ш 3, 2, 1, О, — 1, — 2, — 3. Энергия ионизацип электрона в одноэлектронном атоме зависит только от и и определяется соотношениями [c.364]

Решение уравнения Шрёдингера для атома водорода позволяет определить волновые фун1сции у1>(х, у, г) и дискретные энергетические уровни электрона. Волновые функции VI (х, у, г) называются орбиталями. Под орбиталью часто понимают облако плотности вероятности, т.е. трехмерное изображение функции 11/(х, у, г) . При решении уравнения Шрёдингера вводятся три квантовых числа главное квантовое число и, принимающее произвольные положительные целочисленные значения (и = 1, 2, 3, 4,. ..) азимутальное (или орбитальное) квантовое число /, принимающее целочисленные значения от О до п — 1 магнитное квантовое число ш, принимающее целочисленные значения от — / до + /. Энергетические уровни одноэлектронного атома зависят только от главного квантового числа п. [c.376]

Сказанное не означает абсолютного подобия На и Гг речь идет лишь о неполной аналогии. Нельзя забывать об уникальности Нг, обусловленной его особенностью — положением водорода в периодической системе Д. И. Менделеева, одноэлектронностью атома и отсутствием элегстронов у положительного иона. [c.463]

Своеобразные дефекты образуются при внедрении атомов щелочных металлов в кристаллические решетки их галогенидов. Эти дефекты можно создать нагреванием кристаллов в парах металлов. Они делают кристаллы окрашенными. Так, Na l, выдержанный в парах натрия, окрашивается в желтый цвет, КО в парах калия — в синий. Попадая в кристалл, атомы щелочного металла отдают свои электроны анионным вакансиям, в результате получаются своеобразные системы ва- кансия — электрон, похожие по свойствам (в частности, спектрам) на одноэлектронные атомы. Такие дефекты называют F-центрами. [c.264]

Вырванный электрон поглощает энергию, равную сумме энергии ионизации и полученной им кинетической энергии. Поэто.му зависимость поглощения от энергии носит характер непрерывной кривой, начинающейся резким скачком у границы ионизации и постепенно спадающей в сторону более высоких энергий. Этот резкий скачок (край поглощения) позволяет определить энергию ионизации. Таких кривых в спектре несколько. Самый коротковолновый край поглощения соответствует вырыванию электрона из оболочки 15 и образованию иона с термом Аналогичный терм возникает при вырывании х-электрона с других уровней. Вырывание р-электрона приводит к термам Pl/2 и / з/2, -электрона — к термам Дз/а, Оъп и т. д. Получается набор термов, аналогичный набору для одноэлектронного атома. Однако в силу традиции применяются другие обозначения слон с п=, 2, 3, 4, 5, 6,... обозначают буквами /С, L, М, N, О, Р,, а последовательные термы каждого слоя отмечают римскими цифрами [c.228]

Атом водорода —простейший из всех, которые изучает химия. Решение уравнения Шредингера для него позволило определить стационарные состояния атома, рассчитать его спектр и распределение электронного заряда внутри атома и обьяснить на основе этого его химическое поведение. Обобщение получеггных выводов в сочетании с некоторыми добавочными принципами позволило понять физическую сущность периодического закона и объяснить химические свойства элементов. Поэтому знакомство с химическими системами начинаем с атома водорода и водородоподобных атомов (одноэлектронных атомов с зарядом ядра 4-Ze). Примером водородоподобных систем служат ионы Не , Li +, Ве - и т. д. [c.16]

Теория многоэлектронных атомов, содержащих два или больше электронов, по сравнению с теорией атома водорода значителг но сложнее. Это связано с тем, что в таких атомах имеются взаимодействующие друг с другом частицы — электроны. Задачи, касающиеся сложных (многоэлектронных) атомов, можно решить лишь приближенно, используя результаты решения аналогичных задач об одноэлектронном атоме. [c.56]

Первая теория строения атома принадлежит великому датскому физику Н. Бору (1885—1962), разработавщему модель строения атома водорода и водородоподобных, т. е. одноэлектронных, атомов. [c.45]

Набор трех квантовых чисел и, / и /П характеризует определенную орбиталь п1пц- В табл. 4.4 приведены некоторые волновые функции для одноэлектронного атома с зарядом ядра 2 в полярных координатах, в которых г — расстояние до ядра, 0 — угол с осью г, <р — угол с осью х в плоскости, перпендикулярной оси 2, ао=1—боровский радиус. Эти функции представлены (в атомной системе единиц) в виде двух сомножителей, один из которых зависит только от г — расстояния до ядра, а второй — от углов 0 и ф таким образом, сама волновая функция — произведение этих сомножителей (радиального и углового). [c.56]

Недостаточность прироста а при больших 2 (т. е. в области после инверсии) ведет для кайносимметриков (имеющих всегда наибольшее значение второго квантового числа при данном главном числе, например, при п = 3 число I = 2, т. е. с1) к таким большим воздействиям ядерного заряда и столь малым значениям радиуса орбитали, что последний приближается по величине к радиусу соответственной водородоподобной орбитали, т. е. орбитали одноэлектронного атома с данным ядерным зарядом (рис. 12). Инверсия радиусов — явление одного происхождения [c.27]

Первое, что обращает на себя внимание, — это быстрый рост энергии корреляции при увеличении общего числа электронов в оболочке атома. Так как энергия корреляции так или иначе связана с иррегулярными меж-электронными взаимодействиями, для одноэлектронного атома водорода она равна нулю, для грамм-атома аргона достигает уже значения около 0,73 ат. ед., т. е. 20 за, или 460 ккал. Самый факт роста корр при увеличении числа электронов понятен, так как суммарное межэлектронное взаимодействие электронов должно зависеть от их числа. [c.68]

Химия водорода во многом отличается от химии других элементов, что обусловлено одноэлектронностью атома и отсутствием промежуточных электронных слоев. [c.371]

Мы уже отмечали, что основные наблюдаемые характеристики одноэлектронного атома могут быть успешно рассчитаны с помо-ш ью уравнения Шредингера, однако для химиков необходима теория, описываюш ая атомы с любым количеством электронов. При переходе от одноэлектронного атома к многоэлектронному в дополнение к взаимодействию электрон - ядро появляется новый тип взаимодействий - электронов друг с другом. Взаимодействие любого электрона с остальными зависит от состояния каждого электрона и не может быть точно учтено, если неизвестны волновые функции всех остальных электронов, которые, в свою очередь, не могут быть рассчитаны, если неизвестно взаимодействие данного электрона с остальными. Получается замкнутый круг, который принципиально не дает возможности точно решить уравнение Шредингера для многоэлектронного атома. Эта трудность, к счастью, может быть преодолена посредством приближенного реше- [c.33]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология