Атом водорода, квантовые числа, s- и р-электроны

Атом водорода, квантовые числа, s- и / -электроны [c.165]

В нейтральных атомах число электронов равняется числу положительных зарядов ядра (табл. 2). Таким образом, нейтральный атом водорода имеет один электрон, атом гелия — два электрона и т.д. Электроны расположены в оболочках, определяемых главным квантовым числом п. Первая оболочка К может содержать не более двух электронов. Таким образом, эта оболочка заполнена в гелии. Три электрона лития расположены в двух оболочках два электрона в заполненной [c.46]

Расчеты показали, что хотя ССП АО и отличаются от орбиталей атома водорода, но они характеризуются такими же квантовыми числами и сохраняют характер распределения электронной плотности, присущий атому водорода. В отличие от атома водорода энергия многоэлектронного атома зависит не только от главного квантового числа п, но и от побочного числа I. Уровень энергии с данным п расщепляется на подуровни, определяемые квантовым числом /. [c.23]

Мы видим, что литий, как и водород, является одновалентным. Следующий атом — Ве (2 = 4) в согласии с принципом Паули характеризуется следующими квантовыми числами (15)"(2з)". В этом основном состоянии валентность бериллия равна нулю. Однако значению п = 2 отвечает не только I = О (электронов), но и / = 1. [c.456]

Так как квантовые числа I, т и не вносят ничего в энергию электронного состояния, то все возможные состояния в данном) радиальном уровне энергетически равны. Это значит, что в спектре будут наблюдаться только единичные линии, такие, как предсказывал Бор. Однако хорошо известно, что в спектре водорода существует тонкая структура, изучение которой было толчком к развитию теории Бора — Зоммерфельда для атома водорода. Очевидно, что простая форма волнового уравнения не вполне адекватно описывает атом водорода, и, таким образом, мы находимся в-положении, лишь немного лучшем того, когда опирались на модель атома Бора. [c.70]

Эти новые уровни энергии свойственны возбужденному атому водорода. Число п, определяющее энергетический уровень электрона, называется главным квантовым числом. [c.12]

Рассмотрим, например, атом водорода Н, В атоме водорода Н имеется один электрон, и спин этого электрона может быть направлен произвольно (т. е. =+ /2 или з=—7г). и электрон находится в -состоянии на первом энергетическом уровне с п=1 (напомним еще раз, что первый энергетический уровень состоит из одного подуровня — 1 , второй энергетический уровень — из вух подуровней — 25 и 2р, третий — из трех подуровней — 35, Зр, Ы и т. д.). Подуровень, в свою очередь, делится на квантовые ячейки (энергетические состояния, определяемые числом возможных значений т,, т. е. 2/+1). Ячейку принято графически изображать прямоугольником, направление спина электрона — стрелками. [c.50]

Атом водорода устроен наиболее просто — в поле ядра движется только один электрон. На так называемом одноэлектронном приближений основано описание много-электронного атома. Для полного описания состояния электрона в атоме недостаточно одного только главного квантового числа п, так как состояние электрона в одноэлектронном и многоэлектронном атоме определяется четырьмя квантовыми числами п, I, пг1 и т,. Каждый отдельный набор -квантовых чисел соответствует конкретному пространственному распределению вероятности, т. е. определенной стационарной орбитали. Квантовые числа, как и энергия электрона, могут принимать не любые, а только определенные дискретные (прерывные) квантующиеся значения. Соседние значения квантовых чисел различаются на единицу. Как уже указывалось, п — главное квантовое число — характеризует энергию электрона и размеры атомной орбитали. Оно может принимать целые значения 1, 2, 3, 4, 5, 6 и т. д. до оо. Значение п=1 отвечает уровню с самой низкой энергией (т. е. наибольшей устойчивости электрона в атоме). На этом уровне электроны связаны с ядром наиболее прочно и находятся на наименьшем среднем расстоянии от ядра. [c.13]

Итак, номер периода в таблице Менделеева равен главному квантовому числу для электронов внешних орбит, а номер группы определяет общее число электронов на этих орбитах. Все сказанное справедливо только для невозбужденных атомов, обладающих минимальным значением полной энергии. Атомы всех элементов, подобно атому водорода, могут быть возбуждены, и при этом часть электроиов в них располагается на орбитах с главным квантовым числом, большим, чем номер периода. Теория многоэлектронных атомов является весьма сложной и до настоящего времени полностью не разработана. Тем не менее, для приблизительных оценок атомы любых элементов могут рассматриваться как водородоподобные. Так, например, при определении энергии возбуждения [c.56]

Как сказано выше, в атоме водорода энергия электрона определяется только главным числом п. Она не зависит от других квантовых чисел, которые определяют различные возможные состояния электрона с одинаковой энергией. Такие состояния называются вырожденными. Однако когда атом водорода попадает в электрическое или магнитное поле, то электрон с различными I, т и з различно подвергается действию этого внешнего поля, и энергия электрона в разных состояниях будет неодинаковой (вырождение снимается). Таким образом объясняется расщепление спектральных линий при попадании излуча [c.66]

Возмущения в случаях близости к вырождению представляют собой очень распространенное явление, возникающее из-за геометрической (радиальной) близости электронных облаков одного и того же главного квантового числа. Полное вырождение, т. е. равенство энергий, характеризует орбитали атома водорода, для которого характерна независимость энергий от второго квантового числа. Многоэлектронные атомы могут в особых случаях только отдаленно напоминать атом водорода, имея в слое данного квантового числа наборы орбиталей, отличающихся по энергиям, но имеющие недалекие по своему значению /- k (рис. 2—5), а потому и заметно возмущающих друг друга. Чем сложнее эти наборы [c.69]

Точное распределение электронов по уровням и подуровням должно учитывать, что поведение электрона в атоме определяется сочетанием квантовых чисел. Квантовые условия уже были разобраны для атома водорода и определены формы орбиталей и электронная плотность для различных случаев возбуждения водородного атома или главного квантового числа п (табл. 10). Перенося эти условия (что является значительным приближением) на строение сложных атом(5в, мы полагаем, что главное квантовое число п совпадает с номером периода, в котором располагается данный элемент. [c.47]

Как сказано выше, в атоме водорода энергия электрона определяется только главным числом п. Она не зависит от других квантовых чисел, которые определяют различные возможные состояния электрона с одинаковой энергией. Такие состояния называются вырожденными. Однако когда атом водорода попадает в электрическое [c.80]

Так, если в трубке имеются атомы водорода, то регистрируемый гальванометром ток, возникающий благодаря попаданию электронов на пластину, не изменится до тех пор, пока ускоряющий потенциал не достигнет 10,2 В. При такой ускоряющей разности потенциалов электроны при прохождении поля между нитью накаливания н сеткой приобретают за счет поля точно такое количество энергии, которое необходимо, чтобы перевести атом водорода из нормального состояния в первое возбужденное состояние, что связано с изменением квантового числа от п=1 до п=2. При этом наблюдается падение тока в цепи, в которую включена пластина. Напряжение, равное 10,2 В, называется критическим напряжением или критическим потенциалом для атомарного водорода. Можно также наблюдать и другие критические потенциалы, соответствующие другим возбужденным состояниям, причем самый высокий потенциал равен 13,60 В. Это критическое напряжение (13,60 В) соответствует энергии 13,60 эВ, необходимой для полного отделения электрона от атома водорода иными словами, оно соответствует энергии, необходимой для превращения атома нормального во дорода в протон и электрон, т. е. для удаления электрона из него. Напряжение 13,60 В называется потенциалом ионизации атома водорода, а количество энергии 13,60 эВ называется энергией ионизации атома водорода. [c.124]

До сих пор мы рассматривали только атом водорода, где имеется всего один электрон. Было указано, что в самом низком энергетическом состоянии атома водорода электрон находится на первом энергетическом уровне. Этот уровень, характеризуемый значением главного квантового числа п = 1, состоит всего из одного подуровня, и ему соответствует только одна орбиталь. При возбуждении атома электрон переходит на один из более высоких энергетических уровней и может оказаться при этом на орбитали иного типа, имеющей одну из нескольких ориентаций в пространстве. Каждая из таких орбиталей характеризуется определенной комбинацией квантовых чисел п, I тл т. [c.79]

Точный расчет волновых функций многоэлектронных атомов становится затруднительным вследствие большого числа электрон-электрон-ных отталкиваний, которыми мы до сих пор для простоты пренебрегали. В 1927 г. Хартри для разрешения этой проблемы при расчете волновых функций атомов предложил метод, который теперь известен как метод самосогласованного поля (ССП) и который позднее был видоизменен Фоком с учетом принципа Паули. В этом методе предполагается, что каждый электрон движется в сферически-симметричном потенциальном поле, создаваемом ядром и усредненными полями всех других электронов, за исключением рассматриваемого. Расчет начинают с приближенных волновых функций для всех электронов, кроме одного. Определяют средний потенциал, который обусловлен другими электронами, а затем решают уравнение Шредингера для этого одного электрона, используя средний потенциал, обусловленный другими электронами и ядром. С полученной волновой функцией проводят более точный расчет среднего поля и затем из уравнения Шредингера определяют приближенную волновую функцию для второго электрона. Этот процесс продолжают до тех пор, пока набор вычисленных волновых функций будет незначительно отличаться от предыдущего набора. Тогда говорят, что данный набор волновых функций самосогласован. Для расчета волновых функций многоэлектронного атома требуются трудоемкие вычисления. Обсчет какого-либо конкретного атома методом самосогласованного поля дает ряд атомных орбиталей, каждая из которых характеризуется четырьмя квантовыми числами и характеристической энергией. В противоположность атому водорода в этом случае орбитальные энергии зависят как от главного квантового числа п, так и от орбитального квантового числа I. [c.396]

Возвращаясь к литию, отметим, что этот элемент в какой-то степени аналогичен водороду из-за того, что его атом содержит один 2з-электрон, и литий легко образует ион 1л . Однако первый потенциал ионизации лития /1(1л) = 5,39 эВ существенно меньше, чем у водорода, здесь уже сказывается рост главного квантового числа (вспомним формулу (2)). Поэтому литий легко реагирует с большинством неметаллов, хорошо растворяется в кислотах, теряя электрон и переходя в ион 1л , т. е. проявляет свойства типичного активного металла. [c.39]

Спектры и потенциалы ионизации (ПИ) атомов щелочных металлов (элементов группы 1А в периодической системе) удается довольно хорошо аппроксимировать в рамках теории Бора, если заменить п эффективным квантовым числом п = п—с1), где с1 — так называемый квантовый дефект. Исходя из значения первого потенциала ионизации, вычислите квантовый дефект для 5-электрона и энергию перехода ( +1)5-<-я5 в атомах и (п = 2 ПИ = 5,363 эВ) и Ка = 3 ПИ = 5,137 эВ). Используйте для постоянной Ридберга значение, соответствующее атому водорода (т. е. предположите, что электроны внутренних оболочек полностью экранируют ядро), (Экспериментальное значение для энергии указанного перехода в атоме Ка составляет 25 730 см . ) [c.26]

Линейный эффект Штарка может наблюдаться только в системе с кулоновской потенциальной энергией (атом водорода), где имеется вырождение по квантовому числу I. Во всех других атомах поле, действующее на электрон, отличается от кулоновского, поэтому уровни, относящиеся к разным I (следовательно, разной четности), имеют разную энергию. Средний электрический момент в этих состояниях равен нулю. В этом случае влияние внешнего электрического поля будет сказываться на положении энергетических уровней только во втором приближении теории возмущений. Изменение энергии состояния nhn) определяется формулой [c.327]

В нормальных условиях, когда на атом не действуют внешние силы, электрон вращается по самой внутренней из всех возможных для него орбит (так, в атоме водорода электрон вращается по орбите с квантовым числом 1). Но под влиянием нагревания вещества или электрического разряда, или других внешних воздействий электрон может быть вытолкнут на одну из следующих орбит. При достаточной в еличине внешней силы электрон может быть даже совершенно вырван из атома, тогда атом, лишившись электрона, делается заряженным положительно, ионизируется, т. е. становится ионом (стр. 84). Но так как более близкие к ядру орбиты более устойчивы, чем наружные, то электрон может возвратиться, если не на самую внутреннюю орбиту, то все же более близкую к ядру, и при таком переходе электрона, атом излучает свет, вернее — выделяет в фор.ме электромагнитных колебаний энергию, которая была им поглощена раньше. [c.74]

Если в трубке, например, находятся атомы водорода, то регистрируемый гальванометром ток, возникающий благодаря попаданию электронов на пластинку, не изменяется до тех пор, пока ускоряющий потенциал не достигнет 10,2 в. При такой ускоряющей разности потенциалов электроны при прохождении поля между нитью накала и сеткой приобретают за счет поля точно такое количество энергии, которое необходимо, чтобы перевести водородный атом из нормального состояния в первое возбужденное состояние, что связано с изменением квантового числа от и = 1 до га == 2. При этом наблюдается падение тока в сети, в которую включена пластинка. Напряжение, равное 10,2 в, называется критическим напряжением, или критическим потенциалом, для атомарного водорода. Можно также наблюдать и другие критические потенциалы, соответствующие другим возбужденным состояниям, причем самый высокий потенциал равен 13,60 в. Такое критическое напряжение (13,60 в) соответствует энергии 13,60 эв, необходимой [c.151]

Если на атом не действует внешнее поле (например, сильное магнит-, ное поле) и не учитывается зависимость массы электрона от его скорости, что следует из теории относительности (см. в дальнейшем), то энергия атома водорода и по теории Зоммерфельда определяется исключительно главным квантовым числом. Так что одна и та же линия, например красная линия водорода (Я=6562,8 А) возникает независимо от того, переходит электрон с орбиты З3 на орбиту 2 , или с орбиты З2 на орбиту 2х, или с орбиты 31 на орбиту 2а. [c.112]

Квантовые числа не только определяют в силу уравнения (15) и (16) радиусы орбит, по которым, согласно-представлениям, лежащим в основе теории Бора, движутся электроны, но и, как видно из уравнения (И), определяют энергетические состояния, в которых может находиться атом. Энергии этих состояний, как следует из уравнения (И), обратно пропорциональны квадратам соответствующих главных квантовых чисел. Поэтому возникновение различных линий в спектре атома водорода вместо того, чтобы связывать их с переходами электронов с одной орбиты на другую, [c.112]

Орбитали атома водорода. Теперь рассмотрим некоторые волновые функции, являющиеся решениями уравнения (1.15), в частности первые четырнадцать из них, в порядке возрастания энергии. Эти функции, которые обычно называют орбиталями, описывают пространственное распределение электронной плотности вокруг ядра. Каждая из них однозначно определяется своими квантовыми числами п, / и т. В табл. 1.1 приведены эти орбитали для водородоподобного атома, т. е. для одноэлектронного атома с зарядом ядра Е электронных единиц. Сам атом водорода представляет собой частный случай, когда 2=1 другими водородоподобными атомами являются С , и т. д. В табл. 1.1 приведены также общие обозначения этих орбиталей, каждое из которых состоит из числа [c.26]

Представления Льюиса об обобществленной электронной паре имеют большой смысл с точки зрения квантовой механики. Например, в молекуле водорода каждый атом имеет два электрона. В соответствии с принципом Паули, эти электроны должны различаться одним из квантовых чисел — спиновым. В противном случае у каждого атома водорода будут два электрона, отличающихся не четырьмя, а тремя квантовыми числами. [c.86]

Атомы в состоянии 5, Р, О, Р имеют те же орбитальные моменты количества движения, что и атом водорода с его единственным электроном на 5-, /-орбиталях. Энергетическое состояние атома можно определить квантовым числом L, аналогичным квантовому числу I атомной орбитали (так, Ь = 2 описывает >-состояние атома, как 1 — 2 отвечает -подуровню). [c.616]

Первый постулат Бора. Бор предложил гипотезу о существовании стационарных состояний, в которых притяжение электрона к ядру точно уравновешивается центробежной силой. В этих состояниях электроны могут оставаться неопределенное время, не теряя энергии. Для каждого из стационарных состояний Бор рассчитал радиус круговых орбит, скорость движения электрона и величину энергии. На рис. 5 представлена модель атома водорода по Бору. На рисунке видно, что каждому стационарному состоянию электрона соответствует характеристика, названная главным квантовым числом, обозначаемым буквой я. Главное квантовое число определяет основную характеристику электрона в ато- [c.37]

Возбужденный электрон первоначально принадлежит централь иому атому металла, а) Ридберговы спектры. Отличие ридберговых спектров от спектров, рассмотренных до сих пор, совершенно ясно в предельном случае, когда все атомы относятся к одному и тому же периоду периодичен ской системы или у таких молекул, которые содержат атомы только одного типа (не считая водорода), напридгер в алифатических и ароматических органических соединениях. У таких молекул спектр называется ридберго-вым, если главное квантовое число возбужденного уровня больше, чем главное квантовое число электронов, составляющих валентную оболочку при этом основной и возбужденный уровни сохраняют некоторые атомные характеристики, позволяющие различать их точнее, чем по их связывающим и разрыхляющим свойствам. [c.251]

В качестве примера рассмотрим атом водорода, для которого I = /5. В этом случае резонанс неспаренного электрона будет наблюдаться при — а/2 к при + о/2. На рис. 9.26 изображены происходящие при этом переходы. Если о = О, то имеется всего один переход при а, отличном от нуля, имеют место два перехода. Эти переходы отвечают изменению спинового квантового числа электрона (ли = Л 1ДлИ . 1 = 1) при неизменном Ш/ иными словами, переходы между спиновыми состояниями электрона происходят при неизменной ориентации ядер. В нижней части рис. 9.26 приведен спектр ЭПР Расстояние между двумя крайними пиками равно а. Параметр а называется константой сверхтонкого расщепления и измеряется в гауссах. Обычно его значение много меньще [c.168]

Атом водорода устроен наиболее просто — в поле ядра движется только один электрон. На так называемом одноэлектронном приближении основано описание многоэлектронного атома. Для полного описания состояния электрона в атоме недостаточно одного только главного квантового числа п, так как состояние электрона в одноэлектронном и многоэлектронном атоме определяется четырьмя квантовыми числами п, I, rtii и т . Каждый отдельный набор квантовых чисел соответствует конкретному пространственному распределению вероятности, т. е. определенной стационарной орбитали. [c.31]

Особенности азота. У атома азота на один электрон больше, чем у атома углерода согласно правилу Гунда этот электрон занимает последнюю вакантную 2р-орбиталь. Атом азота в невозбужденном состоянии характеризуется тремя вырожденными 2 -элект-ронами при наличии двух спаренных электронов 25-орбитали. Три неспаренных электрона на 2/7-орбитали ответственны прежде всего за трехковалентность азота. Именно поэтому характеристическим летучим водородным соединением азота является аммиак, в котором атом азота образует три ковалентные связи по обменному механизму с тремя атомами водорода. У азота нет возможности промотирования электронов с переходом в возбужденное состояние, так как ближайшие орбитали при п=3 (3s-, Зр- и Sii-оболочки) слишком высоки по энергии. Затраты энергии на промотирование с изменением главного квантового числа значительно больше, чем выигрыш в энергии за счет образования дополнительных связей. Поэтому максимальная валентность азота равна четырем. При этом три ковалентные связи могут быть образованы по обменному механизму, а одна — по донорно-акцепторному. Однако азот в состоянии однозарядного катиона N+ может образовать все четыре связи по обменному механизму. Азот проявляет разнообразие степеней окисления —3, —2, —1, О, +1, - -2, -ЬЗ, - -4 и +5. Наиболее часто встречаются производные от степеней окисления —3, +5 и +3. [c.246]

При заполнении электронных слоев и оболочек атомы подчиняются 1) принципу наименьшей энергии, согласно которому электроны сначала заполняют вакантные орбитали с минимальной энергией 2) принципу Паули 3) правилу Гунда — на вырожденных орбиталях суммарное спиновое число электронов должно быть максимальным. В квантовых ячейках с одинаковой энергией заселение электронами происходит так, чтобы атом имел наибольшее число неспаренных электронов. Это отвечает нормальному состоянию атома (минимум энергии). Рассмотрим связь между электронным строением атомов и положением элементов в короткой 8-клеточной Периодической сис ме (см. форзац). У каждого следующего элемента Периодической системы по сравнению с предыдущим на один электрон больше. Наиболее прост первый период системы, состоящий лишь из двух элементов. У водорода единственный электрон заселяет наинизшую по энергии орбиталь 1 , а у гелия на этой орбитали два электрона с антипарал-лельными спинами. Гелием заканчивается первый период системы и исчерпаны все вариации квантовых чисел при п = I. Таким образом, у атома гелия полностью формируется наиболее близкий к ядру А -слой. [c.40]

Одноэлектронное приближение к тому же подчас становится достаточно точным при увеличении числа атомов в молекуле, когда конфигурация всей молекулы становится все в большей степени представима в виде отдельных, относительно хорошо локализованных структурных фрагментов. Одноэлектронное приближение часто оказывается достаточно продуктивным и для других задач, в которых поведение отдельных электронов слабо зависит от конкретного распределения других электронов. Например, в сильно возбужденных состояниях возможны такие ситуации, когда один электрон распределен в пространстве достаточно далеко от ядра атома или ядер молекулы, и его поведение определяется лишь средним полем остальных электронов (это так называемые ридберговы состояния атомов и молекул, аналогичные возбужденным состояниям атома водорода с достаточно большим главным квантовым числом, скажем п аЗ). Второй возможный случай - когда атом или молекула находятся в сильном электромагнитном поле, напряженность которого ташва, [c.287]

Это представление можно углубить, если принять во внимание спектроскопические данные. Спектры (см. стр. 280 и сл.) показывают, что у атомов каждого элемента этой группы 2 электрона связаны особенно непрочно по сравнению с остальными, и именно на -уровне с теми же главными квантовыми числами, что и у соседних щелочных металлов. При отщеплении только одного электрона спектр оставшегося электрона находится в том же соотношении к спектру атома предшествующего щелочного металла совершенно так же, как спектр однократно ионизированного гелия к спектру атом 1 водорода. Однако в соответствии с более высоким главным квантовым числом связь в данном случае оказывается далеко не такой прочной, как у гелия. Таким рбразом, сильно электроположительный характер элементов главной подгруппы II группы объясняется строением их атомов аналогично тому, как это было сделано для щелочных металлов. Однако из строения атома следует, что электроположительный характер элементов главной подгруппы II группы должен быть в среднем несколько слабев, чем у щелочных металлов. Поэтому у последних на внешней оболочке связь оказывается еще более слабой, чем у элементов главной подгруппы II группы. Справедливость этого положения подтверждается сравнением потенциалов ионизации (табл. 46), полученных из спектроскопических данных, с данными табл. 28 (стр. 180). Связь электронов на внешней оболочке у металлов щелочноземельной группы прочнее, чем у щелочных металлов, так как атомы последних имеют более высокий эффективный заряд ядра (ср. стр. 256 и с л.) [c.268]

Основным видом связи атомов в молекуле является ковалентная связь. Посмотрим, как образуется такая связь на примере двух атомов водорода. Каждый свободный атом имеет по одному электрону на нижнем уровне (15). При сближении атомов между ними начинается взаимодействие. Можно откладывать энергию взаимодёйствия взм этих атомов в зависимости от расстояния между ними (рис. 159). На больших расстояниях атомы независимы друг от друга ( взм =0), но по мере сближения между ними начинают действовать силы притяжения или отталкивания, в зависимости от взаимной ориентации спинов. Если спины параллельны, то электроны находятся в одинаковом состоянии (все четыре квантовых числа равны) и поэтому стремятся возможно дальше находиться друг от-друга в пространстве. Ядра, имеющие одинаковый электрический заряд, отталкиваются друг От друга. Поэтому для сближения атомов надо затратить энергию за счет какого-нибудь дополнительного источника. Энергия взаимодействия атомов растет, когда внешняя сила заставляет их сближаться (пунктирная кривая на рис. 159). Если же спины обоих электронов направлены в равны е/ с т о р о и ы, то они стремятся образовать устойчивую оболочку с суммарным спином, равным нулю, подобную оболочке атома гелия, который также имеет два электрона на уровне 1 2. Образование такой оболочки приводит к появлению сил притяжения между атомами. Энергия системы в этом случае убывает по мере сближения атомов, так что часть ее должна быть отвё- [c.313]

Состояния атомов, символы термов и правило Хунда. Энергию, угловой момент и спиновую мультиплетность атома удобно представить символически. Например, для аюма водорода можно определить 5-, Р-, О- и -состояния в зависимости от того, находится ли его единственный электрон на р-, й- или /-орбитали. Основное состояние атома водорода с электронной формулой 15 — это 15-состояние одно из возбужденных состояний атома водорода с электронной формулой 2р — это Р-состояние и т. д. Для многоэлектронных атомов атом в Р-состоянии имеет тот же общий угловой момент (для всех электронов), что я атом водорода в / -состоянии. Соответственно для 5-, Р-, >-, Р-,. .. -состояний общий угловой момент имеет квантовые числа /. = О, 1, 2, 3.....которые аналогичны значениям / для р-, /-,. .. -орбиталей . Подобно этому, квантовое число 5 (не следует путать с -состоянием, упомянутым выше) —это сумма всех электронных спинов. Очевидно, что для завершенного уровня или подуровня 5 = 0 и = О, так как все электроны спарены и все орбитальные моменты погашены. Это очень упрощает обозначение состояний и символику термов. [c.38]

Энергию, которую надо затратить, чтобы перевести нейтральный атом в положительно заряженный ион, называют энергией ионизации (обычно ее выражают в электроивольтах — эВ). Для атома водорода энергия ионизации равна 13,6 эВ. Эта величина характеризует энергию связи электрона, находящегося на энергетическом уровне л=1. Энергия связи электрона с ядром на других уровнях меньше и находится в обратной зависимости от квадрата главного квантового числа [c.35]