Квантовое число правила запрета

Классическая механика, действительно, оперирует со средними значениями квантовой механики, и при больших квантовых числах квантовые законы приближаются к классическим. Однако это достигается введением определенных ограничений или запретов (правила отбора). Так, гармонический осциллятор (электрон) согласно квантовым представлениям может находиться в различных дискретных состояниях и испускать определенный набор волн с различными частотами. Допустим, что квантовые числа осциллятора возрастают— соответственно уменьшается интервал между уровнями если наложить ограничение на переходы, потребовав, чтобы разрешенными были только переходы между соседними уровнями, то при больших квантовых числах осциллятор будет испускать излучение лишь одной частоты, т. е. будет вести себя как классический осциллятор. Поэтому правила отбора по существу представляют собой мост между классической и квантовой механикой. [c.50]

Принцип Паули. В 1925 г. шведский физик Паули, изучая спектры атомов, установил правило, названное по его имени принципом или запретом Паули в атоме не мажет быть двух и более электронов, характеризующихся одинаковым значением всех четырех квантовых чисел. Так, например, электроны с одинаковыми квантовыми числами п, I и т должны обязательно различаться спинами. Если главное квантовое число равно п, то, согласно Принципу Паули, максимальное число электронов N на этом уровне должно быть М = 2п , где п — номер уровня. Следовательно, в первом уровне не мол<ет быть более двух электронов, во втором более 8 и т. д. Максимальное число электронов в подуровне равно 2(21+]) (см. с. 71). [c.70]

Располагая большим объемом данных, собранных на протяжении многих лет, физики и химики получили возможность решить очень трудную задачу расселения электронов в сложных атомах по орбиталям атома водорода, соответствующим образом измененным. При расселении электронов число их соответствует числу электронов в атоме данного элемента. Как оказалось, этот процесс не может быть произвольным. Основное правило заключается в том, что, во-первых, электроны атома в его нормальном состоянии должны занимать орбитали с минимальной энергией и, во-вторых, должен соблюдаться определенный запрет относительно квантовых чисел электронов. Последнее ограничение имеет важнейшее значение для понимания Периодической системы элементов. Этот запрет был найден Паули также на основании изучения спектров. Он заключается в том, что в одном атоме не может быть двух электронов, у которых все четыре квантовых числа п, I, nii, а) были бы одинаковы. [c.249]

В 1925 г. швейцарский физик В. Паули выдвинул принцип, согласно которому в одном атоме нет электронов, похожих друг на друга во всех отношениях, то есть имеющих одинаковые значения квантовых чисел п, к, ти в. (Правило запрета Паули.) Для объяснения этого принципа удобно пользоваться понятием об азимутальном квантовом числе. [c.106]

Для вращательного квантового числа / действует правило отбора А/ = 1. Однако в спектре двухатомной молекулы, состоящей из одинаковых ядер, спины которых равны нулю, количество линий в ротационной структуре вдвое меньше, чем это должно быть по элементарной теории линии выпадают через одну. Это связано с существованием правила запрета, согласно которому не наблюдаются переходы между симметричными и антисимметричными состояниями молекулы Р ]. Если спины ядер отличны от нуля, то вместо исчезновения линии наблюдается изменение их интенсивностей. Отношение интенсивностей соседних [c.589]

Оказалось иначе. Более совершенная техника эксперимента позволила обнаружить в спектрах атомов и, в частности, в атомном спектре водорода так называемую тонкую структуру. Стало ясно, что ряд линий в атомных спектрах является фактически совокупностью двух или нескольких более тонких линий. Для объяснения тонкой структуры спектров Н. Бор, немецкий ученый А. Зоммерфельд и другие ввели в первоначальный вариант теории Бора ряд дополнений и изменений. Так, большинству дозволенных электронных орбит была приписана эллиптическая форма и для определения их положения в пространстве было введено дополнительно еще два квантовых числа. При этом, однако, теоретическое число возможных переходов электронов оказалось большим, чем фактическое число линий в спектрах. Тогда были введены так называемые правила запрета , т. е. правила, которые в соответствии с экспериментальными данными указывали на невозможность тех или иных переходов электронов. [c.14]

В методе МО молекула рассматривается с той же точки зрения, с какой рассматривался атом (см. раздел 3). В методе ВС принимается, что молекула построена из атомов, которые в некоторой степени сохранили свою индивидуальность после образования связи. В методе МО молекула рассматривается как многоцент-ровый атом, в котором имеется множество орбиталей, описываемых волновыми функциями, имеющих определенную энергию и характеризующихся квантовыми числами. В молекуле порядок заполнения орбиталей следует тем же принципам, что и в атоме (см. раздел 3.12), т. е. заполнение идет в порядке возрастания энергии, соблюдается запрет Паули и правило Хунда. [c.244]

Зная квантовые числа, понятия атомная орбиталь , принципы минимума энергии и запрета Паули, правила Гунда и Клечковского и, основываясь на понимании периодического закона Д.И. Менделеева, можно представить электронную конфигурацию любого атома и предсказать свойства элементов. [c.113]

В доквантово-механический период общий метод исследования задач теории атомных спектров состоял в следующем вычисления делались на основе некоторой модели при помощи классической механики, а затем делалась попытка изменить формулы так, чтобы эти изменения были незначительными для больших квантовых чисел, однако характер их давал бы возможность достигнуть соответствия f с экспериментом при малых квантовых числах. Следует удивляться тому коли-честву результатов современной теории линейчатых спектров, которое было получено этим путем. Существенные достижения здесь принадлежат Паули, Гейзенбергу, Гунду и Ресселю. Была построена векторная модель сложных атомов, в которой основную роль играло квантование моментов количества. > движения отдельных электронных орбит и их векторной суммы. К этому же V периоду относится открытие Паули правила запрета, согласно которому два электрона в атоме не могут обладать одной и той же совокупностью квантовых чисел. После появления квантовой механики принцип Паули естественным образом вошел в теорию. Однако этот принцип сыграл еще большую роль как эмпирическое правило, в особенности благодаря работам Гунда, посвященным строению сложных спектров, и развитию теории периодической системы элементов, начатую Бором. [c.17]

Запрет Паули. Так как количество энергии, приходящейся на атом, при обыкновенной температуре незначительно по сравнению с разностью энергий для квантовых состояний с квантовыми числами п= и /2=2, то можно было бы ожидать, что все электроны в любом из атомов должны находиться в квантовом состоянии, для которого п=1. Однако оказывается, что это не так. На основании спектроскопических данных Паули установил следующее правило, известное под названием запрета Паули , имеющее, повидимому, характер общего закона В любой атомной или молекулярной системе не может быть двух электронов, у которых все четыре квантовые числа были бы одинаковыми. Основание этого закона чисто эмпирическое. Паули, как уже упоминалось, вывел его первоначально на основании результатов спектроскопических наблюдений этот закон оказывает огромное влияние на все свойства атомов, и его подтверждение в некотором смысле опирается на весь опыт, накопленный человечеством, так как мир был бы совершенно иным, если бы закон Паули не выполнялся. Дальше будет показано, как зависят от него свойства химических элементов и как, по Бору, Стонеру и М. Смиту, следует понимать периодический закон. [c.96]

I. 2) равен нулю, если при переходе изменяется направление спина, однако в действительности синглет-триплетные переходы наблюдаются. Нарушение правила запрета перехода по спину обусловлено в этих случаях спин-орбитальным взаимодействием, которое возникает в результате взаимодействия между спиновым моментом, характеризуемым квантовым магнитным числом т = 1/2, и магнитным моментом, обусловленным орбитальным движением электрона. [c.11]

В 1926 г. Гейзенберг и Шредингер создали механику атомных и молекулярных систем, которая получила широкое применение в атомной и молекулярной физике. Необходимое дополнение в квантовую механику внес Паули, разработавший теорию электронных спинов. Это явилось фундаментом, на котором с учетом известного правила несовместимости (запрет Паули в атоме не может быть двух электронов, обладающих 4 одинаковыми квантовыми числами) было построено учение о химических силах, в принципе позволяющее понять и описать образование химических соединений. Сначала удалось интерп )етировать устойчивость электронных оболочек атомов инертных газов, благодаря чему нашло исчерпывающее объяснение понятие электровалентной связи, лежащее в основе теории Косселя. Затем получила квантово-механическое истолкование и ковалентная связь. Гейтлером и Лондоном было показано, что связь двух атомов в молекуле водорода может быть объяснена чисто электростатическими силами, если для этого использовать квантовую механику. Силы, связывающие два атома и два электрона, возникают благодаря тому, что оба электрона имеют антипараллельные спины и с большой степенью вероятности находятся между двумя атомными ядрами насыщаемость химических связей объясняется принципом Паули. Таким образом, представления Льюиса получили исчерпывающее физическое обоснование. [c.24]

Правило последовательности заполнения п + 1) уровней имеет ряд отклонений. Обычно принято считать, что номер периода в периодической системе соответствует главному квантовому числу внешних s-электронов, т. е. значению максимального главного квантового числа электронов атома. Однако у элемента V периода палладия нет электронов, соответствующих главному квантовому числу /г = 5, поскольку 5s - и 552-злектроны перешли на АсР- и 4 i °-ypoBHn. У элементов Си, Nb, Мо, Sm, Tu, Yb, Pt и др. происходит заполнение d- и соответственно f-электронов за счет s-электронов. У элементов La, Ас начинается заполнение Ъй- и 6о -электронных оболочек, а затем идут редкие земли, у которых заполняются / -орбитали, и соответственно актиноиды, у которых заполняются / -орбитали. Лишь после заполнения f-орбиталей вновь продолжают заполняться d-орбитали. Можно привести и другие примеры заполнения оболочек, не описываемых указанным правилом, частично рассмотренные Клечковским [9]. Однако общие закономерности построения Периодической системы Менделеева на основе использования четырех квантовых чисел Бора — Зоммерфельда, принципа запрета Паули и правила Клечковского могут быть описаны сравнительно удовлетворительно. [c.10]

Теперь рассмотрим вопрос о том, как выводятся электронные конфигурации атомов. Распределение электронов в основном состоянии атома определяется тремя принципами. Первый из них, фундаментальный закон природы, состоит в том, что система стремится занять состояние с минимально возможной энергией (именно это состояние и подразумевается в названии основное состояние ). Из этого следует, что АО должны заполняться в порядке, представленном в табл. 2.1. Вторым является принцип или правило Гунда, утвернедающее, что электроны стремятся не находиться на одной и той же АО, если только они могут распределиться по другим энергетически эквивалентным АО, причем в этом случае они имеют параллельные спины. Наконец, еще имеется принцип, выдвинутый Паули и известный под названием запрета Паули, согласно которому в одном и том же атоме не может быть двух электронов с одинаковым набором всех четырех квантовых чисел. Нет необходимости обсуждать этот принцип его следует положить в основу построения атомных структур. Нужно только отметить, что запрет Паули еще раз подчеркивает важность спинового квантового числа, поскольку в тех случаях, когда электроны имеют идентичные значения квантовых чисел п, I и то, они должны иметь противоположные спины. Короче говоря, на данной АО не мон<ет быть более двух электронов, причем они обладают противоположными спинами. [c.38]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология