Põhiline energiatase. Keemia. Laine ja footon

Mida lähemal on aatomi elektronkiht aatomituumale, seda tugevamalt tõmbab tuum elektrone ligi ja seda suurem on nende sidumisenergia tuumaga. Seetõttu on mugav iseloomustada elektronkihtide paigutust energiatasemete ja alamtasandite järgi ning elektronide jaotust nende üle. Elektrooniliste energiatasemete arv on võrdne perioodi numbriga, milles see element asub. Elektronide arvu summa energiatasemetel on võrdne elemendi aatomnumbriga.

Aatomi elektrooniline struktuur on näidatud joonisel fig. 1.9 elektronide energiatasemete ja alamtasandite jaotuse diagrammi kujul. Diagramm koosneb elektronrakkudest, mis on kujutatud ruutudena. Iga rakk sümboliseerib ühte elektroni orbitaali, mis on võimeline vastu võtma kahte vastandliku spinniga elektroni, mida tähistavad üles- ja allanooled.

Riis. 1.9.

Aatomi elektrondiagramm on ehitatud järjestusse energiataseme numbri suurendamine. Samas suunas elektronide energia suureneb Ja väheneb selle tuumaga ühenduse energia. Selguse huvides võite ette kujutada, et aatomi tuum on diagrammi "allosas". Elektronide arv elemendi aatomis on võrdne prootonite arvuga tuumas, s.t. elemendi aatomnumber perioodilisustabelis.

Esimene energiatase koosneb ainult ühest orbitaalist, mis on tähistatud sümboliga s. See orbitaal on täidetud vesiniku ja heeliumi elektronidega. Vesinikul on üks elektron ja vesinik on monovalentne. Heeliumil on kaks paariselektroni vastassuunaliste spinnidega, heeliumil on nullvalents ja see ei moodusta ühendeid teiste elementidega. Energia keemiline reaktsioon ei piisa heeliumi aatomi ergastamiseks ja elektroni teisele tasemele viimiseks.

Teine energiatase koosneb "-alamtasemest ja /. (-alamtase, millel on kolm orbitaali (rakku). Liitium saadab kolmanda elektroni 2"-alatasandile. Üks paaritu elektron määrab liitiumi monovalentsi. Berüllium täidab sama alamtase teise elektroniga, seega in Ergastamata olekus on berülliumil kaks paariselektroni. Siiski piisab väikesest ergastusenergiast ühe elektroni ülekandmiseks ^-alatasandile, mis muudab berülliumi kahevalentseks.

Sarnasel viisil toimub 2p-alatasandi edasine täitmine. Ühendites olev hapnik on kahevalentne. Hapnikul ei ole kõrgemaid valentse, kuna teise taseme elektrone ei ole võimalik siduda ja neid kolmandale energiatasemele üle kanda.

Erinevalt hapnikust võib samas alarühmas hapniku all asuv väävel oma ühendites omada valentsi 2, 4 ja 6, kuna on võimalik siduda kolmanda taseme elektrone ja viia need ^-alatasandile. Pange tähele, et võimalikud on ka muud väävli valentsolekud.

Elemente, mille s-alamtase on täidetud, nimetatakse "-elementideks". Sarnaselt moodustatakse järjestus p- elemendid. Elemendid s- ja p-alatasemed kuuluvad põhialarühmadesse. Kõrvalrühmade elemendid on ^-elemendid (ebaõigesti nimetatud üleminekuelementideks).

Alarühmi on mugav tähistada elektronide sümbolitega, tänu millele tekkisid näiteks alamrühma kuuluvad elemendid s"-alarühm (vesinik, liitium, naatrium jne) või //-alarühm (hapnik, väävel jne).

Kui perioodilisustabel on konstrueeritud nii, et perioodide arvud suurenevad alt üles ja igasse elektronrakku asetatakse kõigepealt üks ja seejärel kaks elektroni, saate pika perioodilisuse tabeli, mis meenutab jaotuse diagrammi kujul. elektronide üle energiatasemete ja alamtasandite.

2. Tuumade ehitus ja aatomite elektronkestad

2.6. Energiatasemed ja alamtasandid

Enamik oluline omadus elektroni olek aatomis on elektroni energia, mis kvantmehaanika seaduste järgi ei muutu pidevalt, vaid järsult, s.t. võib võtta ainult väga konkreetseid väärtusi. Seega saame rääkida energiatasemete komplekti olemasolust aatomis.

Energiatase- sarnaste energiaväärtustega AO-de komplekt.

Energiatasemed on nummerdatud kasutades peakvantarv n, mis võib võtta ainult positiivseid täisarvu (n = 1, 2, 3, ...). Mida suurem on n väärtus, seda suurem on elektroni energia ja see energiatase. Iga aatom sisaldab lõpmatu arvu energiatasemeid, millest osad on asustatud elektronidega aatomi põhiolekus ja osad mitte (need energiatasemed on asustatud aatomi ergastatud olekus).

Elektrooniline kiht- elektronide kogum, mis asub antud energiatasemel.

Teisisõnu, elektronikiht on elektrone sisaldav energiatase.

Elektrooniliste kihtide kogum moodustab aatomi elektronkihi.

Ühes ja samas elektronkihis võivad elektronid energia poolest veidi erineda ja seetõttu nad seda ütlevad energiatasemed jagunevad energia alamtasanditeks(alamkihid). Alamtasandite arv, milleks antud energiatase on jagatud, on võrdne energiataseme peamise kvantarvu arvuga:

N (subur) = n (tase) . (2.4)

Alamtasandid on kujutatud numbrite ja tähtede abil: number vastab energiataseme (elektroonilise kihi) numbrile, täht vastab alamtasandiid moodustava AO olemusele (s -, p -, d -, f -), näiteks: 2p -alamtase (2p -AO, 2p -elektron).

Seega koosneb esimene energiatase (joonis 2.5) ühest alamtasandist (1s), teine ​​- kahest (2s ja 2p), kolmas - kolmest (3s, 3p ja 3d), neljas neljast (4s, 4p, 4d ja 4f) jne. Igal alamtasemel on teatud arv aktsiaseltse:

N(AO) = n2. (2,5)

Riis. 2.5.

Esimese kolme elektroonilise kihi energiatasemete ja alamtasemete diagramm

1. s-tüüpi AO-d esinevad kõigil energiatasemetel, p-tüübid tekivad alates teisest energiatasemest, d-tüüpi - kolmandast, f-tüüpi - neljandast jne.

2. Antud energiatasemel võib olla üks s-, kolm p-, viis d-, seitse f-orbitaali. 3. Mida suurem on peakvantarv, seda suuremad suurused

JSC.

Kuna üks AO ei saa sisaldada rohkem kui kahte elektroni, on elektronide koguarv (maksimaalne) antud energiatasemel 2 korda suurem kui AO-de arv ja võrdub:

N (e) = 2n2. (2.6)

Seega võib antud energiatasemel olla maksimaalselt 2 s-tüüpi elektroni, 6 p-tüüpi elektroni ja 10 d-tüüpi elektroni. Kokku on esimesel energiatasemel maksimaalne elektronide arv 2, teisel - 8 (2 s-tüüpi ja 6 p-tüüpi), kolmandal - 18 (2 s-tüüpi, 6 p-tüüpi ja 10). d-tüüp). Need järeldused on mugav kokku võtta tabelis. 2.2.

Tabel 2.2

Seos peakvantarvu, arvu e vahel

Mis juhtub keemiliste reaktsioonide käigus elementide aatomitega? Millest sõltuvad elementide omadused? Mõlemale küsimusele saab anda ühe vastuse: põhjus peitub välise tasandi struktuuris. elementide omadused.

Kui kahe või enama reagendi molekulide vahel toimub keemiline reaktsioon, toimuvad muutused aatomite elektrooniliste kestade struktuuris, samas kui nende tuumad jäävad muutumatuks. Kõigepealt tutvume tuumast kõige kaugemal asuva aatomi tasanditel paiknevate elektronide omadustega. Negatiivselt laetud osakesed on paigutatud kihtidena teatud kaugusele tuumast ja üksteisest. Tuuma ümbritsevat ruumi, kus elektrone kõige tõenäolisemalt leidub, nimetatakse elektronorbitaaliks. Umbes 90% negatiivselt laetud elektronipilvest on selles kondenseerunud. Aatomi elektronil endal on duaalsuse omadus, see võib samaaegselt käituda nii osakese kui ka lainena.

Aatomi elektronkihi täitmise reeglid

Osakeste paiknemise energiatasemete arv on võrdne perioodi arvuga, kus element paikneb. Mida näitab elektrooniline koostis? Selgus, et väikeste ja suurte perioodide peamiste alarühmade s- ja p-elementide elektronide arv välisenergia tasemel vastab rühmanumbrile. Näiteks esimese rühma liitiumi aatomitel, millel on kaks kihti, on väliskihis üks elektron. Väävliaatomid sisaldavad kuut elektroni viimasel energiatasemel, kuna element asub kuuenda rühma põhialarühmas jne. me räägime d-elementide kohta, siis nende jaoks on olemas järgmine reegel: väliste negatiivsete osakeste arv on 1 (kroomi ja vase puhul) või 2. See on seletatav asjaoluga, et aatomituuma laengu suurenedes täitub esmalt sisemine d-alatase ja välised energiatasemed jäävad muutumatuks.

Miks muutuvad väikeste perioodide elementide omadused?

1., 2., 3. ja 7. perioodi peetakse väikeseks. Elementide omaduste sujuv muutumine tuumalaengute suurenemisel, ulatudes aktiivsetest metallidest inertgaasideni, on seletatav elektronide arvu järkjärgulise suurenemisega välistasandil. Esimesed elemendid sellistel perioodidel on need, mille aatomites on ainult üks või kaks elektroni, mida saab kergesti tuumast eemaldada. Sel juhul moodustub positiivselt laetud metalliioon.

Amfoteersed elemendid, näiteks alumiinium või tsink, täidavad oma välise energiataseme väikese arvu elektronidega (1 tsingi puhul, 3 alumiiniumi puhul). Sõltuvalt keemilise reaktsiooni tingimustest võivad need avaldada nii metallide kui ka mittemetallide omadusi. Väikeste perioodide mittemetallilised elemendid sisaldavad oma aatomite väliskestadel 4–7 negatiivset osakest ja viivad selle oktetini, meelitades teistelt aatomitelt elektrone. Näiteks kõrgeima elektronegatiivsusega mittemetallil, fluoril, on viimases kihis 7 elektroni ja see võtab alati ühe elektroni mitte ainult metallidelt, vaid ka aktiivsetelt mittemetallilistelt elementidelt: hapnik, kloor, lämmastik. Väikesed perioodid, nagu ka suured, lõpevad inertsete gaasidega, mille monatoomilised molekulid on täielikult lõpetanud välise energiataseme kuni 8 elektronini.

Pikkade perioodide aatomite struktuuri tunnused

Perioodide 4, 5 ja 6 paarisread koosnevad elementidest, mille väliskestad mahutavad ainult ühe või kaks elektroni. Nagu me varem ütlesime, täidavad need eelviimase kihi d- või f-alatasandid elektronidega. Tavaliselt on need tüüpilised metallid. Füüsiline ja keemilised omadused Nad muutuvad väga aeglaselt. Paaritud read sisaldavad elemente, mille välised energiatasemed on täidetud elektronidega vastavalt järgmisele skeemile: metallid - amfoteerne element - mittemetallid - inertgaas. Oleme juba täheldanud selle avaldumist kõigil väikestel perioodidel. Näiteks 4. perioodi paaritu rea puhul on vask metall, tsink amfoteerne, siis galliumilt broomile on mittemetalliliste omaduste kasv. Periood lõpeb krüptooniga, mille aatomitel on täielikult valmis elektronkiht.

Kuidas seletada elementide jagamist rühmadesse?

Iga rühm - ja seal on neid lühike vorm Tabel kaheksa on jagatud ka alarühmadeks, mida nimetatakse peamiseks ja teiseseks. See klassifikatsioon peegeldab elektronide erinevaid positsioone elementide aatomite välisenergia tasemel. Selgus, et peamiste alarühmade, näiteks liitiumi, naatriumi, kaaliumi, rubiidiumi ja tseesiumi elementide puhul asub viimane elektron s-alamtasandil. Põhialarühma 7. rühma elemendid (halogeenid) täidavad oma p-alataseme negatiivsete osakestega.

Kõrvalrühmade, näiteks kroomi, esindajate jaoks on tüüpiline d-alataseme täitmine elektronidega. Ja perekondadesse kuuluvate elementide puhul toimub negatiivsete laengute kogunemine eelviimase energiataseme f-alatasemel. Veelgi enam, rühma number langeb reeglina kokku elektronide arvuga, mis on võimelised moodustama keemilisi sidemeid.

Meie artiklist saime teada, milline on aatomite välise energiataseme struktuur keemilised elemendid ja määras nende rolli aatomitevahelises interaktsioonis.

34.Energiatasemed aatomites ja molekulides. Energia emissioon ja neeldumine energiatasemete vahel üleminekul. Vesinikuaatomi spekter.

Molekulide energiatase

Kuna molekulid koosnevad aatomitest, on molekulisisene liikumine keerulisem kui aatomisisene liikumine. Molekulis toimub lisaks elektronide liikumisele tuumade suhtes aatomite vibratsiooniline liikumine ümber oma tasakaaluasendi (tuumade vibratsioon koos neid ümbritsevate elektronidega) ja molekuli kui terviku pöörlev liikumine. Molekuli elektroonilised, vibratsioonilised ja pöörlevad liikumised vastavad kolme tüüpi energiatasemetele: Angerjas, Ecol ja Eur. Kvantmehaanika järgi võtab igat tüüpi liikumise energia molekulis ainult diskreetseid väärtusi (kvanteeritud). Kujutagem ette ligikaudu täis energiat Molekuli E on erinevat tüüpi kvantiseeritud energiate summa: E = angerjas + Ecol + Eur.

Elektrooniliste energiatasemete vaheline kaugus on suurusjärgus mitu elektronvolti, külgnevate vibratsioonitasemete vahel 10-2-10"" eV, külgnevate pöörlemistasemete vahel 10-5_10-3 eV.

ATOMIDE JA MOLEKULIDE KIIRGUSE JA ENERGIA NEELDUMISE OMADUSED

Aatom ja molekul võivad olla statsionaarses energiaseisundis. Nendes olekutes nad ei eralda ega neela energiat. Energiaseisundid on skemaatiliselt kujutatud tasemetena. Enamik madalam tase energia – põhiline – vastab põhiolekule.

Kell kvantsiirded aatomid ja molekulid hüppavad ühest statsionaarsest olekust teise, ühelt energiatasemelt teisele. Aatomite oleku muutumine on seotud elektronide energiasiiretega. Molekulides võib energia muutuda mitte ainult elektrooniliste üleminekute tulemusena, vaid ka aatomite vibratsiooni muutumise ja pöörlemistasandite vaheliste üleminekute tõttu. Üleminekul kõrgematelt energiatasemetelt madalamatele annab aatom või molekul energiat välja ja vastupidisel üleminekul neelab. Põhiolekus olev aatom suudab ainult energiat neelata. Kvantüleminekuid on kahte tüüpi:

1) ilma aatomi või molekuli kiirguse või elektromagnetilise energia neeldumiseta. See mittekiirguslik üleminek toimub näiteks siis, kui aatom või molekul interakteerub teiste osakestega

kokkupõrke ajal. Toimub mitteelastne kokkupõrge, mille käigus sisemine olek toimub aatom ja mittekiirguslik üleminek ning elastne üleminek - aatomi või molekuli kineetilise energia muutumisega, kuid sisemise oleku säilimisega;

2) footoni emissiooni või neeldumisega. Footoni energia on võrdne aatomi või molekuli alg- ja lõpp-paigalseisundi energiate vahega:

Valem (29.1) väljendab energia jäävuse seadust

Sõltuvalt põhjusest, mis põhjustab footoni emissiooniga kvantsiirde, eristatakse kahte tüüpi kiirgust. Kui põhjuseks on sisemine ja ergastatud osake, mis liigub spontaanselt madalamale energiatasemele, siis nimetatakse sellist kiirgust spontaanseks (joon. 29.1, a). See on juhuslik ja kaootiline nii ajas, sageduses (võib esineda üleminekuid erinevate alamtasandite vahel), levimissuunas ja polarisatsioonis. Tavalised valgusallikad kiirgavad enamasti spontaanset kiirgust. Muu kiirgus on sunnitud või indutseeritud (joonis 29.1, b). See tekib siis, kui footon interakteerub ergastatud osakesega, kui footoni energia on võrdne energiatasemete erinevusega. Sunnitud kvantsiirde tulemusena levib osakesest ühes suunas kaks identset footoni: üks on primaarne, sunniv ja teine ​​sekundaarne, kiirgav. Aatomite või molekulide eralduv energia moodustab emissioonispektri ja neeldunud energia neeldumisspektri.

Spektrijoonte intensiivsus on määratud sekundis toimuvate identsete üleminekute arvuga ja seepärast sõltub see kiirgavate (neelavate) aatomite arvust ja vastava ülemineku tõenäosusest.

Kvantüleminekuid ei toimu ühegi energiataseme vahel. Kehtestatakse valiku- ehk keelureeglid, mis sõnastavad tingimused, mille korral üleminekud on võimalikud ja võimatud või ebatõenäolised.

Enamiku aatomite ja molekulide energiatasemed on üsna keerulised. Tasandite ja sellest tulenevalt ka spektrite struktuur ei sõltu ainult üksiku aatomi või molekuli struktuurist, vaid ka välistest teguritest.

Elektronide elektromagnetiline vastastikmõju põhjustab energiatasemete peent lõhenemist1 (peenstruktuur). Tuumade magnetmomentide mõju põhjustab ülipeent lõhenemist (hüperpeent struktuuri). Energiatasemete lõhenemist põhjustavad ka aatomi- või molekulivälised elektri- ja magnetväljad (Starki ja Zeemani nähtused; vt § 30.2).

Spektrid on mitmesuguse teabe allikad.

Esiteks saab aatomeid ja molekule identifitseerida spektritüübi järgi, mis on osa kvalitatiivse spektraalanalüüsi ülesandest. Spektrijoonte intensiivsus määrab kiirgavate (neelavate) aatomite arvu – kvantitatiivne spektraalanalüüs. Sel juhul on suhteliselt lihtne leida lisandeid kontsentratsioonis 10-5-10-6% ja määrata väga väikese massiga proovide koostist - kuni mitukümmend mikrogrammi.

Spektritest saab hinnata aatomi või molekuli ehitust, nende energiatasemete struktuuri, suurte molekulide üksikute osade liikuvust jne. Teades spektrite sõltuvust aatomile või molekulile mõjuvatest väljadest, saab teavet osakeste suhtelise asukoha kohta, kuna naaberaatomite (molekulide) mõju toimub elektromagnetvälja kaudu.

Liikuvate kehade spektrite uurimine võimaldab, lähtudes optiline efekt Doppler määrab kiirguse emitteri ja vastuvõtja suhtelised kiirused.

Kui arvestada, et aine spektri põhjal on võimalik teha järeldusi selle oleku, temperatuuri, rõhu jms kohta, siis võime kõrgelt hinnata kiirguse ja energia neeldumise kasutamist aatomite ja molekulide poolt uurimismeetodina.

Sõltuvalt aatomis (või molekulis) kiiratava või neelduva footoni energiast (sagedusest) klassifitseeritakse järgmised spektroskoopia tüübid: raadio-, infrapuna-, nähtav kiirgus, ultraviolett- ja röntgenkiirgus.

Aine tüübi (spektri allika) alusel eristatakse aatomi-, molekulaar- ja kristallispektreid.

Valguse neeldumine (Bougueri seadus)

Röntgen- ja gammakiirguse PS on kvantitatiivselt kirjeldatud Bougueri seadusega:

kus I0 on langeva kiirguse intensiivsus;

I on kiirguse intensiivsus pärast x paksusega ainekihi läbimist. See valem erineb Bougueri valguse seadusest ainult koefitsiendi μ tähistusega ioniseeriva kiirguse puhul nimetatakse seda sumbumisteguriks. Koefitsient sõltub esiteks asja tüübist: mida raskem element, seda suurem on sumbumiskoefitsient. Teiseks sõltub μ väga palju kiirguse tüübist ja energiast.

Meditsiinipraktikas iseloomustab ioniseeriva kiirguse võimsust tavaliselt mitte intensiivsus I, vaid nn doosikiirus P. Kuid P ja I on üksteisega võrdelised, seega:

Р=Р0*exp (-μx)

Koos koefitsiendiga Sumbumisel kasutatakse sageli teist konstanti, mida nimetatakse poolsummutuskihiks. See on asja paksus, mis vähendab doosikiirust poole võrra. Tavaliselt tähistatakse seda d0,5. μ=0,693/d0,5 ja Bouguer’ seaduse saab kirjutada järgmisel kujul: P=P0*exp (0,693x/d0,5).

Kasutades poolsummutuskihi kontseptsiooni, saab visualiseerida, kuidas kiirgusvoog ainet läbides muutub.

Teades poolsummutuskihi väärtust standardmaterjalis, saate võrrelda erinevate kiirguste jäikust. Mida suurem d0,5, seda jäigem on nähtus. Kiirgus. See on praktiliselt mugav, sest... Poolsummutuskihti saab hõlpsasti määrata mis tahes dosimeetrilise seadmega, kui on olemas erineva paksusega plaatide komplekt.

Mõnel juhul on mugav iseloomustada aine imavat kihti mitte selle paksuse, vaid massi järgi pindalaühiku kohta (m/S). Olgu plaat pindalaga S ja paksusega x. Sellise plaadi maht on võrdne S*x ja massiga m=S*x*ρ, kus ρ on neelava materjali tihedus. Seega x=m/Sρ ja x=(μ/ρ)*(m/S) ja edasi: Р=Р0*exp(-((μ/ρ)*(m/S))).

Väärtust μ/ρ=μmass nimetatakse massi sumbumise koefitsiendiks. Seda on mugavam kasutada kui lineaarkoefitsienti μ, p.ch. massisummutuskoefitsientide väärtused erinevates asjades erinevad üksteisest palju vähem.

Kui kiirgus läbib järjestikku mitut erinevat asja, siis massisummutuskoefitsiendi kasutamisel on võimalik need kõik kokku liita üheks keskmise tihedusega kihiks, mis lihtsustab oluliselt arvutust.

VALGUSE HAJUTAMINE

Valguse hajumise tekkimise vajalik tingimus on optiliste ebahomogeensuste olemasolu, s.o. piirkonnad, mille murdumisnäitaja erineb põhikeskkonnast. Valguse hajumisel ja difraktsioonil on mõned ühised tunnused, mõlemad nähtused sõltuvad takistuse ehk ebahomogeensuse ja lainepikkuse suhtest. Nende nähtuste erinevus seisneb selles, et difraktsiooni põhjustab sekundaarlainete interferents ja hajumist põhjustab kiirguse lisandumine (mitte interferents!) sunnitud vibratsioonid elektronid ebahomogeensuses valguse mõjul.

Selliseid heterogeensusi on kahte peamist tüüpi:

1) väikesed võõrosakesed homogeenses läbipaistvas aines. Sellised keskkonnad on hägused: suits (tahked osakesed gaasis), udu (vedeliku tilgad gaasis), suspensioonid, emulsioonid jne. Häguses keskkonnas hajumist nimetatakse Tyndalli fenomeniks.

2) optilised ebahomogeensused, mis tekivad puhtas aines molekulide statistilise kõrvalekalde tõttu ühtlasest jaotusest (tiheduse kõikumised).

Seda tüüpi mittehomogeensusest tulenevat valguse hajumist nimetatakse molekulaarseks; näiteks valguse hajumine atmosfääris.

Valguse intensiivsuse vähenemist hajumise tõttu, nagu ka neeldumise puhul, kirjeldatakse eksponentsiaalfunktsiooni abil

Ii =I0-ml, kus m on hajumise indeks (looduslik). Valguse neeldumise ja hajumise koosmõjul on ka intensiivsuse nõrgenemine eksponentsiaalne funktsioon

Ii =I0-µl, kus µ on sumbumise indeks (looduslik). Nagu on lihtne näha, µ= m + k.

Rayleigh leidis, et häguses keskkonnas hajumisel ebahomogeensustel, mis on ligikaudu alla 0,2 A, samuti molekulaarse hajumise ajal on hajutatud valguse intensiivsus pöördvõrdeline lainepikkuse neljanda astmega (Rayleigh' seadus): I~1/גּ4 .

OPTILISED AATUMISPEKTRID

Aatomispektrid on nii emissioonispektrid kui ka neeldumisspektrid, mis tekivad vabade või nõrgalt interakteeruvate aatomite tasemete vahel toimuvate kvantüleminekute käigus.

Optiliste aatomispektrite all peame silmas neid, mis on põhjustatud mitmest suurusjärgust fotonienergiaga väliste elektronide tasandite vahelisest üleminekust.

Suurimat huvi pakuvad optilised aatomiemissioonispektrid, mis saadakse ergastatud aatomitelt. Nende ergastus saavutatakse tavaliselt mittekiirguslike kvantüleminekute tulemusena gaasi elektrilahenduse või aine kuumutamise ajal gaasipõletite leegi, elektrikaare või sädemega.

Vesinikuaatom ja vesinikulaadsed ioonid.

Vesinikuaatomi poolt kiiratava (neeldunud) valguse sageduse valem (Z = 1):

Selle valemi leidis eksperimentaalselt I.Ya. Balmer ammu enne kvantmehaanika loomist ja teoreetiliselt Bohri poolt

Spektris saab eristada joonte rühmi, mida nimetatakse spektrisarjadeks. Iga seeria vastab emissioonispektrite suhtes üleminekutele erinevatelt tasanditelt samale lõpptasemele.

Lymani seeria asub ultraviolettkiirguse piirkonnas. mis tekib üleminekul ülemistelt energiatasemetelt madalaimale Spektri nähtavas ja lähedalasuvas ultraviolettpiirkonnas on Balmeri seeria, mis tekib ülemistelt energiatasemetelt teisele ülemineku tulemusena.

Paszeki seeria asub infrapuna piirkonnas, mis tekib üleminekul ülemistelt energiatasemetelt kolmandale

Võib tunduda, et aatomi vesiniku spekter ei ole madalate sageduste osas piiratud, kuna energiatasemed muutuvad n suurenedes meelevaldselt lähedaseks. Kuid tegelikult on selliste tasemete vahelise ülemineku tõenäosus nii väike, et praktiliselt neid üleminekuid ei täheldata.

Aatomispektri analüüsiks kasutatakse nii emissioonispektreid kui ka neeldumisspektreid (absorptsiooniaatomi spektraalanalüüs). Meditsiinilistel eesmärkidel kasutatakse emissioonianalüüsi peamiselt mikroelementide määramiseks kehakudedes, väikestes kogustes metalliaatomeid konserveeritud toiduainetes hügieenilistel eesmärkidel, mõningaid elemente surnukeha kudedes kohtuekspertiisi eesmärgil jne.

ENERGIATASED

Aatomi STRUKTUUR

1. Aatomi ehituse teooria arendamine. KOOS

2. Aatomi tuum ja elektronkiht. KOOS

3. Aatomi tuuma ehitus. KOOS

4. Nukliidid, isotoobid, massiarv. KOOS

5. Energiatasemed.

6. Struktuuri kvantmehaaniline selgitus.

6.1. Aatomi orbitaalmudel.

6.2. Orbitaalide täitmise reeglid.

6.3. S-elektronidega orbitaalid (aatomi s-orbitaalid).

6.4. Orbitaalid p-elektronidega (aatomi p-orbitaalid).

6.5. Orbitaalid d-f elektronidega

7. Energia alamtasandid mitmeelektroniline aatom. Kvantarvud.

ENERGIATASED

Aatomi elektronkihi struktuuri määravad aatomi üksikute elektronide erinevad energiavarud. Vastavalt Bohri aatomimudelile võivad elektronid hõivata aatomis positsioone, mis vastavad täpselt määratletud (kvantiseeritud) energia olekutele. Neid olekuid nimetatakse energiatasemeteks.

Elektronide arv, mis võib olla eraldi energiatasemel, määratakse valemiga 2n 2, kus n on taseme arv, mida tähistatakse Araabia numbrid 1 – 7. Esimese nelja energiataseme maksimaalne täitmine c. vastavalt valemile 2n 2 on: esimesel tasemel – 2 elektroni, teisel – 8, kolmandal – 18 ja neljandal tasemel – 32 elektroni. Teadaolevate elementide aatomite kõrgemate energiatasemete maksimaalne täitumine elektronidega ei ole saavutatud.

Riis. 1 näitab esimese kahekümne elemendi energiatasemete täitumist elektronidega (vesinikust H kuni kaltsiumi Ca, mustad ringid). Täites energiatasemed näidatud järjekorras, saame lihtsaimad elementide aatomite mudelid, jälgides samal ajal täitmise järjekorda (joonisel alt üles ja vasakult paremale), kuni viimane elektron osutab aatomi sümbolile. vastav element Kolmandal energiatasandil M(maksimaalne mahutavus on 18 e -) elementide Na – Ar jaoks on ainult 8 elektroni, siis hakkab tekkima neljas energiatase N– sellele ilmub kaks elektroni elementide K ja Ca jaoks. Järgmised 10 elektroni hõivavad taas taseme M(elemendid Sc – Zn (pole näidatud), ja seejärel jätkatakse N-taseme täitmist veel kuue elektroniga (elemendid Ca-Kr, valged ringid).

Riis. 1

Riis. 2

Kui aatom on põhiolekus, siis hõivavad selle elektronid minimaalse energiaga tasemeid, st iga järgnev elektron on energeetiliselt kõige soodsamal positsioonil, nagu joonisel fig. 1. Millal välismõju aatomil, mis on seotud sellele energia ülekandmisega, näiteks kuumutamise teel, viiakse elektronid kõrgematele energiatasemetele (joon. 2). Seda aatomi olekut nimetatakse tavaliselt ergastatud. Madalamal energiatasemel vabanenud ruumi täidab (soodsa positsioonina) kõrgemalt energiatasemelt pärit elektron. Ülemineku käigus annab elektron ära väikese koguse energiat, mis vastab nivoodevahelisele energiavahele. Elektrooniliste üleminekute tulemusena ilmneb iseloomulik kiirgus. Neeldunud (eraldunud) valguse spektrijoonte põhjal saab teha kvantitatiivse järelduse aatomi energiatasemete kohta.

Vastavalt Bohri aatomi kvantmudelile liigub teatud energiaolekuga elektron aatomis ringikujulisel orbiidil. Sama energiahulga elektronid paiknevad tuumast võrdsel kaugusel igal energiatasemel on oma elektronide kogum, mida Bohr nimetas elektronkihiks. Ühe kihi elektronid aga liiguvad Bohri järgi mööda kerapinda, järgmise kihi elektronid mööda teist sfäärilist pinda. kõik sfäärid on üksteise sisse kirjutatud aatomituumale vastava keskmega.

ENERGIATASEMED - mõiste ja liigid. Kategooria "ENERGIATASED" klassifikatsioon ja tunnused 2017, 2018.