Как объяснить что спектры атомов не сплошные а состоят из линий

Спектры излучения атомов обычно получаются при высокой температуре источника света ( плазма, дуга или искра), при которой происходит испарение вещества, расщепление его молекул на отдельные атомы и возбуждение атомов к свечению. Атомный анализ может быть как эмиссионным - исследование спектров излучения, так и абсорбционным - исследование спектров поглощения.  [1]

Спектр излучения атома представляет собой набор спектральных линий. Спектральная линия появляется в результате монохроматического светового излучения при переходе электрона с одного допускаемого постулатом Бора электронного подуровня на другой подуровень разных уровней. Это излучение характеризуется длиной волны К, частотой v или волновым числом со.  [2]

Спектр излучения атома представляет собой набор спектральных линий. Спектральная линия появляется в результате монохроматического светового излучения при переходе электрона с одного допускаемого постулатом Бора электронного подуровня на другой подуровень разных уровней.  [3]

Спектры излучения атомов и ионов в газе состоят из отдельных спектральных линий, спектры молекул - из густо расположенных линий, переходящих в полосы, а спектры жидкостей и твердых тел носят непрерывный характер.  [4]

Закономерность в спектре излучения атомов с особой четкостью и простотой проявляется у водорода.  [5]

Благодаря электронам возникает спектр излучения атомов.  [6]

Различные серии в спектре излучения атома водорода образуются в результате перехода электрона с внешних орбит на определенную внутреннюю орбиту.  [7]

Как объяснить, что спектры излучения атомов не сплошные, а состоят из линий.  [8]

Изучаются энергетические уровни и спектры излучения атомов щелочных металлов.  [9]

Когда мы говорим, что спектр излучения атома и спектр Y-лучей являются линейчатыми, состоят из отдельных монохроматических линий, следует иметь в виду, что строго монохроматического излучения не бывает. Причина этого заключается в конечности времени пребывания атома или ядра в возбужденном состоянии. Только в основном состоянии, в котором энергия минимальна, атом или ядро могут находиться как угодно долго.  [10]

Дополнительные сведения получаются при изучении спектра излучения атомов, помещенных во внешнее электрическое и магнитное поле.  [11

9. Корпускулярно-волновой дуализм

Corpuscular-wavedualism

Корпускулярно-волновой дуализм – свойство любой микрочастицы обнаруживать признаки частицы (корпускулы) и волны. Наиболее ярко корпускулярно-волновой дуализм проявляется у элементарных частиц. Электрон, нейтрон, фотон в одних условиях ведут себя как хорошо локализованные в пространстве материальные объекты (частицы), двигающиеся с определёнными энергиями и импульсами по классическим траекториям, а в других – как волны, что проявляется в их способности к интерференции и дифракции. Так электромагнитная волна, рассеиваясь на свободных электронах, ведёт себя как поток отдельных частиц – фотонов, являющихся квантами электромагнитного поля (Комптона эффект), причём импульс фотона даётся формулой р = h/λ, где λ – длина электромагнитной волны, а h – постоянная Планка. Эта формула сама по себе – свидетельство дуализма. В ней слева – импульс отдельной частицы (фотона), а справа – длина волны фотона.

Дуализм электронов, которые мы привыкли считать частицами, проявляется в том, что при отражении от поверхности монокристалла наблюдается дифракционная картина, что является проявлением волновых свойств электронов. Количественная связь между корпускулярными и волновыми характеристиками электрона та же, что и для фотона: р = h/λ (р – импульс электрона, а λ – его длина волны де Бройля).

Корпускулярно-волновой дуализм лежит в основе квантовой физики.

13. Энергетические уровни (в англ. energylevels) -это те значения энергии, которые может принимать электрон в атоме.

Совокупность состояний электрона в атоме с одним и тем же значением n называют энергетическим уровнем. Число уровней, на которых находятся электроны в основном состоянии атома, совпадает с номером периода, в котором располагается элемент. Номера этих уровней обозначают цифрами: 1, 2, 3,... (реже - буквами K, L, M, ...).

Энергетический подуровень - совокупность энергетических состояний электрона в атоме, характеризующихся одними и теми же значениями квантовых чисел n и l. Подуровни обозначают буквами: s, p, d, f... Первый энергетический уровень имеет один подуровень, второй - два подуровня, третий - три подуровня и так далее.

Если на схеме орбитали обозначить в виде ячеек (квадратных рамок), а электроны - в виде стрелок (↑ или ↓), то можно увидеть, что главное квантовые число характеризуют энергетический уровень (ЭУ), совокупность главного и орбитального квантовых чисел - энергетический подуровень (ЭПУ), совокупность главного, орбитального и магнитного квантовых чисел - атомную орбиталь, а все четыре квантовые числа - электрон.

Каждой орбитали отвечает определенная энергия. Обозначение орбитали включает номер энергетического уровня и букву, отвечающую соответствующему подуровню: 1s, 3p, 4d и т.п. Для каждого энергетического уровня, начиная со второго, возможно существование трех равных по энергии p-орбиталей, расположенных в трех взаимно перпендикулярных направлениях. На каждом энергетическом уровне, начиная с третьего, имеется пять d-орбиталей, имеющих более сложную четырехлепестковую форму. Начиная с четвертого энергетического уровня, появляются еще более сложные по форме f-орбитали; на каждом уровне их семь. Атомнуюорбиталь с распределенным по ней зарядом электрона нередко называют электронным облаком.

23.

По вертикали периодическая система подразделяется на восемь групп, которые делятся на главные – А, состоящие из s- и p-элементов, и побочные – B-подгруппы, содержащие d-элементы. Подгруппа III B, кроме d-элементов, содержит по 14 4f- и 5f-элементов (4f- и 5f-семейства). Главные подгруппы содержат на внешнем электронном слое одинаковое число электронов, которое равно номеру группы.

В главных подгруппах валентные электроны (электроны, способные образовывать химические связи) расположены на s- и p-орбиталях внешнего энергетического уровня, в побочных – на s-орбиталях внешнего и d-орбиталяхпредвнешнего слоя. Для f-элементов валентными являются (n – 2)f- (n – 1)d- и ns-электроны.

27 Электронные семейства элементов, их химические свойства

В зависимости от строения электронных оболочек атомов все элементы периодической системы делят на четыре семейства: s-, p-, d- и f-элементы.

К семейству s-относят химические элементы, в атомах которых происходит заполнение электронами s-подуровня внешнего уровня. К ним относятся первые два элемента каждого периода.

Элементы, у которых происходит заполнение электронами p-подуровня внешнего уровня, принадлежат к p-элементам. К ним относятся последние шесть элементов каждого периода.

Семейство d-элементов включает переходные элементы, у которых заполняется d-подуровень второго снаружи уровня. К ним относятся элементы больших периодов, расположенных между s- и p-элементами.

У семейства f-элементов происходит заполнение f-подуровня третьего снаружи уровня. К ним относятся лантаноиды и актиноиды.

28 Свойства атомов. Их периодичность

Такие свойства атомов, как их размер, энергии ионизации и сродства к электрону, электроотрицательность, степень окисления связаны с электронной конфигурацией атома. В их изменении с увеличением порядкового номера элемента наблюдается периодичность.

Радиус атома– важная его характеристика. Чем больше атомный радиус, тем слабее удерживаются внешние электроны. И, наоборот, с уменьшением атомного радиуса электроны притягиваются к ядру сильнее.

В периоде атомный радиус, в общем, уменьшается слева направо. Это объясняется увеличением силы притяжения электронов с ростом заряда ядра. В подгруппах сверху вниз атомный радиус возрастает, так как в результате прибавления дополнительного электронного слоя увеличиваются объём атома, а значит, и его радиус.

Энергия ионизации (I) – это энергия, необходимая для отрыва наиболее слабосвязанного электрона от атома. Она обычно выражается в электроно-вольтах (эВ). При отрыве электрона от атома образуется соответствующий катион.

Энергия ионизации для элементов одного периода возрастает слева направо с ростом заряда ядра. В подгруппе она уменьшается сверху вниз вследствие увеличения расстояния электрона от ядра.

Энергия ионизации связана с химическими свойствами элементов. Так, щелочные металлы, имеющие небольшую энергию ионизации, обладают ярко выраженными металлическими свойствами. Химическая инертность благородных газов обусловлена их высокими значениями энергии ионизации.

Атомы могут не только отдавать, но и присоединять электроны. При этом образуются соответствующий анион.

Энергия сродства к электрону (E)– энергия, которая выделяется при присоединении к атому одного электрона. Энергия сродства к электрону, как и энергия ионизации, выражается в электроно-вольтах. Наиболее велика она у галогенов, имеющих на внешнем уровне по 7 электронов. Это свидетельствует об усилении неметаллических свойств элементов по мере приближения к концу периода.

Определение электроотрицательности (ЭО) дал американский ученый ЛинусПолинг (1901-1990):электроотрицательность есть способность атома в молекуле притягивать к себе электроны.

Здесь имеются ввидувалентные электроны, то есть электроны, которые участвуют в образовании химической связи. Очевидно, у благородных газов электроотрицательность отсутствует, так как внешний уровень в их атомах завершен и устойчив.

Для количественной характеристики предложено считать мерой электроотрицательности энергию, равную арифметической сумме энергий ионизации и сродства к электрону, то есть

ЭО = I+E.

Фтор имеет наибольшее значение электроотрицательности. Наименьшее значение электроотрицательности имеют атомы щелочных металлов. Обычно электроотрицательность лития принимают за 1 и сравнивают с ней электроотрицательность других элементов, получая удобные для сравнения значения относительной электроотрицательности (χ).

Относительная электроотрицательность подчиняется периодическому закону: в периоде она растёт с увеличением порядкового номера элемента, в группе уменьшается. Её значения служат мерой неметаличности элементов. Очевидно, чем больше относительнаяэлектроотрицательность, тем сильнее неметаллические свойства элементов. При химическом взаимодействии элементов электроны смещаются от атома с меньшей относительной электроотрицательностью к атому с большей относительной электроотрицательностью.

Выводы о взаимосвязи строения атомов и свойств химических элементов, а также причины периодического изменения их свойств, сходства и различия между ними:

1) свойства химических элементов, расположенных в порядке возрастания заряда ядра, изменяются периодически потому, что периодически повторяется сходное строение внешнего электронного слоя атомов элементов;

2) плавное изменение свойств элементов в пределах одного периода можно объяснить постепенным увеличением числа электронов на внешнем слое атомов;

3) завершение внешнего электронного слоя атома приводит к резкому скачку в свойствах, при переходе от галогена к инертному элементу; появление нового внешнего электронного слоя – причина резкого скачка в свойствах при переходе от инертного элемента к щелочному металлу;

4) свойства химических элементов, принадлежащих к одному семейству, сходны потому, что на внешнем электронном слое их атомов одинаковое число электронов.