Электронные конфигурации и орбитали

Основной маршрут, 8–11 классы. Начните с орбитали, чтения конфигураций и трёх правил заполнения. Нужны понятия атомного номера, электрона и заряда иона. Дополнение для углублённого изучения: четыре квантовых числа, волновая модель, узлы, распределение вероятности и спектры. Эти разделы помогают понять границы школьных схем; их математические детали не требуются для первых конфигураций.

Распределение электронов по слоям удобно для первого знакомства с атомом, но оно не показывает всех различий в их состояниях. Например, электроны одного слоя могут находиться на разных подуровнях. Электронная конфигурация уточняет это распределение и помогает объяснять сходство элементов, образование ионов и особенности химической связи.

Первый проход: электроны по слоям от H до Ca

Основы 8–9 классов. Здесь достаточно знать заряд ядра Z и число электронов. Запись «2, 8, 1» перечисляет числа электронов на первом, втором и третьем слоях; это не траектории движения частиц. Подуровни, квантовые числа и спектры можно изучать следующим проходом.

У нейтрального атома число электронов равно Z. При образовании обычного одноатомного иона ядро сохраняется: катион имеет меньше электронов, а анион — больше. Для заряда q, выраженного целым числом элементарных зарядов со знаком, N(e⁻) = Z − q.

Например, у Na с Z = 11 распределение 2, 8, 1. Ион Na⁺ содержит 11 − 1 = 10 электронов: 2, 8. У Cl с Z = 17 распределение 2, 8, 7; у Cl⁻ электронов 17 − (−1) = 18: 2, 8, 8. Число протонов при этом не меняется.

Na → Na⁺ + e⁻;   Cl + e⁻ → Cl⁻.

Сумма в каждой строке равна Z. Для K и Ca начинается четвёртый слой, хотя третий в принципе может содержать больше восьми электронов. Таблица описывает основные состояния именно первых 20 нейтральных атомов; её нельзя превращать в универсальное правило «на третьем слое всегда не больше восьми». Порядок заполнения подуровней объясняется ниже.

Разбор: кальций и его обычный катион

У Ca заряд ядра +20 и 20 электронов, распределение 2, 8, 8, 2. При образовании Ca²⁺ удаляются два электрона внешнего слоя. Получаем 18 электронов и распределение 2, 8, 8. Заряд ядра остаётся +20; превращения Ca в Ar не произошло. Одинаковое число электронов у Ca²⁺ и Ar не делает их одним элементом.

Шесть вопросов перед переходом к орбиталям

1. Определите распределение электронов по слоям у Mg и Mg²⁺.
2. Сколько протонов и электронов у Al³⁺? Как распределены электроны?
3. Сравните F и F⁻ по числу электронов и слоям.
4. Можно ли назвать Na⁺ атомом неона только потому, что у обоих по 10 электронов?
5. У K записали 2, 8, 9. Сумма равна 19. Достаточно ли этого для правильного основного состояния?
6. У частицы 17 протонов и 18 электронов. Укажите элемент и заряд.

Порядок подуровней и запись конфигураций: OpenStax, электронная структура атомов. Таблица и проверочные примеры составлены для указанного школьного диапазона.

Что такое атомная орбиталь

Атомная орбиталь описывает пространственное состояние электрона в атоме в квантовой модели. Это не траектория движения, подобная орбите планеты.

Из описания состояния получают вероятность обнаружить электрон в разных областях пространства. Когда орбиталь изображают облаком, его граница условна: она охватывает выбранную большую часть вероятности, а не обозначает твёрдую стенку.

Главный квантовый номер n характеризует электронный уровень, или слой. Внутри уровня выделяют подуровни, обозначаемые s, p, d и f. На первом уровне существует только s-подуровень, на втором — s и p, на третьем — s, p и d. Наличие подуровня не означает, что он уже занят электронами.

Максимальная вместимость уровня с главным квантовым номером n:

N_max = 2n².

Это вместимость, а не обязательное число электронов в любом атоме. Например, на третьем уровне допускается до 18 электронов, но в основном состоянии Ca их там восемь: заполнение зависит от энергий подуровней разных уровней.

Дополнение: четыре квантовых числа

Точнее, орбиталь — одноэлектронная пространственная волновая функция ψ, а не сама область пространства. В одноэлектронном атоме она описывает электрон непосредственно; в многоэлектронном атоме орбитали служат частью приближённого описания. Полное состояние всего атома нельзя заменить одной орбиталью. Такой смысл термина закреплён в определении IUPAC.

В обычной атомной орбитальной модели пространственную орбиталь задают три числа n, l, m_l. Для состояния электрона дополнительно указывают проекцию спина m_s. Допустимость каждого следующего числа проверяют с учётом предыдущих:

Поэтому для 3d имеем n = 3, l = 2 и пять значений m_l: −2, −1, 0, +1, +2. Каждой пространственной орбитали соответствуют два допустимых значения m_s; весь d-подуровень вмещает десять электронов.

У электрона спиновое квантовое число s всегда равно 1/2, а проекция m_s принимает +1/2 или −1/2. Спин — собственное квантовое свойство; он не означает буквального вращения маленького шарика вокруг оси.

Слово «ориентация» для m_l удобно, но ограниченно. Привычные реальные p_x и p_y представляют собой комбинации состояний с m_l = ±1; не нужно механически присваивать рисункам p_x, p_y, p_z числа −1, 0, +1 по порядку. Во внешнем поле выбор оси и расщепление энергий требуют отдельного рассмотрения.

Разбор: допустим ли набор чисел

Набор (3; 1; −1; +1/2) допустим: при n = 3 разрешено l = 1, при l = 1 разрешено m_l = −1, а проекция спина имеет разрешённое значение. Набор (2; 2; 0; −1/2) недопустим уже на втором шаге: для n = 2 возможны только l = 0 и l = 1. Нельзя исправить это подходящим значением спина.

Число орбиталей на подуровне и его вместимость выводятся из допустимых m_l и m_s:

N_орб = 2l + 1; N_эл,max = 2(2l + 1).

Сумма числа орбиталей всех подуровней слоя равна n², откуда получается уже введённая вместимость 2n². Это счёт возможных состояний, а не правило очередности их заполнения.

Дополнение: волны, вероятность и неопределённость

Дифракция электронов показывает, что классическая модель частицы с заранее определённой траекторией недостаточна. Для свободного электрона с определённым импульсом p длина волны де Бройля связана с импульсом:

λ = h/p.

Здесь h — постоянная Планка. Нельзя представлять электрон как шарик, который одновременно едет по нарисованной синусоиде. Волновая функция — математическая амплитуда вероятности, а не волна вещества наподобие колеблющейся воды. Аналогия со стоячей волной на струне помогает понять, почему допустимы определённые состояния, но атом трёхмерен, а его условия отличаются от закреплённых концов струны.

В квантовом состоянии разброс координаты и соответствующей компоненты импульса связан соотношением неопределённостей. Если Δx и Δp_x — стандартные отклонения результатов измерений в одинаково подготовленных состояниях, то:

Δx · Δp_x ≥ ħ/2; ħ = h/(2π).

Это ограничение самого квантового описания, а не только недостаток прибора. Более узкое распределение координаты требует достаточно широкого распределения импульса. Соотношение не говорит, что электрон просто скрывает от нас готовую планетную орбиту. Подробности — волны де Бройля и принцип неопределённости.

Плотность в точке и вероятность в сферическом слое

Квадрат модуля |ψ|² даёт плотность вероятности на единицу объёма. Вероятность обнаружения в небольшой области приближённо равна этой плотности, умноженной на её объём. Для конечной области плотность суммируют по всему её объёму. В математической точке объём равен нулю: нельзя приравнять плотность в точке к ненулевой вероятности попасть точно в эту точку.

Рассмотрим нерелятивистскую модель основного состояния 1s атома водорода. Обозначим объёмную плотность как ρ(r) = |ψ(r)|². Распределение сферически симметрично, поэтому для тонкого слоя радиуса r и толщины dr:

dP = |ψ(r)|² · 4πr² dr = P(r) dr.

Функция P(r) — радиальная плотность вероятности, то есть вероятность на единицу расстояния. Множитель 4πr² учитывает объём всего слоя. Эти две плотности отвечают на разные вопросы: «где вероятнее в одинаковом маленьком объёме?» и «в каком из одинаково тонких сферических слоёв?».

Для 1s плотность |ψ|² максимальна у ядра, а P(r) максимальна при r = a₀ и равна нулю при r = 0. Противоречия нет: сферический слой при нулевом радиусе имеет нулевой объём. Это не означает существования пустой внутренней сферы. Сравнение распределений основано на квантовой модели водорода.

Дополнение: формы s, p, d и узлы

s-состояния имеют сферически симметричную плотность. У реальных p-орбиталей два лепестка с узловой плоскостью между ними. Четыре из пяти привычных реальных d-орбиталей изображают четырёхлепестковыми; d_z² имеет другую форму — два осевых лепестка и область в виде тора. Границы на рисунках условны, а цвет обычно показывает знак волновой функции, а не положительный и отрицательный электрический заряд.

Узел — поверхность или иное множество точек, где волновая функция равна нулю. Для водородоподобных орбиталей число радиальных узлов равно n − l − 1, число угловых узлов — l, общее число — n − 1. При подсчёте радиальных узлов не включают начало координат и бесконечность.

Радиальный узел — сферическая поверхность на конечном ненулевом расстоянии от ядра. Угловые узлы связаны с направлением: например, плоскость для p-состояния; у d_z² это конические поверхности. Узел не является перегородкой, о которую ударяется электрон.

Например, у 3p один радиальный узел, потому что 3 − 1 − 1 = 1, и один угловой, потому что l = 1. Слова «p-орбиталь с двумя лепестками» сами по себе не показывают все радиальные узлы более высоких p-состояний.

Дополнение: энергии подуровней и спектральные линии

Вырождение означает совпадение энергий разных состояний. В простой нерелятивистской кулоновской модели водорода энергия зависит только от n: 2s и 2p равноэнергетичны, как и 3s, 3p, 3d между собой. Здесь не учитываются тонкая структура, другие малые поправки и внешние поля.

В многоэлектронном атоме взаимное отталкивание электронов, экранирование ядра и различное проникновение орбиталей меняют картину. В центральнополевом приближении энергия зависит и от n, и от l: 2s и 2p обычно уже не равноэнергетичны. Разные m_l внутри одного подуровня в такой модели изолированного атома без внешнего поля имеют одинаковую энергию. Более тонкое описание всего атома учитывает взаимодействие моментов и состояния нескольких электронов.

При переходе атома между двумя состояниями энергия изменяется на ΔE = E_кон − E_нач. Если переход сопровождается испусканием одного фотона, атом теряет энергию, а энергия фотона положительна:

E_фотона = hν = hc/λ = E_верх − E_низ > 0.

Здесь ν — частота, λ — длина волны в вакууме, c — скорость света в вакууме. При испускании ΔE атома отрицательно; при поглощении подходящего фотона — положительно. Дискретные разности энергий связаны с отдельными спектральными линиями. Одного совпадения энергии недостаточно для утверждения, что всякий переход одинаково вероятен: существуют правила отбора и различия интенсивностей.

Разбор: энергия одного фотона

Пусть длина волны света в вакууме 500 нм. Для учебного расчёта возьмём h ≈ 6,63 · 10⁻³⁴ Дж · с и c ≈ 3,00 · 10⁸ м/с. Сначала переведём длину в метры:

λ = 500 · 10⁻⁹ м = 5,00 · 10⁻⁷ м.

ν = c/λ = 6,00 · 10¹⁴ Гц.

E_фотона = hν ≈ 3,98 · 10⁻¹⁹ Дж.

Это энергия одного фотона, а не одного моля фотонов и не всей световой вспышки. Для однофотонного испускания такого света энергия атома меняется на −3,98 · 10⁻¹⁹ Дж. Значения фундаментальных постоянных можно проверить по NIST/CODATA.

Как читать электронную конфигурацию

В записи 2p⁴ число 2 — номер уровня, p — тип подуровня, верхний индекс 4 — число электронов на всём этом подуровне. Это не заряд иона и не число электронов на одной орбитали.

Сумма верхних индексов равна общему числу электронов. Для нейтрального атома это Z; для иона число электронов сначала находят по заряду. В сокращённой записи заполненную внутреннюю часть заменяют символом предшествующего благородного газа в квадратных скобках, например [Ne].

Три правила заполнения

На одной орбитали может находиться не более двух электронов с противоположными спинами. На равноэнергетических орбиталях одного подуровня электроны сначала занимают разные орбитали с параллельными спинами, затем спариваются.

Первое утверждение — следствие принципа Паули, второе — правило Хунда для обычных школьных схем основного состояния. В таких схемах орбиталь обозначают клеткой или скобками, электрон — стрелкой. Пара ↑↓ показывает противоположные спины; направление стрелки не является направлением полёта электрона.

В основном состоянии электроны занимают состояния так, чтобы энергия атома была минимальной. Полезная начальная последовательность заполнения:

1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d → 4p.

Она показывает, почему после 3p у K и Ca заполняется 4s, хотя третий уровень ещё не достиг вместимости 18. Для тяжёлых атомов и близких по энергии подуровней простая последовательность имеет исключения. Например, основные конфигурации Cr и Cu:

Cr: [Ar]3d⁵4s¹; Cu: [Ar]3d¹⁰4s¹.

Поэтому механическое правило заполнения — удобный ориентир, а не замена известным конфигурациям. Для возбуждённого состояния распределение также может отличаться от основного.

Пример 1. Конфигурация кислорода

У нейтрального O атомный номер Z = 8, значит, нужно распределить восемь электронов:

O: 1s²2s²2p⁴; 2 + 2 + 4 = 8.

Подуровни 1s и 2s заполнены. На 2p четыре электрона распределяются между тремя орбиталями: сначала по одному на каждую, затем один электрон образует пару:

2p: [↑↓] [↑] [↑].

В этой схеме два неспаренных электрона. Запись [↑↓] [↑↓] [ ] имела бы то же число электронов, но не соответствовала бы правилу Хунда для основного состояния свободного атома O.

Пример 2. Атом натрия и его катион

Нейтральный Na имеет 11 электронов. После заполнения 2p остаётся один электрон на 3s:

Na: 1s²2s²2p⁶3s¹ = [Ne]3s¹.

При образовании Na⁺ удаляется внешний электрон:

Na⁺: 1s²2s²2p⁶ = [Ne]; число электронов 11 − 1 = 10.

Электронная конфигурация стала такой же, как у атома Ne, но элемент остался натрием: в ядре по-прежнему 11 протонов. Одинаковое число электронов не означает одинаковой химической природы частиц.

Пример 3. Почему у железа сначала удаляются 4s-электроны

Для Fe с Z = 26 основная конфигурация:

Fe: [Ar]3d⁶4s²; 18 + 6 + 2 = 26.

При образовании обычных катионов переходных металлов сначала удаляются электроны внешнего уровня с большим n. Поэтому у железа сначала опустошается 4s, а не 3d:

Fe²⁺: [Ar]3d⁶; Fe³⁺: [Ar]3d⁵.

Порядок удаления электронов не получается простым обращением школьной стрелочной последовательности заполнения. Энергии состояний зависят от состава атома или иона и заселённости подуровней.

Внешние и валентные электроны

Внешние электроны находятся на занятом уровне с наибольшим n. У Na это один 3s-электрон, у Al — три электрона 3s²3p¹, у нейтрального Fe — два электрона 4s².

Валентные электроны рассматривают в связи с участием в химических взаимодействиях. Для школьных s- и p-элементов обычно достаточно внешнего уровня. Для d-элементов в валентную область включают также близкие по энергии электроны незавершённого (n − 1)d-подуровня. Поэтому описание Fe через 3d и 4s шире, чем просто «два внешних электрона».

В конфигурации Fe число электронов в области 3d⁶4s² равно восьми, однако это не означает валентность VIII и не предсказывает обязательную потерю восьми электронов. Конфигурация свободного атома, заряд конкретного иона и число связей в соединении — разные характеристики.

Конфигурации Cr и Cu, приведённые выше, подтверждаются спектроскопическими данными NIST для хрома и NIST для меди. Удобная фраза об устойчивости «полузаполненного или заполненного d-подуровня» — мнемоника, а не универсальный закон: сравнивается полная энергия атома с учётом нескольких взаимодействий. Запись не описывает реальный процесс сборки атома по стрелкам.

Как проверять свою запись

Сначала определите общее число электронов, затем распределите их по подуровням. Проверьте вместимость s/p/d/f и сумму индексов. Если нужны орбитальные клетки, отдельно примените принцип Паули и правило Хунда. В завершение уточните, описывается ли основное состояние и нет ли известного исключения.

Электронная конфигурация должна одновременно соответствовать общему числу электронов, вместимости подуровней и состоянию данной частицы. Атом и его ион проверяют отдельно.

Типичные ошибки

• Путать орбиталь и подуровень. Весь p-подуровень вмещает шесть электронов, одна его орбиталь — два.
• Считать 2n² порядком заполнения. Это максимальная вместимость уровня.
• Спаривать p-электроны слишком рано. Для равноэнергетических орбиталей сначала используют разные клетки.
• Игнорировать заряд. У Mg²⁺ десять электронов, а не двенадцать.
• Удалять у Fe сначала 3d-электроны. При получении Fe²⁺ уходят два 4s-электрона.

Проверьте себя

1. Запишите полную конфигурацию нейтрального Ne, Z = 10.
2. Запишите конфигурацию Al, Z = 13. Сколько электронов на внешнем уровне?
3. Как распределяются три электрона по орбиталям 2p в основном состоянии N? Сколько из них неспаренных?
4. Запишите конфигурацию Mg²⁺, если Z(Mg) = 12.
5. Сколько орбиталей и электронов максимально допускает d-подуровень? Почему запись 3d¹² неверна?

Ответы с объяснениями

1. Два s-подуровня и p-подуровень заполнены:

Ne: 1s²2s²2p⁶; 2 + 2 + 6 = 10.

2. После внутренней оболочки [Ne] остаются три электрона третьего уровня:

Al: 1s²2s²2p⁶3s²3p¹; внешних электронов 2 + 1 = 3.

3. По правилу Хунда каждый электрон занимает отдельную равноэнергетическую орбиталь; неспаренных электронов три:

2p³: [↑] [↑] [↑].

4. Катион содержит 12 − 2 = 10 электронов, его конфигурация совпадает с конфигурацией Ne:

Mg²⁺: 1s²2s²2p⁶.

5. На d-подуровне пять орбиталей, каждая вмещает максимум два электрона:

N_max(d) = 5 · 2 = 10.

Двенадцать электронов превышают эту вместимость.

Дополнительная практика: квантовые состояния и спектры

Задания 1–8 относятся к углублённому дополнению; задание 9 связывает его с конфигурациями основного маршрута. Для численных задач используйте h ≈ 6,63 · 10⁻³⁴ Дж · с и c ≈ 3,00 · 10⁸ м/с.

1. Проверьте наборы (n; l; m_l; m_s): а) (3; 2; −2; +1/2); б) (2; 2; 0; −1/2); в) (4; 1; 2; +1/2); г) (1; 0; 0; 0). Назовите первую нарушенную границу.
2. Для 4d укажите n, l, все m_l, число орбиталей и максимальное число электронов.
3. Для 1s водорода один график имеет максимум при r = 0, другой — при r = a₀. Какой изображает |ψ|², какой — P(r)? Почему из второго не следует пустота возле ядра?
4. Найдите число радиальных, угловых и всех узлов у 2s, 3p и 3d в водородоподобной модели.
5. Верно ли, что 2s и 2p обязаны иметь одинаковую энергию у любого атома? Ответьте отдельно для упрощённой модели H и многоэлектронной модели.
6. Найдите частоту и энергию одного фотона с длиной волны 620 нм в вакууме.
7. При однофотонном переходе энергия атома изменилась на −3,00 · 10⁻¹⁹ Дж. Это испускание или поглощение? Найдите частоту фотона и его длину волны в вакууме.
8. Электроны описаны наборами (2; 1; 0; +1/2) и (2; 1; 0; −1/2). Могут ли они занимать одну пространственную орбиталь? Можно ли поместить туда третий электрон?
9. Запишите основные конфигурации Cr, Cu, Fe²⁺ и Fe³⁺. Сколько внешних электронов у нейтрального Fe и почему ответ не описывает всю его валентную область?

Решения дополнительной практики

1. а) Набор допустим: при n = 3 разрешено l = 2, при l = 2 разрешено m_l = −2, спиновая проекция +1/2 разрешена. б) Нельзя l = 2 при n = 2: максимум l = 1. в) При l = 1 магнитное число не превосходит +1, поэтому m_l = 2 запрещено. г) Спиновая проекция электрона не равна нулю: разрешены только ±1/2.

2. Для 4d: n = 4, l = 2. Значения m_l: −2, −1, 0, +1, +2; это пять орбиталей, максимум 5 · 2 = 10 электронов.

3. При r = 0 максимальна объёмная плотность |ψ|². Функция P(r) = 4πr²|ψ|² максимальна при r = a₀. Возле ядра объёмная плотность ненулевая; нулевой объём слоя при r = 0 объясняет ноль P(0). Ни одна из функций не показывает стенку пустой сферы.

4. 2s: радиальных 2 − 0 − 1 = 1, угловых 0, всего 1. 3p: радиальных 3 − 1 − 1 = 1, угловых 1, всего 2. 3d: радиальных 3 − 2 − 1 = 0, угловых 2, всего 2. Две угловые узловые поверхности у d не обязательно являются двумя плоскостями: для d_z² это конусы.

5. Утверждение для любого атома неверно. В нерелятивистской кулоновской модели H уровни 2s и 2p вырождены, потому что энергия зависит только от n. В многоэлектронной центральнополевой модели они обычно имеют разные энергии; равенство n недостаточно. Малые поправки и внешние поля выходят за пределы первой модели.

6. Переводим 620 нм = 6,20 · 10⁻⁷ м. Затем:

ν = (3,00 · 10⁸)/(6,20 · 10⁻⁷) ≈ 4,84 · 10¹⁴ Гц.

E_фотона = hc/λ ≈ 3,21 · 10⁻¹⁹ Дж.

Единицы согласованы: Дж · с, умноженные на с⁻¹, дают джоули.

7. Атом теряет энергию, следовательно, испускает фотон с положительной энергией 3,00 · 10⁻¹⁹ Дж:

ν = E_фотона/h ≈ 4,52 · 10¹⁴ Гц.

λ = hc/E_фотона = 6,63 · 10⁻⁷ м = 663 нм.

Знак ΔE относится к атому; энергия фотона отрицательной не становится.

8. Первые три числа одинаковы, следовательно, пространственная орбиталь одна. Проекции спина различны, поэтому два электрона допустимы. Третьего значения m_s нет; третий электрон на той же орбитали нарушил бы принцип Паули. Разные стрелки не обозначают вращение шариков в разные стороны.

9. Конфигурации:

Cr: [Ar]3d⁵4s¹; Cu: [Ar]3d¹⁰4s¹.

Fe²⁺: [Ar]3d⁶; Fe³⁺: [Ar]3d⁵.

У нейтрального Fe два внешних электрона 4s², потому что наибольшее занятое n равно 4. Электроны 3d тоже важны для химического поведения, поэтому внешний слой и валентная область здесь не совпадают.

Связанные темы

Для подсчёта частиц повторите строение атома. Связь конфигураций с группой объясняет периодическая система. Распределение электронов между атомами рассматривают электроотрицательность и типы химической связи.

Источники: OpenStax: орбитали и квантовые числа; OpenStax: конфигурации, принцип Паули и правило Хунда; OpenStax: конфигурации ионов. Примеры и задания составлены для этой статьи.

Дополнение: линейчатый и сплошной спектры

Основной смысл. Спектр показывает распределение излучения по длинам волн или частотам. Здесь сравниваем именно спектры испускания; тёмные линии поглощения на ярком фоне — другая ситуация.

В линейчатом спектре различимы отдельные узкие линии. В сплошном спектре излучение заполняет непрерывный диапазон длин волн; его интенсивность при этом не обязана быть одинаковой во всём диапазоне.

Возбуждённый разреженный атомный газ при подходящих условиях даёт характерные линии: отдельным переходам между состояниями соответствуют определённые энергии фотонов. Для нагретого плотного тела, например нити лампы накаливания, характерен тепловой континуум. Он может служить фоном, на который накладываются другие особенности. Сплошной спектр не отменяет соотношение E_фотона = hν: непрерывно распределены регистрируемые частоты, а не исчезает фотонная природа света.

Разбор: сигнал при 500 нм

В собственной идеализированной модели A содержит только линии 450, 520 и 610 нм в показанном диапазоне, а B — континуум от 400 до 700 нм. Фон и уширение в этой задаче исключены. В каком случае предусмотрен сигнал при 500 нм? Можно ли назвать элемент источника A?

В модели B сигнал при 500 нм есть: это внутренняя точка непрерывного диапазона. В A такой линии нет, поэтому при заданных допущениях сигнал там нулевой. Назвать реальный элемент нельзя: набор специально придуман, а не взят из справочника. Для идентификации сопоставляют измеренный набор линий со справочными данными, учитывая условия возбуждения и состав образца; одно зрительное сходство недостаточно.

Границы сравнения. Два рисунка не исчерпывают реальные спектры. У молекул электронные, колебательные и вращательные переходы образуют сложные наборы близких линий и полосы; неразрешённые полосы могут выглядеть непрерывными. Реальные атомные линии имеют конечную ширину: важны движение частиц, взаимодействия при столкновениях и разрешение прибора. Температура, давление, состояние вещества и способ возбуждения влияют на наблюдаемую картину. Поэтому нельзя без условий приписать любому газу исключительно линии, а любому плотному телу исключительно гладкий спектр.

Два вопроса о спектре и его границах

1. При ухудшении разрешения прибора две близкие линии перестали различаться. Доказывает ли это появление нового непрерывного набора атомных уровней?
2. Молекулярный газ дал широкие полосы. Почему нельзя отвергнуть результат только потому, что он не похож ни на три линии A, ни на гладкую кривую B?

Ответы о линиях и диапазонах

1. Нет. Изменился способ регистрации: прибор может слить близкие линии в один контур. Это не изменение энергетических уровней самого атома. Следует проверить разрешение и физическое уширение, прежде чем менять модель источника.
2. Рисунки показывают лишь два простых случая. У молекулы есть дополнительные колебательные и вращательные состояния; множество переходов может образовать полосу, особенно если отдельные линии не разрешаются. Полосатый спектр совместим с квантованными состояниями; состав и природу полос проверяют отдельно.

Сверка понятий: OpenStax 6.1: континуум и линейчатые спектры, NIST: ширина спектральных линий, IUPAC: полосатые спектры. Схема, условие разбора и ответы составлены для этой статьи.

Выбрать другой маршрут курса