квантования (в частности, при условии равенства момента импульса электрона на круговой орбите целому кратному постоянной Л/2л; это условие часто неправильно включают в число постулатов Бора) позволило самому Бору, А. Зоммерфельду (A, Sommerfeld) и др, уч╦ным объяснить закономерности в оптич. и рентгеновских спектрах и дать физ. истолкование периодич. закона элементов. Однако модельная теория Бора встретилась с рядом трудностей при объяснении свойств сложных атомов и простейших молекул (уже для атома гелия и молекулы водорода), что было связано с использованием классич, механики и имело принципиальный характер. Эти трудности были разрешены на следующем этапе развития А, ф. созданием начиная с 1925 после-
доват. квантовой теории,
Лит.: Зубов В. П., Развитие атомистических представлений до нач. XIX в., М., 1965; Кедров Б, М., Три аспекта атомистики, ч. 2 ≈ Учение Дальтона, Истории, аспект, М., 1969; X у н д Ф., История квантовой теории, пер. с нем., К., 1980; Д ж е м м е р М., Эволюция понятий квантовой механики, пер. с англ.т М-, 1985; Е л ь я ш е в и ч М. А.т Развитие Нильсом Бором квантовой теории атома и принципа соответствия, «УФН», 1985, т. 147, с. 253. М. А. Елългиеаич-
АТОМНЫЕ ОРБИТАЛИ ≈ волновые ф-ции индивидуальных электронов атомов, описываемые тремя квантовыми числами ≈ гл. квантовым числом д, орбитальным квантовым числом / момента импульса и орбитальным магн. квантовым числом mi. А. о., имеющие значения £=0, 1, 2, 3, 4, , . ., обозначаются соотв. буквами 5, р, dt /, #, , . . (подробнее см, Орбиталъ).
В. Г. Дашевсъий,
АТОМНЫЕ СПЕКТРЫ ≈ спектры поглощения и испускания свободных или слабо взаимодействующих атомов, возникающие при излучательных квантовых переходах между их уровнями энергии. А. с. наблюдаются для разреженных газов или паров и для плазмы. А. с. линейчатые, т. е. состоят из отд. спектральных линий, каждая из к-рых соответствует переходу между двумя электронными уровнями энергии атома £/ и
#д и характеризуется значением частоты v поглощаемого и испускаемого эл.-магн. излучения; согласно условию частот Бора (см. Атомная физика] ftv≈
≈Si≈£V Наряду с частотой, спектральная линия характеризуется волновым числом vie (с ≈ скорость света) и длиной волны k≈c/v. Частоты спектральных линий выражают в с"1, волновые числа ≈ в .см"1, длины волн ≈ в нм и мкм, а также в ангстремах (А). В спектроскопии волновые числа также обозначают буквой v.
Под А. с. в узком смысле слова понимают оптич, спектры атомов, т. е. спектры, лежащие в видимой, близкой ИК- (до неск. нм) и УФ-областях спектра и соответствующие переходам между уровнями внеш. электронов с типичными разностями энергий порядка неск. эВ (в шкале волновых чисел порядка десятков тысяч см"1). К А. с. в широком смысле относятся также и характеристич. рентгеновские спектры атомов, соответствующие переходам между уровнями внутр. электронов атомов с разностями энергий ~103≈Ю4 эВ, и спектры в области радиочастот, возникающие при переходах между уровнями тонкой структуры и сверхтонкой структуры (см. также Радиоспектроскопия} и при переходах между очень высокими возбужд╦нными уровнями атомов (такие переходы наблюдаются методами радиоастрономии).
Для данного элемента могут наблюдаться спектральные линии нейтрального атома и спектральные линии ионизованного атома. Линии спектра нейтрального атома принято отмечать цифрой J при символе хим. элемента, линии, принадлежащие положит, ионам,≈ римскими цифрами II, III, ... соотв. кратности иона (напр., Nal, Nail, Nalll,... для Na, Na + , Na+ + , . , .), при этом часто говорят о 1-м, 2-м, 3-м ... спектре данного элемента.
Наиб, простыми А. с. обладают атом водорода и во-дородоподобные ионы (спектры HI, Hell, L1III, . . .), к-рые состоят из закономерно расположенных спектральных линий, образующих спектральные серии*
Волновые числа для спектральных линий серии атома водорода и водородоподобных атомов определяются ф-лой
V П "
где nk и п{ ≈ гл. квантовые числа для нижнего и верхнего уровней энергии (см. рис, 1 в ст. Атом), R ≈ Рид-бераа постоянная, Z ≈ ат. номер. При я^≈ 1, 2, 3, 4, 5, 6 и rc,-=n£-fl, п^-\\-2, . . .,» для атома водорода (2=1) получаются соотв. серии Лаймана, Бальмера, Пашена, Брэкета, Пфунда, Хамфри. Для каждой серии существует предел ≈ граница ионизации, соответствующая л/≈ »-со, линии серии сходятся к границе ионизации. В лаб. условиях наблюдения спектра водорода (напр., в электрич. разрядах) серия Лаймана получается как в поглощении, так и в испускании, В спектре Солнца наблюдается в поглощении и серия Бальмера (что связано с возбуждением при высоких темп-pax нач. уровня И£=2).
Спектральные линии атома водорода имеют дублетную тонкую структуру, обусловленную взаимодействием спина электронов с его орбитальным моментом (см, С пин- орбитальное взаимодействие), величина расщепления линий ≈ порядка десятых долей см"1. Это расщепление для водородоподобных ионов возрастает пропорционально Z4, т. е. для Hell в 16 раз по сравнению с HI.
Сравнительно простыми спектрами обладают атомы щелочных металлов, имеющие один внеш. электрон (одвоэ л ект ровные А. с.), их спектральные линии также группируются в серии, волновые числа к-рых выражаются приближ╦нной ф-лой Ридберга:
серия получается при заданном п^ и разл. значениях rij', а и & постоянны для данной серии. Разл. серии (гл. серия, диффузная серия» резкая серия и др.) отличаются значениями а и Ь, зависящими от азимутального квантового числа I. Спектральные линии имеют дублетную тонкую структуру, прич╦м величина расщепления быстро возрастает с увеличением Z (от Li к Cs).
Более сложными А. с. (двухэлектронными спектрами) обладают атомы с двумя внеш. электронами; ещ╦ сложнее спектры атомов с тремя и более внеш. электронами. Особенно сложны спектры элементов, для к-рых происходит достройка внутр. электронных оболочек (^-оболочек переходных элементов и /-оболочек у лан-таноидов и айтиноидов; см. Периодическая система элементов). В сложных спектрах серии уже не уда╦тся выделить. Спектральные линии образуют группы ≈ мультиплеты. В наиб, сложных А. с, число спектральных линий доходит до многих тысяч. Интерпретация сложных спектров с установлением схемы уровней энергии и квантовых переходов между ними представляет трудную задачу систематики А. с.
Систематика А. с. основана на характеристике уровней атома при помощи квантовых чисел и на отбора правилах, определяющих, какие из квантовых переходов возможны. При наличии одного внеш. электрона уровни энергии атома характеризуются (помимо гл. квантового числа электрона) его квантовыми числами I, s и ;, определяющими величины орбитального момента MI, спинового момента Ms и полного момента MJ- = Ml-\\-Ms. Согласно правилам отбора Д£≈il> А/ = 0 ± 1. Для атомов с двумя или неск. внеш. электронами характеристика уровней энергии более сложна и может быть произведена исходя из приближ╦нной характеристики од но электронных состояний при помощи квантовых чисел rat-, i, и Sf (J,- = 0, 1,2, ..., n/ = l, si~ Va) и применяя векторную схему сложения орбитальных моментов Мц и спиновых моментов Mst-. В случае нормальной связи, когда электростатич. взаимодействия электронов много больше их
Ш
3
х
153
")
}
