Таврический национальный университет им. В.И. Вернадского

Кафедра экспериментальной физики

Лабораторная работа № 3

СПЕКТР ПОГЛОЩЕНИЯ

ПАРОВ ЙОДА

Симферополь 2004

1. СОДЕРЖАНИЕ

СОДЕРЖАНИЕ 2

ВВЕДЕНИЕ 3

1. Природа сил химической связи 3

1.1 Методы анализа сложных молекул 3

1.1.1 Метод валентных связей 5

1.1.2 Метод молекулярных орбиталей 7

1.1.3 Заключение 7

2. Структура энергетических уровней молекул 8

2.1 Потенциальные кривые электронных состояний молекул 8

2.2 Колебательные уровни энергии молекул 9

2.3 Вращательные уровни энергии молекул 11

2.4 Заключение 12

3. Молекулярные спектры 13

3.1 Общие характеристики молекулярных спектров 13

3.1.1 Вращательные спектры молекулы. 14

3.1.2 Колебательно-вращательные спектры молекулы 15

3.1.3 Электронные спектры молекулы. 16

3.2 Спектр поглощения двухатомной молекулы йода 19

4. Экспериментальная часть 20

4.1 Описание установки 20

4.2 Обработка результатов. Задание. 21

4.3 Вопросы к отчету 23

Литература 23

Лабораторная работа № 1

СПЕКТР ПОГЛОЩЕНИЯ ПАРОВ ЙОДА

2. ВВЕДЕНИЕ

Понятие молекулы впервые было введено в химии. Молекула – наименьшая частица вещества, обладающая его основными химическими свойствами и способная существовать самостоятельно. Молекула состоит из одинаковых или различных атомов соединенных в единое целое силами межатомных взаимодействий (химическими связями).

Исследования атомных спектров показали, что все основные закономерности, наблюдаемые в них, обусловлены особенностями структуры электронной оболочки и электронных состояний атома. Химические свойства атомов – способность к образованию тех или иных молекул – объясняются также свойствами их электронных оболочек. Однако результат проявления химических свойств, а, следовательно, и сами эти свойства принадлежат не одному, а совокупности атомов, взаимодействие которых приводит к образованию молекулы. В процессе химического взаимодействия, в механизме химической связи важное значение имеют те электроны атома, которые характеризуются сравнительно малыми энергиями при изменении их состояний. Такими электронами являются внешние электроны атома. Действительно, электроны, находящиеся на внутренних заполненных оболочках, в образовании химической связи практически участия не принимают.

В отдельных случаях можно химическое взаимодействие свести к электростатическим силам. Так в ионных соединениях валентные электроны атомов при взаимодействии переходят от одного атома к другому. При этом атомы превращаются в ионы с различными электрическими зарядами, взаимодействие которых описывается законом Кулона. Образуется так называемая ионная связь.

Поскольку кулоновское взаимодействие в первом приближении не искажает электронную структуру ионов, то можно считать, что при наличии ионной связи ионы в основном сохраняют свою индивидуальность в молекуле.

Однако часто при образовании молекул не наблюдается переход электронов от одного атома к другому, и, следовательно, ионная связь отсутствует. К таким молекулам относятся, например, молекулыи др. Естественно, что для таких молекул характерным является другой тип связи – ковалентный, в котором природа сил взаимодействия не может быть объяснена законами электростатики

Следовательно, мы можем разделить все химические связи на два класса – ионную и ковалентную. Такая классификация, безусловно, является определенным упрощением. Реальные химические связи могут характеризоваться различными степенями (ионности) и (ковалентности).