Спин и магнитный момент

Несмотря на то, что спин не связан с реальным вращением частицы, он тем не менее порождает определённый магнитный момент, а значит, приводит к дополнительному (по сравнению с классической электродинамикой) взаимодействию с магнитным полем. Отношение величины магнитного момента к величине спина называется гиромагнитным отношением, и, в отличие от орбитального углового момента, оно не равно магнетону ( ):

Введённый здесь множитель g называется g-фактором частицы; значения этого g-фактора для различных элементарных частиц активно исследуются в физике элементарных частиц.

При́нцип Па́ули (принцип запрета) — один из фундаментальных принципов квантовой механики, согласно которому два и более тождественных фермиона не могут одновременно находиться в одном квантовом состоянии.

Принцип был сформулирован для электронов Вольфгангом Паули в 1925 г. в процессе работы над квантомеханической интерпретацией аномального эффекта Зеемана и в дальнейшем распространён на все частицы с полуцелым спином. Полное обобщённое доказательство принципа было сделано им в 1940 г. в рамках релятивистской квантовой механики: волновая функция системы фермионов является антисимметричной относительно их перестановок, поведение систем таких частиц описывается статистикой Ферми — Дирака.

Принцип Паули можно сформулировать следующим образом: в пределах одной квантовой системы в данном квантовом состоянии может находиться только одна частица, состояние другой должно отличаться хотя бы одним квантовым числом.

В статистической физике принцип Паули иногда формулируется в терминах чисел заполнения: в системе одинаковых частиц, описываемых антисимметричной волновой функцией, числа заполнения могут принимать лишь два значения N_p = 0,1

Природа химической связи

По современным представлениям химическая связь между атомами имеет электростатическую природу. Под химической связью понимают электрические силы притяжения, удерживающие частицы друг около друга.

Частицы, которые принимают участие в образовании химических связей, могут быть атомами, молекулами или ионами.

Каждая химическая связь в структурных формулах представляется валентной чертой, например: H−H (связь между двумя атомами водорода) H₃N−H⁺ (связь между атомом азота молекулы аммиака и катионом водорода) (K⁺)−(I⁻) (связь между катионом калия и иодид-ионом)

Ковалентная связь

Каждая химическая связь в структурных формулах представляется валентной чертой, например:

Химическая связь образуется за счет притяжения ядер атомов к паре электронов (обозначаются точками ··), которую в электронных формулах сложных частиц (молекул, сложных ионов) изображают валентной чертой −, в отличие от собственных, неподеленных пар электронов каждого атома, например:

Химическая связь называется ковалентной, если она образована путем обобществления пары электронов обоими атомами.

Периоди́ческая систе́ма хими́ческих элеме́нтов (табли́ца Менделе́ева) — классификация химических элементов, устанавливающая зависимость различных свойств элементов от заряда атомного ядра. Система является графическим выражением периодического закона, установленного русским химиком Д. И. Менделеевым в 1869 году. Её первоначальный вариант был разработан Д. И. Менделеевым в 1869—1871 годах и устанавливал зависимость свойств элементов от их атомного веса (по-современному, от атомной массы). Всего предложено несколько сотен^[1] вариантов изображения периодической системы (аналитических кривых, таблиц, геометрических фигур и т. п.). В современном варианте системы предполагается сведение элементов в двумерную таблицу, в которой каждый столбец (группа) определяет основные физико-химические свойства, а строки представляют собой периоды, в определённой мере подобные друг другу.

Энергетический спектр молекул знать очень важно, поскольку система электронных, колебательных и вращательных уровней определяет все физико-химичейсие свойства. 

Энергетический спектр молекул значительно шире энергетических спектров атомов и имеет большое число близко расположенных друг к другу энергетических уровней. 

Энергетический спектр молекул содержит много близко расположенных уровней. Если рассматривать лишь колебательные состояния одного электронного терма, то хорошей моделью спектра одной моды является эквидистантный спектр гармонического осциллятора. Правда, почти во всех экспериментах существенную роль играет ангармоничность колебаний. Для многоатомных молекул, содержащих более 3 - 4 атомов, плотность колебательных состояний очень быстро растет с энергией. 

Многоэлектронные атомы. Для атомов, содержащих более одного валентного электрона, уравнение Шрёдингера может быть решено лишь приближенно. В приближении центрального поля предполагается, что каждый электрон движется в центрально-симметричном поле, создаваемом ядром и другими электронами. В этом случае состояние электрона полностью определяется квантовыми числами п, l, m_l и m_s (m_s – проекция спина на фиксированную ось). Электроны в многоэлектронном атоме образуют оболочки, энергии которых растут по мере увеличения квантового числа п. Оболочки с n = 1, 2, 3 ... обозначаются буквами K, L, M ... и т.д. Согласно принципу Паули, в каждом квантовом состоянии не может находиться более одного электрона, т.е. никакие два электрона не могут иметь одинаковый набор квантовых чисел п, l, m_l и m_s. Это приводит к тому, что оболочки в многоэлектронном атоме заполняются в строго определенном порядке и каждой оболочке соответствует строго определенное число электронов.