Full resolution (JPEG) - On this page / på denna sida - Sidor ...
<< prev. page << föreg. sida << >> nästa sida >> next page >>
Below is the raw OCR text
from the above scanned image.
Do you see an error? Proofread the page now!
Här nedan syns maskintolkade texten från faksimilbilden ovan.
Ser du något fel? Korrekturläs sidan nu!
This page has never been proofread. / Denna sida har aldrig korrekturlästs.
66
TEKNISK TIDSKRIFT
13 april 1929
hörande energikurvorna representerade som
funktioner av kärnavståndet r. Förutsättningen för en stabil
molekyl är att energikurvan för ett visst kärnavstånd
(r0) uppvisar ett minimum. Det av Heitler och
London beräknade r„-värdet stämmer också
utomordentligt väl med det kärnavstånd man erhåller ur
undersökningarna över H2-molekylens spektrum.
Se vi problemet ur fysikalisk synpunkt, hava de
båda lösningarna följande betydelse. Den
symmetriska (s) lösningen angiver det fall, där de båda
Il-atomernas elektronspinn stå antiparallellt riktade,
den antisymmetriska (a) återigen det fall, där dessa
hava samma riktning. Tillämpa vi Pauli regel på
elektronfördelning uti molekylen, inse vi omedelbart
att den antisymmetriska lösningen icke kan föra till
molekylbildning. Här ligga de båda elektronerna i
samma kvantcell (nl — i, lx — o, mx — o, st = 1/2;
ii2 — 1, l2 — o, m2 = o, s2 = 1/s), medan så ej är fallet
med den symmetriska lösningen (n1 — 1, — o, m1 =
= 0, Sj = + Va", n2 = 1, l2 = o, m., = o, s2 — — V»)*
Sammanstöter däremot en neutral H-atom {n1= 1)
med en aktiverad sådan (n2 = 2, 3...), kan
förutom den symmetriska även den antisymmetriska
lösningen föra till molekylbildning, då ju den
sistnämnda nu icke längre innebär ett upphävande av
Pauli principen. Dessa förhållanden hava på ett
utomordentligt sätt verifierats genom
undersökningarna över H2-molekylens spektrum, enligt vilket de
aktiverade energitillstånden äro uppdelade i två skarpt
åtskilda system svarande till de båda lösningarna a
och s. Däremot omfattar molekylens normaltillstånd
endast den symmetriska lösningen. Av samma skäl
förstå vi nu, varför t. e. inga He2-. H3-, Hg2-molekyler
kunna uppstå ur atomer i normaltillstånden.
London har nyligen generaliserat dessa ansatser
(Zeitschr. f. Physik 46, 455, 1928) och skapat ett
valensbegrepp, som utmynnar i satserna: valenstalet
hos en atom är likvärdigt med antalet fria
elektronspinn; en valens mättas, då ett elektronspinn
(s =-}-VsJ upphäves av ett härtill antiparallellt
spinn (s — — */»). En valensmättning innebär
således en parning av två elektroner med motsatta
spinn.1 Dessa enkla satser hava en förvånansvärd
räckvidd såsom framgår vid deras tillämpning på
några av de i inledningen berörda problemen.
Vi erinra härvid om följande: samtliga valens-
1 En roterande elektron alstrar ett magnetiskt moment
(magneten). Beteckningen elektronspinn kan därför
lämpligen utbytas mot beteckningen elektronmagnet. Flertalet
stabila molekyler äro diamagnetiska, emedan deras
elektron-magneter i normaltillståndet parvis upphäva varandra.
Exempel på paramagnetiska molekyler äga vi uti NO och Oj med
resp. en och två öppna elektronmagneter.
Londons teori innebär en oerhörd schematisering över ett
komplicerat problem och kan därför ingalunda betraktas som
det slutgiltiga svaret på frågan om valensens natur. Att de
elektroner i det yttre oavslutade skalet representeras
av samma huvudkvantetal n; två elektroner med
samma l- och m-tal måste hava motsatta spinn (s =r ± 1/2)
och upphäva således varandras valenser. i
nedanstående tabeller äro angivna elektronfördelningen på de
olika realiserbara energitillstånden. Endast de med
en elektron besatta platserna lämna således bidrag till
valenstalet.
1. Halogenerna: F, Cl, Br, J; 7 st.
valenselektroner.
l ■ m n — 1 2 3 [-Valenstal-] {+Valens- tal+} 1
0 1 2
0 - 1 0 + 1 — 2 - i, o + 1 4-2
{ i 2 2 2 1 _ 1
Fördelnings-J II 2 2 1 1 1 — — 3
möjligheter i III 2 1 1 l 1 i — — 0
UV 1 1 1 1 1 1 t 7
För fluor är n — 2 och således ifrågakommer här
endast fördelningsmöjligheten i. Fluor är således
1-värdigt,, medan de övriga äro 1-, 3-, 5-, 7-värdiga.
Med användning av samma tabell finna vi lätt att
för de båda följande:
2. Syregruppen (O, S, Se, Te) med 6
valenselektroner. Syret uppträder som enbart 2-värdigt,
medan de övriga äro 2-, 4- och 6-värdiga,
3. Kvävegruppen (N, P, As, Sb, Bi) med 5
valenselektroner. Kvävet uppträder som 1- och 3-värdigt,
de övriga som 1-, 3- och 5-värdiga. Att kväve
till-lika kan uppträda som 5-värdigt skall enligt London
bero av dess typiskt ionbildande karaktär i dylika
föreningar (jfr t. e. NH4-ionen).
4. Kolgruppen (C, Si, Ce, Sn, Pb) med 4
valenselektroner. Här intager, i motsättning till
förhållandena uti de förutnämnda grupperna, redan kolet
samtliga maximalvalenser, vilket lätt inses av
nedanstående tabell.
l m 11 = 1 » = 2 Valenstal
0 1
0 — 1 0 + i
i 1 2 2 0
Fördelningsmöjligheter II 2 1 1 — 2
Ini 1 1 1 1 4
stabila molekylbildningarna sammanträffa med
elektronspinnens parning är — såsom spektroskopisterna (Hund,
Mul-liken o. a.) redan hunnit påvisa — endast en regel med
betydelsefulla undantag (t. e. O»). Valensproblemet är dock
först och sist ett utslag av energiförhållandena i molekylen.
Det är därför att hoppas, att studiet av molekylspektra, där
dessa förhållanden framträda med utomordentlig skärpa, skall
bidraga till klarläggandet av valensproblemet och tillåta ett
fortsatt framträngande på de banor, som äro ägnade att ännu
fastare sammanknyta fysik och kemi med varandra,
OM SOCKRETS SMAK OCH FÄRG.
Av disponent S. Reuterskiöld.
Då jag i den festskrift, som utkommer med
anledning av Chalmerska institutets 100-årsjubileum i
november månad innevarande år, kommer att utförligt
behandla detta ämne, lämnar jag härmed endast ett
kortfattat referat av mitt föredrag vid kemistmötet.
Sockerraffineringen har gamla anor. Som bekant
<< prev. page << föreg. sida << >> nästa sida >> next page >>
