Kwantowy Model Atomu.docx

Kwantowy Model Atomu

Do opisu elektronów w atomie potrzeba 4 liczb kwantowych

Główna liczba kwantowa n

może przyjmować wartości całkowitych liczb dodatnich, n = 1, 2, 3, ........

Poboczna (dodatkowa, orbitalna, azymutalna ) liczba kwantowa l

może przyjmować n wartości: n = od 0, 1, 2, .......do (n-1)

- opisuje nam energię cząstki obliczaną za pomocą równania Schroedingera

energia Elektronu jest skwantowana

- określa numer powłoki elektronowej do której należy elektron

- decyduje o wielkości orbitalu

Powłoki często  oznacza się za pomocą kolejnych dużych liter wziętych z badań widm emisyjnych lub absorbcyjnych promieniowania rentgenowskiego.

Orbital („chmura elektronowa”) – region w przestrzeni gdzie prawdopodobienstwo znalezienia elektronu wynosi 90%

- opisuje moment pędu elektronu

- informuje nas o kształcie orbitalu a jej wartości wynikają z rozwiązania funkcji radialnej, która opisuje gęstość prawdopodobieństwa znalezienia się elektronu w określonej odległości od jądra

- dla l = 0 orbital jest chmurą kulistą (sferyczną), której gęstość maleje, gdy wzrasta odległość od jądra. Kształt takiego orbitalu oznacza się literą s i mówimy wtedy, że mamy do czynienia z orbitalami typu s

- dla l = 1, kształt orbitalu jest chmurą elektronową, która składa się z dwóch płatów rozmieszczonych po przeciwnych stronach jądra. Płaty te są rozdzielone płaszczyzną węzłową, przecinającą jądro. Elektron tego orbitalu nigdy nie znajdą się na tej płaszczyźnie oraz nigdy nie znajdą się przy jądrze. Ten typ orbitalu oznaczony jest literą p.

- dla l = 2, kształt orbitalu ma budowę bardziej skomplikowaną od orbitalu typu p. Orbital ten oznacza się literą d

- dla wartości liczby pobocznej l = 3 otrzymujemy orbital typu f.

Określenie " kształt orbitalu" oznacza powierzchnię graniczną obejmującą większą część gęstości prawdopodobieństwa znalezienia elektronu.

Magnetyczna liczba kwantowa m

przyjmuje liczby całkowite od -l do +l (z zerem)

istnieje 2l+1 możliwych rozwiązań

- opisuje rzut momentu pędu na wyróżniony kierunek

- decyduje o orientacji przestrzennej orbitalu

Przypadek kiedy różne stany elektronu w atomie, posiadają taką samą energię, nazywa się degeneracją stanu energetycznego.  Degeneracja poziomów energetycznych jest konsekwencją faktu nie wyróżnienia w atomie żadnego kierunku. I tak stany; p są trzykrotne, stany d - pięciokrotne, a stany f - siedmiokrotnie zdegenerowane. Dopiero w obecności pola magnetycznego pojawia się wyróżniony kierunek: kierunek linii sił pola magnetycznego. Zewnętrzne pole magnetyczne zmienia wzajemne ustawienie się orbitali w przestrzeni.

Jeżeli mamy do czynienia z potrójnie zdegenerowanym stanem p, to w polu magnetycznym nastąpi rozszczepienie na trzy podpoziomy; pięciokrotnie zdegenerowany poziom d rozszczepia się na pięć podpoziomów, itd.

Zjawisko Zeemana jest jednym z najbardziej bezpośrednich potwierdzeń koncepcji kwantyzacji momentu pędu.

W nieobecności zewnętrznego pola magnetycznego w wyniku przejścia ze stanu d do stanu p powstaje tylko jedna linia widmowa. Gdy przyłożone zostanie zewnętrzne pole magnetyczne, wtedy możliwych jest sześć przejść, chociaż będą występować jedynie trzy rozróżnialne energie.

Atomic Energy States

(2-dimentinal)

Spinowy moment pędu s nazywany krótko spinem.

możliwe wartości: ½ lub – ½

- opisuje rzut spinu na wyróżniony kierunek

- decyduje o orientacji przestrzennej spinu. Jest on wynikiem ruchu obrotowego elektronu wokół własnej osi

Bardziej szczegółowe badania struktury poszczególnych linii widmowych ujawniły, że rozszczepiają się one w bardziej skomplikowany sposób, niż wynikałoby to z efektu Zeemana. Zjawisko to nazwano anormalnym zjawiskiem Zeemana.

Obserwowane efekty zewnętrzne, to linie widma atomowego wodoru.

Widmo liniowe atomu sodu (Na)

Niekiedy następuje rozdwojenie linii, co wskazuje na rozdwojenie poziomów energetycznych.

kiedy przyłożymy zewnętrzne pole magnetyczne (B), to pojawiają się zauważalne różnice w stanach energetycznych. Spinowej liczbie kwantowej ms = +1/2 odpowiada spin skierowany w górę, a ms = -1/2 odpowiada spin skierowany w dół.

Działanie odpychające elektronów osłabia siłę przyciągania elektronu przez jądro, a samo zjawisko nazywamy ekranowaniem.

O wartości energii elektronu decyduje również efekt tzw. przenikania elektronów s, które polega na tym że, elektron s dowolnej powłoki może znaleźć się blisko jądra. W atomach wieloelektronowych, efekty przenikania i ekranowania elektronów powodują, że elektrony s mają mniejszą energię niż elektrony p tej samej powłoki. Wartość energii orbitali wzrasta w kolejności s < p < d < f.

Zasada rozbudowy powłok mówi, że kolejne orbitale są zajmowane w porządku wzrastającej energii.

Zakaz Pauliego - dwa elektrony mogą zajmować ten sam orbital tylko wówczas, gdy ich spiny są przeciwne tj. zorientowane w przeciwnych kierunkach.

Reguła Hunda - elektrony obsadzają orbitale w taki sposób, aby liczba niesparowanych elektronów w danej podpowłoce była możliwie największa.