2 Elektronowa struktura atomu.doc

2. Elektronowa struktura atomu

l  =  h / m × v

Według hipotezy de Broglie`a (1924), elektron można rozpatrywać zarówno jako cząstkę materii,                    ale również jako falę powstającą w wyniku poruszania się tej cząstki.                                                                                                                                                                  Z ruchem elektronu w obrębie atomu związana jest fala o długości l zależnej od jego pędu mu:

przy czym:    h – stała Plancka              m – masa elektronu        v – prędkość poruszania się elektronu

Falowa natura cząstek leży u podstaw mechaniki kwantowej, która poprawnie i ilościowo opisuje zachowanie cząstek elementarnych w atomach.

Zasada nieoznaczności Heisenberga: Nie jest też możliwe jednoczesne dokładne wyznaczenie położenia i pędu elektronu, czyli równoczesne podanie  po jakim torze porusza się on w atomie i gdzie znajduje się w danym momencie

Można rozpatrywać tylko prawdopodobieństwo znalezienia elektronu w określonym czasie w dowolnie wybranym punkcie przestrzeni wokół jądra       

Zachowanie się elektronu w obrębie atomu można opisywać za pomocą fali, której amplituda jest ciągłą funkcją współrzędnych przestrzennych x, y, z. Funkcję falową i energię elektronu (cząstki)  wiąże podstawowe równanie mechaniki kwantowej, zwane równaniem Schrödingera;                         dla układu jedno elektronowego równanie to ma uproszczoną postać:

 Równanie                            

                 gdzie:     Y - funkcja falowa

                                m – masa elektronu poruszającego się w polu o potencjale V

                                h – stała Plancka

                                E – energia całkowita elektronu

Równanie to jest równaniem różniczkowym – jego rozwiązaniem są nie liczby tylko funkcje.      

Rozwiązania te,  zwane funkcjami własnymi,  wyrażają stan fizyczny układu jedynie dla pewnych wartości E, nazywanych wartościami własnymi. Oznacza to, że elektrony w atomie nie mogą przyjmować dowolnej energii, czyli ich energia jest kwantowana.

Funkcje własne   y (x,y,z) , będące rozwiązaniami równania Schrödingera, są nazywane orbitalami atomowymi  i określają najbardziej prawdopodobne wartości energii elektronu w atomie,  a kwadrat ich modułu   ½y (x,y,z)½2  podaje gęstość prawdopodobieństwa znalezienia elektronu w określonym miejscu przestrzeni wokół jądra atomu.                                                       

Geometryczne kształty orbitali  wskazują na przestrzenny rozkład prawdopodobieństwa znalezienia elektronu opisanego danym orbitalem. 

         Kontur orbitalu, tzw. „chmura” elektronowa ogranicza przestrzeń, w której prawdopodobieństwo znalezienia elektronu jest największe;

„Chmura” elektronowa nie ma wyraźnej granicy zewnętrznej, jednak im dalej od jądra, tym mniejsze jest prawdopodobieństwo znalezienia elektronu.

          Każdy stan kwantowy elektronu w atomie opisuje się za pomocą czterech liczb kwantowych:

               n – główna liczba kwantowa, określająca energię elektronu w atomie;

przyjmuje wartości liczb naturalnych:  n = 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7.

Elektrony o takiej samej wartości głównej liczby kwantowej w atomie tworzą                                                               tę sama powłokę elektronową atomu; powłoki oznacza się kolejno: K, L, M, N, O, P, Q.

l  - poboczna liczba kwantowa, charakteryzuje symetrię orbitali (podpowłok) elektronowych,                 

rozróżnia stany energetyczne elektronów w tej samej powłoce; przyjmuje wartości liczb całkowitych:                                                   0 l (n –1),  

            tzn., że:                                            

m - magnetyczna liczba kwantowa –  określa liczbę poziomów orbitalnych związaną z ułożeniem się orbitali w przestrzeni pod wpływem zewnętrznego pola magnetycznego;

                                   przyjmuje wartości liczb całkowitych:   - l  £   m   £  l

ms – spinowa liczba kwantowa – związana z momentem pędu elektronu obracającego się wokół własnej osi; przyjmuje tylko dwie wartości:  + ½    i  - ½

Zakaz Pauliego:  w atomie nie mogą istnieć 2 elektrony o identycznym stanie kwantowym, tzn. o tych samych wartościach czterech przypisanych im liczb kwantowych n, l, m i ms. Muszą różnić się przynajmniej jedną z nich

Maksymalna liczba elektronów, które mogą zajmować daną powłokę:      

2n2

                                                                                 główna liczba kwantowa               

Rozmieszczenie elektronów na poziomach kwantowych                                                                                         w atomie w stanie podstawowym