Elektron(y) w atomie - zasada nieoznaczoności Heisenberga - orbital atomowy (poziom orbitalny) - kontur orbitalu - reguła Hunda i n+l - zakaz Pauliego

Zasada nieoznaczoności Heisenberga + - Kontur orbitalu Obszar orbitalny

Założenia zasady nieoznaczoności Elektron posiada dualistyczną naturę - korpuskularno-falową, czyli jest punktem materialnym i falą elektromagnetyczną Elektron w stanie podstawowym (stacjonarnym) nie jest punktem materialnym krążącym po ustalonej orbicie wokół jądra Nie jest możliwe jednoczesne dokładne wyznaczenie położenia i pędu elektronu (nie jest możliwe wyznaczenie toru i położenia elektronu w przestrzeni wokół jądra) w danym momencie Można rozpatrywać tylko prawdopodobieństwo znalezienia elektronu w określonym czasie w dowolnym punkcie przestrzeni wokół jądra atomowego (tzw. chmurze elektronowej) Chmura elektronowa nie ma wyraźnej granicy zewnętrznej, jest mocniej zagęszczona gdzie prawdopodobieństwo jest duże, tam gdzie prawdopodobieństwo jest małe chmura jest zagęszczona słabiej, im dalej od jądra tym mniejsze zagęszczenie i prawdopodobieństwo.

Orbital atomowy (poziom orbitalny) i kontur orbitalu Stan elektronu w atomie matematycznie opisuje funkcja falowa psi (Ψ) – orbital atomowy (poziom orbitalny) Kwadrat tej funkcji [Ψ] 2 wskazuje na prawdopodobieństwo znalezienia elektronu w danym obszarze przestrzeni wokół jądra Orbitale atomowe odpowiadają określonym stanom energetycznym elektronów w atomie, czyli elektrony posiadają energię skwantowaną i nie mogą przyjmować dowolnej energii Geometryczne kształty orbitali określają przestrzenny rozkład prawdopodobieństwa znalezienie elektronu opisanego danym orbitalem Kontur orbitalu ogranicza przestrzeń, w której prawdopodobieństwo znalezienia elektronu jest największe

Reguła Hunda i n + l W stanie podstawowym (stacjonarnym) elektrony rozmieszczane są w podpowłokach i powłokach, zaczynając od najniżej energetycznych : 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d Elektrony zajmują w pierwszej kolejności tę podpowłokę, dla której suma (n + l) jest najmniejsza Gdy dwie lub więcej podpowłok mają jednakową sumę (n + l), to o kolejności zapełniania decyduje mniejsza wartość n Poziom orbitalny (m) w danej podpowłoce mogą zapełniać tylko 2 elektrony o zbliżonej energii i przeciwnej orientacji spinu:  Powłoka K – 1 podpowłoka: s – z jedenym poziomem orbitalnym  Powłoka L – 2 podpowłoki : s z jednym poziomem orbitalnym i p z trzema poziomami orbitalnymi,  Powłoka M – 3 podpwłoki: s z jednym poziomem orbitalnym, p z trzema poziomami orbitalnymi oraz d z pięcioma poziomami orbitalnymi  Powłoka N – 4 podpowłoki: s z jednym poziomem orbitalnym, p z trzema poziomami orbitalnymi, d z pięcioma poziomami orbitalnymi oraz f z siedmioma poziomami orbitalnymi

Reguła Hunda i n + l (cd.) Liczba niesparowanych elektronów w danej podpowłoce powinna być możliwie największa Pary elektronów (↑↓) tworzą się dopiero po zapełnieniu wszystkich poziomów orbitalnych danej podpowłoki przez elektrony niesparowane o tej samej orientacji spinu Elektrony niesparowane w poziomach orbitalnych danej podpowłoki mają jednakową orientację spinu

Zapełnianie poziomów orbitalnych przez elektrony zgodnie z reguła Hunda i regułą n + l (cd.) 15 P: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 26 V : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6 n+l = = =32+0 =2 3+1= 43+0= 3 n+l = 1+ 0 = =22+1=3 3+0= 33+1= 4 4+0= 43+2= 5

Zakaz Pauliego W atomie nie mogą istnieć dwa elektrony, których stan kwantowy nie różniłby się przynajmniej jedną liczbą kwantową (elektrony w atomie muszą różnić się przynajmniej jedną z 4-ch liczb kwantowych (n, l, m, m s ) – przykład dla at. azotu: 7 N: 1s 2 2s 2 2p 3 n = 1l = 0m = 0m s = - 1/2m s = +1/2 n = 2l = 0m = 0m s = - 1/2m s = +1/2 n = 2l = 1 m = - 1m = 0m = +1 m s = - 1/2