Elektron(y) w atomie zasada nieoznaczoności Heisenberga

Prezentacja na temat: "Elektron(y) w atomie zasada nieoznaczoności Heisenberga"— Zapis prezentacji:

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

2 Zasada nieoznaczoności Heisenberga
Obszar orbitalny i kontur orbitalu - Kontur orbitalu + Obszar orbitalny

3 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.

4 Założenia zasady nieoznaczoności
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, gdzie prawdopodobieństwo jest małe chmura jest zagęszczona słabiej, im dalej od jądra tym mniejsze zagęszczenie i prawdopodobieństwo.

5 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

6 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 ma 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:

7 Reguła Hunda i n + l 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

8 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

9 Zapełnianie poziomów orbitalnych przez elektrony zgodnie z reguła Hunda i regułą n + l
15P: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 26V : 1s2 3s2 3p6 4s2 3d6 n+l = = 1 2+0 =2 2+1 =3 3+0= 3 3+1= 4 n+l = 1+ 0 = 1 2+0 =2 2+1=3 3+0= 3 3+1= 4 4+0= 4 3+2= 5

10 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, ms) – przykład dla at. azotu: 7N: 1s2 2s2 2p3 n = 1 l = 0 m = 0 ms = - 1/2 ms = +1/2 n = 2 ms = +1/2 l = 0 m = 0 ms = - 1/2 m = - 1 m = 0 m = +1 n = 2 l = 1 ms = - 1/2 ms = - 1/2 ms = - 1/2