1 / 29

Elementy mechaniki kwantowej w ujęciu jakościowym

Elementy mechaniki kwantowej w ujęciu jakościowym. 1. Hipoteza Broglie`a. W 1924r Louis Victor de Broglie przyjął postulat, że poruszający się elektron jako cząsteczka materialna ma również właściwości falowe,

virote
Télécharger la présentation

Elementy mechaniki kwantowej w ujęciu jakościowym

An Image/Link below is provided (as is) to download presentation Download Policy: Content on the Website is provided to you AS IS for your information and personal use and may not be sold / licensed / shared on other websites without getting consent from its author. Content is provided to you AS IS for your information and personal use only. Download presentation by click this link. While downloading, if for some reason you are not able to download a presentation, the publisher may have deleted the file from their server. During download, if you can't get a presentation, the file might be deleted by the publisher.

E N D

Presentation Transcript


  1. Elementy mechaniki kwantowej w ujęciu jakościowym

  2. 1. Hipoteza Broglie`a • W 1924r Louis Victor de Broglie przyjął postulat, że poruszający się elektron jako cząsteczka materialna ma również właściwości falowe, • Powyższy postulat został potwierdzony w latach 1924-28, kiedy sformułowano nową teorię mechaniki kwantowej (mechaniki falowej), • Teoria umożliwiła poprawne i ilościowe opisanie właściwości cząsteczki (Max Karl Ernest Planck, Arnold Sommerfeld, Erwin Schrodinger, Wener Karl Heisenberg, Wolfgang Pauli, Max Born).

  3. 2. Zasada nieoznaczoności Heisenberga • Zgodnie z kwantowo-mechanicznym opisem atomu, nie można wyobrazić sobie elektronu w stanie stacjonarnym jako sztywnej kulki-punktu krążącego po ustalonej orbicie wokół jądra, • Nie jest możliwe jednoczesne dokładne wyznaczenie położenia i pędu elektronu (to jest podanie toru i gdzie znajduje się w danym momencie),

  4. Cd • Zasada nieoznaczoności Heisenberga mówi, że można rozpatrywać tylko prawdopodobieństwo znalezienia elektronu w określonym czasie w dowolnym punkcie przestrzeni wokół jądra (w tzw. w chmurze elektronowej, • Chmura elektronowa nie ma wyraźnej granicy zewnętrznej, z tym że im dalej od jądra tym mniejsze prawdopodobieństwo znalezienia elektronu.

  5. 3. Orbital atomowy – poziom orbitalny • Stan elektronu w atomie opisuje funkcja falowa Ψ (psi) zwana orbitalem atomowym (poziomem orbitalnym), • Kwadrat funkcji psi (Ψ2) podaje prawdopodobieństwo znalezienia elektronu w danym obszarze przestrzeni wokół jądra – orbital atomowy (określona przestrzeń wokół jądra w której to prawdopodobieństwo wynosi 90%), • orbitale odpowiadają określonym stanom energetycznym elektronów w atomie a to oznacza, że elektrony nie mogą przyjmować dowolnej energii – energia elektronów jest skwantowana

  6. Cd • Geometryczny kształt orbitali wskazuje na przestrzenny rozkład prawdopodobieństwa znalezienie elektronu opisanego danym orbitalem, • Kontur orbitalu (powierzchnia ograniczająca przestrzeń) ogranicza przestrzeń w której prawdopodobieństwo znalezienia elektronu jest największe,

  7. Cd • Najniższemu poziomowi energetycznemu odpowiada obrbital s – kulisty, wyższemu poziomowi energetycznemu odpowiada orbital p – klepsydra, kolejne poziomy energetyczne to: d i f,

  8. 4. Liczby kwantowe a) Główna liczba kwantowa – n

  9. Główna liczba kwantowa - n • Określa energię elektronu w atomie i przyjmuje wartości licz naturalnych n = 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, ... • Stany kwantowe o takiej samej wartości głównej liczby kwantowej n tworzą powłokę elektronową odpowiednio n=1 > K, n=2 > L, n=3 > M, n=4 > N, n=5 > O, n=6 >P, n=7 > Q, • Liczbę stanów kwantowych równą liczbie elektronów, które mogą zapełniać daną powłokę oblicza się z wyrażenia2n2

  10. Liczby kwantowe cd Poboczna liczba kwantowa – l (orbitalna liczba kwantowa – l)

  11. Poboczna (orbitalna) liczba kwantowa l • Rozróżnia stany energetyczne elektronów w tej samej powłoce i charakteryzuje symetrię podpowłok elektronowych (orbitali), • l przybiera wartości liczb całkowitych 0≤ l ≤ n-1 • Dla n =1, l=0, dlan =2, l= 0,1 • dla n =3, l= 0,1,2 dla n =4, l = 0,1,3,4 • l=0 (s), l=1(p), l=2(d) l=3(f)

  12. Poboczna liczba kwantowa - l • Stany kwantowe o tej samej wartości liczby n i tej samej liczby l tworzą podpowłokę eletronową – orbital, • Maksymalną liczbę stanów kwantowych – liczbę elektronów w danej podpowłoce oblicz się z wyrażenia: 4·l + 2

  13. Liczby kwantowe

  14. c) Liczby kwantowe Magnetyczna liczba kwantowa - m

  15. Magnetyczna liczba kwantowa – m • Określa liczbę poziomów orbitalnych związaną z ułożeniem się orbitali pod wpływem zewnętrznego pola magnetycznego. • m przyjmuje wartości liczb całkowitych - l≤ m≤l

  16. Liczby kwantowe

  17. Liczby kwantowe Magnetyczna spinowa liczba kwantowa ms

  18. Magnetyczna spinowa liczba kwantowa ms • Związana jest z momentem pędu elektronu obracającego się wokół własnej osi, • Przyjmuje dwie wartości + 1/2 i -1/2

  19. 5. Zakaz Pauliego i reguła Hunda • Jest to drugie prawo mechaniki kwantowej – w atomie nie mogą istnieć dwa elektrony o identycznym stanie kwantowym, tzn. o tych samych wartościach czterech przypisanych im liczb kwantowych (n, l, m, ms), muszą różnić się przynajmniej jedną z tych liczb. • Reguła Hunda – atom w stanie podstawowym ma maksymalną ilość elektronów niesparowanych

  20. Liczba stanów kwantowych dla n=1

  21. Liczba stanów kwantowych dla n = 2 • Gdy n=2: to • l=0 (podpowłoka – orbital s); m=0; ms=+1/2, -1/2 • l=1 (podpowłoka – orbital p); m=1, 0, -1; ms= +1 /2, -1/2

  22. Liczba stanów kwantowych dla n = 2 cd.

  23. Liczba stanów kwantowych dla n = 3 • Gdy n = 3, to: • l=0 (podpowłoka – orbital s); m=0; ms=+1/2, • -1/2 • l=1 (podpowłoka – orbital p); m=-1, 0, 1; ms=+1/2, -1/2 • l=2 (podpowłoka – orbital d); m=-2, -1, 0, 1, 2; ms= +1/2, -1/2

  24. Liczba stanów kwantowych dla n = 3 cd.

  25. Liczba stanów kwantowych dla n = 3 cd.

  26. Liczba stanów kwantowych cd • Liczbę stanów kwantowych (liczbę elektronów) dla wyższych stanów energetycznych oblicza się podobnie dla n=4, n=5, n=6, n=7 (N32, O50, P72, Q98), • Każdy orbital może opisywać tylko 2 elektrony o zbliżonej energii i przeciwnym spinie, • Takie elektrony nazywamy elektronami sparowanymi, • Każda powłoka elektronowa może zwierać tylko jeden orbital typu s (s2), trzy orbitale typu p (p6), pięć orbitali typu d (d10), siedem orbitali typu f (f14).

More Related