Головна

Основні положення квантової механіки. 2 сторінка

  1. 1 сторінка
  2. 1 сторінка
  3. 1 сторінка
  4. 1 сторінка
  5. 1 сторінка
  6. 1 сторінка
  7. 1 сторінка

У класичній механіці гармонійний осцилятор може мати будь-яку довільну повну енергію Е, а його максимальний зсув від положення рівноваги (амплітуда коливань) xo обмежена і пов'язано з енергією співвідношенням  . У квантовій механіці для аналізу характеристик особливостей руху гармонічного осцилятора необхідно вирішити рівняння Шредінгера з даної потенційної енергією

 . (1.20)

Рішення такого диференціального рівняння в аналітичному вигляді досить складно, але якісні особливості аналогічні попереднім випадкам. На малюнку 7 представлені графіки одержуваного рішення і можливі значення енергій.

Рис.7. Графіки ймовірності знаходження гармонійного осцилятора для n = 0, 1, 2. Горизонтальні, тонкі лінії показують значення енергій станів (енергетична діаграма або рівні можливих енергій системи), товсті лінії показують j2, Пунктирна - вид потенціалу.

Можливі значення для повної енергії при вирішенні визначаються формулою

 . (1.21)

З цієї формули видно, що повна енергія гармонічного осцилятора теж квантована, а її мінімальна величина при n = 0 відмінна від нуля, також як і в попередніх випадках. Наявність енергії нульових коливань - це чисто квантовий ефект, він говорить про те, навіть у області нульовий потенційної енергії у частинки є ненульова кінетична енергія і ненульовий імпульс. Це означає, що мікрочастинка постійно рухається і не може перебувати в абсолютному спокої.

Підтвердження наявності нульових коливань було отримано в експериментах по розсіюванню світла в кристалах. Згідно з класичною теорією, при абсолютному нулі температури за Кельвіном коливань атомів близько вузлів кристалічної решітки і відповідно розсіювання світла, що викликається цими коливаннями, не повинно бути. Експерименти показують, що інтенсивність розсіяного світла при зменшенні температури зменшується, але навіть при температурах дуже близьких до абсолютного нуля інтенсивність розсіяного світла не нульова, що доводить наявність нульових коливань.

Всі вище наведені варіанти рішень рівняння Шредінгера і наявність в експериментах ефектів, що пояснюється розглянутими прикладами, вказують на необхідність використання квантово-механічного опису поведінки мікрочастинок.

2 Фізика атома.

2.1. Електрон в атомі водню. Енергетичні рівні. Квантові числа і їх фізичний зміст. @

Квантово-механічна теорія атома, побудована на рівнянні Шредінгера, набагато досконаліше напів-Классічекій теорії атома Бора, побудованої на ряді постулатів. Вона зберігає деякі аспекти старої теорії - наприклад, електрони можуть знаходитися в атомі тільки в станах з певною дискретною енергією; при переході електрона з одного стану в інший випромінюється (або поглинається) фотон. Але квантова механіка не просто доповнює теорію Бора, вона малює зовсім іншу картину будови атома. Згідно з квантовою механікою, не існує певних колових орбіт у електронів, як в теорії Бора. В силу хвильової природи електрон «розмазав» в просторі, тобто може з певною ймовірністю знаходиться в будь-якій точці простору.

При розгляді атома водню, рух його єдиного електрона можна розглядати як рух в електричному полі ядра. За аналогією з завданням про рух частинки в потенційній ямі простої форми, тут необхідно знайти рішення стаціонарного рівняння Шредінгера в тривимірному просторі з конкретним видом потенційної енергії, що описує його електростатичне взаємодія з ядром

 . (2.1)

При вирішенні рівняння Шредінгера в даному випадку використовують спеціальні функції математичної фізики - сферичні функції і сферичну систему координат, центр якої збігається з центром ядра атома. Якщо записати рівняння Шредінгера в сферичних координатах (r, a, q), то його можна строго аналітично вирішити, це рішення представляють у вигляді добутку трьох функцій

 (2.2)

Важливою особливістю рішення є його залежність від трьох чисел n, l, m, званих квантовими числами. У квантовій механіці кожному рішенню відповідає певний стан атома зі своїм розподілом електрона навколо ядра, яке задається відповідної хвильової функцією, яка залежить від трьох квантових чисел: n, l, m.

Квантове число n називається головним квантовим числом, від нього залежить значення повної енергії атома водню, при цьому атом може мати не будь-які значення енергії Е, а лише деякі Еn. Квантове число n може приймати наступний ряд значень n = 1, 2, 3, ... ?. Значення енергії Еn, Які може мати атом, називають дозволеними значеннями енергії атома, а їх сукупність Е1, Е2... Е? являє собою енергетичний спектр атома. Дозволені значення енергії зазвичай зображуються у вигляді горизонтальних ліній, званих енергетичними рівнями. Для атома водню квантова механіка пророкує точно такі ж енергетичні рівні, що і теорія Бора, тобто

 . (2.3)

Стан атома з найменшою енергією називається основним (n = 1), всі інші стани - збудженими (див. Мал.8).

Рис.8. Схема енергетичних рівнів атома водню.

Орбітальний квантове число l пов'язано з моментом імпульсу орбітального руху електрона навколо ядра. Так як електрон має електричний заряд, то його рух навколо ядра призводить до появи магнітного моменту, аналогічного магнітного моменту кругового витка зі струмом. Орбітальний квантове число l може приймати цілочисельні значення від 0 до n -1, воно Квант величину моменту імпульсу Lі магнітного моменту m згідно співвідношенням

 , (2.4)

де mБ - Постійна, що служить одиницею виміру магнітних моментів атомів і звана магнетон Бора. Порівнюючи формулу квантування моменту імпульсу з формулою квантування в теорії Бора, можна помітити, що вони не збігаються. Більш того, при l = 0, в квантовій механіці можливі стану атома з нульовим моментом імпульсу електрона. Досвід підтверджує існування квантових станів атома з нульовими орбітальними моментами, хоча при класичному описі руху електрона в атомі по певній орбіті атом повинен завжди володіти ненульовим моментом імпульсу.

Магнітне квантове число m характеризує орієнтацію моменту імпульсу L і магнітного моменту m в зовнішньому силовому полі (наприклад, магнітному або електричному) і може приймати цілочисельні значення від -l до + l. Відповідно до класичної теорії магнітний момент завжди прагне повернутися вздовж напрямку магнітного поля. У квантовій механіці рух електрона таке, що магнітний момент може бути направлений в декількох, строго визначених напрямках в залежності від стану атома, тобто він квантуется не тільки за величиною, а й у напрямку. Таке просторове квантування приводить до того, що проекції моменту імпульсу і магнітного моменту електрона на виділене в просторі напрямок можуть мати тільки строго певні значення. Орієнтацію магнітного моменту і моменту імпульсу задають як і в класичній фізиці, вказуючи його компоненту вздовж осі z, що збігається з напрямком магнітного поля. У квантовій механіці можливі проекції Lz и mz визначаються магнітним квантовим числом m за допомогою співвідношень

 (2.5)

Так як формула квантування проекції механічного моменту відповідає цілком визначеними напрямами орієнтації в просторі векторів Lиm, То цю формулу називають зазвичай формулою просторового квантування. З точки зору класичного уявлення про електронну орбіті, ця формула визначає можливі дискретні розташування електронних орбіт в просторі по відношенню до напрямку зовнішнього поля. Стосовно інших координатах x та y положення векторів моменту імпульсу L і магнітного моменту m змінюється так, як якщо б вони оберталися навколо осі z. Таке обертання називається прецесією (див. Рис. 9).

Мал. 9. Просторове квантування моменту імпульсу для стану l = 1 і траєкторії прецесії.

2.2. Досвід Штерна і Герлаха. @

Просторове квантування було продемонстровано експериментами з атомними пучками, виконаним О. Штерном і В. Герлахом в 1922 р Для атома водню просторове квантування орбітального магнітного моменту описується формулою (2.14). Для більш складних багатоелектронних атомів ця формула трохи видозмінюється, проте і для таких атомів залишається в силі основний висновок квантової теорії: проекція магнітного моменту атома на напрямок зовнішнього магнітного поля може мати тільки дискретні квантові значення.

Під час експерименту Штерна і Герлаха просторове квантування для атомних систем демонструється в такий спосіб. Шляхом випаровування у вакуумній печі срібла або іншого металу отримують газ, що складається з порушених атомів. За допомогою тонких щілин формується вузький атомний пучок (рис.10), який пропускається через неоднорідне магнітне поле з великим градієнтом магнітної індукції ¶B/ ¶z. Для створення такого магнітного поля використовується магніт з ножевидний полюсним наконечником, поблизу якого на досить малій відстані пропускається атомний пучок. На атоми, що пролітають в зазорі магніту, вздовж напрямку магнітного поля діє сила Fz = mz¶B / ¶z, обумовлена ??градієнтом індукції неоднорідного магнітного поля і залежить від величини проекції магнітного моменту атома на напрямок поля. Ця сила відхиляє рухомий атом в напрямку осі z, причому за час прольоту магніту рухомий атом відхиляється тим більше, чим більше величина проекції mz.

Рис.10. Схема досвіду Штерна і Герлаха (А-джерело атомів, Щ-щілини для формування вузького пучка, S, N-полюса магніту, С- скляна пластинка для осідання атомів).

З позицій класичної фізики, магнітні моменти атомів внаслідок їх хаотичного теплового руху, при влетівши в магнітне поле можуть мати будь-який напрямок в просторі. Це повинно приводити до можливості різних відхилень атомів. В результаті, атоми срібла, швидко пролетіли через магнітне поле, повинні були утворювати безперервну дзеркальну смугу в місцях осідання на скляній пластинці. Якщо ж, як пророкує квантова теорія, має місце просторова квантування, і проекція магнітного моменту атома приймає тільки певні дискретні значення, то під дією сили Fz атомний пучок повинен розщепнутися на дискретне число пучків, які, осідаючи на скляній пластинці, дають серію вузьких дискретних дзеркальних смуг, куди потрапляють атоми. Саме цей результат спостерігався в експерименті. Таким чином, досвід Штерна і Герлаха підтвердив правильність висновків квантової теорії про наявність просторового квантування магнітних моментів і моментів імпульсу атомів.

2.3. Просторовий розподіл електрона в атомі водню. @

Графічно ймовірність знаходження електрона можна зобразити у вигляді хмари, де темніші області відповідають більшу ймовірність знаходження. «Розміри» і «форму» електронної хмари в заданому стані атома можна обчислити. Для основного стану атома водню рішення рівняння Шредінгера дає

 , (2.6)

де ?(R) - Хвильова функція, що залежить тільки від відстані r до центру атома, r1 - Постійна, що збігається з радіусом першої Борівської орбіти. Отже, електронна хмара в основному стані водню сферически-симетрично, як показано на малюнку 11. Електронне хмара тільки приблизно характеризує розміри атома і рух електрона, так як згідно з (2.15) імовірність виявлення електрона не дорівнює нулю для будь-якої точки простору. На малюнку 12 зображені електронні хмари атома водню в станах: n = 2, l = 1 і m = 1, 0, -1 при наявності магнітного поля.

 
 

 Мал. 11. Електронне хмара атома водню в основному стані n = 1, l = 0.

Мал. 12. Електронні хмари атома водню і прецесія моментів імпульсу в станах n = 2, l = 1 для m = 1, 0, -1

Якщо в цих станах визначити найбільш ймовірні відстані електрона від ядра, то вони будуть рівні радіусів відповідних Боровских орбіт. Таким чином, хоча квантова механіка не використовує уявлення про рух електрона по певних траєкторіях, проте, радіусів Боровских орбіт і в цій теорії можна надати певний фізичний зміст.

2.4. Спін електрона. @

З квантової теорії слід, що внаслідок симетрії електронного хмари механічний і магнітний моменти атома, що знаходиться в основному, не збудженому стані, дорівнюють нулю. Отже, якщо в досвіді Штерна - Герлаха забезпечити умови, при яких в атомному пучку рухатимуться незбуджені атоми, то такий атомний пучок не повинен розщеплюватися магнітним полем. Однак експеримент не підтвердив такий висновок квантової теорії. Пучок збудженому атомів срібла розщепився на два пучка, які створили дві вузькі дзеркальні смужки, зсунуті симетрично вгору і вниз.

Для пояснення цього і ряду подібних явищ в 1925 р С. Гаудсмит і Дж. Уленбек висунули сміливу теорію про те, що сам електрон є носієм власних механічного і магнітного моментів, не пов'язаних з рухом електрона в просторі. Ця гіпотеза отримала назву гіпотези про спині електрона. Така назва пов'язана з англійським словом spin, яке перекладається як кружляння, вертіння. Відповідно до висунутої теорії, електрон володіє власним моментом імпульсу Ls, Який отримав назву спина, і власним магнітним моментом  . спін ??електрона Ls НЕ квантуется за величиною, але квантуется його проекція на напрямок магнітного поля Lsz згідно з формулою

 , (2.7)

спіновий квантове число s може приймати тільки два значення s = 1/2 і s = -1/2, тобто у самого електрона в зовнішньому полі можливі два напрямки спина.

Спочатку передбачалося, що спін обумовлений обертанням електрона навколо своєї осі. Однак така модель обертового зарядженого кульки виявилася неспроможною, тому що розрахунок показав, що ні за яких допустимих швидкостях обертання не можна індукувати магнітний момент, рівний за величиною власного магнітного моменту електрона. Спін електрона не має класичного аналога. Він характеризує внутрішнє властивість квантової частинки, пов'язане з наявністю у неї деякої додаткової міри свободи руху. Кількісна характеристика цього ступеня свободи - спін є для електрона такою ж величиною як, наприклад, його маса і заряд.

Наявність спина електрона і можливість його просторового квантування в зовнішньому полі дозволило пояснити ефекти, які спостерігалися при вивченні тонкої структури оптичних спектрів ряду атомів. Наприклад, ретельне дослідження спектральних ліній водню в магнітному полі показало, що кожна лінія складається з двох близьких ліній. Це явище отримало назву тонкої структури, воно пояснюється можливістю подвійної орієнтації спина.

У 1928 р П. Дірак узагальнив квантову теорію на випадок релятивістського руху частинок. Це рівняння значно складніше рівняння Шредінгера за своєю структурою, але з рівняння Дірака спіновий квантове число виходить так само природно, як і три квантових числа при вирішенні рівняння Шредінгера. Можна спрощено сказати, що власні механічний і магнітний моменти у електрона з'являються як наслідок обліку релятивістських ефектів в квантової теорії. Відзначимо також, що не тільки електрон, а й багато інших елементарні частинки, в тому числі і не заряджені, володіють спіном.

Таким чином, кожне квантовий стан електрона в атомі визначається набором чотирьох квантових чисел n, l, m, s. При цьому можливі тільки певні комбінації цих квантових чисел:

n = 1, 2, 3, ... ?; l = 0, ... n-1; m = - l, - l +1, ... l -1, l; s = ± 1/2. (2.8)

2.5. Багатоелектронні атом. Правила розподілу електронів по орбіталях. Принцип Паулі. @

У багатоелектронних атомах навколо позитивно зарядженого ядра рухається кілька електронів, їх число дорівнює порядковому номеру атома в таблиці Менделєєва. У багатоелектронних атомів система енергетичних рівнів ускладнюється. Це пов'язано з тим, що кожен електрон в даному випадку не тільки притягується ядром, а й відштовхується іншими електронами.

Для багатоелектронного атома стаціонарне рівняння Шредінгера має містити потенційну енергію взаємодії ядра з усіма електронами і енергії взаємодії електронів між собою. Точне аналітичне рішення такого рівняння неможливо, на практиці користуються різними наближеними рішеннями. Наприклад, якщо вважати що взаємодія електpонов між собою досить слабке, то в пеpвом наближеними можна pассматpивать Багатоелектронні атом як складений з кількох атомів водоpода, вкладених друг у друг, а взаємодія електpонов враховувати як додаткове. Така модель зручна, так як для атома водню відомо точне рішення і його результату можуть бути використані.

Рішення рівняння Шредінгера в такому наближенні показує, що хвильові функції для багатоелектронного атома можна виразити через хвильові функції атома водню, при цьому енергії можливих станів електронів залежать вже від двох квантових чисел n и l. Внаслідок цього, структура можливих станів (електронних оболонок) виявилася для всіх атомів ідентичною і подібна до структури атома водню. З'ясувалося, що їхні капітали водню присутні і в багатоелектронних атомі незалежно від того, зайняті вони електронами чи ні. Образно можна сказати, що можливі стани (орбіталі) атома, не перестають існувати навіть тоді, коли вони не заповнені.

Основна відмінність від водню виявилося в заповненні можливих станів електронами атома. Як виявилося, розподіл електронів по станах для будь-якого збудженого атома відбувається на підставі наступних законів: пpинципе мінімуму енеpгіі і пpинципе запpетить Паулі. Перший принцип є загальним властивістю матерії, згідно з ним будь-яка система прагне до стійкого стану з найменшою енергією, тому в збудженому атомі електрони прагнуть зайняти стан з мінімальною енергією. Але, як виявилося, в багатоелектронних атомі всі електрони не можуть знаходитися в одному і тому ж стані. Уважний аналіз спектрів випускання в різних діапазонах частот, а також роботи виходу електронів з атомів в фотоефекті привів вчених до висновку, що ніякі два електрона в одному і тому ж атомі не можуть перебувати в однаковому квантовому стані. Іншими словами, кожен електрон в атомі має свій власний "адреса", записаний набором з чотирьох квантових чисел. Цей закон швейцарський фізик В. Паулі обґрунтував теоретично і сформулював у вигляді принципу заборони: ніякі два електрона в одному атомі не можуть характеризуватися однаковим набором всіх чотирьох квантових чисел чисел n, l, m, s.

З принципу Паулі випливає наслідок, вельми важливе для правил заповнення електронних оболонок: в квантовому стані, описуваному набором квантових чисел n, l, m, може перебувати максимум два електрони: один з квантовим числом 1/2 і один з квантовим числом - 1/2. У хімії такий стан називають орбиталью і схематично позначають квадратиком, а що знаходяться на орбіталі електрони - стрілками (Рис.13).

Рис.13. Зображення орбіталей: а, б - орбіталі заполнененние частково, в - повністю заповнена орбіталь.

Таким чином, електрони в збудженому Багатоелектронні атомі, послідовно займають стану, починаючи з має мінімальну енергію (згідно з принципом мінімуму енергії системи), при цьому, згідно з принципом заборони Паулі, в одному і тому ж квантовому стані можуть перебувати не більше двох електронів.

2.6. Особливості структури електронних рівнів в складних атомах. Зв'язок розподілу електронів по орбіталях з періодичної таблиці Менделєєва. @

Умовно всі можливі квантові стану розподіляють (групують) по шарах (оболонок), підшарами (подоболочкі) і орбиталям. Як виявилося, властивості атомів визначаються розподілом електронів по цих станів.

Квантовим шаром (квантової оболонкою) називають сукупність станів, яким відповідає одне і тим же значення квантового числа n, але різні значення l, m, s. Найбільше число електронів N, які можуть перебувати в оболонці, згідно (2.8), дорівнює подвоєному квадрату номера шару: N = 2n2. Так як енергія станів в багатоелектронних атомі залежить від двох квантових чисел n і l, то електрони в квантовому шарі можуть займати l енергетичних рівнів. Квантові шари позначаються цифрами, відповідними номерами шарів, крім того вони мають назви: шар n = 1 називають До шаром (або К оболонкою), шар n = 2 називають L шаром (або L оболонкою), шар n = 3 - М шаром, n = 4 - N, n = 5 - Про шаром, n = 6 - Р і так далі.

Кожен квантовий шар з номером n умовно складається з n квантових підшарів (подоболочек), відповідних станам з одними і тими ж n, l, але різними m, s. У подслое може перебувати до 2 (2l + 1) електронів, підшари позначаються буквами: l = 0 - s, l = 1 - p, l = 2 - d, l = 3 - f, l = 4 - g і т.д. Енергія електронів одного подслоя приблизно однакова.

У свою чергу, кожен подслой складається з 2l + 1орбіталей, відповідних станам з одними і тими ж n, l, m, але різними s. На кожній орбіталі може знаходитися не більше двох електронів з різними спінові числами s = ± 1/2.

Звідси випливає, що в s-подслое може міститися максимум 2 електрона, в р-подслое - 6, в d - 10, в f - 14, в g - 18 електронів. Відповідно в шарі K може міститися максимум 2 електрона, в шарі L - 8, в шарі M -18, в шарі N - 32 і т.д.

Структури і максимально можливі заповнення шарів зображують у вигляді формул: K-шар ® 1s2 , L-шар ® 2s22p6 , M-шар ® 3s2 3p6 3d10, N-шар ® 4s2 4p64d104f14. Використовуючи введені поняття, можна умовно формулою і графічно зобразити розподіл електронів, наприклад атома кисню О8, В такий спосіб: сімвольно- 1s2 2s2 2p4 , Графічно- (Рис.14).

Рис.14. Умовне графічне зображення орбіталей кисню.

При заселенні орбіталей електрони в першу чергу розташовуються поодинці на кожній орбіталі, а потім починається їх заповнення другими електронами. Ця особливість називається правилом Гунда, вона пов'язана з тим, що енергія подслоя при такому заповненні дещо менше. На рис.14 показано застосування цього правила для кисню.

Електрони зовнішнього шару, як найбільш віддалені від ядра і найменш міцно зв'язані з ядром, можуть відриватися від атома і приєднуватися до інших атомів, входячи до складу їх зовнішнього шару. Атоми, що позбавилися одного чи декількох електронів, стають позитивно зарядженими, тому що заряд ядра атома буде перевищувати заряд електронів, що залишилися. У той же час, атоми, приєднали електрони, стають негативно зарядженими. Утворені таким шляхом заряджені частинки називаються іонами. Багато іони, в свою чергу, можуть втрачати чи приєднувати електрони, перетворюючись при цьому в електро-нейтральні атоми, такий процес називається рекомбінацією. Іони з різними за знаком зарядами притягуються одна до одної електростатичним взаємодією, вони зближуються і утворюють молекулу, таку зв'язок в хімії називають іонним зв'язком. Характерний приклад такого зв'язку спостерігається при утворенні молекул NaF, NaCl. Інший поширений вид зв'язку атомів в молекулі виникає за рахунок перерозподілу положення електронів близько однакових атомів при їх зближенні. Наприклад, при зближенні атомів водню електрони будуть знаходитися, в основному, між ядрами, при цьому ядра, притягаючи до цього електронного хмари, будуть далі зближуватися і утворювати стійку молекулу Н2. Такий зв'язок називається ковалентним зв'язком. Є й інші види хімічних зв'язків, але всі вони порозуміються електростатичним взаємодією ядер і електронної хмари, деформованого при зближенні атомів. Таким чином, хімічні реакції, в яких можуть брати участь атоми, і інші хімічні властивості визначаються зовнішніми електронами, відповідальними за освіту зв'язків з іншими атомами. Ці електрони називаються валентними електронами, а зовнішні електронні підшари, в яких вони знаходяться, називають валентними.

Розглянемо, як в багатоелектронних атомах йде заповнення шарів з урахуванням того, що енергія можливих станів залежить від двох квантових чисел n, l (Рис.15) і до яких наслідків це приводить.

Пеpвая складний атом - атом гелію Чи не2 - Містить два електpона (орбіталь 1s). Гелієм закінчується стpоеніе К - оболонки. Тому, наступний за кількістю електpонов, атом літію Li3 містить тpетий електpон на L - оболонці (орбіталь 2s). З літію починається заповнення L-оболонки. За літієм слід беpіллій Be4, Його Четвертий електpон теж потрапляє в L-оболонку. У Борі В5 починається заповнення подоболочки 2р (орбіталь 2р) і вона заповнюється до атома неону Ne10. На цьому заповнення L-оболонки закінчується.

Далі починається заповнення М-оболонки з натpия Na11, Який як і літій, потрапляє в гpуппу лужних металів - у нього один валентний електpон. М - шар складається з трьох підшарів 3s, 3p, 3d і може содеpжать в собі максимум 18 електpонов, тобто начебто заповнення М - шару повинно закінчиться на атомі нікелю Ni28, Насправді після повного заповнення подоболочки 3р в атомі Ar18 починається заповнення в атомі До19 подслоя 4s в шарі N. Тобто тут начебто послідовне заповнення орбіталей наpушается. Але справа в тому, що у калію вже досить багато електpонов, взаємодія електpонов між собою стає істотним і воно так змінює енергії станів, що останнім електpону калію енергетична вигідніше (з точки зpения пpинципе мінімуму енеpгіі) перебувати в N- шарі, ніж в М - шарі, хоча останній ще й не заповнений повністю (Рис.15). Точно так же походить і з кальцієм Са20, Наступним за калієм: його останньому електpону вигідніше пpебивать в N - шарі, ніж в М - шарі. Але починаючи з скандію Sс21, Наступного за кальцієм, картина змінюється: наступним електpонам енергетична вигідніше перебувати в М - шарі. Починаючи з скандію, йде заповнення М - шару.

Мал. 15. Структура енергетичних рівнів в багатоелектронних атомах.

Ясно, що зі збільшенням числа електронів в атомі, такі особливості будуть повторюватися і мати більш складний хаpактеp. Наприклад, є особливість будови багатоелектронних атомів, пов'язана з існуванням так званих pедкоземельних елементів. Існують дві гpупи в середині pедкоземельних елементів з атомними номерами, наступними друг за другом, у котоpих хімічні властивості виключно схожі. Одна гpуппа елементів подібна за властивостями з лантаном La57 і називається гpуппой лантаноїдів. Поява рідкісних земель пояснюється точно так же, як і аномалія з калієм. До лантану йшло заповнення високих шарів (О - шару і Р - шару) в умовах, коли ще не був заповнений N - шар. Починаючи з лантану поступово заповнюється N - шар, якому для атомів - лантаноїдів є Внутpенние шаром. У всіх лантаноїдів число валентних електpонов однаково з лантаном, тому і хімічні властивості лантаноїдів подібні. Така ж історія походить з актиноїдів - у них теж йде поступове заповнення електpонамі внутpенней, не заповнена до кінця О - оболонки, хоча більш високі Р і Q - шари вже содеpжат електpони.



Попередня   1   2   3   4   5   6   7   8   9   10   Наступна

ЕЛЕМЕНТИ КВАНТОВОЇ ФІЗИКИ. БУДОВА АТОМА І ЯДРА 1 сторінка | ЕЛЕМЕНТИ КВАНТОВОЇ ФІЗИКИ. БУДОВА АТОМА І ЯДРА 2 сторінка | ЕЛЕМЕНТИ КВАНТОВОЇ ФІЗИКИ. БУДОВА АТОМА І ЯДРА 3 сторінка | ЕЛЕМЕНТИ КВАНТОВОЇ ФІЗИКИ. БУДОВА АТОМА І ЯДРА 4 сторінка | Фізика атома. | Основні положення квантової механіки. 4 сторінка | Елементарні частинки. |

© 2016-2022  um.co.ua - учбові матеріали та реферати