30

. Spin elektronu, doświadczenie Sterna-Gerlacha, rozszczepienie linii widmowych. Liczba stanów

elektronowych w atomie.

Spin elektronu – spin

S



jest nieodłączną cechą elektronu, taka jak jego masa czy też ładunek

elektryczny (Spinowy moment pędu (spin) jest wewnętrzną własnością elektronu). Wartość spinu jest

skwantowana i zależy od spinowej liczby kwantowej s. Składowa spinu

S



zmierzona wzdłuż

dowolnej osi jest także skwantowana i zależy od magnetycznej spinowej liczby kwantowej m

s

, która

może przyjmować tylko wartości +1/2 lub -1/2.

Doświadczenie Sterna-Gerlacha – w doświadczeniu tym wiązka atomów srebra przechodziła
pomiędzy biegunami elektromagnesu i padała na płytkę detektora. Gdy elektromagnes był wyłączony,
srebro na płytce tworzyło jedna plamkę. Gdy był włączony, na płytce tworzyły się dwie plamki
(jedna nad punktem gdzie trafiały atomy srebra gdy nie było odchylenia, a druga pod). Dzieje się tak
dlatego, iż suma wektorowa wszystkich momentów magnetycznych, poza momentem jednego
elektronu (tzn. wszystkie powłoki w atomie srebra są całkowicie zapełnione z tym wyjątkiem że jeden
elektron znajduje się w podpowłoce 5s i to właśnie on decyduje o momencie magnetycznym atomu)
wynosi zero. Zaś moment orbitalny tego elektronu także jest równy zero. Zatem całkowity moment

magnetyczny





atomu srebra jest spinowym momentem magnetycznym tego elektronu.



z

- rzut





na

oś „z” może przyjmować tylko wartości odpowiadające m

s

=1/2 lub -1/2.

Rozszczepienie linii widmowych – pojawienie się w miejscu jednej linii kilku linii wzajemnie
rozsuniętych. Powodem rozszczepienia linii widmowych może być zewnętrzne pole magnetyczne
(zjawisko Zeemana) lub elektryczne (zjawisko Starka).

Liczba stanów elektronowych w atomie – Wszystkie stany elektronowe o jednakowej liczbie

kwantowej „n” tworzą powłokę. Powłokę tworzy

2n

2

stanów elektronowych. Wszystkie stany o

jednakowych wartościach liczb kwantowych „n” i „l” tworzą podpowłokę.

Wszystkie stany tworzące podpowłokę mają niemal jednakową energię (w każdym bądź razie różnicę
energii między nimi pomija się przy chociażby ustalaniu elektronowych poziomów energetycznych –
czyli przyjmuje się że liczba kwantowa „m” (jak też „m

s

”) nie mają wpływu na poziom

energetyczny). Podpowłokę tworzy 2(2l+1) stanów elektronowych.

31.

Zakaz Pauliego, atomy wieloelektronowe, obsadzanie orbitali elektronowych, układ okresowy

pierwiastków.

Zakaz Pauliego – zakaz ten mówi, że „żadne dwa elektrony uwięzione w tej samej pułapce nie mogą
mieć jednakowych wszystkich liczb kwantowych. Oznacza to, że stany dowolnych dwóch elektronów
w atomie muszą się różnić co najmniej jedną liczbą kwantową. Gdyby tak nie było wszystkie
elektrony zajęłyby najniższy możliwy poziom energetyczny (czyli spadłyby na podpowłokę 1s), w
wyniku czego atom „zapadłby się”. A więc świat w obecnej postaci nie mógłby istnieć.

Atomy wieloelektrodowe – mają więcej niż jeden elektron w atomie; do energii każdego z elektronów
wchodzą: energia kinetyczna, energia potencjalna pochodząca od oddziaływania elektron-jądro i
energia potencjalna pochodząca od oddziaływania elektron-inne elektrony.

Obsadzanie orbitali elektronowych – w atomach wieloelektrodowych (w odróżnieniu od wodoru) daje
się zauważyć różnicę energii pomiędzy orbitalami tej samej powłoki. Odpychanie się elektronów
powoduje, że np. energia elektronu z orbitalu 2p jest większa od energii elektronu 2s. Elektrony w
danej powłoce obsadzają najpierw orbitale o najniższej energii.

Układ okresowy pierwiastków – jest to zestawienie wszystkich pierwiastków w postaci tabeli,
uporządkowanej wg. ich rosnącej liczby atomowej.

32.

Promieniowanie rentgenowskie ciągłe i charakterystyczne, prawo Moseley’a.

Promieniowanie rentgenowskie ciągłe: elektron o początkowej energii kinetycznej E

ko

, który zderza

się z jednym z atomów tarczy na która pada traci pewną energię ΔE

k

, która pojawia się jako energia

fotonu rentgenowskiego. Następnie elektron zderza się z innymi atomami aż do chwili zatrzymania
się. Emitowane w wyniku tych zderzeń fotony tworzą ciągłą część widma promieniowania
rentgenowskiego.

Promieniowanie rentgenowskie charakterystyczne – występuje wówczas, gdy elektron o dużej energii
wybija jeden z głębiej leżących elektronów. Wówczas na pozostawioną po wybitym elektronie lukę
wskakuje elektron z jednej z powłok o wyższej energii. Podczas tego przejścia elektron atom emituje
charakterystyczny foton promieniowania rentgenowskiego.

Prawo Mosley’a – opisuje nam zależność długości fali fotonów promieniowania rentgenowskiego
charakterystycznego od liczby atomowej bombardowanego (przez elektrony) pierwiastka.

33

. Wiązania chemiczne, wiązania w ciele stałym, porównanie energii wiązania, rozkład elektronów

walencyjnych.

Wiązanie jonowe – istotą tego wiązania jest elektrostatyczne oddziaływanie pomiędzy jonami o
różnoimiennych ładunkach. Wiązanie to powstaje najczęściej między metalem a niemetalem. Różnica
elektroujemności w skali Paulinga jst większa lub równa 1,7. Energia potencjalna wiązania jonowego:

gdzie: pierwszy człon oznacza przyciąganie lub odpychanie elektrostatyczne a

drugi odpychanie rdzeni jonowych.

- Dla kryształu:

gdzie:

rij r pij





Wiązanie kowalencyjne – istotą tego wiązania jest istnienie pary elektronów, które są współdzielone
przez oba atomy tworzące to wiązanie. Wiązanie to tworzy się gdy róznica elektroujemności dwóch
pierwiastków jest mała lub równa zero.

Orbitale wiążące – w których elektrony posiadają niższą energię niż gdyby przebywały na swoich
orbitalach atomowych; orbitale niewiążące – elektrony posiadają taką samą energię jak gdyby
przebywały na swoich orbitalach.

Kierunkowość – wiązania kowalencyjne mają charakter kierunkowy. Kierunek wiązania jest
wyznaczony przez prostą łączącą jądra sąsiadujących atomów. Kierunkowość decyduje o geometrii
cząsteczki.

Hybrydyzacja orbitali – jest to zmieszanie orbitali różnego typu tego samego atomu, w wyniku czego
powstaje orbital hybrydyzowany o innym kształcie niż orbitale pierwotne (np. „s” lub „p”).

Wiązanie wodorowe – jest to słabe wiązanie chemiczne (słabsze od jonowego jak również
kowalencyjnego) polegające na przyciąganiu elektrostatycznym. Występuje ono pomiędzy
kowalentnie związanym atomem wodoru, a elektroujemnymi atomami sąsiedniej cząsteczki.
Wiązanie wodorowe pomiędzy cząsteczkami H

2

O:

- kolorem zielonym zaznaczono wiązanie wodorowe

Wiązanie van der Waalsa – wzajemne oddziaływanie elektrostatyczne pomiędzy dipolami
elektrycznymi stałymi albo indukowanymi czy też chwilowymi (zmienny w czasie rozkład ładunku w
cząsteczce). Jest to najsłabsze wiązanie.

Potencjał Lennarda-Jonesa – określa oddziaływanie między cząsteczkami w zależności od odległości
między nimi. Jeżeli cząsteczki są za blisko siebie to się odpychają, w przeciwnym wypadku się
przyciągają.

Wiązanie metaliczne – występuje wówczas, gdy łączą się ze sobą wyłącznie atomy, które łatwo
„oddają” elektrony. Oddawane elektrony mogą przemieszczać się pomiędzy atomami pod wpływem
np. zewnętrznej różnicy potencjałów jako tzw. „gaz elektronowy”.