Chemia Kwantowa

Atom

_ Teoria Demokryta Z

Abdery: Wszystko

zbudowane jest z małych,

niewidocznych cząsteczek

– cegiełek, z których

każda jest wieczna i

niezmienna. Te

najmniejsze cząsteczki

nazwał atomami.

Atomy, poruszają się w

próżni, ale ponieważ mają

najrozmaitsze „ haki ” i „

zaczepy ”, stale się łączą,

tworząc rzeczy.

Atomy, poruszają się

w próżni, ale ponieważ

mają najrozmaitsze „

haki ” i „ zaczepy ”,

stale się łączą,

tworząc rzeczy.

Ta teoria nie zmieniała się

przez 2000 lat.

Model Daltona

_ We 1803 roku John

Dalton zauważył,

że właściwości

gazów można

wytłumaczyć przy

założeniu, iż są one

zbudowane z

atomów.

(nowożytna teoria

atomistyczna).

Dalton’s Theory

_ Materia złożona jest z

niewidzialnych atomów

_ Wszystkie atomy jednego

pierwiastka mają identyczną

masę i pozostałe właściwości

_ Każdy pierwiastek zbudowany

jest z niepowtarzalnych

atomów, różniących się od

innych masą

_ Atomy są niezniszczalne i nie

podlegają przemianom podczas

reakcji chemicznych, zmienia się

tylko ich wzajemne ułożenie i

powiązanie

_ Cząsteczka związku

chemicznego składa się ze

skończonej i niewielkiej liczby

atomów różnych pierwiastków

Model Thomson

_W roku 1897 J.J.

Thomson w

prowadził pojecie

elektronu czyli

cząstki z która

wchodzi w skład

atomu.

Model Thomsona

_ Jego propozycja

budowy atomu

przypominała

świąteczny

pudding.

_ Atom jest kula

materii o ładunku

dodatnim w którym

są „jak rodzyniki w

cieście ujemne

elektrony.

Model Rutherforda

_ Odkrył jądro atomowe

– doświadczenie

Rutherforda (1911) .

_ W środku atomu

dodatnio naładowane

jądro a na koło niego

ujemnie naładowane

elektrony

Bohr Model

_ W 1913 roku duński

naukowiec Niels

Bohr zaproponował

własny model

atomu. W modelu

tym określił miejsce

elektronu w atomie

na podstawie

odpowiedniemu

poziomowi energii.

Materia pochłania i emituje energie

promienistą nie w sposób ciągły, lecz

w porcjach zwanych kwantami.

Energia jednego kwantu równa jest

gdzie: h = stała Plancka (6,62·10-34J·s

= 6,62 10-27 erg·s)

u = częstość promieniowania [s-1]

Siła przyciągania elektrycznego elektronu

w atomie jest równa:

gdzie: K = stała uniwersalna 8,98∙109 N∙m2∙C-2.

Ze = jądro dodatniego ładunku

e = ładunek elektronu

r =promień

v = prędkość

Teoria Bohra oparta jest na następujących

postulatach:

1) Elektron porusza się wokół jądra po orbitach

stacjonarnych tj. takich, że z ruchem tym

niezwiązana jest żadna zmiana energii atomu.

Spośród nieskończenie wielu orbit

dopuszczalnych w modelu klasycznym

stacjonarne są tylko, dla których spełniony jest

warunek kwantowy:

gdzie: me = masa elektronu

v = prędkość liniowa elektronu

r = promień orbity

n = dowolna liczba naturalna

–główna liczba kwantowa

2 Emisja albo absorcja promieniowania zachodzi

na skutek przeskoku elektronu z jednej orbity

stacjonarnej, na której energia jego wynosi E2,

na inną, której odpowiada energia E1. Częstość

emitowanego albo absorbowanego

promieniowania jest uwarunkowana tylko

różnicą tych energii i wynika z wzoru:

Odpowiednie dopuszczalne wartości dla r

można po przekształceniach równań

warunku kwantowego i siły przyciągania.

Promień Bohra:

gdzie: a0 = łączy wszystkie stałe

h2/(4p2Kme2)

W modelu Bohra można obliczyć energie

elektronu jako sumę energii kinetycznej i

potencjalnej.

podstawiając za masę i prędkość wcześniej

wyliczone wartości: otrzymujemy:

Model Bohra wyjaśniał regularności w

widmach liniowych, lecz także

umożliwiał racjonalne wytłumaczenie

okresowego powtarzania się

właściwości chemicznych

pierwiastków. Elektrony mają

dostępne ściśle określone poziomy

energetyczne.

Załóżmy ponadto, że maksymalna

liczba elektronów na każdym

poziomie energetycznym atomu jest

również ograniczona i zgodnie z

założeniem Bohra wynosi 2n2. Dla

n=1 wynosi 2, dla n=2 wynosi 8, dla

n=3 wynosi 18 .

De Broglie podał możliwe wyjaśnienie kwantowej

natury elektronów. Zasugerował, że każda

poruszająca się cząstka ma falową naturę

podobna do światła. De Broglie podał

następujący wzór na długość fali (fali materii):

gdzie: h – stała Plancka

mv – moment cząstki

Zasada nieoznaczonośći

(Heisenberg 1927 r.)

Nie jest możliwe jednoczesne dokładne

zmierzenie położenia cząstki i pędu.

Niepewność tą można wyrazić, mówiąc, że

nieoznaczoność położenia cząstki razy

nieoznaczoność pędu jest rzędu stałej

Plancka h.

Im dokładniej staramy się określić pęd lub

położenie cząstki tym większa jest

niepewność oznaczania innych zmiennych.

Liczby kwantowe

_ Liczba Kwantowa główna n określa (pozostałe

czynniki są równe), kolejność zwiększania się

odległości średniego rozkładu energii od jądra i

stąd jest związana z rzędem wielkości energii

elektronów. W większości przypadków energia

elektronowa zależy od drugiej liczby kwantowej.

_ Liczna kwantowa orbitalna l (poboczna)

oznacza podpowłokę (podpoziom), którą

zajmuje elektron i wskazuje model kątowy

rozmieszczenia elektronów. Dopuszczalne

wartości dla l wynoszą 0,1,2,…,n-1; gdy l=0

odpowiada podpowłoce s, l-=1 podpowłoce p,

l=2 podpowłoce d i l=3 podpowłoce f.

_ Liczba kwantowa magnetyczna m określa ruch ładunku

elektrycznego na orbitalu będącym przyczyną pola

magnetycznego. Kwantuje ona rzut orbitalnego

momentu pędu elektronu w atomie na kierunek

zewnętrznego pola magnetycznego. Pod wpływem sił

tego pola orbitale w tej samej podpowłoce rozdzielają się

na nieciągłe podpoziomy energetyczne. Dla danej

wartości l=1 dopuszczalne wartości ml są liczbami

całkowitymi od -1 do +1.

_ Liczba kwantowa magnetyczna spinowa ms określa

orientacje spinu przybiera wartości +1/2 lub -1/2 w

zależności od dwóch możliwych orientacji spinu

Obszar, w którym prawdopodobieństwo

przebywania elektronu przybiera znaczne

wartości, wypełnia jak gdyby „chmura

prawdopodobieństwa”, którą nazywamy

chmurą elektronową. Każdym punkcie tej

chmury elektron znajduje się względnie często.

Im częściej się tam znajduje tym, tym chmura

jest gęściejsza. Możemy, więc chmurę

elektronową traktować jako elektron

rozmazany w przestrzeni. Chmura elektronowa

jest pewnym sposobem przedstawiania

orbitalu.

Klasyczna elektronowa teoria budowy cząsteczek

nie rozróżnia stanów w jakich może znajdować się

elektron, podczas gdy mechanika kwantowa

wykazała, że np. elektrony s zachowują się

odmiennie niż elektrony p, w szczególności mają

chmury elektronowe odmiennych kształtów.

Chmury elektronów s mają zawsze symetrię

sferyczną: tzn., że we wszystkich kierunkach

prawdopodobieństwo znalezienia elektronu w danej

odległości od jądra jest jednakowe. Chmura

elektronu s jest zawsze kulista.

Dla wyższych wartości głównej liczby kwantowej

istnieją wewnątrz chmury elektronem elektronów

s współśrodkowe obszary o bardzo małej gęstości

prawdopodobieństwa, chmura zawsze pozostaje

kulista.

W wiązaniach kowalencyjnych przeważnie

uczestniczą elektrony s i p, ograniczymy się do

rozpatrzenia ich chmur elektronowych. .

Wiązanie kowalencyjne powstaje wówczas, gdy

chmura niesparowanego elektronu jednego

atomu i chmura niesparowanego elektronu

drugiego atomu przenikają się (nakładają)

nawzajem.

Najprostszy typ wiązania kowalencyjnego – jest

to wiązanie za pośrednictwem pary s-s. Atom nie

może mieć więcej niż jeden niesparowany

elektron s. We wszystkich kierunkach od jądra

właściwości chmury tego elektronu są

jednakowe: żaden kierunek nie jest wyróżniony.

Jeżeli więc w dowolnym kierunku chmura kulista

niesparowanego elektronu s natrafi na tka

chmurę elektronu innego atomu, wytworzy się

wiązanie s-s, przedstawione schematycznie.

Cząsteczka wodoru. H-H.