64848

4. Dualizm korpuskularno-falowy (światło, elektrony)

Dualizm korpuskularno-falowy - cecha wielu obiektów fizycznych (np. światła czy elektronów) polegająca na tym, że w pewnych sytuacjach, zachowują się one jakby były cząstkami (dobrze określona lokalizacja, pęd), a w innych sytuacjach jakby były falami (dyfrakcja, interferencja).

Zależność między korpuskularną i falową naturą cząstek podał L. de Broglie:y=h/(m*v)=h/p

Konsekwencją dualistycznego (korpuskularno-falowego) charakteru materii jest zasada nieoznaczoności Heisenberga, która stwierdza, że nie jest możliwe równoczesne określenie położenia i pędu cząstki z dowolną dokładnością: AxAp>h/4n

5.    Funkcja falowa. Równanie Schródingera. Sens fizyczny liczb kwantowych. Orbitale i spinorbitale.

Funkcja falowa to funkcja zmiennych konfiguracyjnych np. położenia, o wartościach zespolonych, będąca rozwiązaniem równania Schródingera, opisująca czysty stan kwantowy cząstki.Funkcja falować określa, zatem prawdopodobieństwo znalezienia tej cząstki w określonym miejscu przestrzeni wokół atomu.

Równanie Schródingera - opisuje układy kwantowe przy pominięciu ich własności wynikających z ułamkowych wartości spinów cząstek oraz efektów relatywistycznych. Stosuje się je do opisu atomu wodoru, a także (w przybliżeniu) bardziej złożonych atomów oraz zjawisk kwantowych w kryształach: H^=E_C*^

Rozwiązaniem równania Schródingera są pewne funkcje własne, które można scharakteryzować przy pomocy zestawu trzech liczb kwantowych n (główna), I (poboczna), m (magnetyczna). Liczby kwantowe nie mogą być dowolne, muszą przyjmować jedynie pewne wartości: n = 1, 2,3..., I = 0,1,2... (n-1), m = <-l;+l>

Orbital atomowy - funkcja falowa opisująca rozkład prawdopodobieństwa napotkania elektronu w jakimkolwiek atomie. Każdy orbital może pomieścić dwa elektrony. Muszą się one różnić liczbą spinową. Liczba spinowa s jest czwartą liczbą kwantową. Może przyjąć tylko dwie wartości: -1/2 lub +l/2.Jednemu orbitalowi odpowiadają dwa spinorbitale.

6.    Struktura atomu wodoru. Graficzne przedstawienie prawdopodobieństwa napotkania elektronu w zależności od odległości od jądra i kierunku dla atomu wodoru w stanie n=l,2,3.

7. Atom wieloelektronowy. Konfiguracje elektronowe atomów. Zasada Pauliego i reguła Honda.

Wraz ze wzrostem liczby atomowej pierwiastka wzrasta liczba elektronów. Zajmują one kolejne orbitale zaczynając od najniższych poziomów energetycznych.W przypadku cięższych pierwiastków (o większych liczbach atomowych) mogą nastąpić odstępstwa od podanej kolejności wynikające z oddziaływania elektronów między sobą.Zasadniczo energia elektronów zależy od głównej liczby kwantowej n. Im większa główna liczba kwantowa, tym elektron osiąga wyższą energię.Zasada ta jest zachowana na pierwszych trzech poziomach energetycznych atomu. Na wyższych poziomach energetycznych energia elektronów zależy nie tylko od głównej liczby kwantowej, lecz także - i to w istotniejszy sposób niż poprzednio - od pobocznej liczby kwantowej.

Reguła Hunda mówi, że:

-    liczba niesparowanych elektronów w danej podpowłoce powinna być możliwie jak największa,

-    pary elektronów tworzą się dopiero po zapełnieniu wszystkich poziomów orbitalnych danej podpowłoki przez elektrony niesparowane,

-    elektrony niesparowane w poziomach orbitalnych danej podpowłoki mają jednakową orientację spinu.

Zakaz Pauliego mówi natomiast, że w jednym atomie dwa elektrony muszą różnić się wartością przynajmniej jednej liczby kwantowej (np. w jednym poziomie orbitalnym muszą mieć przeciwną orientację spinu).Z punktu widzenia chemii najważniejszymi elektronami w atomie są elektrony walencyjne.