Atom wodoru i jony wodoropodobne dr inż. Ireneusz Owczarek CMF PL [email protected]http://cmf.p.lodz.pl/iowczarek 2012/13 Spis tre ´ sci Spis tre ´ sci 1. Model Bohra atomu wodoru 2 1.1. Porządek wśród atomów ......................................... 2 1.2. Energia elektronu ............................................. 3 2. Atom wodoru w mechanice kwantowej 4 2.1. Równanie Schrödingera ......................................... 4 2.2. Rozwiązanie równania Schrödingera .................................. 5 2.3. Liczby kwantowe ............................................. 7
9
Embed
Atom wodoru i jony wodoropodobne - Urząd Miasta Łodzicmf.p.lodz.pl › iowczarek › materialy › fizyka › 13wspolczesna2... · 2013-06-05 ·...
This document is posted to help you gain knowledge. Please leave a comment to let me know what you think about it! Share it to your friends and learn new things together.
Analiza kątów rozproszenia cząstek alfa pozwoliła określić rozmiary ładunku dodatniegowchodzącego w skład atomu Au.
Prawie cała masa atomu skupiona jest w bardzo małym obszarze – jądrze atomowym.Rozmiar jądra zależy od pierwiastka, ale może być oszacowany jako ok. 10−14m, rozmiary
atomu rzędu 10−10m, a masa protonu to 1836me.Model atomu wprowadzał bliskie współczesnemu modelowi założenia:
• ładunek dodatni zgromadzony jest w niewielkim a przez to bardzo gęstym jądrzegromadzącym większość masy atomu,
• ładunek jądra jest równy iloczynowi liczby atomowej i ładunku elektronu,
• ujemnie naładowane elektrony okrążają jądro, podobnie jak planety okrążają Słońce.
Model Bohra atomu wodoruZakładając, że elektron porusza się po orbitach kołowych o promieniu r ze środkiem w
jądrze, a środek masy pokrywa się ze środkiem jądra (protonu). Z równowagi sił
1. Elektron w atomie porusza się po orbicie kołowej pod wpływem przyciągania kulom-bowskiego pomiędzy elektronem a jądrem.
2. Elektron może poruszać się tylko po takich orbitach, dla których moment pędu L jestrówny całkowitej wielokrotności stałej Plancka podzielonej przez 2π
L = nh
2π= n~ n=1, 2, 3,..
gdzie n oznacza liczbę kwantową.
3. Elektron poruszając się po orbicie nie wypromieniowuje energii. Jego całkowita energiapozostaje stała.
4. Przejściu elektronu z orbity o energii En na orbitę o energii Em towarzyszy emisja lubabsorpcja fotonu o energii
En − Em = hν.
1.2. Energia elektronu
Z postulatu Bohra
v =n~mr
,
energia kinetycznae2
8πε0r=12m(n~mr
)2,
Promień Bohra
rn =4πε0~2
me2n2 = r0n
2,
gdzie r0 = 5, 29 · 10−11m.
Energia elektronu
En = −me4
32π2ε20~2· 1n2= −E0
n2,
gdzie E0 = 13, 59eV jest energią jonizacji atomu (przejście ze stanu n = 1 do nieskończono-ści).
Potencjał ma symetrię sferyczną więc należy wprowadzić sferyczny układ współrzędnych
x = r sinϑ cosϕ,
y = r sinϑ sinϕ,
z = r cosϑ.
Równanie Schrödingera w układzie sferycznym
1r2
∂
∂r
(r2∂ψ
∂r
)+
1r2 sinϑ
∂
∂ϑ
(sinϑ
∂ψ
∂ϑ
)+
1r2 sin2 ϑ
∂2ψ
∂ϕ2= −2m
~2(E − U)ψ,
gdzie szukana funkcja falowa we współrzędnych sferycznych ma postać
ψ(r, ϑ, ϕ) = R(r)Y (ϑ, ϕ).
Podstawiając tą funkcję do równania Schrödingera otrzymuje się trzy równania z którychkażde opisuje zachowanie się funkcji falowej w zależności od r, ϑ, ϕ – równanie radialne,biegunowe i azymutalne.
2.2. Rozwiazanie równania Schrödingera
Kwantowanie energiiRozwiązanie równania radialnego Rn(r) istnieje jeśli energia elektronu przyjmuje ściśle
określone wielkości
En = −me4
32π2ε20~2· Z2
n2= −13, 59eV Z2
n2,
dla wartości r = r0
r0 =4πε0~2
me2= 5, 29 · 10−11m.
• wyrażenia dla r0 i En są identyczne jak w modelu Bohra,
• kwantyzacja jest wynikiem rozwiązania równania Schrödingera, a nie postulatem,
• r0 nie jest promieniem orbity, lecz odległością od jądra, przy której prawdopodobień-stwo znalezienia się elektronu osiągnie wartość maksymalną,
• moment pędu nie jest równy n~, lecz L =√l(l + 1)~.
Kwantowanie modułu momentu peduFunkcja Y (ϑ, ϕ) jest funkcją własną i pozwala znaleźć wartości własne (rozwiązanie), gdy:
L =√l(l + 1)~ l = 0, 1, 2, . . . , n− 1,
to znacz, że moment pędu elektronu w atomie wodoru L jest skwantowany, a liczba l jesttu tzw. orbitalną (azymutalną) liczbą kwantową.
Przyjmuje się następujące oznaczenia stanów elektronu w atomach:
• l = 0 – stan s,
• l = 1 – stan p,
• l = 2 – stan d,
• l = 3 – stan f ,. . .
Wektora L nie można w żaden sposób zmierzyć, można jedynie zmierzyć składową tegowektora wzdłuż danej osi np. określonej przez pole magnetyczne.
Kwantowanie przestrzenne momentu peduFunkcje Y (ϑ, ϕ) są tzw. funkcjami kulistymi oznaczanymi – Ylm(ϑ, ϕ).Liczba ml jest tu tzw. magnetyczną liczbą kwantową,
ml = 0,±1,±2, . . . ,±l.
Magnetyczna liczba kwantowa opisuje wartość rzutu momentu pędu elektronu na oś okre-ślającą wyróżniony kierunek w atomie, np. zewnętrznego pola elektrycznego lub magnetycz-nego
Lz = ml~.
Jeżeli długość orbity elektronu jest równa całkowitej wielokrotności λ, fale de Broglie’anie wygaszają się – orbita jest dozwoloną
główna liczbę kwantową n i oznacza numer orbity (odpowiada odległości od jądra). Przyj-muje wartości całkowitych liczb dodatnich, n = 1, 2, 3, ....,
orbitalna liczbę kwantową l i oznacza wartość bezwzględną orbitalnego momentu pędu.Przyjmuje wartości liczb naturalnych z zakresu < 0, n− 1 >,
magnetyczna liczbę kwantową ml i oznacza rzut orbitalnego momentu pędu na wybranąoś. Przyjmuje wartości liczb całkowitych z zakresu < −l, 0,+l >,
magnetyczna spinowa liczbę kwantową ms określającą spinowy moment elektronu. Dlaelektronu przyjmuje wartości + 12 (prawoskrętny) lub − 12 (lewoskrętny).
W swobodnym atomie wodoru i jonie wodoropodobnym wszystkie stany o danej wartościliczby kwantowej n i różnych wartościach liczb kwantowych l i m mają tę samą energię.
Orbital atomowy
Orbital atomowy to funkcja falowa ψ opisująca stan elektronu w atomie zależna odtrzech liczb kwantowych: n, l i ml.
Prawdopodobieństwo znalezienia się elektronu w elemencie objętości dV określone jestprzez |ψ|2dV .
Każdy orbital atomowy jest związany z pewną symetrią obszaru, w którym znajduje sięelektron.
Obszar w którym występuje duże prawdopodobieństwo znalezienia się elektronu nazywasię chmurą elektronową.
Kolejnosc obsadzania poziomów elektronowych
Reguła HungaPoziomy o jednakowej energii są najpierw obsadzane przez pojedyncze elektrony o takimsamym spinie.
Zakaz PauliegoW atomie dwa elektrony nie mogą mieć identycznych czterech liczb kwantowych
• na każdej powłoce znajduje się maksymalnie Z = 2n2 stanów do obsadzenia,
• Na każdej podpowłoce znajduje się 2(2l + 1) stanów do obsadzenia.
n l ml ms Z1 0 0 − 12 ,+
12 2
2 0 0 ± 121 -1 ± 12 81 0 ± 121 1 ± 12
Systematyka zapełniania stanów elektronowych w atomach i okresowość zmian własnościchemicznych pierwiastków umożliwiają umieszczenie wszystkich pierwiastków w układzieokresowym pierwiastków Mendelejewa.
Energia jonu wodoropodobnegoEnergia jonizacji równa jest energii wiązania elektronu w atomie. Największą energię joni-
zacji mają atomy gazów szlachetnych. Pierwiastki te mają zapełnione powłoki walencyjne.Najmniejszą energię jonizacji mają pierwiastki z pierwszej grupy układu okresowego po-
siadające na powłoce walencyjnej jeden elektron.
Układ okresowy pierwiastkówZałożenia:
• Liczba porządkowa Z pierwiastka chemicznego określa liczbę protonów znajdującychsię w jądrze atomowym – równa jest także liczbie elektronów w atomie gdy atom niejest „zjonizowany”.
• Stan elektronu w atomie określony jest przez zestaw liczb kwantowych n, l, ml i ms.
• Obsadzenie stanów energetycznych w atomie przez elektrony powinno zachodzić zgod-nie z zakazem Pauliego.
Tablica Mendelejewa
• ułożenie znanych pierwiastków chemicznych według wzrastających liczb atomowych,
• pierwiastki w pionowych kolumnach (grupach układu) mają podobne właściwości che-miczne,
• fizyka kwantowa systematyzuje atomy poprzez podanie ich konfiguracji elektronowej,
• numer porządkowy okresu odpowiada głównej liczbie kwantowej n.