7.Принцип квантовой механики: Дискретность энергии, корпускулярно-волновой дуализм, принципы неопределенности Гейзенберга.

Принцип корпускулярно-волнового дуализма.

Согласно этому принципу поведение объектов микромира может быть описано как движение частицы (корпускулы) и как волновой процесс. Физически это представить невозможно. Математически это описывается уравнением Де Бройля:

ק=(h*ν)/m*υ, где ν – длина волны, соответствующая электрону массой m и движущегося со скоростью υ.

В 1900 г М. Планк, изучавший тепловое излучение твердых тел, пришел к выводу, что электромагнитное излучение испускается в виде отдельных порций – квантов – энергии. Значение одного кванта энергии равно E=hν. Кванты энергии впоследствии назвали фотонами. Идея о квантовании энергии позволила объяснить происхождение линейчатых атомных спектров, состоящих из набора линий, объединенных в серии.

Гейзенберг сформулировал принцип неопределенности, заключающийся в принципиальной невозможности одновременно точно определить положение микрочастицы в пространстве и ее импульс: Δp*Δx=h/4π. Таким образом, чем точнее определена скорость, тем меньше известно о местоположении частицы, и наоборот. Поэтому для микрочастицы становится неприемлемым понятие траектории движения. Можно лишь говорить о вероятности обнаружить ее в какой-то области пространства. ΔE*Δt=h/4π.

Вопрос №8. Уравнение Шредингера. Основные идеи, положения в его основе. Смысл волновой функции. (Принцип неопределенности Гейзенберга)

Функция ψ – функция, описывающая состояние электрона в атоме или молекуле, часто называется волновой функцией или орбиталью. Ψ2dV – вероятность обнаружения электрона в некотором объеме dV. Ψ2 выражает плотность вероятности нахождения электрона в соответствующей области пространства. Область пространства, где наиболее вероятно нахождение электрона, определяет форму электронного облака. d2 /dx2+ d2 /dy2+ d2 /dz2+8π2m/h2(E-U)=0 Точное решение уравнения есть только для водорода. Из решения возникают квантовые числа n,m,l.

Вопрос №9. Квантовые числа. Их значения и сущность.

Квантовые числа – это энергетические параметры, определяющие состояние электрона и тип атомной орбитали, на которой он находится. Главное квантовое число (n): характеризует энергию электрона в атоме , размер атома . В периодической системе число соответствует номеру периода. Принимает значения 1,2,3… Орбитальное (побочное) квантовое число (l): l=0,1,2,3…(n-1) n=1: l=0; n=2: l=0,1; n=3: l=0,1,2. Характеризует подуровень. Характеризует момент импульса и определяет форму электронного облака. l=0 – s (сфера); l=1 – p (гантель); l=2 – d; l=3 – f; l=4 – g; l=5 – h. Магнитное квантовое число (m) m= -l…-1,0,1…l. n=1 l=0 m=0; n=2 l=0,1 m=-1,0,1; n=3 l=0,1,2 m=-2,-1,0,1,2 Определяет возможные ориентации электронного облака в пространстве. Характеризует проекцию момента количества движения. Спиновое квантовое число (ms): отражает наличие у электрона собственного момента движения. Проекция собственного момента движения на избранное направление называется спином. Принимает значения ±1/2. При записи формул и составлении энергетических диаграмм, отражающих состояние электронов в атомах и молекулах, наличие того или иного значения спинового квантового числа указывают стрелкой ↑ или ↓.

Вопрос №10. Понятие электронного уровня, подуровня, орбитали.

Атомная орбиталь – волновая функция, описывающая состояние электрона в атоме, и полностью характеризуемая конкретными значениями квантовых чисел (n,l,m). Каждая орбиталь характеризуется определенной зависимостью распределения ψ- функции в пространстве. Обладает определенной симметрией.

Энергетический уровень – совокупность орбиталей, имеющих одинаковое значение главного квантового числа. Число энергетических уровней атома равно номеру периода, в котором расположен соответствующий химический элемент.

Энергетический подуровень – совокупность орбиталей, имеющих одинаковое значение главного и орбитального квантовых чисел (но отличающихся направлением в пространстве), находящихся на одинаковом уровне и имеющие одинаковую форму.

Вопрос №11. Правила и принципы, определяющие последовательность формирования электронных уровня и подуровня.

Принцип наименьшей энергии: в первую очередь заполняются уровни с наименьшей энергией.

Принцип запрета (принцип Паули): в атоме не могут находиться 2 электрона с одинаковым набором квантовых чисел. Так как одной атомной орбитали соответствует фиксированное значение 3 квантовых чисел (n,l,m), то на ней может располагаться только 2 электрона с противоположными спинами (такие электроны называются спаренными).

Правило Клечковского: в первую очередь формируются подуровни с наименьшей энергией, т.е. имеющие наименьшую сумму n+l. Если они равны, то там, где меньше значение n.

Правило Хунда: в наиболее устойчивом состоянии атома электроны размещаются в пределах орбитали подуровня так, чтобы их суммарный спин был максимален. Правило не запрещает другого распределения электронов в пределах подуровня. Состояние атома с меньшим суммарным спином будет энергетически менее выгодно и будет относиться к возбужденному состоянию.

12. s-, p-, d-, f- элементы. Взаимосвязи между электронным строением, химическими свойствами и положениями в Периодической системе

Начало каждого периода соответствует началу застройки нового энергетического уровня. Номер периода определяет номер внешнего уровня. Он является застраивающимся у элементов главных подгрупп. Т.е. s и p элементов. У d элементов идет заполнение первого с наружи уровня. У f- второго снаружи. Т.е. внешний и застраивающийся уровень не всегда совпадают. Т.к у d элементов заполняется первый снаружи уровень, а химические свойства в первую очередь определяются структурой внешнего энергетического уровня, то химические свойства этих элементов похожи между собой (например, все они металлы). У них отсутствует резкое изменение свойств при переходе от элемента к элементу. Как, например, у s и p элементов. Еще более похожи свойства f элементов (лантаноиды и актиноиды), поскольку у них заполняются еще более глубокие подуровни.