Elektronový obal

1. Elektronový obal Kvantově mechanické představy

2. začátek 20. století - experimentální výsledky (Planck - záření těles) ukazovaly kvantování energie: DE = n h n E = h .n = jedno kvantum energie dáno součinem frekvence záření a konstanty (Planckova konstanta, h = 6,626*10-34 J s): světlo se chová jako proud částic (fotonů)

3. částice mají vlnový charakter potvrzeno difrakcí záření: difrakce - označuje jevy, které vznikají při průchodu vlnění otvorem nebo kolem překážky způsobující narušení vlnění. k difrakci dochází, při roztylování elektromagnetického záření na pravidelně uspořádaných objektech, pokud jejich vzdálenost odpovídá řádově vlnové délce záření

4. př.1: viditelné světlo prochází otvory CD, otvory mají velikost srovnatelnou s vlnovou délkou viditelného světla :

5. př.2: krystalem NaCl prochází rtg záření - rtg záření má vlnovou délku srovnatelnou se vzdáleností atomů v krystalové mřížce krystalu

6. pozitivní (konstruktivní) interference: negativní interference:

7. výsledkem je difrakční obrazec světlých a tmavých míst (na fotografické desce, počítači):

8. 1927 v Bellových laboratořích - experiment: paprsek elektronů namířen na krystal Ni vznikl stejný difrakční obrazec jako při difrakci rtg záření v krystalu verifikace de Broglieho předpokladu, že částice (v tomto případě elektrony) mají vlnový charakter

9. z Einsteinovy rovnice E = m c2 lze spočítat hmotnost částice pohybující se rychlostí c: m = hmotnost částice pohybující se rychlostí n: m = světlo má částicový charakter, pro jakýkoli předmět můžeme spočítat vlnovou délku

10. Další důležité výsledky o kvantování energie ze studií o emisi záření: každý prvek vyzařuje jen určité záření (určité vlnové délky) tzv. čárové spektrum toto spektrum je pro daný prvek vždy stejné čárové spektrum vodíku: 4 čáry excitace molekul H2 elektrickým výbojem, při návratu do základní hladiny emise záření 4 vlnových délek

12. čáry odpovídají přeskokům mezi diskrétními energetickými hladinami:

13. 1913 - Bohrův model atomu založený na teoriích klasické fyziky povolené dráhy = orbity 1925 - Erwin Schrödinger vyvinul matematický model pro chování elektronu v atomu vodíku (model založen na vlnovém chování částice)

14. představa vlnového chování za pomoci stojatého vlnění:

15. základem Schrodingerova modelu- rovnice = vlnová funkce - funkce souřadnic x, y, z = Hamiltonův operátor E - konstanta (číslo) reprezentuje energii atomu =suma E(pot) a E(kin)

16. vlnová funkce - nazývána orbital význam slova orbital: není totožný s Bohrovým orbitem vlnová funkce pro nejnižší energii H atomu označována 1s orbital jak se elektron v 1s orbitalu pohybuje? NEVÍME! vlnová funkce nedává informaci o pohybu elektronu řešení Schrödingerovy rovnice je mnoho (mnoho funkcí vyhovuje rovnici)

17. v mikrosvětě: nelze, tuto nemožnost vysvětluje Heisenbergova relace neurčitosti (1927): v makrosvětě: u pohybující se částice můžeme předpovídat pro nejbližší okamžik dráhu částice čím přesněji je určena poloha částice, tím větší je nejistota v určení směru a rychlosti pohybu v příštím okamžiku u elektronu tedy neznáme (a nemůžeme znát) přesnou dráhu pohybu kolem jádra

18. řešením Schrödingerovy rovnice pro atom Hdostaneme kvantová čísla hlavní (principal quantum number) n, udává energii, velikost orbitalu vedlejší (angular quantum number) l, udává tvar orbitalu (spherical, polar, cloverleaf) magnetické (magnetic quantum number) m, udává orientaci jednotlivých orbitalů v prostoru

19. model částice v jednorozměrné potenciálové jámě:

20. operátor pro kinetickou energii (hmotnost částice m, jednorozměrný systém): dosazením do Schrödingerovy rovnice: hledáme funkce, které vyhovují této rovnici (tj. po druhé derivaci dostaneme tu samou funkci jen vynásobenou konstantou; vyhovuje např.: A sin (kx) kde A, k jsou konstanty

21. upravíme rovnici do tvaru: za vlnovou funkci dosadíme výraz: A sin (kx) pro levou stranu (po dvojí derivaci) dostaneme: -k2 (A sin kx) dosadíme za vlnovou funkci i na pravou stranu, napíšeme celou rovnici: pro E z rovnice dostaneme:

22. naše okrajové podmínky: 1. částice se nemůže vyskytovat mimo jámu 2. celková pravděpodobnost nalezení částice v jámě je rovna jedné (tedy částice v jámě je) 3. vlnová funkce musí být spojitá (tedy v jámě nejsou místa, kde by se částice nesměla vyskytovat) hledáme hodnoty konstant A a k tak, aby byly splněny okrajové podmínky nyní musíme vložit na systém okrajové podmínky (tj. požadavek, že matematické řešení má mít fyzikální smysl)

23. protože částice musí být uvnitř jámy a protože vlnová funkce musíbýt spojitá, musí hodnota (x) být u stěn rovna nule: funkce sin x = 0 pro pro x = 0 je sin x = 0 automaticky aby sin x = 0 u druhé stěny potenciálové jámy, musí platit: A sin (kL) = 0 toho dosáhneme tehdy, bude-li k nabývat hodnot , kde n = celé kladné číslo (1, 2, 3, ....)

24. zbývá určit hodnotu A k tomu využijeme následující úvahu: vlnová funkce (orbital) nemá fyzikální význam, ale v určitém bodě = pravděpodobnost nalezení částice v blízkosti tohoto bodu v modelu potenciálové jámy - pravděpodobnost nalezení částice v jámě = 1

25. dosadíme do výpočtu pravděpodobnosti: vypočteme získáme konstantu A: vlnová funkce jednorozměrné potenciálové jámy:

26. tabulka jednotlivých řešení (vlnových funkcí a energií) pro jednotlivé hodnoty n:

27. jednorozměrný model nahradíme trojrozměrným - hraniční podmínky povedou ke 3 výsledným kvantovým číslům: n - hlavní kvantové číslo l - vedlejší kvantové číslo m - magnetické kvantové číslo dostali jsme kvantované energetické hladiny n nazváno proto kvantové číslo

28. hodnoty, kterých mohou nabývat jednotlivá kvantová čísla, počty orbitalů, označení orbitalů:

29. u trojrozměrného modelu udává pravděpodobnost výskytu elektronu v prostoru pro každou vlnovou funkci vypočtena oblast, kde pravděpodobnost výskytu je větší než 90%, tak získány obalové plochy pro orbitaly s, p, d, f: s orbitaly

30. p orbitaly: d orbitaly:

31. f orbitaly:

32. u orbitalů s vyššími kvantovými čísly - vnitřní rozdělení hustoty pravděpodobnosti: 1s, 2s a 3s orbital: 2 p orbital:

33. z experimentů: elektron se někdy chová jako malý magnet dvě orientace magnetického momentu ve vnějším magnetickém poli 1925: Samuel Goudsmit + George Uhlenbeck - představa dvou rotačních stavů elektronů, tyto stavy popsány spinovým kvantovým číslem s, hodnoty:+ 1/2, - 1/2

34. kvantově mechanický model H atomu: souhlasí s experimentálními údaji, dokáže vysvětlit to, co klasická fyzika nedokázala složitější systémy: ani výkonné počítače neumožňují řešit “ab initio” (provšechny částice a všechny interakce), zavádějí se zjednodušení, s nimi model funguje kvantový model = “human invention” k vysvětlení experimentálních výsledků

35. uspořádání elektronů : rozhodující význam pro chemické vlastnosti daného atomu (viz Mendělejevova periodická soustava) proto elektronové struktuře věnována velká pozornost v kurzech chemie pro víceelektronové atomy: Hundovo pravidlo (Aufbau Prinzip, Aufbau principle): elektrony zaplňují orbitaly od nejnižší dostupné energie k vyšším energiím Pauliho princip (Pauli exclusion principle): žádné dva elektrony v jednom atomu nemohou mít všechna 4 kvantová čísla stejná