elementy mechaniki kwantowej w uj ciu jako ciowym n.
Download
Skip this Video
Loading SlideShow in 5 Seconds..
Elementy mechaniki kwantowej w ujęciu jakościowym PowerPoint Presentation
Download Presentation
Elementy mechaniki kwantowej w ujęciu jakościowym

Loading in 2 Seconds...

play fullscreen
1 / 29

Elementy mechaniki kwantowej w ujęciu jakościowym - PowerPoint PPT Presentation


  • 111 Views
  • Uploaded on

Elementy mechaniki kwantowej w ujęciu jakościowym. 1. Hipoteza Broglie`a. W 1924r Louis Victor de Broglie przyjął postulat, że poruszający się elektron jako cząsteczka materialna ma również właściwości falowe,

loader
I am the owner, or an agent authorized to act on behalf of the owner, of the copyrighted work described.
capcha
Download Presentation

PowerPoint Slideshow about 'Elementy mechaniki kwantowej w ujęciu jakościowym' - virote


An Image/Link below is provided (as is) to download presentation

Download Policy: Content on the Website is provided to you AS IS for your information and personal use and may not be sold / licensed / shared on other websites without getting consent from its author.While downloading, if for some reason you are not able to download a presentation, the publisher may have deleted the file from their server.


- - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - E N D - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - -
Presentation Transcript
1 hipoteza broglie a
1. Hipoteza Broglie`a
  • W 1924r Louis Victor de Broglie przyjął postulat, że poruszający się elektron jako cząsteczka materialna ma również właściwości falowe,
  • Powyższy postulat został potwierdzony w latach 1924-28, kiedy sformułowano nową teorię mechaniki kwantowej (mechaniki falowej),
  • Teoria umożliwiła poprawne i ilościowe opisanie właściwości cząsteczki (Max Karl Ernest Planck, Arnold Sommerfeld, Erwin Schrodinger, Wener Karl Heisenberg, Wolfgang Pauli, Max Born).
2 zasada nieoznaczono ci heisenberga
2. Zasada nieoznaczoności Heisenberga
  • Zgodnie z kwantowo-mechanicznym opisem atomu, nie można wyobrazić sobie elektronu w stanie stacjonarnym jako sztywnej kulki-punktu krążącego po ustalonej orbicie wokół jądra,
  • Nie jest możliwe jednoczesne dokładne wyznaczenie położenia i pędu elektronu (to jest podanie toru i gdzie znajduje się w danym momencie),
slide4
Cd
  • Zasada nieoznaczoności Heisenberga mówi, że można rozpatrywać tylko prawdopodobieństwo znalezienia elektronu w określonym czasie w dowolnym punkcie przestrzeni wokół jądra (w tzw. w chmurze elektronowej,
  • Chmura elektronowa nie ma wyraźnej granicy zewnętrznej, z tym że im dalej od jądra tym mniejsze prawdopodobieństwo znalezienia elektronu.
3 orbital atomowy poziom orbitalny
3. Orbital atomowy – poziom orbitalny
  • Stan elektronu w atomie opisuje funkcja falowa Ψ (psi) zwana orbitalem atomowym (poziomem orbitalnym),
  • Kwadrat funkcji psi (Ψ2) podaje prawdopodobieństwo znalezienia elektronu w danym obszarze przestrzeni wokół jądra – orbital atomowy (określona przestrzeń wokół jądra w której to prawdopodobieństwo wynosi 90%),
  • orbitale odpowiadają określonym stanom energetycznym elektronów w atomie a to oznacza, że elektrony nie mogą przyjmować dowolnej energii – energia elektronów jest skwantowana
slide7
Cd
  • Geometryczny kształt orbitali wskazuje na przestrzenny rozkład prawdopodobieństwa znalezienie elektronu opisanego danym orbitalem,
  • Kontur orbitalu (powierzchnia ograniczająca przestrzeń) ogranicza przestrzeń w której prawdopodobieństwo znalezienia elektronu jest największe,
slide8
Cd
  • Najniższemu poziomowi energetycznemu odpowiada obrbital s – kulisty, wyższemu poziomowi energetycznemu odpowiada orbital p – klepsydra, kolejne poziomy energetyczne to: d i f,
4 liczby kwantowe

4. Liczby kwantowe

a) Główna liczba kwantowa – n

g wna liczba kwantowa n
Główna liczba kwantowa - n
  • Określa energię elektronu w atomie i przyjmuje wartości licz naturalnych n = 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, ...
  • Stany kwantowe o takiej samej wartości głównej liczby kwantowej n tworzą powłokę elektronową odpowiednio n=1 > K, n=2 > L, n=3 > M, n=4 > N, n=5 > O, n=6 >P, n=7 > Q,
  • Liczbę stanów kwantowych równą liczbie elektronów, które mogą zapełniać daną powłokę oblicza się z wyrażenia2n2
liczby kwantowe cd

Liczby kwantowe cd

Poboczna liczba kwantowa – l (orbitalna liczba kwantowa – l)

poboczna orbitalna liczba kwantowa l
Poboczna (orbitalna) liczba kwantowa l
  • Rozróżnia stany energetyczne elektronów w tej samej powłoce i charakteryzuje symetrię podpowłok elektronowych (orbitali),
  • l przybiera wartości liczb całkowitych 0≤ l ≤ n-1
  • Dla n =1, l=0, dlan =2, l= 0,1
  • dla n =3, l= 0,1,2 dla n =4, l = 0,1,3,4
  • l=0 (s), l=1(p), l=2(d) l=3(f)
poboczna liczba kwantowa l
Poboczna liczba kwantowa - l
  • Stany kwantowe o tej samej wartości liczby n i tej samej liczby l tworzą podpowłokę eletronową – orbital,
  • Maksymalną liczbę stanów kwantowych – liczbę elektronów w danej podpowłoce oblicz się z wyrażenia:

4·l + 2

c liczby kwantowe

c) Liczby kwantowe

Magnetyczna liczba kwantowa - m

magnetyczna liczba kwantowa m
Magnetyczna liczba kwantowa – m
  • Określa liczbę poziomów orbitalnych związaną z ułożeniem się orbitali pod wpływem zewnętrznego pola magnetycznego.
  • m przyjmuje wartości liczb całkowitych

- l≤ m≤l

liczby kwantowe2

Liczby kwantowe

Magnetyczna spinowa liczba kwantowa ms

magnetyczna spinowa liczba kwantowa m s
Magnetyczna spinowa liczba kwantowa ms
  • Związana jest z momentem pędu elektronu obracającego się wokół własnej osi,
  • Przyjmuje dwie wartości + 1/2 i -1/2
5 zakaz pauliego i regu a hunda
5. Zakaz Pauliego i reguła Hunda
  • Jest to drugie prawo mechaniki kwantowej – w atomie nie mogą istnieć dwa elektrony o identycznym stanie kwantowym, tzn. o tych samych wartościach czterech przypisanych im liczb kwantowych (n, l, m, ms), muszą różnić się przynajmniej jedną z tych liczb.
  • Reguła Hunda – atom w stanie podstawowym ma maksymalną ilość elektronów niesparowanych
liczba stan w kwantowych dla n 2
Liczba stanów kwantowych dla n = 2
  • Gdy n=2: to
  • l=0 (podpowłoka – orbital s); m=0; ms=+1/2, -1/2
  • l=1 (podpowłoka – orbital p); m=1, 0, -1; ms= +1 /2, -1/2
liczba stan w kwantowych dla n 3
Liczba stanów kwantowych dla n = 3
  • Gdy n = 3, to:
  • l=0 (podpowłoka – orbital s); m=0; ms=+1/2,
  • -1/2
  • l=1 (podpowłoka – orbital p); m=-1, 0, 1; ms=+1/2, -1/2
  • l=2 (podpowłoka – orbital d); m=-2, -1, 0, 1, 2; ms= +1/2, -1/2
liczba stan w kwantowych cd
Liczba stanów kwantowych cd
  • Liczbę stanów kwantowych (liczbę elektronów) dla wyższych stanów energetycznych oblicza się podobnie dla n=4, n=5, n=6, n=7 (N32, O50, P72, Q98),
  • Każdy orbital może opisywać tylko 2 elektrony o zbliżonej energii i przeciwnym spinie,
  • Takie elektrony nazywamy elektronami sparowanymi,
  • Każda powłoka elektronowa może zwierać tylko jeden orbital typu s (s2), trzy orbitale typu p (p6), pięć orbitali typu d (d10), siedem orbitali typu f (f14).