ТОП 10:

Корпускулярно-волновое поведение



Корпускулярно-волновое поведение

Первым революционное предположение о двойственной природе любых движущихся частиц выдвинул Луи де Бройль (1924 г.). Для химиков наибольший интерес представляют законы движения электронов в атоме, поэтому это мы и будем обсуждать.

Попробуем, вслед за де Бройлем, провести некоторые рассуждения и получить формулу Луи де Бройля.

Для фотона Е = hυ,а согласно теории А. Эйнштейна Е = mc2. Из курса математики Вы знаете, что если левые части уравнения равны, то равны и правые части тоже будут равны, т.е.: hυ = mc2. Из школьного курса физики, вспомним соотношение, которое мы привели выше: λ· υ =с. Из него следует: υ = с / λ. Теперь легко можно получить формулу Луи де Бройля:

 

λ = h / mфс

λ – длина волны электромагнитного излучения, υ – частота электромагнитного излучения, m – масса фотона, с – скорость света в вакууме. Это соотношение справедливо для корпускулярно-волновых свойств света. Л. Де Бройль предложил заменить массу фотона на массу электрона, массу электрона на массу частицы; скорость света на скорость движения электрона, а скорость движения электрона на скорость движения частицы. В итоге была получена формула де Бройля:

 

λ = h / mс

Физический смысл формулы: если тело массой m движется со скоростью v, то движению тела соответствует некоторый волновой процесс, длина волны которого λ. Постоянная Планка h связывает воедино корпускулярнр-волновой аспекты движения.

Формула Л. Де Бройля отражает одно из общих свойств материи – её «двойственность» (дуализм): материя обладает одновременно и корпускулярными и волновыми свойствами. Соотношение «волна – частица» таково, что с уменьшением массы частицы её волновые свойства усиливаются, а корпускулярные ослабляются.

 

Неопределённость положения и скорости

Раньше считалось, что электрон вращается вокруг ядра, подобно вращению планет вокруг Солнца. Но если рассчитать скорость электрона на орбите, то тогда оказывается невозможным одновременное определение положения атома на данной орбите. И наоборот, если определить положение электрона на орбите, то тогда оказывается невозможным расчёт скорости движения электрона.

Характерная для электрона двойственность поведения отражена в соотношении неопределённости, предложенной Гейзенбергом (1927 г.):

ΔpΔx ≥ h/2π,

где Δpх = mΔx – неопределённость (ошибка в определении) импульса микрообъекта по координате х; Δх – неопределённость (ошибка в определении) положения микрообъекта по этой координате.

Согласно принципу неопределённости, невозможно одновременно определить положение и импульс любого микрообъекта с одинаково высокой точностью. Чем меньше значение Δх , т.е. чем точнее мы определяем положение микрообъекта (электрона), тем больше неопределённость в определении значения его импульса или энергии. Если микрообъект (электрон) имеет конкретное значение энергии, то его координаты (местонахождение) будут иметь очень большую неопределённость. Соотношение неопределённости отражает корпускулярно-волновую двойственность микрообъектов.

Рассмотрим следствия соотношения неопределённости:

Первое следствие: движение электрона в атоме – движение без траектории. Вследствие корпускулярно-волновой природы электрона понятие «орбита движения» электрона оказалось неприемлемым в квантовой механике. Появилось другое понятие – вероятность пребывания электрона в определённой части объёма атома.

Второе следствие: электрон в атоме не может упасть на ядро (были бы известны сразу и координаты электрона (местонахождение) и значение энергии.

 

Состояние электрона в атоме, характеризующееся определенными значениями квантовых чисел n, l и m, т.е. определенными размерами, формой и ориентацией в пространстве электронного облака, называется атомной электронной орбиталью

Четвертым квантовым числом является спиновое квантовое число (s), которое характеризует собственный механический момент электрона, связанный с вращением электрона вокруг собственной оси при его движении вокруг ядра. Это число может иметь только два значения либо +1/2, либо –1/2 (электрон может вращаться либо по часовой стрелке, либо против часовой стрелки).

 

 

ПОРЯДОК ЗАПОЛНЕНИЯ ЭЛЕКТРОНАМИ УРОВНЕЙ, ПОДУРОВНЕЙ И ОРБИТАЛЕЙ АТОМА

 

Структура атома с распределенными по уровням, подуровням и орбиталям электронами называется электронной конфигурацией атома. Электронную конфигурацию записывают с помощью электронной формулы. Например: запись 1s1 означает, что электрон находится на первом энергетическом уровне (1 это значение главного квантового числа), на s-подуровне (буквой s ''кодируют'' значение орбитального квантового числа равное 0 (l = 0), а цифра 1 над буквой s показывает число электронов. Это электронная формула атома водорода. Каков же порядок заселения уровней, подуровней и орбиталей атома многоэлектронного? Распределение электронов в атоме, который находится в основном состоянии, определяется зарядом ядра атома. Электроны заселяют уровни, подуровни и орбитали атома в соответствии со следующими принципами.

 

1. Принцип минимальной энергии.

 

Основному (или устойчивому) состоянию атома соответствует минимальная суммарная энергия электронов.

 

Если атому сообщать энергию, то он переходит в возбужденное состояние. В возбужденном состоянии атом неустойчив, в нем он существует примерно 10-8 сек, а затем переходит в основное состояние, излучая при этом квант энергии. Энергия уровней и подуровней увеличивается в соответствии со схемой:

 

E(1s)‹E(2s)‹E(2p)‹E(3s)‹E(3p)‹E(4s)‹E(3d)‹E(4p)‹E(5s)‹E(4d)‹E(5p)‹E(6s)‹E(4f)‹E(5d).

 

В невозбужденном состоянии атома каждый новый электрон попадает на тот уровень и на тот подуровень, где его энергия будет минимальной.

 

2. Принцип Паули.

 

В атоме не может быть электронов, характеризующихся четырьмя одинаковыми квантовыми числами.

 

Из принципа Паули вытекает важное следствие, которое определяет максимальное число электронов в одной орбитали. Каждая орбиталь может вместить только два электрона, имеющих противоположно направленные спины. Два таких электрона, располагающиеся на одной орбитали образуют электронную пару. Покажем это на примере заселения электронами 1s-орбитали:

 

Квантовые числа n l m s

Первый электрон 1 0 0 + ½

Второй электрон 1 0 0 - ½

 

Теперь мы можем указать максимальное число электронов на подуровнях: s2, p6, d10, f14. Максимальное число электронов на каждом подуровне можно вычислить по формуле: 2(2l + 1).

 

3. Третий принцип – правило Хунда.

 

При заполнении электронами вырожденных орбиталей каждого данного подуровня число неспаренных электронов на нем должно быть максимальным.

 

Практически это означает, что, например, у атома азота на р-подуровне находится три электрона и все они должны занимать свою орбиталь (спаренных электронов у атома азота на р-подуровне быть не должно). Только у атома кислорода, когда уже все три орбитали заселены электронами, четвертый электрон занимает свое место уже в занятой другим электроном орбитали.

Если два электрона занимают две разные орбитали, то взаимодействие между ними будет меньше, меньше будет и общий запас энергии системы. Электрон, который один находится в орбитали, называется неспаренным электроном. Такие электроны согласно спиновой теории валентности определяют валентность элемента.

 

 

ЭЛЕКТРОННЫЕ ФОРМУЛЫ ЭЛЕМЕНТОВ I – IV ПЕРИОДОВ ПЕРИОДИЧЕСКОЙСИСТЕМЫ ЭЛЕМЕНТОВ

 

Первый период:

1H 1s1, 2He 1s2.

У элементов первого периода один электронный уровень, имеющий один подуровень. У водорода один электрон, а у гелия – два. Они заполнили первый электронный уровень – гелием закончился первый период.

 

Второй период.

Элементы второго периода имеют уже два электронных уровня, первый полностью заполнен, а второй подлежит заполнению. Второй уровень имеет два подуровня: s- и р-подуровни. Они заполняются электронами в соответствии с вышеуказанными принципами.

3Li 1s22s1 7N 1s22s22p3

4Be 1s22s2 8O 1s22s22p4

5B 1s22s22p1 9F 1s22s22p5

6C 1s22s22p2 10Ne 1s22s22p6

У неона произошло заполнение электронами второго энергетического уровня, на неоне заканчивается второй период. На втором энергетическом уровне 8 электронов и, соответственно, 8 элементов. Оболочку с конфигурацией 1s2 обозначают буквой К, оболочку с конфигурацией 2s22p6 - L.

 

Третий период.

 

Элементы третьего периода имеют три электронных уровня, внешним является третий. Он имеет три подуровня, которые располагают 9 орбиталями. Следовательно, максимальное число электронов на этом уровне равно 18 (2 электрона на s-подуровне, 6 на р-подуровне и 10 на d-подуровне). Однако согласно энергетической диаграмме электроны заполняют первые два подуровня третьего уровня. Следующие два электрона заселяют 4s-подуровень, так как его энергия меньше, чем энергия 3d-подуровня.

11Na {K,L}3s1 15P {K,L}3s23p3

12Mg {K,L}3s2 16S {K,L}3s23p4

13Al {K,L}3s23p1 17Cl {K,L}3s23p5

14Si {K,L}3s23p2 18Ar {K,L}3s23p6

Аргоном заканчивается третий период.

 

Четвертый период

 

Это первый большой период. Начинается он калием и кальцием, у них электроны заполняют 4s-подуровень (он энергетически более выгоден).

19K {K,L}3s23p64s1

20Ca {K,L}3s23p64s2

Далее электроны заселяют 3d-подуровень, следующий по запасу энергии. Здесь мы сталкиваемся с некоторыми особенностями. От 21Sc до 23V электроны у каждого следующего элемента поступают по одному на 3d-подуровень.

21Sc 1s22s22p63s23p63d14s2

Подуровень 3d записывают перед 4s, так как квантовое число 4 больше квантового числа 3.

22Ti 1s22s22p63s23p63d24s2

23V 1s2s22p63s23p63d34s2

У хрома происходит следующее: очередной электрон появляется на 3d-подуровне и на этот же подуровень переходит электрон с подуровня 4s. Объясняется это тем, что, как показано физиками-теоретиками, наиболее устойчивыми являются подуровни заполненные наполовину электронами или полностью. Это явление называют ''провалом'' электрона (электрон с подуровня 4s проваливается на подуровень 3d), оказалось конфигурация d5 и d10 более устойчивы, чем конфигурации d4 и d9. Поэтому очередной ''провал'' электрона будет еще и у меди.

24Cr 1s22s22p63s23p63d54s1

25Mn 1s22s22p63s23p63d54s2

26Fe 1s22s22p63s23p63d64s2

27Co 1s22s22p63s23p63d74s2

28Ni 1s22s22p63s23p63d84s2

29Cu 1s22s22p63s23p63d104s1

30Zn 1s22s22p63s23p63d104s2

Далее электроны заполняют 4p-подуровень, на него приходят шесть электронов. Криптоном заканчивается четвертый период, оболочку 3s23p63d10 обозначают буквой М:

31Ga {K,L,M}4s24p1 и так далее до 36Kr {K,L,M}4s24p6.

Анализируя электронные конфигурации различных элементов, мы можем отметить, что конфигурации внешних электронных уровней периодически повторяются. Так, литий, натрий, калий, рубидий, цезий и франций имееют один электрон на внешнем электронном уровне; бериллий, магний, кальций, стронций, барий и радий – два электрона и так далее. Элементы с аналогичной электронной конфигурацией называют электронными аналогами. Эти элементы имеют сходные химические свойства, но различную химическую активность.

В зависимости от того, какой подуровень данного энергетического уровня заполняют электроны последним, элементы можно разделить на следующие семейства:

1. s-элементы, у этих элементов последним заполняется s-подуровень внешнего энергетического уровня;

2. р-Элементы, у них электроны заполняют р-подуровень внешнего энергетического уровня;

3. d-Элементы, у них электроны заполняют d-подуровень предпоследнего {(n – 1)d-подуровня} энергетического уровня;

4. f-Элементы, у них электроны заполняют f-подуровень третьего снаружи уровня {(n – 2)f-подуровень}.

 

 

 

Корпускулярно-волновое поведение

Первым революционное предположение о двойственной природе любых движущихся частиц выдвинул Луи де Бройль (1924 г.). Для химиков наибольший интерес представляют законы движения электронов в атоме, поэтому это мы и будем обсуждать.

Попробуем, вслед за де Бройлем, провести некоторые рассуждения и получить формулу Луи де Бройля.

Для фотона Е = hυ,а согласно теории А. Эйнштейна Е = mc2. Из курса математики Вы знаете, что если левые части уравнения равны, то равны и правые части тоже будут равны, т.е.: hυ = mc2. Из школьного курса физики, вспомним соотношение, которое мы привели выше: λ· υ =с. Из него следует: υ = с / λ. Теперь легко можно получить формулу Луи де Бройля:

 

λ = h / mфс

λ – длина волны электромагнитного излучения, υ – частота электромагнитного излучения, m – масса фотона, с – скорость света в вакууме. Это соотношение справедливо для корпускулярно-волновых свойств света. Л. Де Бройль предложил заменить массу фотона на массу электрона, массу электрона на массу частицы; скорость света на скорость движения электрона, а скорость движения электрона на скорость движения частицы. В итоге была получена формула де Бройля:

 

λ = h / mс

Физический смысл формулы: если тело массой m движется со скоростью v, то движению тела соответствует некоторый волновой процесс, длина волны которого λ. Постоянная Планка h связывает воедино корпускулярнр-волновой аспекты движения.

Формула Л. Де Бройля отражает одно из общих свойств материи – её «двойственность» (дуализм): материя обладает одновременно и корпускулярными и волновыми свойствами. Соотношение «волна – частица» таково, что с уменьшением массы частицы её волновые свойства усиливаются, а корпускулярные ослабляются.

 







Последнее изменение этой страницы: 2017-02-22; Нарушение авторского права страницы

infopedia.su Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. Обратная связь - 3.235.75.196 (0.013 с.)