В-88 Квантування електронних орбіт і виникнення хімічного зв’язку в твердих тілах

Мета: ознайомитись із: 1) особливостями виникнення хімічного зв’язку в твердих тілах; 2) квантуванням значень основних характеристик електронів (енергії, дебройлівської довжини хвилі, відстані від ядра, моменту імпульсу, частоти та ін.), коли атом перебуває в різних стаціонарних станах.

Устаткування: комп’ютерна програма “Квантування електронних орбіт”.

 

Теоретичні відомості

Відмінність між різними типами твердих тіл зумовлена відмінністю в характері розподілу електронів і ядер в атомах і молекулах і, особливо, в характері розподілу найбільш віддалених від ядра (валентних) електронів та йонних остовів атомів.

Для вивчення того чи іншого кристалу необхідно вияснити, перш за все, просторове розташування ядер та електронів. Що ж утримує разом атоми в кристалах? Зв’язок між атомами майже повністю забезпечується силами електростатичного притягання між негативно зарядженими електронами і позитивно зарядженими ядрами. [1]

Для того щоб за допомогою сил електростатичного притягання між валентними електронами і йонними остовами утворити із атомів тверде тіло, необхідно виконати наступні чотири умови, які не завше можна сумістити одна з одною:

♦ позитивно заряджені йонні остови повинні перебувати на такій відстані одне від одного, щоб при цьому було до мінімуму зведено електростатичне (кулонівське) відштовхування між ними.

♦ валентні електрони також повинні знаходитись на певних відстанях один від одного, які відповідають попередній вимозі.

♦ в той же час валентні електрони повинні перебувати настільки близько від позитивних йонів, щоб електростатичне притягання між ними було максимальним.

♦ виконання цих трьох умов приведе до зменшення потенціальної енергії системи, однак воно повинно відбуватись таким чином, щоб кінетична енергія системи тільки незначно збільшилась.

 

 

Існування стабільних зв’язків між атомами в кристалах передбачає, що повна енергія кристала – кінетична плюс потенціальна – повинна бути меншою за повну енергію такої ж кількості вільних атомів. Різниця цих двох значень енергій називається енергією хімічного зв’язку або просто енергією зв’язку.

На рисунку 88.1 схематично показані основні типи зв’язків в кристалах.

Реалізація ван-дер-ваальсівського зв’язку продемонстровано на прикладі кристалічного аргону. Нейтральні атоми аргону (рисунок 88.1,а) утворюють кристал за рахунок слабих сил Ван-дер-Ваальса, які діють між ними і виникають в результаті флуктуацій в розподілі заряду атома.

Йонний зв’язок реалізується за рахунок сил електростатичного притягання між додатними йонами лужного металу Na⁺ і негативними йонами галогену Cl^- (рисунок 88.1,б). Тобто атоми Натрію віддають свої валентні електрони атомам Хлору.

Металічний зв’язок продемонстровано на прикладі натрію (рисунок 88.1,в). Валентні електрони атомів лужного металу натрію покидають свої атоми і утворюють “електронну рідину”, в яку занурені позитивні йони.

Ковалентний зв’язок утворюється, коли нейтральні атоми (наприклад Карбону – рисунок 88.1,г) за рахунок перекриття (успільнення) їх електронних оболонок утворюють кристал (алмаз).

Експериментальні дослідження значення енергії зв’язку атома в кристалах свідчать, що вона складає від одного і менше відсотка від енергії йонізації електрона атома. Таким чином цієї енергії недостатньо для того, щоб сильно спотворити (збурити, деформувати) електронні оболонки атома. Тобто можна вважати, що розподіл електронів у вільних атомах незначно відрізняється від розподілу електронів в атомах кристалу (принаймні у тих, де реалізується ван-дер-ваальсівський зв’язок).

В даній роботі робиться акцент на те, щоб зрозуміти і побачити на моделі найпростішого атома, які основні властивості електронів, особливо валентних, як відбувається квантування їх основних характеристик. Для цього детально розглянемо будову найпростішого із атомів – Гідрогену. Подивимося, як електрон веде себе, коли атом перебуває в різних стаціонарних станах.

Пригадаємо, що серія дослідів Резерфорда та його учнів на початку минулого століття дали змогу Резерфорду накреслити ядерну модель атома: в центрі атома міститься позитивно заряджене ядро, розміри якого приблизно 10^-15 м; навколо ядра замкнутими орбітами в просторі, обмеженому об’ємом сфери радіусом 10^-10 м обертаються електрони, причому кількість їх дорівнює порядковому номеру елемента. Проте з погляду класичної фізики така модель була неспроможна пояснити закономірності в лінійчатих спектрах атомів і навіть самого факту випромінювання атомом монохроматичного світла; не могла пояснити характерної стійкості атома.

Правильні висновки з труднощів ядерної моделі Резерфорда зробив датський фізик Нільс Бор у 1913р. Він не відкинув самої моделі атома, оскільки вона ґрунтувалась на дослідних даних, але зробив сміливі припущення про те, що в мікроструктурі атома закони класичної електродинаміки не справджуються і що для з’ясування внутрішнього механізму атома треба керуватися ідеєю квантової теорії випромінювання Планка.

У пошуках загальної квантової теорії Бор сформулював постулати, в яких, зокрема, твердив, що

♦ атому властиві цілком стійкі стани з відповідним значенням енергії, перебуваючи в яких він не поглинає і не випромінює електромагнітних хвиль.

♦ цим станам відповідають певні орбіти, на яких перебувають електрони, моменти імпульсу яких квантуються:

, (88.1)

де m_е – маса електрона, υ _т – його орбітальна швидкість, r_n – радіус n -ої стаціонарної орбіти.

Ціле число n називається головним квантовим числом.

Правило квантування орбіт Бора одержало наочну інтерпретацію в теорії де Бройля, який запропонував гіпотезу про наявність в електрона хвильових властивостей (1924 р.). Згідно цієї теорії електрону (і будь-якому іншому мікрооб'єкту) відповідає хвильовий процес з довжиною хвилі

, (88.2)

де p – імпульс електрона.

Застосувавши до орбітального руху електрона на стаціонарній круговій орбіті в атомі Гідрогену правила квантування Бора, отримуємо співвідношення

nλ = 2πr_n. (88.3)

Це означає, що довжина хвилі де Бройля ціле число раз укладається на довжині стаціонарної кругової орбіти електрона, тобто стаціонарна орбіта відповідає круговій стоячій хвилі де Бройля на довжині орбіти.

Комп'ютерна модель є якісною ілюстрацією ідеї де Бройля виникнення стоячих хвиль на стаціонарних орбітах.

Комп'ютерна модель на прикладі орбіт із квантовими числами n = 2, 3 і 4 ілюструє закономірність, якій підкоряються радіуси стаціонарних кругових орбіт в атомі Гідрогену. Відповідно до теорії Бора

r_n = n²r₁, (88.4)

де r₁ = 5,29·10^–11 м – радіус першої борівської орбіти.

Модель дозволяє, плавно змінюючи радіус, вибирати стаціонарні орбіти, на довжині яких укладається ціле число довжин хвиль де Бройля й утворюється стояча хвиля.

Слід зауважити, що теорія Бора, а слід за нею і гіпотеза де Бройля були тільки першими кроками квантового підходу до пояснення властивостей електрона і атома.

Подальший розвиток цих ідей привів до створення квантової фізики, яка відкидає поняття орбіти, а, відповідно, і радіуса орбіти. Говорять про величину ймовірності знаходження електрона на певній відстані від ядра атома в певному напрямі. А квантування моменту імпульсу та інших характеристик електронів в атомах здійснюють так:

Абсолютна величина можливих значень механічного моменту електрона:

орбітального спіну

l = 0, 1, 2, … – орбітальне s =1/2 – спінове

квантове число квантове число