Корпускулярно-волновые свойства микрочастиц

Одним из общих свойств материи является ее двойственность. Материя (вещество и поле) обладают одновременно корпускулярными (частица) и волновыми свойствами. Явления дифракции и интерференции света подтверждают его волновую, а фотоэффект – корпускулярную природу. Луи де Бройль установил соотношение λ = h/(m*v); где m – масса частицы, v – скорость, λ – длина волны. Уравнение показывает, что с уменьшением массы частицы волновые свойства ее усиливаются, а корпускулярные – ослабляются. Учение Луи де Бройля дало начало науке «Квантовая механика», объясняющей поведение микрообъектов в микрополях. В основе квантовой механики лежат работы Эрвина Шредингера (Австрия) и Вернера Гейзенберга (Германия), в которых предложены волновые уравнения и принцип неопределенности.

В 1926 г. Шредингер вывел волновое уравнение для характеристики поведения электрона d²ψ/dx² + d²ψ/dy² + d²ψ/dz² + 8π²m/h² (E-U)ψ = 0

E – полная энергия частицы

U – потенциальная энергия

m – масса частицы

x,y,z - координаты

ψ - волновая функция.

Это постулат и не выводится из других законов. Оно имеет решение только для одноэлектронных частиц (Н, Не⁺ и тд.). ψ – пси, волновая функция описывает состояние электрона в атоме. [‌ψ]² – имеет определенный физический смысл и характеризует вероятность нахождения электрона в данной точке пространства атома. Вероятность пребывания электрона в элементарном объеме dv в атоме водорода равна [‌ψ]²dv.

Принцип неопределенности

В 1927г. Гейзенберг сформулировал принцип неопределенности: невозможно одновременно точно определить место нахождения частицы и ее импульс (p = mv) ∆x*∆p_x ≥ h/2π

∆x - неопределенность положения частицы по оси х;

∆p_x - неопределенность в импульсе (по оси х).

Чем меньше ∆х, т.е. чем определеннее положение частицы, тем больше ∆p_x, тем неопределеннее ее импульс.

Исходя их вышеизложенного следует, что для электронов нельзя предсказать размеры и формы их орбит. Можно говорить лишь о вероятности нахождения электрона вблизи ядра.

Вероятность местонахождения электрона зависит от его энергетического состояния. В принципе, электрон может находится в любом месте пространства атома. Однако в области, где значения [‌ψ]² выше, он бывает чаще и эти области соответствуют минимальной энергии электрона. Совокупность мест пространства, где [‌ψ]² имеет максимальное значение, называется электронной орбиталью (облаком). Орбиталь – область пространства, в которой вероятность пребывания электрона максимальна. Поверхность, охватывающая ядро атома, за пределами которой вероятность пребывания электрона исчезающее мала, называют граничной поверхностью орбитали. Эта поверхность передает форму орбитали.

Квантовые числа

Состояние электрона в атоме характеризуется 4 квантовыми числами.

n – главное квантовое число; характеризует общую энергию электрона; удаленность электрона от ядра; функция радиального расположения электронов. Принимает все целочисленные значения 1,2,3,4 …. Орбитали с одинаковым значением n составляют энергетический уровень K,L,M.N,O,P,Q и т.д.

l – орбитальное квантовое число; характеризует энергию электрона в пределах одного уровня; функция радиального распределения электронов; характеризует форму орбитали. Принимает все целочисленные значения 0,1,2,3 и тд. до (n - 1). Орбитали с одинаковым значением l называют энергетическим подуровнем (s, p, d, f).

m_l – магнитное квантовое число; функция углового распределения электронов; определяет ориентацию орбиталей в пространстве; характеризует «степень вырождения», т.е число орбиталей на подуровне. Принимает значения –l, 0, l.

m_s – спиновое квантовое число (spin – вращение ); характеризует веретенообразное вращение электрона вокруг собственной оси. Принимает значения +1/2 и -1/2.