- •1.1Предмет и задачи атомной физики, её место среди других физических наук.
- •1.2Сериальные закономерности в атомных спектрах, комбинационный принцип Ритца, термы.
- •1.3Класическая модель атома Томсана.
- •1.4Основы классической теории электромагнитного излучения.
- •2.1Опыты Резерфорда.
- •2.2Вывод формулы Резерфорда для рассеяния α-частиц.
- •2.3Следствия из опытов Резерфорда.
- •2.4Экспериментальное определение заряда ядра по методу Чедвика.
- •2.5Планетарная модель атома Резерфорда.
- •2.6Столкновение частиц
- •2.7Сечение рассеяния
- •3.1Теория Бора для атома водорода, круговые орбиты.
- •3.2Доказательство существования дискретной структуры энергетических уровней атомов.
- •3.3Опыты Франка и Герца
- •3.4Изотопический сдвиг
- •5.1Корпускулярно волновой дуализм
- •5.2Гипотеза де Бройля и ее экспериментальное подтверждение на примере дифракции электронов, атомов, нейтронов
- •5.3Фазовая и групповая скорости волн де Бройля.
- •5.4Волновой пакет. Статистический характер связи корпускулярных и волновых свойств.
- •5.5Электронный микроскоп, понятие об электронной оптике.
- •6.1Основы квантовой механики.
- •6.2Соотношение неопределённостей.
- •6.3Волновая функция.
- •6.4Принцип суперпозиции.
- •6.5Уравнение Клейна-Гордона.
- •7.1Нестационарное и стационарное уравнение Шрёдингера.
- •7.2Частица в потенциальном ящике.
- •8.1Уравнение Шредингера для атома водорода
- •8.2Физический смысл квантовых чисел
- •9.1Спектры атомов щелочных металлов.
- •9.2Серии в спектрах щелочных металлов и их происхождение.
- •9.3Закон Мозли
- •9.4Тонкая структура Спектральных линий атомов щелочных металлов.
- •9.5Спин Электрона
- •10 Тема
- •10.1Принцип Паули и заполнение электронных оболочек атомов
- •10.2Физические основы периодической системы элементов таблицы Менделеева
- •11 Тема
- •11.1Магнитные свойства Атомов
- •11.2Орбитальный и собственный момент электрона
- •11.3Полный магнитный момент одноэлектронного атома
- •11.4Гиромагнитное отношение орбитальных моментов
- •11.5Магнитная энергия атомов
- •11.6Опыты Штерна и Герлаха
- •12 Тема
- •13 Тема
- •13.1Рентгеновские лучи.
- •13.2Тормозное и характеристическое излучения.
- •13.3Серии в спектре характеристического излучения и его особенности.
- •13.4Прохождение рентгеновских лучей через вещество.
- •14 Тема
- •14.1Принцип построения оптических квантовых генераторов.
10 Тема
10.1Принцип Паули и заполнение электронных оболочек атомов
При заполнении электронных слоев кроме принципа наименьшей энергии выполняется принцип (запрет) Паули, согласно которому
"В атоме не может быть 2-х электронов с одинаковым значением всех квантовых чисел".
Из этого следует, что на каждой орбитали, характеризующейся определенными значениями главного (n), орбитального (l) и магнитного (ms) квантовых чисел, может находиться не более 2-х электронов, спины которых имеют противоположные знаки.
2 электрона, находящиеся на одной орбитали (и характеризующиеся противоположно направленными спинами), называются спаренными. Спины одного направления называют параллельными, а противоположно направленные - антипараллельными.
Принцип Паули позволяет рассчитать максимальное число электронов на каждом энергетическом уровне и подуровне в атоме. Максимальное число электронов на подуровне с орбитальным квантовым числом (l) равно 2(2l + 1). При l = 0 (s-подуровень) магнитное квантовое число тоже равно нулю.
Следовательно, на s-подуровне имеется всего 1 орбиталь, и максимальное число электронов на s-подуровне каждого электронного слоя равно 2. При l = 1 (p-подуровень) магнитное квантовое число (ms) может принимать 3 значения. На 3-х p-орбиталях может находиться не более 6 электронов. При l = 2 (d-подуровень) магнитное квантовое число может принимать 5 значений и, следовательно, на 5 d-орбиталях может находиться до 10 электронов.
Если на одной s-орбитали может находиться не более 2, на 3-х p-орбиталях - не более 6, на 5 d-орбиталях - не более 10, на 7 f-орбиталях - не более 14 электронов.
Строение каждого электронного слоя зависит от значения главного квантового числа. Так K-слой (n = 1) состоит лишь из 1-й s-орбитали; L-слой (n = 2) содержит 1 2s-орбиталь и 3 2p-орбитали; M-слой (n = 3) состоит из 1-й 3s-орбитали, 3-х 3p-орбиталей и 5 3d-орбиталей и т. д. Электронная емкость слоя, определяемая максимальным количеством электронов N в данном электронном слое, описывается формулой:
N = 2n2,
где n - главное квантовое число. Рассчитанное по этой формуле максимальное количество электронов в каждом слое оказывается равным: для K-слоя - 2, для L-слоя - 8, для M-слоя - 18, для N-слоя - 32 электронам.
10.2Физические основы периодической системы элементов таблицы Менделеева
Периодическая система Д. И. Менделеева стала важнейшей вехой в развитии атомно-молекулярного учения. Благодаря ей сложилось современное понятие охимическом элементе, были уточнены представления о простых веществах и соединениях.
Прогнозирующая роль периодической системы, показанная ещё самим Менделеевым, в XX веке проявилась в оценке химических свойств трансурановых элементов.
Разработанная в XIX в. в рамках науки химии, периодическая таблица явилась готовой систематизацией типов атомов для новых разделов физики, получивших развитие в начале XX в. — физики атома и физики ядра. В ходе исследований атома методами физики было установлено, что порядковый номер элемента в таблице Менделеева (атомный номер) является мерой электрического заряда атомного ядра этого элемента, номер горизонтального ряда (периода) в таблице определяет число электронных оболочек атома, а номер вертикального ряда — квантовую структуру верхней оболочки, чему элементы этого ряда и обязаны сходством химических свойств.
Появление периодической системы открыло новую, подлинно научную эру в истории химии и ряде смежных наук — взамен разрозненных сведений об элементах и соединениях появилась стройная система, на основе которой стало возможным обобщать, делать выводы, предвидеть.