3.6 Принцип неопределенности

Если ē-н обладает волновыми и корпускулярными свойствами, то можно ли точно сказать, где он локализован? Разрешил этот вопрос немецкий физик В. Гейзенберг, который пришёл к выводу, что для ē-на невозможно одновременно установить ни его скорость движения, ни его координаты в пространстве, что известно как принцип неопределённости Гейзенберга:

(3.7)

Где Δq- неопределённость положения ē-на, Δv- неопределённость скорости ē-на; mē –масса ē-на.

Гипотеза Луи де Бройля и принцип неопределённости Гейзенберга положили начало новой теории атомного строения.

3.7 Квантовомеханическое описание атома

Из-за невозможности определения положения индивидуального ē-на относительно ядра, квантовомеханическая модель рассматривает только вероятностное нахождение ē-на в определённой области пространства в заданный момент времени. Его движение описывается так называемой волновой функцией ᴪ (гр. псн.) в зависимости от координат x, y, z, которую предложил швейцарский физик Шрёдингер (1887-1961):

(3.8)

Где Е- полная энергия электрона; U-потенциальная энергия ē-на; число 3,141592653589…

Физический смысл ᴪ состоит в том, что её квадрат пропорционален вероятности нахождения ē-на в малом объёме пространства (dv) с координатами x, y,z.

Трёхмерность ē- ой волны потребовала в соответствии с числом координатных осей в пространстве трёх постоянных для решения уравнения (3.8)-трёх так называемых квантовых чисел: главного (n), побочного (l) или орбитального и магнитного (m) . Они отражают волновые свойства электрона. Четвёртое квантовое число - спиновое, характеризует корпускулярные свойства ē-на; в решение уравнения Шрёдингера оно не входит.

Главное квантовое число «n» принимает значения 1, 2, 3, 4 и т. д. Оно ответственно за энергию электрона

1эВ=1,602 Дж

1Дж=1,1

= , (3.9)

Побочное квантовое число l характеризует пространственные формы орбиталей, на которых находятся ē –ны. Оно может принимать значения от 0 до (n-1), то есть l=0,1,2,3,… (n-1), которые назвали подоболочками и обозначили латинскими буквами:

Значение l	0	1	2	3	4:
Подоболочки, (подуровни)	s	p	d	f	q

В отсутствии магнитного поля орбитали одной полоболочки имеют одинаковую энергию. Такие орбитали называются вырожденными. Когда атомы помещены в магнитное поле (внешнее), то происходит расщепление p-,d-,и f –орбиталей (эффект Зеемана) за счёт дополнительной энергии.

Таким образом, под влиянием внешнего магнитного поля орбитальные энергии ē –в становятся дискретными, т. е. квантованными, что характеризуется магнитным (ориентационным) квантовым числом « m », которое может принимать целочисленные значения в пределах:

(3.10)

Например для p-подуровня m=-1, 0, +1, т.е. имеет три подуровня, проходя через нулевое значение.

М агнитное квантовое число «m» определяет количество орбиталей (квантовых ячеек ) )на каждом подуровне (подоболочке), равное значению: (2l+1).

Таким образом, общее число атомных орбиталей на энергетических уровнях атома определяется значениями трёх квантовых чисел n ,l ,m. Спиновое квантовое число, обозначаемое через s характеризует движение ē-на вокруг собственной оси…

На рис. 3.2 показано относительное расположение энергетических уровней s- ,p-, d- подоболочек.

Рис. 3.2 Диаграммы электронных энергетических уровней-подоболочек (1s-4d)

Каждый ē-н в атоме имеет свой индивидуальный набор квантовых чисел, которым он отличается от всех других ē-в данного атома.

Электронная конфигурация атомов представляет собой запись распределения электронов по оболочкам( энергетическим уровням), по подоболочкам и орбиталям в их основном (стационарном), состоянии. Для осуществления такой записи имеется три правила (принципа):

1.Электроны в основном состоянии атома заполняют орбитали последовательности повышения орбитальных энергетических уровней рис.3.2

2. Принцип (запрета) Паули : на любой орбитали может находится не более 2 электронов, с противоположными спинами

3. Правило Хунда: заполнение одной подоболочки начинается одиночными электронами и, после того, как одиночные ē –ны займут все орбитали, происходит окончательное заполнение орбиталей ē-ми с противоположными спинами.

Приведем пример (электронной формулы) электронной конфигурации атома

кислорода ( : его электронно-графическая форма имеет другую запись:

Для инертных газов (Ne, Ar) электронная конфигурация имеет общий вид: , где n-главное квантовое число.

Наиболее распространённым способом наглядного представления пространственных характеристик орбиталей является их контурное изображение: s-орбиталей в виде шаровой формы, в центре которой находится ядро атома; p, -d, -f- орбиталей в виде сложных комбинаций между собой гантелеобразных комбинаций электронных облаков, не пересекающихся между собой….( большая ошибка физиков….?)