13. Сучасні уявлення про будову атома.

На основі законів квантової механіки створена сучасна квантово-механічна теорія будови атома, згідно з якою атом складається з позитивно зарядженого ядра, в якому зосереджена його маса, та негативно заряджених електронів, число яких дорівнює заряду ядра. У атомі найбільш вивчений стан електронів, оскільки ці частинки, в основному, визначають фізичні, хімічні властивості та реакційну здатність елементів. Як мікрочастинка, електрон, за законами квантової механіки, має корпускулярно-хвильову двоїстість, і його хвильові властивості описуються хвильовою функцією ¥. Подібно до амплітуди будь-якого хвильового процесу, функція ¥ може набувати як позитивних, так і негативних значень. При зображенні електронної хмари знак функції вказують на різних її частинах

14. Розподіл електронів на енергетичних рівнях і підрівнях. Принцип Паулі. Правило Гунда.

При́нцип Па́улі (принцип заборони Паулі, принцип виключення Паулі)— квантово-механічний принцип, згідно з яким у багаточастинковій системі невзаємодіючих ферміонів, ніякі дві частки не можуть описуватися хвильовими функціями з однаковим набором усіх квантових чисел.

Принцип сформульовано Вольфгангом Паулі 1925 року. Він є наслідком принципу нерозрізнюваності часток (або принципу тотожності частинок).

Ферміони характеризуються тим, що їхні хвильові функції антисиметричні щодо перестановки ідентичних частинок. Щоб забезпечити антисиметричність, хвильову функцію системи багатьох ферміонів зазвичай будують за допомогоюдетермінанта Слейтера, використовуючи певний набір одночастинкових хвильових функцій. Із цих одночастинкових функцій не може бути двох однакових, бо згідно з властивостями визначника при двох однакових рядках чи стовпчикахвизначник дорівнює нулю.

Принцип Паулі формально означає неявну взаємодію в багаточастинковій системі, навіть коли явної взаємодії нема, оскільки коли відомий стан однієї частинки, то водночас достеменно відомо, що жодна інша частинка не перебуває у цьому стані. Особливо яскраво принцип виявляється, коли система невелика, така як s-орбіталь атома, на котрій може перебувати не більше двох електронів одночасно.

Розглянемо два електрони, просторові координати яких збігаються, тоді якщо спінові координати теж збігаються (спіни співнапрямлені), то електрони не можуть перебувати в одній точці, але якщо спіни напрямлені у протилежні сторони, то електрони можуть знаходитися в одній точці простору. Це правило часто неформально називають правилом автобуса: пасажири в автобусі зазвичай спочатку займають сидіння по одному. Аналогічно заповнюються орбіталі електронної оболонки: спочатку по одному електрону на орбіталь, і тільки потім, коли вже всі орбіталі заповнені принаймні одним електроном, до них починають додаватися електрони з протилежним спіном.

Правила Гунда - емпіричні правила, що дозволяють визначити, який з електронних термів атома є основним, тобто має найменшу енергію. Своєю назвою правила завдячують німецькому фізику Фрідріху Гунду, який сформулював їх приблизно 1927 року. Перше з цих правил найважливіше, і його часто називають в однині - правилом Гунда.

- Основний стан атома відповідає терму з найбільшою мультиплетністю, тобто з найбільшим значенням сумарного спіна S.

- Серед термів з однаковою мультиплетністю найменшу енергію має той, для якого більший сумарний орбітальний момент L.

- Для оболонки, заповненої на половину або менше, ніж на половину, меншу енергію має терм із меншим повним моментом J. Для оболонки, заповненої більше, ніж на половину, меншу енергію має терм з більшим повним моментом J.