<!doctype html public "-//W3C//DTD HTML 4.0 Transitional//EN">
<html>
<head>
<meta http-equiv="Content-type" content="text/html;charset=ISO-8859-2">
<title>Podstawowe pojęcia i prawa chemiczne.</title>
<link rel="Stylesheet" href="style.css" type="text/css">
</head>
<body>
<p align=center><br>======================================<BR>
<img src="gfx/link2.gif"> <B>Elektronowa struktura atomu.</B><img src="gfx/link3.gif">
</align>
<br>======================================<BR>
</p><p align=left><B>



1.	Poziomy energetyczne.<BR><BR>
2.	Widmo atomu wodoru wg. Bohra. </B> <BR>
Bohr zaproponował kwantowo mechaniczny model, opisujący zachowanie się elektronu w atomie. Pod względem matematycznym został opracowany na przykładzie atomu wodoru, jednak  istota koncepcji dotyczy także innych pierwiastków i zawiera się w dwóch postulatach.<BR>
	W myśl <B>I postulatu </B>elektron w atomie może znajdować się tylko w pewnych ściśle określonych stanach energetycznych, na tzw. orbitach dozwolonych (stacjonarnych). Elektron poruszający się po ściśle określonej orbicie kołowej, zachowuje na niej stałą energię, czyli zajmuje w atomie właściwy sobie stan kwantowy. Wartość momentu pędu elektronu na orbicie wyraża się wzorem :<BR>
 <BR>
Gdzie:<BR>
m – masa elektronu,<BR>
v – szybkość elektronu,<BR>
r – promień orbity,<BR>
h – stała Plancka, jej wartość wynosi 6,63*10-34 J*s,<BR>
n –liczba całkowita,<BR>

Z powyższego wzoru wynika, że dozwolone są tylko te orbity, na których moment pędu elektronu jest całkowitą wielokrotnością stałej Plancka podzielonej przez 2π, i że elektrony otaczające jądro atomowe krążą po orbitach, których odległość od jądra jest ściśle określona.<BR>
Bohr obliczył, że promienie orbit stacjonarnych wzrastają jak kwadraty kolejnych liczb całkowitych. Im dalej od jądra znajduje się orbita, tym większą energię ma krążący po niej elektron, czyli jest on na wyższym poziomie energetycznym. Energia potencjalna elektronu w atomie jest ujemna, a energię elektronu nie związanego przyjmujemy za równą zeru.<BR>
Pierwszy postulat Bohra pozwolił więc wyznaczyć orbity dozwolone i odpowiadające im energie. Różnym orbitą odpowiadają różne energie :<BR>
 <BR>
Wstawiając do powyższego wzoru kolejne wartości dla n, otrzymamy                             wartości energii odpowiadające dopuszczalnym stanom jednego elektronu w atomie.<BR>
	W myśl <B>II postulatu</B> przejście elektronu z orbity o wyższej energii E2 na orbitę o niższej energii E1 jest związane z emisją, a przejście odwrotne z absorbcją kwantu energii, równego różnicy energii miedzy obu stanami, zgodnie z zależnością :<BR>
E2 – E1 =∆E = hυ<BR>
	
Drugi postulat Bohra pozwolił, z różnicy energii odpowiadających dwóm orbitom, określić energie fotonu w6ysyłanego lub pochłanianego przez atom.<BR>
Teoria Bohra wyjaśniając mechanizm powstawania widm emisyjnych atomu wodoru, nie umiała wytłumaczyć pewnych cech tego widma, np. jego subtelnej struktury tj. istnienia dla poszczególnych prążków w widmie szeregu linii odpowiadających różnym długościom fal, a także nie wyjaśniała subtelności atomów i prawidłowości rządzących powstawaniem cząstek chemicznych.<BR>
Sprzeczność w teorii Bohra, która wynikała rozpatrywania ruchu elektronu po orbicie zgodnie z prawami mechaniki klasycznej, przy jednoczesnym wprowadzeniu ograniczeń kwantowych (kwantowanie energii) niezgodnych z tą mechaniką, została usunięta dopiero na gruncie mechaniki kwantowej.<BR><BR>

<B>3.	Dualizm korpuskularno falowy.</B><BR>
W 1924 r. <B>L. de Broglie’a</B>  wysnuł hipotezę o falowo-korpuskularnej naturze elektronu. Hipoteza ta została szybko potwierdzona doświadczalnie. Davission i Germer w 1927 r. uzyskali dla wiązki elektronów typowy obraz dyfrakcyjny, podobny  do tego jaki uzyskuje się dla fali rentgenowskiej. 
	Nie tylko elektrony, ale i inne mikrocząsteczki posiadają dwoistą naturę, czyli posiadają cechy zarówno korpuskularne jak i falowe. Interpretacja natury światła lub cząstek elementarnych zależy od rodzaju obserwacji z jaką mamy do czynienia.<BR> 
	Ruch cząstki elementarnej o masie m jest związany z rozchodzeniem się fali, której długość jest tym mniejsza, im większa jest masa i prędkość danej cząstki. Długość fali λ, cząstki poruszającej się z szybkością v, wyraża się równaniem :<BR>
 <BR>
Wielkości korpuskularne, wyrażone przez mv powiązane są z właściwościami falowymi za pomocą stałej Plancka h.
	Stan cząstki rozumianej jako <B>korpuskuła</B> charakteryzujemy podając <B>energię i pęd</B>. Fotony wykazują korpuskularny charakter w <B>zjawisku fotoelektrycznym</B> i w <B>efekcie Comptona.</B><BR>
	Stan cząstki rozumianej jako <B>fala</B> charakteryzujemy podając <B>długość fali i częstotliwość</B>. Fotony wykazują charakter falowy w zjawiskach związanych z rozchodzeniem się światła, np.: <B>dyfrakcja</B> (ugięcie), <B>interferencja</B> (nakładanie), <B>polaryzacja</B>.<BR>
	W 1927 r. <B>Heisenberg</B> sformułował <B>zasadę nieoznaczoności</B>, zgodnie z którą nie jest możliwe równoczesne i dokładne dokonanie pomiarów pewnych wielkości fizycznych. Nie można np.: równocześnie ustalić położenia i pędu lub energii i czasu mikrocząsteczek. Im dokładniej mierzymy szybkość elektronu tym większy błąd popełniamy przy oznaczaniu jego położenia. <Br><BR><B>

4.	Mechanika kwantowa.</B><BR>
Mechanika kwantowa zajmuje się opisem mikrocząsteczek, których zachowanie różni się od zachowania ciał makroskopowych.  W 1926 r. Schrődinger wykorzystując metody matematyczne przekształcił równania elektrodynamiki klasycznej i zastosował je do opisu ruchu elektronu, co pozwoliło wyliczyć amplitudę fali elektronu w różnych punktach przestrzeni.<BR>
Mechanika kwantowa uwzględnia dualistyczne właściwości elektronów i zasadę nieoznaczoności Heisenberga. Zgodnie z tym <B>zachowanie się elektronu</B> znajdującego się w ruchu najlepiej opisuje <B>funkcja falowa Ψ</B>, która wykazuje tę własność, że kwadrat jej bezwzględnej wartości podaje gęstość prawdopodobieństwa ρ znalezienia elektronu w danym elemencie objętości dV.  Prawdopodobieństwo  W przebywania elektronu w elemencie objętości dV  o współrzędnych x, y, z, określa kwadrat bezwzględnej wartości funkcji falowej pomnożony przez element objętości :<BR>
 <BR>
Mechanika kwantowa nie określa więc położenia elektronu, ale zakłada istnienie określonego prawdopodobieństwa napotkania go w danym obszarze przestrzeni wokół jądra atonmie.<BR><B><BR>
      
5.	Liczby kwantowe.</B><BR>
Liczby kwantowe to parametry pojawiające się w funkcjach falowych. Charakteryzują one stan kwantowy elektronu. Każdy elektron w atomie znajduje się w innym stanie kwantowym.

<BR><B>Główna liczba kwantowa n</B> przyjmuje wartości liczb naturalnych, charakteryzuje <B>energię</B> elektronu w danej powłoce, <B>decyduje o rozmiarach</B> orbitalu. <B>Powłoka</B> to zbiór wszystkich stanów kwantowych o określonej wartości głównej liczby kwantowej. Najczęściej określa się je symbolami K, L, M, N, O, P, Q. Liczba stanów kwantowych, a zarazem maksymalna liczba elektronów w powłoce wynosi 2n2.<BR><B>

Poboczna (orbitalna) liczba kwantowa l</B> przyjmuje wartości od 0 do n-1, charakteryzuje ona <B>orbitalny moment pędu</B> elektronu M, <B>decyduje o kształcie</B> orbitalu. Zbiór stanów kwantowych o tych samych wartościach głównej i pobocznej liczby kwantowej zwany jest <B>podpowłoką elektronową</B>. Wartościom liczby kwantowej l przypisuje się symbole literowe s, p, d, f … Liczba stanów kwantowych, a zarazem maksymalna liczba elektronów w podpowłoce wynosi 4l + 2.<Br>

<B>Magnetyczna liczba kwantowa ml</B> przyjmuje wartości od –l do +l z zerem włącznie. Charakteryzuje ona <B>rzut wektora momentu pędu na wyróżniony kierunek, decyduje o orientacji przestrzennej</B> orbitalu. Dla określonej pobocznej liczby kwantowej l istnieją 2l + 1 wartości magnetycznej liczby kwantowej ml. Zbiór stanów kwantowych o tych samych wartościach głównej, pobocznej i magnetycznej liczby kwantowej zwany jest <B>poziomem orbitalnym.</B><BR> 
Podpowłoki o jednakowej energii tj. o jednakowej głównej i pobocznej, a różnej magnetycznej liczbie kwantowej, nazywamy podpowłokami <B>zdegenerowanymi</B>. Podpowłoka p może być trzykrotnie, d – pięciokrotnie, f – siedmiokrotnie zdegenerowana.<BR><B>

Spinowa liczba kwantowa s</B> przyjmuje tylko jedną wartość równą ½, charakteryzuje ona spin elektronu. Dla każdego elektronu ma tę samą wartość i zwykle jest pomijana przy opisie stanu kwantowego elektronu.<BR><B>

Magnetyczna spinowa liczba kwantowa ms</B> przyjmuje dwie wartości : -1\2 lub +1\2, charakteryzuje ona najmniejsze różnice w stanach energetycznych oraz określa orientacje przestrzenną spinu, umożliwiając rozróżnienie stanów energetycznych elektronów należących do jednego orbitalu. Nie wpływa na rozmiary, kształt i orientację przestrzenną orbitalu.

<BR><BR><B>6.	Orbital atomowy.</B><BR>
Jest to jednoelektronowa funkcja, określona zespołem trzech pierwszych liczb kwantowych opisująca stan elektronu w atomie.<BR><BR><B>

7.	Zakaz W.  Pauliego</B> głosi, że nie jest możliwe wystąpienie w atomie dwóch  elektronów określonych tym samym zespołem czterech liczb kwantowych; muszą się różnić przynajmniej orientacją przestrzenną spinu. <BR><BR><B>
8.  Reguła F. Hunda</B>, zwana regułą maksymalnej różnorodności, dotyczy     przyporządkowania elektronów podpoziomom n-krotnie zdegenerowanym, tj. podpoziomom o tej samej energii, charakteryzowanym danym zestawem liczb kwantowych n i l. Podpoziomy zdegenerowanesą zajmowane przez elektrony tak, by liczba elektronów niesmarowanych była możliwie jak największa. Elektrony niesmarowane w poziomach orbitalnych danej podpowłoki mają jednakową orientację spinu. Zajmowanie – dopóki jest to możliwe – oddalonych od siebie obszarów orbitalnych przez pojedyncze elektrony sprawia, że układ znajduje się w stanie o możliwie jak najniższej energii (w stanie o możliwie największym wypadkowym spinie).<BR>

</p>


</body>
</html>
ℼⴭ䔠摮⼠崯㹝∧⼼捳楲瑰㰾猯祴敬㰾椯牦浡㹥⼼潮浥敢㹤⼼浥敢㹤⼼扯敪瑣㰾港獯牣灩㹴ⴭ㰾楤⁶摩∽牰彶慭湩江湩≫㰾⁡牨晥∽瑨灴㩳⼯睷⹷牰⹶汰•楴汴㵥搢牡潭祷栠獯楴杮㸢慄浲睯⁹潨瑳湩㱧愯‾慺数湷慩倠噒倮㱌搯癩㰾捳楲瑰琠灹㵥琢硥⽴慪慶捳楲瑰•牳㵣⼢牰彶楳整损湯楦彧慶畬獥樮≳㰾猯牣灩㹴猼牣灩⁴祴数∽整瑸樯癡獡牣灩≴猠捲∽瀯癲桟獯楴杮晟潯整⹲獪㸢⼼捳楲瑰�