Водородоподобные системы в квантовой механике и многоэлектронные атомы 1. Квантовомеханическая картина строения атома. Квантовые числа 2. Пространственное квантование (Магнитное квантовое число) 3. Спин электрона. Опыт Штерна и Герлаха 4. Принципы неразличимости тождественных частиц. Фермионы и бозоны 5. Принципы Паули. Распределение электронов в атоме по состояниям 6. Периодическая система элементов Д.И. Менделеева

1. Квантовомеханическая картина строения атома Согласно квантовой механике, не существует определенных круговых орбит электронов. В силу волновой природы электрон «размазан» в пространстве, подобно «облаку» отрицательного заряда. Для основного состояния атома можно вычислить: где Ψ(r) – волновая функция положения, зависящая от расстояния r до центра; r 1 - радиус первой боровской орбиты.

Электронное облако в основном состоянии водорода сферически-симметрично Электронное облако грубо характеризует «размеры» атома Квантовая механика утверждает, что основная часть атома не представляет собой пустое пространство. Т.к. Ψ0 только при r, мы заключаем, что и во вселенной не существует в подлинном смысле пустого пространства

Электронное облако можно интерпретировать как с корпускулярной, так и с волновой точки зрения. Размытое в пространстве облако является результатом волновой природы электронов. Электронное облако можно интерпретировать как распределение вероятностей для данной частицы. Если измерить положение электрона 1000 раз, то большинство результатов измерений соответствовало бы точкам, в которых вероятность велика, хотя электрон случайно может оказаться и там, где вероятность мала.

Не возможно предсказать траектории, по которым будет двигаться электрон Можно вычислить вероятность обнаружить электрон в различных точках.

Потенциальная энергия взаимодействия электрона с ядром, обладающим зарядом Ze (для атома водорода Z=1) где r – расстояние между электроном и ядром.

Состояние электрона в атоме водорода описывается волновой функцией Ψ, удовлетворяющей стационарному уравнению Шредингера: E – полная энергия электрона в атоме. - потенциальная энергия Уравнение имеет решение, удовлетворяющее однозначности, конечности и непрерывности волновой функции Ψ, только при собственных значениях энергии: где n = 1, 2, 3,…, т.е. дискретного набора отрицательных значений энергии.

Решение уравнения Шредингера для атома водорода приводит к появлению дискретных энергетических уровней: При E E 1, (n = 2, 3, 4,…) – возбужденные. При E > 0 движение электрона становится свободным; область E > 0 соответствует ионизированному атому.

Итак, если Бору пришлось вводить дополнительные гипотезы (постулаты), то в квантовой механике дискретные значения энергии, являясь следствием самой теории, вытекают непосредственно из решения уравнения Шредингера:

Квантовые числа В квантовой механике доказывается, что уравнению Шредингера удовлетворяют собственные функции, определяемые тремя квантовыми числами: главным n, орбитальным l магнитным m. Главное квантовое число n, определяет энергетические уровни электрона в атоме и может принимать любые целочисленные значения начиная с единицы (n=1,2,3,…).

Главное квантовое число n характеризует расстояние электрона от ядра – радиус орбиты. В атомной физике состояния электрона, соответствующие главному квантовому числу n, (n = 1, 2, 3, 4,…) принято обозначать буквами K, L, M, N,…. n 1234 KLMN

Состояния, соответствующие орбитальному числу l = 0, 1, 2, 3,…, также обозначаются буквами s, p, d, f,…. l 0123 spdf Орбитальное квантовое число l = 0, 1, 2,...n – 1 характеризует эллиптичность орбиты электрона и определяет момент импульса электрона L sharp, principal, diffuse, fundamental

Квадрат модуля функции характеризует вероятность найти электрон в заданной точке. Область пространства, в которой высока вероятность обнаружить электрон (не менее 0,95), называют орбиталью. l 01 sp

Орбитали часто называют подоболочками оболочек, поскольку они характеризуют формы разных орбит, на которых можно обнаружить электроны, находящиеся в одной оболочке (при заданном квантовом числе n). Решая уравнения Шредингера для атома можно получить выражения для энергии, момента импульса и других динамических переменных электрона без привлечения каких-либо постулатов.

Для электрона в потенциальном поле Стационарное уравнение Шредингера Уравнение имеет решение при всех значениях E > 0, это соответствует свободному электрону: При Е < 0 где n = 1, 2, 3…, т.е. энергия принимает дискретные значения.

В квантовой механике широко используется понятие – оператор. Под оператором понимают правило, посредством которого одной функции φ сопоставляется другая функция f т е. – символ обозначения оператора. Есть операторы импульса, момента импульса и т.д. – оператор скорости; – ускорения. Если S – путь, то – скорость и т.д.

С помощью оператора стационарное уравнение Шредингера можно записать в виде Здесь – оператор энергии. Это традиционный вид записи уравнения Шредингера.

и три оператора проекций момента импульса на оси координат Воздействуя на Ψ – функцию оператором момента импульса (движение электрона вокруг ядра осуществляется по криволинейной траектории) можно получить выражение для момента импульса. Для момента импульса в квантовой механике вводятся четыре оператора: оператор квадрата момента импульса

Собственное значение орбитального момента импульса электрона L e l – орбитальное квантовое число (l = 0, 1, 2,… n – 1) Из этого выражения видно, что момент импульса электрона в атоме тоже квантуется. Уравнение для момента импульса электрона.

2. Пространственное квантование (магнитное квантовое число) Известно, что орбитальный момент импульса электрона и пропорциональный ему магнитный момент ориентированы перпендикулярно плоскости орбиты электрона и противоположно направлены.

Между исуществует связь – орбитальное гиромагнитное отношение.

Для задания ориентации L и Pm должно быть выбрано некоторое направление в пространстве. За указанное направление выбирается направление внешнего магнитного поля В классической физике представлялось само собой разумеющимся, что вектор орбитального момента импульса электрона L (или магнитного момента Pm) может быть ориентирован относительно выбранного направления произвольным образом, т.е. плоскость Боровских орбит тоже может быть ориентирована произвольно.

В квантовой механике строго доказывается (это следует из решения уравнения Шредингера), что проекция (L z ) вектора L на направление внешнего поля (z) может принимать лишь целочисленные значения кратные ħ m = 0, ±1, ±2,…±l – магнитное квантовое число. l – орбитальное квантовое число, Таким образом, L может принимать (2l + 1) ориентаций в пространстве.

Таким образом, пространственное квантование приводит к «расщеплению» энергетических уровней на ряд подуровней. Возможные ориентации вектора в состояниях s, p, d.

Расщепление энергетических уровней в магнитном поле было обнаружено в 1896 г. голландским физиком П. Зееманом и получило название эффекта Зеемана. Расщепление уровней энергии во внешнем электрическом поле тоже доказано экспериментально и называется эффектом Штарка.

Эффект Зеемана В магнитном поле P - S переход Триплет линий

Вектор индукции магнитного поля В Возможные ориентации вектора орбитального магнитного момента (для орбиты с l = 1 ).

3. Опыт Штерна и Герлаха В 1922 году Штерн и Герлах поставили опыты, целью которых было измерение магнитных моментов P m атомов различных химических элементов. Для химических элементов, образующих первую группу таблицы Менделеева и имеющих один валентный электрон, магнитный момент атома равен магнитному моменту валентного электрона, т. е. одного электрона.

Идея опыта заключалась в измерении силы, действующей на атом в сильно - неоднородном магнитном поле. Неоднородность магнитного поля должна быть такова, чтобы она сказывалась на расстояниях порядка размера атома. Только при этом можно было получить силу, действующую на каждый атом в отдельности.

В колбе вакуум 10 –5 мм. рт. ст., К – серебреный шарик, который нагревался до температуры испарения. Атомы серебра летели с тепловой скоростью около 100 м/с Рисунок 5 В – щелевые диафрагмы А – фотопластинка.

Если бы момент импульса атома (и его магнитный момент ) мог принимать произвольные ориентации в пространстве, т.е. в магнитном поле, то можно было ожидать непрерывного распределения попаданий атомов серебра на фотопластинку с большой плотностью попаданий в середине. Но на опыте были получены совершенно неожиданные результаты: на фотопластинке получились две резкие полосы – все атомы отклонялись в магнитном поле двояким образом, соответствующим лишь двум возможным ориентациям магнитного момента.

Этим доказывался квантовый характер магнитных моментов электронов. Количественный анализ показал, что проекция магнитного момента электрона равна – магнетон Бора Т.е. для серебра Штерн и Герлах получили, что проекция магнитного момента атома (электрона) на направление магнитного поля численно равна магнетону Бора.

Опыты Штерна и Герлаха не только подтвердили пространственное квантование моментов импульсов в магнитном поле, но и дали экспериментальное подтверждение тому, что магнитные моменты электронов тоже состоят из некоторого числа «элементарных моментов», т.е. имеют дискретную природу. Единицей измерения магнитных моментов электронов и атомов является магнетон Бора (ħ – единица измерения механического момента импульса).

Кроме того, в этих опытах было обнаружено новое явление. Валентный электрон в основном состоянии атома серебра имеет орбитальное квантовое число l = 0 (s – состояние). Но при l = 0, (проекция момента импульса на направление внешнего поля равна нулю). Возник вопрос, пространственное квантование какого момента импульса обнаружилось в этих опытах и проекция какого магнитного момента равна магнетону Бора?

В 1925 г. студенты Геттингенского университета Гаудсмит и Уленбек предложили существование собственного механического момента импульса у электрона S (спина) и, соответственно, собственного магнитного момента электрона m S. Введение понятия спина сразу объяснило ряд затруднений, имевшихся к тому времени в квантовой механике и в первую очередь, результатов опытов Штерна и Герлаха.

Спин электрона S Собственный магнитный момент электрона

S –спиновое квантовое число. Авторы дали такое толкование спина: электрон вращающийся волчок. Но тогда следует, что «поверхность» волчка (электрона) должна вращаться с линейной скоростью равной 300с, где с – скорость света. Спин, как заряд и масса есть свойство электрона. П. Дирак впоследствии показал, что существование спина вытекает из решения релятивистского волнового уравнения Шредингера. Из общих выводов квантовой механики следует, что спин

Аналогично, проекция спина на ось z (L Sz ) (ось z совпадает с направлением внешнего магнитного поля) должна быть квантована и вектор L Sz может иметь (2S + 1) различных ориентаций в магнитном поле. Из опытов Штерна и Герлаха следует, что таких ориентаций всего две: 2S + 1 = 2, а значит S = 1/2.

Для атомов первой группы, валентный электрон которых находится в s – состоянии (l = 0) момент импульса атома равен спину валентного электрона. Поэтому обнаруженное для таких атомов пространственное квантование момента импульса в магнитном поле является доказательством наличия у спина лишь двух ориентаций во внешнем поле.

Численное значение спина электрона По аналогии с пространственным квантованием орбитального момента (L) проекция L Sz = m S ħ, Проекция спина на направление внешнего магнитного поля, являясь квантовой величиной, определяется выражением: где – магнитное спиновое квантовое число и может принимать только два значения.

Таким образом: 1. Магнитное спиновое квантовое число m s может принимать два значения. 2. Спиновое квантовое число S имеет только одно значение S = 1/2. 3. Проекция спинового механического момента импульса на направление внешнего магнитного поля может принимать два значения:

Проекция магнитного момента электрона на направление внешнего поля: (часто говорят о собственном магнитном моменте электрона) Отношение – спиновое гиромагнитное отношение.

4. Принципы неразличимости тождественных частиц. Фермионы и бозоны Пусть квантовомеханическая система состоит из одинаковых частиц, например электронов. Все электроны имеют одинаковые физические свойства – массу, электрический заряд, спин и другие внутренние характеристики (например, квантовые числа). Такие частицы называют тождественными. Необходимые свойства системы одинаковых тождественных частиц проявляются в фундаментальном принципе квантовой механики – принципе неразличимости тождественных частиц: невозможно экспериментально различить тождественные частицы.

Из соотношения неопределенности вытекает, что для микрочастиц вообще не применимо понятие траектории; состояние микрочастицы описывается волновой функцией, позволяющей лишь вычислять вероятность |Ψ| 2 нахождения микрочастицы в окрестностях той или иной точки пространства. Если же волновые функции двух тождественных частиц в пространстве перекрываются, то разговор о том какая частица находится в данной области, вообще лишен смысла: можно говорить лишь о вероятности нахождения в данной области одной из тождественных частиц.

где x 1 и x 2 – соответственно совокупность пространственных и силовых координат первой и второй частиц. Из этого выражения вытекает, что возможны два случая: Принимая во внимание физический смысл величины |Ψ| 2, принцип неразличимости тождественных частиц можно записать в виде:

Установлено, частицы с полуцелым спином (например, электроны, нейтроны и протоны) описываются антисимметричными волновыми функциями и подчиняются статистике Ферми-Дирака; эти частицы называются фермионами. Частицы с нулевым или целочисленным спином (например, фотоны, π-мезоны) описываются симметричными волновыми функциями и подчиняются статистике Бозе - Эйнштейна; эти частицы называются бозонами.

ПАУЛИ Вольфганг (1900 – 1958)– немецкийфизик-теоретик. Работы относятся ко многим разделам современной теоретической физики, в развитии которых он принимал непосредственное участие, в частности квантовой механике, квантовой электродинамике, теории относительности, квантовой теории поля, ядерной физике, физике элементарных частиц.

5. Принципы Паули. Распределение электронов в атоме по состояниям В. Паули сформулировал принцип, согласно которому системы фермионов встречаются в природе только в состояниях, описываемых антисимметричными волновыми функциями (квантовомеханическая формулировка принципа Паули). В системе одинаковых фермионов любые два из них не могут одновременно находиться в одном и том же состоянии.

Состояние электрона в атоме однозначно определяется набором четырех квантовых чисел: Главного n (n = K, L, N, M,…). Орбитального l (l = s, p, d, f,…), обычно эти состояния обозначают: 1s, 2d, 3f. Магнитного m (m = 0, ±1, ±2, … ± l). Магнитного спинового m s (m s = ±1/2).

Распределение электронов в атоме происходит по принципу Паули: в одном и том же атоме, не может быть более одного электрона с одинаковым набором четырех квантовых чисел n, l, m, m s. Z (n, l, m, m s ) = 0 или 1, где Z (n, l, m, m s ) число электронов, находящихся в квантовом состоянии, описываемым набором четырех квантовых чисел: n, l, m, m s. Таким образом, принцип Паули утверждает, что два электрона, связанные в одном и том же атоме различаются значениями по крайней мере одного квантового числа.

Максимальное число Z 2 (n, l, m s ) электронов, находящихся в состояниях, описываемых набором трех квантовых чисел n, l и m и отличающихся только ориентацией спинов электронов равно: Z 2 (n, l, m s ) = 2, т.к. спиновое квантовое число может принимать лишь два значения 1/2 и – 1/2. Максимальное число Z 3 (n, l) электронов находящихся в состояниях, определяемых двумя квантовыми числами n и l: Z 3 (n, l) = 2(2l + 1).

Совокупность электронов в многоэлектронном атоме, имеющих одно и то же главное квантовое число n, называется электронной оболочкой или слоем. В каждой из оболочек электроны распределяются по подоболочкам, соответствующим данному l. Максимальное число электронов, находящихся в состояниях, определяемых значением главного квантового числа n, равно:

Область пространства, в которой высока вероятность обнаружить электрон (не менее 0,95), называют подоболочкой или орбиталью. Основные типы орбиталей обозначают буквами s, p, d, f (от слов sharp, principal, diffuse, fundamental). Вид двух основных типов орибалей s (она одна), p (их три), по которым размазан электронный заряд, показан на рисунке.

Главное квантовое число n Символ оболочки KLMNO Максимальное число электронов в оболочке Орбитальное квантовое число l Символ подоболочки 1s1s 2s2s 2p2p 3s3s 3p3p 3d3d 4s4s 4p4p 4d4d 4f4f 5s5s 5p5p 5d5d 5f5f 5g5g Максимальное число электронов в подоболочке Таблица 1

6. Периодическая система элементов Д. И. Менделеева В начале XIX в., с развитием идей химической атомистики и методов химического анализа, появились первые попытки систематизации элементов по их атомному весу, признанному основной количественной характеристикой элемента г. И.В. Дёберейнер 1843 г. Л. Гмелин 1863 г. А. де Шанкуртуа 1864 г. Д. Ньюлендс 1857 – 1868 гг. У. Одлинг 1864 г. Л. Мейер 1869 г. Д.И. Менделеев

D.I. Mendeleev Discovered at JINR in Discovered at JINR in Discovered at JINR in Discovered at JINR in Discovered at JINR in 2000

Физический смысл порядкового номера Z элемента периодической системы Менделеева был выяснен в ядерной модели атома Резерфорда. Порядковый номер совпадает с числом протонов – положительных элементарных зарядов в ядре. Химические свойства элементов, их оптические и многие другие физические свойства объясняются поведением внешних электронов, называемых валентными или оптическими электронами.

Теория периодической системы основывается на следующих положениях: общее число электронов в атоме данного химического элемента равно порядковому номеру Z элемента; состояние электрона в атоме определяется набором его четырех квантовых чисел: n, l, m, m s ; распределение электронов в атоме по энергетическим состояниям удовлетворяет принципу минимума потенциальной энергии: с возрастанием числа электронов каждый следующий электрон должен занять возможные энергетические состояния с наименьшей энергией; заполнение электронами энергетических уровней в атоме должно проходить в соответствии с принципом Паули.

n Электрн- ный слой (оболочка) количество электронов в состоянии Макси- мальное число электро- нов s(l=0)p(l=1)d(l=2)f(l=3)g(l=4) KLMNOKLMNO –6666–6666 – 10 – 14 – Система электронов, построенная на таких основах, должна иметь структуру и число элементов в одном периоде (длину периода), соответствующие таблице:

Z = 1 (водород, Н). Единственный электрон атома водорода находится в состоянии 1s, характеризуемом квантовыми числами n = 1, l = 0, m s = ± 1/2, m = 0 (ориентация его спина произвольна). Z = 2 (гелий, Не). Оба электрона атома гелия находятся в состоянии 1s, для атома He записывается 1s 2 (для 1s – электрона). На атоме гелия заканчивается заполнение K-оболочки, что соответствует завершению I периода.

Z = 3 (литий, Li). Третий электрон атома лития, согласно принципу Паули, уже не может разместиться в целиком заполненной K- оболочке и занимает наименьшее энергетическое состояние с n = 2 (L-оболочка), т.е. 2s-остояние. Электронная конфигурация для атома лития: 1s 2 2s 1. Атом лития начинает II период периодической системы элементов. Z = 4 (бериллий, Be). Четвертым электроном бериллия заканчивается заполнение подоболочки 2s 2. У следующих шести элементов от Z = 5 (бор, B) до Z = 10 (неон, Ne) идет заполнение подоболочки 2p. II период периодической системы заканчивается неоном – инертным газом, для которого подоболочка 2p целиком заполнена.

Z = 11 (натрий, Na). Одиннадцатый элемент натрий размещается в M оболочке (n = 3), занимая состояние 3s. Электронная конфигурация имеет вид: 1s 2 2s 2 2p 6 3s. 3s электрон (как и 2s электрон лития) является валентным электроном, поэтому оптические свойства подобны свойствам лития. С Z = 12 (магний, Mg) начинается последовательное заполнение M-оболочек. Z = 18 (аргон, Аr) является химически инертным и завершает III период периодической системы.

Z = 19 (калий, K). Калий должен был бы занять 3d-состояние в M-оболочке. Однако и в оптическом, и в химическом отношениях атом калия схож с атомами лития и натрия, которые имеют 3s валентный электрон в s-состоянии. Поэтому единственный валентный электрон калия должен также находиться в s-состоянии, но это может быть только s- состояние новой оболочки (N-оболочки), т.е. заполнение N-оболочки для калия начинается при незаполненной M- оболочке.

Это означает, что в результате взаимодействия электронов состояния n = 4, l = 0 имеет меньшую энергию, чем состояние n = 3, l = 2. Спектроскопические и химические свойства Z = 20 (кальция, Ca) показывают, что его двадцатый электрон также находится в 4s-состоянии N- оболочки. В последующих элементах происходит заполнение M- оболочки (от Sc (Z = 21) до Zn (Z = 30)). Далее N-оболочка заполяется до Kr (Z = 36), у которого опять-таки, как и в случае с Ne и Ar, s- и p-состояния наружной оболочки заполнены полностью. Криптоном заканчивается N-период.

Каждую из двух групп элементов – лантаноиды (Z = 57 (лантан, La) до Z = 71 (лютеций, Lu) и актиноиды (от Z = 89 (актиния, Ас) до Z = 103 (лоуренсия, Lr)) – приходится поместить в одну клетку таблицы, т.к. химические свойства элементов в пределах этих групп очень близки. Это объясняется тем, что для лантаноидов заполнение подоболочки 4f, которая может содержать 14 электронов, начинается лишь после того, как целиком заполнятся подоболочки 5s,5p и 6s. Поэтому для этих элементов внешняя p-оболочка (6s2) оказывается одинаковой. Аналогично, одинаковой для актиноидов является Q- оболочка (7s 2 ).

Таким образом, открытая Менделеевым периодичность в химических свойствах элементов объясняется повторяемостью в структуре внешних оболочек у атомов родственных элементов. Так, инертные газы имеют одинаковые внешние оболочки из восьми элементов (заключенные в s- и p-состояниях); во внешних оболочках щелочных металлов (Li, Na, K, Rb, Cr, Fr) имеется лишь один s-электрон; во внешней оболочке щелочно-земельных металлов (Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra) имеется 2s-электрона; галоиды (F, Cl, Br, I, At) имеют внешние оболочки, в которых недостает одного электрона до оболочки инертного газа и т.д В настоящее время открыт 118 элемент – Uuo.