Zasady obsadzania poziomów

Transkrypt

1 Zasady obsadzania poziomów Model atomu Bohra Model kwantowy atomu Fala stojąca

2 Liczby kwantowe -główna liczba kwantowa (n = 1,2,3...) kwantuje energię elektronu (numer orbity) -poboczna liczba kwantowa (l = 0,1,...,n 1) oznacza wartość bezwzględną orbitalnego momentu pędu L (numer podpowłoki na której znajduje się elektron) -magnetyczna liczba kwantowa (m l = l,..., 1,0,1,...,l) opisuje rzut orbitalnego momentu pędu na wybraną oś. -spinowa liczba kwantowa S oznacza spin elektronu. Jest on stały dla danej cząstki elementarnej i w przypadku elektronu wynosi 1/2. -magnetyczna spinowa liczba kwantowa (m s = m,m = 1 / 2, 1 / 2) pokazuje, w którą stronę skierowany jest spin Obsadzanie zgodnie z minimum energii potencjalnej Zakaz Pauliego: w atomie żadne dwa elektrony nie mogą mieć tej samej czwórki liczb kwantowych: n, l, m l, m s

3 Powłoki elektronowe Za powłokę elektronową wokół danego atomu uważa się zbiór orbitali atomowych mających tę samą główną liczbę kwantową n Powłoki elektronowe K,L,M,N,O,P,Q 2n 2 elektronów na powłoce

4 Układ okresowy

5 Wiązanie jonowe LiF NaCl

6 Wiązanie jonowe energia jonizacji powinowactwo elektronowe siły kulombowskie siły odpychania

7 Kryształy jonowe Sól kuchenna chlorek sodu NaCl CsCl Struktura ciasnego upakowania Kryształy jonowe są kruche pękają pod wpływem naprężeń

8 Wiązanie kowalencyjne Tworzenie się wiązania w atomie wodoru H 2

9 Hybrydyzacje W kryształach uzyskuje się obniżenie energii dla przekrywania się większej ilości orbitali - hybrydyzacje Kształty orbitali po hybrydyzacji muszą być jednakowe!

10

11 Podwójne i potrójne wiązania kowalencyjne O 2 O=O CO 2 O=C=O orbitale π Etan C 2 H 4 orbitale σ

12 Wiązanie wodorowe -Atom wodoru wiąże się z dwoma innymi atomami -Elektron z wodoru prawie całkowicie przeniesiony na silnie elektroujemny atom -Proton może przyciągnąć kolejny ujemnie naładowany atom Symetryczne: A-H-A Antysymetryczne: A-H...B

13 Wiązanie wodorowe

14 Wiązanie Van der Waalsa -Występuje zawsze -Źródło: fluktuacje ładunku w atomach, moment dipolowy atomów i cząsteczek -Wiąże atomy o zamkniętych powłokach, nasycone cząsteczki (kryształy molekularne) -Duży promień atomowy. Kształt potencjału w wiązaniu Van der Waalsa może być przybliżony potencjałem Lennarda-Jonesa

15 Wiązanie Van der Waalsa Przykład: atom helu Oscylacje ładunku

16 Wiązanie metaliczne -Funkcje falowe zewnętrznych elektronów ulegają przekrywaniu -Konsekwencją przekrywania się jest rozszczepienie poziomów i utworzenie pasma -Chmura elektronowa rozkłada się na cały kryształ poprzez przyciąganie elektronów do kolejnych jąder atomowych -Nie ma wyróżnionego kierunku wiązania (struktura krystaliczna związana z upakowaniem w przestrzeni) Morze swobodnych elektronów pomiędzy rdzeniami atomowymi o ładunku dodatnim

17 Wiązanie metaliczne Metale grupy 1 uwspólniają tylko po jednym elektronie niska temperatura topnienia (np. sód Na 98 C) Im więcej elektronów jest uwspólnianych, tym silniejsze wiązanie (np. magnez Mg 2 elektrony C) Własności metali: -dobre przewodnictwo elektryczne -dobre przewodnictwo cieplne -własności mechaniczne (twardość, wytrzymałość itp.)

18 Rozkład ładunku

19 Podsumowanie