Numrat kuantikë janë parametra të energjisë që përcaktojnë gjendjen e një elektroni dhe llojin e orbitalës atomike në të cilën ndodhet. Numrat kuantikë nevojiten për të përshkruar gjendjen e çdo elektroni në një atom. Gjithsej janë 4 numra kuantikë. Ky është: numri kuantik kryesor -n, l, numri kuantik magnetik -mldhe numri kuantik spin - ms.

Numri kuantik kryesor ështën.

Numri kuantik kryesor - n - përcakton nivelin e energjisë së elektronit, distancën e nivelit të energjisë nga bërthama dhe madhësinë e resë elektronike. Numri kuantik kryesor mund të marrë çdo vlerë të plotë, duke filluar ngan=1 (n=1,2,3,...) dhe korrespondon me numrin e periudhës.

Numri kuantik orbital -l.

Numri kuantik orbital -l- përcakton formën gjeometrike të orbitalës atomike. Numri kuantik orbital mund të marrë çdo vlerë të plotë, duke filluar ngal=0 (l=0,1,2,3,… n-1). Pavarësisht nga numri i nivelit të energjisë, çdo vlerë e numrit kuantik orbital korrespondon me një orbitale të një forme të veçantë. Një "grup" orbitalësh të tillë me vlera identike të numrit kryesor kuantik quhet nivel energjie. Çdo vlerë e numrit kuantik orbital korrespondon me një orbitale të një forme të veçantë. Vlera e numrit kuantik orbitall=0 korrespondons-orbitale (lloji 1-in). Vlera e numrit kuantik orbitall=1 korrespondonfq-orbitalet (3 lloje). Vlera e numrit kuantik orbitall=2 korrespondojnëd-orbitalet (5 lloje). Vlera e numrit kuantik orbitall=3 korrespondojnëf-orbitalet (7 lloje).

f orbitalet kanë një formë edhe më komplekse. Çdo lloj orbitale është vëllimi i hapësirës në të cilën probabiliteti për të gjetur një elektron është maksimal.

Numri kuantik magnetik - ml.

Numri kuantik magnetik - ml - përcakton orientimin e orbitalit në hapësirë ​​në lidhje me fushën e jashtme magnetike ose elektrike. Numri kuantik magnetik merr çdo vlerë të plotë nga -l në +l, duke përfshirë 0. Kjo do të thotë se për secilën formë orbitale ka 2l+1 orientime energjetike ekuivalente në hapësirë ​​- orbitale.

Për orbitalin s:

l=0, m=0 - një orientim ekuivalent në hapësirë ​​(një orbitale).

Për orbitalin p:

l=1, m=-1,0,+1 - tre orientime ekuivalente në hapësirë ​​(tre orbitale).

Për orbitalin d:

l=2, m=-2,-1,0,1,2 - pesë orientime ekuivalente në hapësirë ​​(pesë orbitale).

Për orbitalin f:

l=3, m=-3,-2,-1,0,1,2,3 - shtatë orientime ekuivalente në hapësirë ​​(shtatë orbitale).

Numri kuantik spin - ms.

Numri kuantik spin - ms - përcakton momentin magnetik që ndodh kur një elektron rrotullohet rreth boshtit të tij. Numri kuantik spin mund të marrë vetëm dy vlera të mundshme: +1/2 dhe -1/2. Ato korrespondojnë me dy drejtime të mundshme dhe të kundërta të momentit magnetik të elektronit - rrotullimeve. Simbolet e mëposhtme përdoren për të treguar elektronet me rrotullime të ndryshme: 5 Dhe 6 .

Hyrje

Numrat e plotë ose të pjesshëm që përcaktojnë vlerat e mundshme të sasive fizike që karakterizojnë sistemet kuantike (bërthamë atomike, atom, molekulë, etj.), Dep. element. grimcat, grimcat hipotetike kuarket dhe gluonet.

Numrat sasiorë u futën fillimisht në fizikë për të përshkruar ligjet e gjetura empirike të at. spektrat, por kuptimi i numrave kuantikë dhe diskretiteti shoqërues i disa sasive fizike që karakterizojnë sjelljen e mikrogrimcave u zbulua vetëm nga mekanika kuantike. Sipas mekanikës kuantike, vlerat e mundshme të fizike. sasitë përcaktohen nga vetë. vlerat e operatorëve përkatës - të vazhdueshme ose diskrete; në rastin e fundit, lindin disa numra kuantikë (Në një kuptim paksa të ndryshëm, numrat kuantikë quhen ndonjëherë sasi që ruhen gjatë procesit të lëvizjes, por nuk i përkasin domosdoshmërisht spektrit diskret të vlerave të mundshme, për shembull, momentit. ose energjia e një grimce që lëviz lirshëm.)

rrezatimi kuantik magnetik

Numrat kuantikë

Elektrodinamika kuantike

Numrat kuantikë janë parametra të energjisë që përcaktojnë gjendjen e një elektroni dhe llojin e orbitalës atomike në të cilën ndodhet. Numrat kuantikë nevojiten për të përshkruar gjendjen e çdo elektroni në një atom. Gjithsej janë 4 numra kuantikë. Këto janë: numri kuantik kryesor - n, numri kuantik orbital - l, numri kuantik magnetik - ml dhe numri kuantik spin - ms. Numri kuantik kryesor është n.

Numri kuantik kryesor - n - përcakton nivelin e energjisë së elektronit, distancën e nivelit të energjisë nga bërthama dhe madhësinë e resë elektronike. Numri kuantik kryesor merr çdo vlerë të plotë, duke filluar nga n=1 (n=1,2,3,...) dhe korrespondon me numrin e periodës.

Numri kuantik orbital - l. Numri kuantik orbital - l - përcakton formën gjeometrike të orbitalës atomike. Numri kuantik orbital merr çdo vlerë numër të plotë, duke filluar nga l=0 (l=0,1,2,3,…n-1). Pavarësisht nga numri i nivelit të energjisë, çdo vlerë e numrit kuantik orbital korrespondon me një orbitale të një forme të veçantë. Një "grup" orbitalësh të tillë me vlera identike të numrit kryesor kuantik quhet nivel energjie. Çdo vlerë e numrit kuantik orbital korrespondon me një orbitale të një forme të veçantë. Vlera e numrit kuantik orbital l=0 i përgjigjet orbitalit s (lloji 1-in). Vlera e numrit kuantik orbital l=1 i përgjigjet orbitaleve p (3 lloje). Vlera e numrit kuantik orbital l=2 i përgjigjet d-orbitaleve (5 lloje). Vlera e numrit kuantik orbital l=3 i përgjigjet orbitaleve f (7 lloje).

Tabela 1

f orbitalet kanë një formë edhe më komplekse. Çdo lloj orbitale është vëllimi i hapësirës në të cilën probabiliteti për të gjetur një elektron është maksimal.

Numri kuantik magnetik - ml.

Numri kuantik magnetik - ml - përcakton orientimin e orbitalit në hapësirë ​​në lidhje me fushën e jashtme magnetike ose elektrike. Numri kuantik magnetik merr çdo vlerë të plotë nga -l në +l, duke përfshirë 0. Kjo do të thotë se për secilën formë orbitale, ka 2l+1 orientime energjetike ekuivalente në hapësirën orbitale.

Për orbitalin s:

l=0, m=0 - një orientim ekuivalent në hapësirë ​​(një orbitale).

Për orbitalin p:

l=1, m=-1,0,+1 - tre orientime ekuivalente në hapësirë ​​(tre orbitale).

Për orbitalin d:

l=2, m=-2,-1,0,1,2 - pesë orientime ekuivalente në hapësirë ​​(pesë orbitale).

Për orbitalin f:

l=3, m=-3,-2,-1,0,1,2,3 - shtatë orientime ekuivalente në hapësirë ​​(shtatë orbitale).

Numri kuantik spin - ms.

Numri kuantik spin - ms - përcakton momentin magnetik që ndodh kur një elektron rrotullohet rreth boshtit të tij. Numri kuantik spin mund të marrë vetëm dy vlera të mundshme: +1/2 dhe -1/2. Ato korrespondojnë me dy drejtime të mundshme dhe të kundërta të momentit magnetik të elektronit - rrotullimeve.

Elektrodinamika Kuantike

(QED), teoria kuantike e fushave elektron-magnetike ndërvepruese dhe grimcave të ngarkuara. QED shpesh quhet ajo pjesë e kuantike. teoria e fushës, e cila merr në konsideratë bashkëveprimin e fushave elektron-magnetike dhe elektron-pozitron. Fusha elektron-magnetike në një teori të tillë shfaqet si një fushë matës. Kuanti i kësaj fushe është një foton - një grimcë me masë pushimi zero dhe spin 1, dhe bashkëveprimi i dy elementeve është rezultat i shkëmbimit të fotoneve virtuale ndërmjet tyre. Konstanta pa dimension që karakterizon intensitetin e bashkëveprimit është konstanta e strukturës së imët a=e2/ћc»I/137 (më saktë, a-1=137.035987(29)). Për shkak të vlerës së vogël të a-së, metoda kryesore e llogaritjes në QED është teoria e perturbimit, një paraqitje grafike vizuale e së cilës jepet nga diagramet Feynman.

Korrektësia e QED është konfirmuar nga një numër i madh eksperimentesh në të gjithë gamën e disponueshme të distancave (energjive), duke filluar nga kozmike - 1020 cm dhe deri në brendësi - 10-16 cm QED përshkruan procese të tilla si rrezatimi termik i trupat, efekti Compton, bremsstrahlung etj. Megjithatë, proceset më karakteristike për QED janë proceset që lidhen me polarizimin e vakumit.

Efekti i parë i vërejtur i QED është zhvendosja e Qengjit në nivelet e anergjisë. E ashtuquajtura llogaritet me saktësi rekord. magnetike jonormale e-moment. Magn. momenti është një sasi që përcakton bashkëveprimin e një grimce në qetësi me atë të jashtme mag. fushë. Nga kuantike Teoria e elektronit të Dirakut vijon se elektroni duhet të ketë një moment magnetik të barabartë me magnetonin Bohr: mB = eћ/2mc (ku m është masa e elektronit). Në QED, korrigjimet që shfaqen në shprehjen për energjinë e një ndërveprimi të tillë interpretohen natyrshëm si rezultat i shfaqjes së shtesave "vakum" në momentin magnetik. Këta aditivë, të studiuar së pari teorikisht nga fizikani amerikan Yu.

Vlera e llogaritur e momentit magnetik të elektronit m

teori=mB (1+a/2p- 0.328478(a/p)2+1.184175(a/p)3=1.00115965236(28)mB

është në përputhje të shkëlqyer me vlerën eksperimentale: mexp=1.00115965241(21)mB

Një efekt karakteristik i QED është shpërndarja e dritës nga drita. Në elektrodinamikën klasike ky efekt mungon: valët elektromagnetike konsiderohen në të si jo bashkëvepruese. Në QED, efekti bëhet i mundur për shkak të ndikimit të luhatjeve të vakumit elektron-pozitron.

Në gjendjen fillestare janë dy fotone (vija të valëzuara); njëri prej tyre zhduket në pikën 1, duke krijuar një çift virtual elektron-pozitron (vija të ngurta); fotoni i dytë në pikën 2 përthithet nga një nga grimcat e këtij çifti (në diagramin e mësipërm, një pozitron). Pastaj shfaqen fotonet përfundimtare: njëri lind në pikën 4 nga një elektron virtual, tjetri lind si rezultat i asgjësimit të një çifti virtual elektron-pozitron në pikën 3. Falë çifteve virtuale elektron-pozitron, shfaqet ndërveprimi midis fotoneve. , pra cenohet parimi i mbivendosjes së valëve elektromagnetike. Kjo duhet të shfaqet në procese të tilla si shpërndarja e dritës nga drita. Një proces me probabilitet pak më të lartë të shpërndarjes së fotonit nga fusha e jashtme elektrostatike e një bërthame të rëndë, d.m.th., nga fotonet virtuale (shpërndarja Delbrück), u vëzhgua eksperimentalisht. Korrigjimet “më të larta” (rrezatuese), të llogaritura duke përdorur metodën e perturbimit, shfaqen edhe në proceset e shpërndarjes së grimcave të ngarkuara dhe në disa dukuri të tjera.

Një klasë tjetër e efekteve "vakum" e parashikuar nga teoria është lindja e grimcave-antigrimcave në fusha elektromagnetike dhe gravitacionale shumë të forta (statike dhe të ndryshueshme). Këto të fundit diskutohen, veçanërisht, në lidhje me problemet kozmologjike që lidhen me fazat e hershme të evolucionit të Universit (lindja e çifteve në fushën gravitacionale të vrimave të zeza).

Ky proces është një shembull i ndërthurjes së ngushtë të fizikës së leptoneve dhe hadroneve. Rëndësia e analizimit të këtij lloj procesesh është rritur veçanërisht pas shfaqjes së eksperimenteve mbi përplasjen e rrezeve elektron-pozitron.

(QFT), kuantike relativiste. teoria e fizikës sisteme me një numër të pafund shkallësh lirie. Një shembull i një sistemi të tillë është një fushë elektromagnetike, për një përshkrim të plotë të së cilës në çdo moment në kohë është e nevojshme të specifikohen forcat e fushave elektrike dhe magnetike në secilën pikë të procesit, d.m.th., të specifikohet një numër i pafundëm sasive. Në të kundërt, pozicioni i një grimce në çdo moment të kohës përcaktohet duke specifikuar tre koordinatat e saj.

Deri më tani, ne kemi konsideruar grimca të lira jo bashkëvepruese, numri i të cilave ka mbetur i pandryshuar; siç është e lehtë të tregohet duke përdorur marrëdhëniet (6), operatori i numrit të grimcave N^(n)=a+na-n ndërron me operatorin e energjisë?^=S?(p)N^(p), prandaj numri i grimcave duhet të jetë konstant, d.m.th. mungonin proceset e shfaqjes së grimcave shtesë, zhdukja dhe ndërthurja e tyre. Marrja parasysh e këtyre proceseve kërkon përfshirjen e ndërveprimit të grimcave.

Ndërveprimi në CTP.

Në elektrodinamikën klasike, ndërveprimi midis grimcave të ngarkuara ndodh përmes një fushe: një ngarkesë krijon një fushë që vepron në ngarkesa të tjera. Në teorinë kuantike, bashkëveprimi i një fushe elektromagnetike dhe një grimce të ngarkuar duket si emetimi dhe thithja e pjesëve të fotoneve, dhe ndërveprimi midis grimcave të ngarkuara është rezultat i shkëmbimit të tyre të fotoneve: çdo elektron lëshon fotone (kuantet e fushës elektromagnetike bartës i ndërveprimit), të cilat më pas absorbohen nga elektronet e tjera. Një pamje e ngjashme e ndërveprimit lind për shkak të një vetie të veçantë të elektrodinamikës, d.m.th. n. simetria e matësit. Një mekanizëm i ngjashëm ndërveprimi konfirmohet gjithnjë e më shumë për shkencat e tjera fizike. fusha. Sidoqoftë, një grimcë e lirë nuk mund të emetojë ose thithë një kuantike. Për shembull, në një sistem ku një grimcë është në qetësi, rrezatimi kuantik kërkon shpenzim të energjisë dhe një ulje të masës së grimcës (për shkak të ekuivalencës së energjisë dhe masës), gjë që është e pamundur. Për të zgjidhur këtë paradoks, duhet të kemi parasysh se grimcat në fjalë janë kuantike. objekte për të cilat relacioni D?Dt?ћ është dukshëm i pasigurt, duke lejuar një ndryshim në energjinë e grimcave me vlerën D? dhe, rrjedhimisht, emetimi ose thithja e kuanteve zero, me kusht që këto kuanta të ekzistojnë gjatë intervalit kohor Dt?ћ/D?. (Bazuar në arsyetimin e ngjashëm dhe faktin e forcave bërthamore me rreze të shkurtër, fizikani japonez H. Yukawa parashikoi ekzistencën e një grimce - një bartëse ndikimi bërthamor me një masë prej përafërsisht 200-300 masa elektronike, e cila u zbulua më pas eksperimentalisht dhe i quajtur p-mezon.) gjeneratorë dhe përforcues valë elektromagnetike bazuar në dukurinë e rrezatimit të detyruar (të induktuar). Parimi i funksionimit të një gjeneratori kuantik me mikrovalë të quajtur maser (një shkurtim për fjalët angleze Microwave Amplification by Stimulated Emission of Radiation, që do të thotë "amplifikimi i mikrovalëve për shkak të emetimit të stimuluar") u propozua në 1954 nga Charles Townes. (I njëjti parim qëndron në themel të amplifikatorëve kuantikë optikë dhe gjeneratorëve lazer.) Meqenëse frekuenca e rrezatimit në daljen e një gjeneratori kuantik përcaktohet nga nivele rreptësisht fikse, diskrete të energjisë të atomeve ose molekulave të mediumit aktiv të përdorur në një gjenerator të tillë, ai ka një vlerë e përcaktuar saktësisht dhe konstante.

Emetim spontan dhe i stimuluar.

Energjia e rrezatimit elektromagnetik lëshohet ose absorbohet në formën e "pjesëve" të veçanta të quajtura kuante ose fotone, dhe energjia e një kuantike është e barabartë me hn, ku h është konstanta e Planck dhe n është frekuenca e rrezatimit. Kur një atom thith një kuant energjetik, ai lëviz në një nivel më të lartë energjie, d.m.th. një nga elektronet e tij kërcen në një orbitë më larg nga bërthama. Është zakon të thuhet se atomi në këtë rast shkon në një gjendje të ngacmuar. Një atom që e gjen veten në një gjendje të ngacmuar mund të çlirojë energjinë e tij të ruajtur në mënyra të ndryshme. Një mënyrë e mundshme është të emetoni spontanisht një kuant me të njëjtën frekuencë, pas së cilës ai kthehet në gjendjen e tij origjinale.

Ky është procesi i rrezatimit (emetimit) spontan, i paraqitur në mënyrë skematike në Fig. 3 Në frekuenca të larta, d.m.th. Në gjatësi vale të shkurtra që korrespondojnë me dritën e dukshme, emetimi spontan ndodh shumë shpejt.

Një atom i ngacmuar, pasi ka thithur një foton të dritës së dukshme, zakonisht humbet energjinë e fituar përmes emetimit spontan në më pak se një e milionta e sekondës.

Procesi i emetimit spontan në frekuenca më të ulëta vonohet.

Për më tepër, një atom mund të shkojë në një gjendje të ndërmjetme, duke humbur vetëm një pjesë të energjisë së tij në formën e një fotoni me energji më të ulët të emetuar prej tij.

Atomi i hidrogjenit ka vetëm një elektron dhe spektri i tij i emetimit është relativisht i thjeshtë. Në spektrat e emetimit të atomeve të elementeve të tjerë, numri i vijave është më i madh. Edhe para ardhjes së modelit të Bohr-it, fizikanët mësuan të dallonin linjat e ndara ngushtë që ndryshojnë në pamje në spektra të tillë. Disa prej tyre (shumë të ngushta) quhen "të mprehta" (nga anglishtja e mprehtë). Linjat më të ndritshme quheshin "kryesore" (nga parimi anglez). U vunë re linja më të gjera - ato quheshin "të paqarta" (të shpërndara). Një lloj tjetër linja quhet "themelore" (nga anglishtja fundamentale). Bazuar në shkronjat e para të emrave anglezë, ata treguan praninë e linjave s-, p-, d- dhe f në spektrat e emetimit. Në lidhje me modelin Bohr, kjo do të thotë se në spektrat e atomeve më komplekse se hidrogjeni, nivelet elektronike të përhershme mund të përbëhen nga disa nënnivele të ndara ngushtë:

Nënniveli s është emëruar sipas vijës "të mprehtë",

Nënniveli p është emëruar sipas linjës "kryesore",

Nënniveli d është emëruar sipas linjës "difuz", "difuz", nënniveli f është emëruar sipas vijës "themelore".

Rregullimi kompleks i niveleve është paraqitur në Fig. 4, të cilin ne e riprodhojmë përsëri këtu:

Nënnivelet elektronike të atomeve më komplekse se hidrogjeni. Prania e nënniveleve shpjegon origjinën e linjave "të mprehta", "parimore" dhe "difuze" në spektra. Nivelet më të larta nuk janë paraqitur në figurë.

Duke përdorur spektrat, u zbulua se niveli i parë (n = 1) nuk përmban asnjë nënnivele përveç s. Niveli i dytë përbëhet nga dy nënnivele (s dhe p), niveli i 3-të - nga tre nënnivele (s, p, dhe d), etj. Siç mund ta shohim, nënnivelet përcaktohen me shkronjat e para të emrave anglezë të linjave përkatëse në spektra. Më pas, nënnivelet më të larta filluan të caktohen thjesht duke vazhduar alfabetin latin: g-nënniveli, h-nënniveli, etj.

Figura 5 tregon një diagram të disa prej tranzicioneve energjetike të elektroneve në një atom litium, të marrë nga spektri i emetimit të avujve të nxehtë të këtij metali.

Diagrami i një pjese të niveleve të energjisë dhe nënnivelet e atomit të litiumit. Niveli 1 është shumë më i ulët se niveli 2 dhe nuk përshtatet në shkallën e imazhit (vizatim nga libri i J. Campbell "Modern General Chemistry", M.: Mir, 1975, vëll. 1, f. 109).

Mund të vërehet se në figurën 5 disa nënnivele janë paraqitur si të përbëra nga disa "rafte" me energji të barabartë. Për shembull, nënnivelet p përbëhen nga tre pjesë me energji të barabartë, nënnivelet d - nga pesë, nënnivelet f - nga shtatë. Si e dinit këtë? Në vitin 1896, fizikani gjerman P. Zeeman vendosi një pajisje të ngjashme me një llambë hidrogjeni, por të mbushur me avull të nxehtë natriumi, në një fushë magnetike të fortë. U zbulua se në një fushë magnetike numri i linjave në spektrat e emetimit rritet (efekti Zeeman). Një fenomen i ngjashëm vërehet në një fushë të fortë elektrike. Përderisa mbi elektronet veprojnë vetëm forcat e brendshme të bërthamës, disa prej tyre mund të jenë në gjendje me të njëjtën energji. Por kur shfaqet një fushë shtesë, e jashtme, kjo energji nuk mund të mbetet më e njëjtë. Analiza e spektrit Zeeman shumë më vonë e çoi fizikanin teorik Wolfgang Pauli në idenë se jo më shumë se dy elektrone mund të përshtaten në një "raft" energjie. Dhe për t'i bërë ballë forcave të fuqishme refuzuese, elektrone të tilla duhet të kenë rrotullime të ndryshme (ne do t'i kthehemi kësaj vetie pak më vonë). Rezulton se një atom nuk mund të ketë dy elektrone në të njëjtën gjendje. Ky përfundim njihet si parimi i Paulit (ose përjashtimi).

Eksperimentet fizike bëjnë të mundur përcaktimin e popullatës së elektroneve të niveleve dhe nënniveleve. Për ta bërë këtë, është e nevojshme të matet energjia e jonizimit të atomeve, d.m.th. energjia e largimit të elektroneve prej tij. Së pari, matni energjinë e nevojshme për të hequr elektronin e parë nga një atom, pastaj të 2-tin, të 3-tin, etj. Doli se të gjithë atomet kanë elektrone për të cilat energjitë e jonizimit janë afër. Për shembull, për argonin (lëvozhga e tij elektronike ka 18 elektrone), gjenden pesë grupe të tilla me energji të ngjashme jonizimi. Ata kanë 2, 2, 6, 2 dhe 6 elektrone. Por 5 nivelet më të ulëta të energjisë të një atomi korrespondojnë me nënnivelet 1s, 2s, 2p, 3s dhe 3p (kjo dihet nga spektri i emetimit). Në këtë rast, nënniveli s duhet të përbëhet nga vetëm një orbitale (ka 2 elektrone), nënniveli p duhet të përbëhet nga tre orbitale (ka 6 elektrone - dy për secilën orbitale). Mund të tregohet se nënniveli d në kushte të zakonshme (pa fushë të jashtme) përbëhet nga pesë orbitale me të njëjtën energji, dhe nënniveli f - nga shtatë.

Modeli i Bohr u rafinua gradualisht. Shkencëtarët u tërhoqën nga ajo, sepse mund të përdorej për të bërë llogaritje mjaft të sakta. Për shembull, ishte e mundur të llogaritet energjia e një atomi hidrogjeni në tokë dhe gjendjet e ngacmuara, të përcaktohet rrezja e tij, të llogaritet energjia e jonizimit, etj. Për këto qëllime, modeli u pajis me një aparat të qartë dhe të kuptueshëm matematikor për shumë studiues, i cili u zhvillua kryesisht nga vetë N. Bohr dhe ndjekësi i tij A. Sommerfeld. Për të kryer llogaritjet, ishte e nevojshme të përshkruhej gjendja e elektronit në atom, d.m.th. tregoni "adresën" e saj të saktë në shtresën elektronike (më saktë, në modelin e shtresës elektronike) duke përdorur të ashtuquajturat numra kuantikë. Ne tashmë e dimë se çdo elektron ekziston në një nivel (1, 2, 3, etj.). Ky nivel përcaktohet nga numri n, i cili quhet numri kuantik kryesor. Është e qartë se numri n mund të marrë vetëm vlera të plota.

Meqenëse niveleve tashmë u ishte caktuar një numër kuantik kryesor n, një numër kuantik ndihmës l u prezantua për nënnivelet. Nëse numri kuantik kryesor n është "adresa" e nivelit, atëherë numri l është "adresa" e nënnivelit:

l = 0 është nënniveli s, l = 1 është nënniveli p, l = 2 është nënniveli d, l = 3 është nënniveli f.

Numri i parë kuantik n i quajtur numri kuantik kryesor, ai mund të marrë vlera të plota nga 1 në pafundësi. Në një atom hidrogjeni, ky numër karakterizon energjinë e elektronit (në njësi atomike):

E(n) = -ZR/(2∙n 2),

ku Z është ngarkesa bërthamore, R=109678.76 cm -1 është konstanta e Rydberg.

Numri i dytë kuantik l quhet numri orbital. Duke pasur parasysh një vlerë të caktuar të n, ajo mund të marrë vlera të plota nga 0 në (n-1). Numri l përcakton një nga vlerat e mundshme të momentit këndor orbital të një elektroni në një atom. Numri l përcakton formën e orbitales. Çdo vlerë l përputhen me shkronjën (përcaktimet spektroskopike):

Kur shënoni gjendjen e një elektroni (ose orbitale), numri kuantik kryesor shkruhet para simbolit të numrit kuantik orbital në formën e formulës: nl. Për shembull:

4s n=4 dhe l=0, d.m.th. reja elektronike është në formë sferike;

2fq do të thotë një elektron që ka n=2i l=1 (reja elektronike ka formën e një trap) etj.

Numri i tretë kuantik m l karakterizon renditjen hapësinore të orbitaleve . Ajo quhet magnetike numër kuantik dhe përcakton madhësinë e projeksionit të momentit këndor orbital në një drejtim të zgjedhur (zakonisht boshti z). m l merr vlera të plota nga - l te + l. Numri i vlerave të ndryshme m l në një vlerë të caktuar lështë e barabartë me N=(2 l+1).

Gjendja s e elektronit korrespondon me një orbitale

Gjendja p e elektronit korrespondon me tre orbitale

Gjendja d e elektronit korrespondon me pesë orbitale

Gjendja f e elektronit korrespondon me shtatë orbitale

Kështu, orbitalja karakterizohet nga një grup i caktuar i tre numrave kuantikë: n, l, m.

Numri i përgjithshëm i orbitaleve të një niveli të caktuar energjetik është N=n 2.

Gjatë studimit të vetive të elektronit, u bë e nevojshme të futej një numër i katërt kuantik, i cili u quajt numri kuantik spin m s .

Spin-i i elektronit karakterizon rrotullimin e elektronit rreth boshtit të tij. Ky rrotullim mund të ndodhë në drejtim të akrepave të orës ose në të kundërt në lidhje me orbitën e elektronit. Në varësi të kësaj m s mund të marrë një nga dy vlerat:

Spin-i i elektronit karakterizon momentin rrotullues të vetë elektronit. Në një atom hidrogjeni, momenti këndor spin i elektronit i shtohet momentit këndor orbital të elektronit.

Sipas parimit të përjashtimit të Paulit (fizikanti zviceran, 1925):asnjë dy elektrone në një atom nuk mund të ketë të njëjtat grupe prej katër numrash kuantikë. Kjo do të thotë se nëse 2 elektrone në një atom kanë të njëjtat vlera n, l Dhe m l, atëherë ato duhet të kenë vlera të ndryshme m s. Shpinat e tyre duhet të drejtohen në drejtime të ndryshme. Çdo orbital mund të përmbajë një maksimum prej 2 elektronesh me rrotullime të drejtuara në të kundërt.

Përfundimi i ligjit të Paulit: numri maksimal i elektroneve në një nivel është i barabartë me dyfishin e katrorit të numrit kuantik kryesor

Rendi i mbushjes së orbitaleve të një nënshtreseje të caktuar bindet Rregulli i Hundit: Numri total i spinit të elektroneve të një nënshtreseje të caktuar duhet të jetë maksimal.

Me fjalë të tjera, orbitalet e një nënshtreseje të caktuar mbushen fillimisht nga një elektron, pastaj nga një elektron i dytë. Elektronet me rrotullime të kundërta në të njëjtën orbitale formojnë një re me dy elektrone dhe rrotullimi i tyre total është zero.

Karakteristikat e përgjithshme të numrave kuantikë

Numri kuantik kryesor

nkarakterizon energjinë e një elektroni në një atom dhe madhësinë e orbitalës së elektronit. Gjithashtu korrespondon me numrin e shtresës elektronike në të cilën ndodhet elektroni. Një grup elektronesh në një atom me të njëjtin numër kuantik kryesornthirrur shtresa elektronike (niveli i energjisë). n– merr vlera 1, 2, 3, …, ¥ . Nivelet e energjisë tregohen me shkronja të mëdha latine:

Ndryshimet në energjitë e elektroneve që i përkasin nënniveleve të ndryshme të një niveli të caktuar energjetik reflektohen numër kuantik anësor (orbital). l. Elektrone në një atom me të njëjtat vleran Dhe lmake up nënniveli i energjisë (predha elektronike). Numri maksimal i elektroneve në një shtresë N l :

N l = 2(2l + 1). (5.1)

Numri kuantik anësor merr vlera të plota 0, 1, ... ( n– 1). Zakonisht ltregohet jo me numra, por me shkronja:

Orbitale

– hapësira rreth bërthamës në të cilën ka më shumë gjasa të gjendet një elektron.

Numri kuantik anësor (orbital). lkarakterizon gjendjet e ndryshme energjetike të elektroneve në një nivel të caktuar, formën e orbitales dhe momentin këndor orbital të elektronit.

Kështu, një elektron, që ka vetitë e një grimce dhe një valë, lëviz rreth bërthamës, duke formuar një re elektronike, forma e së cilës varet nga vlera l. Pra, nëse l= 0, (s-orbital), atëherë reja elektronike ka simetri sferike. Nël= 1 (p-orbital) reja e elektroneve ka formën e një trap. d-orbitalet kanë forma të ndryshme: d z 2 - trap i vendosur përgjatë boshtit Z me një torus në rrafshin X – Y, d x 2 - y 2 - dy shtangë dore të vendosura përgjatë boshteve X dhe Y; d xy, d xz, d yz,- dy shtangë dore të vendosura në 45 o në akset përkatëse (Fig. 5.1).

Oriz. 5.1. Format e reve elektronike për gjendje të ndryshme të elektroneve në atome

Numri kuantik magnetik

m l karakterizon orientimin e orbitalit në hapësirë, dhe gjithashtu përcakton madhësinë e projeksionit të momentit këndor orbital në boshtin Z.m l merr vlera nga +l te - l, duke përfshirë 0. Numri total i vleravem l e barabartë me numrin e orbitaleve në një shtresë elektronike të caktuar.

Numri kuantik i spinit magnetik m s karakterizon projeksionin e momentit këndor të vetë elektronit në boshtin Z dhe merr vlerat +1/2 dhe –1/2 në njësi h/2p(h - Konstantja e Planck-ut).

Parimi i Paulit (ndalimi)

Një atom nuk mund të ketë dy elektrone me të katër numrat kuantikë identikë.

Parimi Pauli përcakton numrin maksimal të elektroneve N n , në shtresën elektronike me numrinn:

N n = 2n 2 . (5.2)

Shtresa e parë elektronike mund të përmbajë jo më shumë se dy elektrone, e dyta - 8, e treta - 18, etj.

Rregulli i Hundit

Nivelet e energjisë mbushen në atë mënyrë që rrotullimi total të jetë maksimal.

Për shembull, tre elektronet p në orbitalet e guaskës p janë rregulluar si më poshtë:

Kështu, çdo elektron zë një orbitale p.

Shembuj të zgjidhjes së problemeve

. Karakterizoni elektronet e një atomi karboni në një gjendje të pangacmuar duke përdorur numra kuantikë. Paraqisni përgjigjen në formën e një tabele.

Zgjidhje. Formula elektronike e atomit të karbonit: 1s 2 2s 2 2p 2 . Shtresa e parë e atomit të karbonit përmban dy s -elektroni me rrotullime antiparalele, për të cilinn= 1. Për dy s -elektronet e shtresës së dytën= 2. Rrotullimet e dy p-elektroneve të shtresës së dytë janë paralele; për tam s = +1/2.

Elektroni nr.

Karakterizoni elektronet e jashtme të atomit të oksigjenit në gjendjen bazë duke përdorur numrat kuantikë. Paraqisni përgjigjen në formën e një tabele.

Zgjidhje. Formula elektronike e atomit të oksigjenit: 1s 2 2s 2 2p 4 . Ky atom ka 6 elektrone në shtresën e tij të jashtme 2 s 2 2p 4 . Vlerat e numrave të tyre kuantikë janë dhënë në tabelë.

Elektroni nr.

. Karakterizoni pesë elektrone në gjendjen 4d me numra kuantikë . Paraqisni përgjigjen në formën e një tabele.

Zgjidhje. Sipas rregullit të Hundit, elektronet në qelizat kuantike janë rregulluar si më poshtë:

Vlerat e numrave kuantikë kryesorë, sekondarë dhe spin të elektroneve janë të njëjta dhe të barabarta n=4, l=2, m s =+1/2. Elektronet në shqyrtim ndryshojnë në vlerat e numrave kuantikëm l .

Elektroni nr.

Llogaritni numrin maksimal të elektroneve në shtresën elektronike men = 4.

Zgjidhje. Numri maksimal i elektroneve me një vlerë të caktuar të numrit kuantik kryesor llogaritet duke përdorur formulën (5.2). Prandaj, niveli i tretë i energjisë nuk mund të ketë më shumë se 32 elektrone.

Llogaritni numrin maksimal të elektroneve në shtresën elektronike me l = 3.

Numri maksimal i elektroneve në shtresë përcaktohet nga shprehja (5.1). Kështu, numri maksimal i elektroneve në shtresën elektronike me l= 3 është 14.

Probleme për t'u zgjidhur në mënyrë të pavarur

5.1.Karakterizoni elektronet e një atomi të borit në gjendjen bazë duke përdorur numrat kuantikë. Paraqisni përgjigjen në formën e një tabele:

Elektroni nr.

Elektroni nr.




5.2Karakterizohet me numra kuantikë d -elektronet e atomit të hekurit në gjendjen bazë. Paraqisni përgjigjen në formën e tabelave:

Vendndodhja e elektroneve 3d të atomit të hekurit në orbitale:

Numrat kuantikë të këtyre elektroneve janë:

Elektroni nr.

Gjashtë 3d -elektronet e atomit të hekurit janë të vendosura në orbitale si më poshtë Numrat kuantikë të këtyre elektroneve janë dhënë në tabelë Elektroni nr.




5.3.Cilat janë vlerat e mundshme të numrit kuantik magnetik ml , nëse numri kuantik orbitall = 3?

m l= +3; +2; +1; 0, - 1, - 2, - 3.




5.4.Karakterizoni elektronet në shtresën e dytë elektronike me numra kuantikë:



Paraqisni përgjigjen në formën e një tabele:

Elektroni nr.

Përgjigju. Konfigurimi elektronik 2s 2 2p 5 . Numri kuantik kryesor për të gjithë elektronet është e barabartë me 2. Për s elektronet l= 0, për p-elektronel= 1. Elektroni nr.

Numrat kuantikë janë parametra të energjisë që përcaktojnë gjendjen e një elektroni dhe llojin e orbitalës atomike në të cilën ndodhet. Numrat kuantikë nevojiten për të përshkruar gjendjen e çdo elektroni në një atom. Gjithsej janë 4 numra kuantikë. Ky është: numri kuantik kryesor - n , l , numri kuantik magnetik - m l dhe numri kuantik spin – m s.

Numri kuantik kryesor është n .

Numri kuantik kryesor – n – përcakton nivelin e energjisë së elektronit, distancën e nivelit të energjisë nga bërthama dhe madhësinë e resë elektronike. Numri kuantik kryesor mund të marrë çdo vlerë të plotë, duke filluar nga n =1 ( n =1,2,3,...) dhe korrespondon me numrin e periudhës.

Numri kuantik orbital - l .

Numri kuantik orbital - l – përcakton formën gjeometrike të orbitalës atomike. Numri kuantik orbital mund të marrë çdo vlerë të plotë, duke filluar nga l =0 ( l =0,1,2,3,… n -1). Pavarësisht nga numri i nivelit të energjisë, çdo vlerë e numrit kuantik orbital korrespondon me një orbitale të një forme të veçantë. Një "grup" orbitalësh të tillë me vlera identike të numrit kryesor kuantik quhet nivel energjie. Çdo vlerë e numrit kuantik orbital korrespondon me një orbitale të një forme të veçantë. Vlera e numrit kuantik orbital l =0 korrespondon s -orbitale (lloji 1-in). Vlera e numrit kuantik orbital l =1 korrespondon fq -orbitalet (3 lloje). Vlera e numrit kuantik orbital l =2 korrespondojnë d -orbitalet (5 lloje). Vlera e numrit kuantik orbital l =3 korrespondojnë f -orbitalet (7 lloje).

f orbitalet kanë një formë edhe më komplekse. Çdo lloj orbitale është vëllimi i hapësirës në të cilën probabiliteti për të gjetur një elektron është maksimal.

Numri kuantik magnetik – m l.

Numri kuantik magnetik – m l – përcakton orientimin e orbitalit në hapësirë ​​në lidhje me fushën e jashtme magnetike ose elektrike. Numri kuantik magnetik merr çdo vlerë të plotë nga –l në +l, duke përfshirë 0. Kjo do të thotë se për secilën formë orbitale ka 2l+1 orientime energjetike ekuivalente në hapësirë ​​– orbitale.

Për orbitalin s:

l=0, m=0 – një orientim ekuivalent në hapësirë ​​(një orbitale).

Për orbitalin p:

l=1, m=-1,0,+1 – tre orientime ekuivalente në hapësirë ​​(tre orbitale).

Për orbitalin d:

l=2, m=-2,-1,0,1,2 – pesë orientime ekuivalente në hapësirë ​​(pesë orbitale).

Për orbitalin f:

l=3, m=-3,-2,-1,0,1,2,3 – shtatë orientime ekuivalente në hapësirë ​​(shtatë orbitale).

Numri kuantik spin – m s.

Numri kuantik spin - m s - përcakton momentin magnetik që ndodh kur një elektron rrotullohet rreth boshtit të tij. Numri kuantik spin mund të marrë vetëm dy vlera të mundshme: +1/2 dhe –1/2. Ato korrespondojnë me dy drejtime të mundshme dhe të kundërta të momentit magnetik të elektronit - rrotullimeve. Simbolet e mëposhtme përdoren për të treguar elektronet me rrotullime të ndryshme: 5 Dhe 6 .