Ocena brak

Atomy wieloelektronowe, układ okresowy pierwiastków

Autor /julia Dodano /07.03.2011

Wymagany Adobe Flash Player wesja 10.0.0 lub nowsza.

praca w formacie pdf Atomy wieloelektronowe, układ okresowy pierwiastków

Transkrypt

Z. Kąkol-Notatki do Wykładu z Fizyki

Wykład 36
36. Atomy wieloelektronowe, układ okresowy pierwiastków.
Fizycy badający strukturę atomów wieloelektronowych starali się odpowiedzieć na
fundamentalne pytanie, dlaczego wszystkie elektrony w atomie znajdującym się w stanie podstawowym nie są związane na najbardziej wewnętrznej powłoce (orbicie).
Fizyka klasyczna nie wyjaśnia tego problemu; dopiero mechanika kwantowa przyniosła
podstawy teoretyczne, na gruncie których można przewidzieć własności pierwiastków.
36.1 Liczby kwantowe
Na poprzednich wykładach przedstawione zostało wprowadzenie do świata fizyki
kwantowej. Poznaliśmy między innymi jak ograniczenie ruchu cząstki do obszaru zawartego pomiędzy sztywnymi ściankami wpływa na prawdopodobieństwo jej znalezienia oraz jak wpływa na skwantowanie wartości energii
E = n2

h2
, n = 1,2,......
8ml 2

Podobnie wartości energii elektronu w atomie wodoru zależą tylko od liczby kwantowej n.
Inaczej jednak jest w przypadku odpowiedniej fali (stojącej) materii. Funkcja falowa
zależy od trzech liczb kwantowych co wynika z faktu, że ruch w przestrzeni jest opisany
przez trzy niezależne zmienne; na każdą współrzędną przestrzenną przypada jedna liczba. Na rysunku obok pokazane są współrzędne prostokątne (x, y, z) i współrzędne sferyczne (r, θ, ϕ) punktu P.
z

P

θ
r
ϕ

z
x

y

y

x

Stosowanie współrzędnych sferycznych w zdecydowany sposób ułatwia obliczenia.
Wynika to z faktu, że energia potencjalna oddziaływania elektronu z jądrem
e2
U =−
jest funkcją tylko jednej zmiennej we współrzędnych sferycznych podczas
4πε 0 r
gdy we współrzędnych prostokątnych funkcją wszystkich trzech współrzędnych
U =−

e2
4πε 0 x 2 + y 2 + z 2

36-1

Z. Kąkol-Notatki do Wykładu z Fizyki

Trzy liczby kwantowe n, l, ml spełniają następujące warunki
n = 1, 2, 3, .....
l = 0, 1, 2, ...... , n − 1 lub 0 ≤ l ≤ n − 1
ml = −l , − l + 1, − l + 2, ..... , l − 2, l − 1, l lub − l ≤ ml ≤ l

(36.1)

Ze względu na rolę jaką odgrywa liczba n w określeniu energii całkowitej atomu, jest
nazywana główną liczbą kwantową. Liczba l nosi nazwę azymutalnej liczby kwantowej,
a liczba ml nazywana jest magnetyczną liczbą kwantową. Z warunków (36.1) widać, że
dla danej wartości n (danej energii) istnieje na ogół kilka różnych możliwych wartości l,
ml.
36.2 Zasada Pauliego
W 1869 r. Mendelejew jako pierwszy zauważył, że większość własności pierwiastków chemicznych jest okresową funkcją liczby atomowej Z określającej liczbę elektronów w atomie co najlepiej uwidacznia się w odpowiednio skonstruowanym układzie
okresowym pierwiastków. Właściwości chemiczne i fizyczne pierwiastków powtarzają
się jeżeli zebrać je w grupy zawierające 2, 8, 8, 18, 18, 32 elementów.
W 1925 r. Wolfgang Pauli podał prostą zasadę, dzięki której automatycznie są generowane grupy o liczebności 2, 8,18,32. Pauli zapostulował, że na jednej orbicie mogą
znajdować się nie więcej niż dwa elektrony, czyli tylko dwa elektrony mogą być opisane
tą samą falą stojącą materii.
Zatem na orbicie n = 1 będą dwa elektrony bo mamy tylko jedną falę stojącą, czyli jeden orbital
(n, l, ml) = (1,0,0)
Dla n = 2 są cztery orbitale
(n, l, ml) = (2,0,0);
(2,1,1), (2,1,0), (2,1,–1)
Stąd wynika, że w stanie n = 2 może być 8 elektronów (dwa na orbital).
Podobnie dla n = 3 mamy 9 orbitali czyli 18 elektronów
(n, l, ml) = (3,0,0);
(3,1,1), (3,1,0), (3,1,–1);
(3,2,2), (3,2,1), (3,2,0), (3,2,–1), (3,2,–2)
Widać, że okresy 2, 8, 18 są konsekwencja zasady Pauliego i teorii kwantowej, z której
wynikają warunki (36.1).
W czasie gdy Pauli podał swoją zasadę była ona zasadą ad hoc, nie można było jej wyprowadzić w ramach istniejącej teorii. Pozostawało więc pytanie: dlaczego akurat dwa
elektrony (a nie inna liczba) mogą być opisane tą samą falą stojącą?

36-2

Z. Kąkol-Notatki do Wykładu z Fizyki

36.2.1 Spin elektronu
W roku 1926 odkryto, że wszystkie elektrony mają wewnętrzny moment pędu
Lwew = (1/2)(h/2π), który został nazwany spinowym momentem pędu.
Elektron zachowuje się tak, jakby był kulką wirującą wokół pewnej osi obrotu (analogicznie jak Ziemia obiegająca Słońce i obracająca się wokół swej osi).
Wewnętrzny moment pędu elektronu nigdy nie zwiększa się ani też nie maleje.
Okazało się ponadto, że dla danego stanu orbitalnego są możliwe dwa kierunki spinu.
Mamy więc inny sposób wyrażenia zasady Pauliego. Oznacza to, że zasada Pauliego nie
była postulatem wprowadzona ad hoc.
Znajomość spinu jest niezbędna do opisu stanu elektronu. Kiedy te stany są określone to
zasada Pauliego, która w pierwotnym brzmieniu stwierdzała, że w danym stanie orbitalnym nie może być więcej elektronów niż dwa, oznacza teraz, że w danym stanie
(z uwzględnieniem spinu) może znajdować się tylko jeden elektron.
36.3 Atomy wieloelektronowe, układ okresowy pierwiastków
Posługując się zasadą Pauliego można określić jakie stany w atomie będą obsadzane.
Rozpatrzmy np. jądro neonu Z = 10. Jeżeli w pobliżu jądra umieścimy jeden elektron to
zajmie on orbital n = 1. Tak samo będzie z drugim elektronem (inny kierunek spinu). Te
dwa elektrony zapełnią orbitę n = 1. Pozostałe 8 elektronów zapełni orbitę o n = 2, czyli
cztery orbitale (l, ml) = (0,0), (1,1), (1,0), (1,–1). W ten sposób rozpatrzymy przewidywaną przez teorię kwantową strukturę niektórych pierwiastków.
Z = 1, Wodór
Jedyny elektron znajduje się w stanie n = 1, o energii E = – 13.6 eV. Tak więc energia
wiązania czyli energia jonizacji atomu wodoru wynosi 13.6 eV. Oznacza to, że minimalne napięcie potrzebne do zjonizowania atomu wodoru wynosi 13.6 V. To minimalne
napięcie nazywamy potencjałem jonizacyjnym.
Z = 2, Hel
Zacznijmy od jonu helu, He+, który składa się z jądra oraz jednego elektronu.
Mamy układ podobny do wodoru tylko inna jest siła elektrostatyczna działająca na elektron (większa o czynnik Z). Energia jest dana wzorem analogicznym jak w modelu
Bohra
E=−

Z2
Z2
Z 2 me 4
= E1 2 = −13.6 2 eV
2
8ε 0 h 2 n 2
n
n

(36.2)

Ze względu na czynnik Z2 energia jonizacji He+ wynosi 4·13.6 eV = 54.4 eV.
Wartość ta zgadza się ze zmierzonym potencjałem jonizacji.
Jeżeli teraz dodamy drugi elektron na powłokę n = 1 to przez połowę czasu będzie on
bliżej jądra niż pierwszy i będzie „czuł” ładunek jądra Z, a przez połowę czasu będzie
dalej więc będzie „widział” jądro o ładunku Z i 1 elektron czyli „obiekt” o ładunku
(Z – 1). Prosta średnia arytmetyczna tych dwóch wartości daje efektywny ładunek
Zef = 1.5e jaki „czują” elektrony w atomie helu. Możemy teraz uogólnić wzór (36.2) do
postaci

36-3

Z. Kąkol-Notatki do Wykładu z Fizyki

E = −13.6

2
Z ef

n2

eV

(36.3)

Na podstawie tak oszacowanego ładunku efektywnego otrzymujemy potencjał jonizacji
równy około (1.5)2·13.6 V = 30 V.
W rzeczywistości elektrony nie tylko ekranują ładunek jądra ale też odpychają się nawzajem (dodatnia energia potencjalna), więc energia wiązania powinna być mniejsza.
Wyznaczony doświadczalnie potencjał jonizacyjny helu wynosi 24.6 V i jest największy dla wszystkich pierwiastków. Żadna siła chemiczna nie może dostarczyć takiej
energii, która jest potrzebna do utworzenia He+.
Gdybyśmy spróbowali utworzyć ujemny jon He- to dodatkowy elektron obsadzi powłokę n = 2 o dużo większym promieniu niż n = 1, na której są już dwa elektrony. Ładunek
efektywny widziany przez ten elektron będzie więc równy zeru, nie działa żadna siła
mogąca przytrzymać ten elektron. W rezultacie hel nie tworzy cząsteczek z żadnym
pierwiastkiem. Hel i inne atomy o całkowicie wypełnionych powłokach są nazywane
gazami szlachetnymi.
Z = 3, Lit
Dwukrotnie zjonizowany atom litu jest atomem wodoropodobnym przy czym energie
trzeba pomnożyć przez czynnik Z2 = 9.
Jednokrotnie zjonizowany atom litu ma energie podobne do atomu helu ale
Zef ≈ (3 – 1/2) zamiast (2 – 1/2), jak dla helu.
Trzeci elektron znajduje się na powłoce n = 2. Dla niego ładunek efektywny musi być
w pobliżu (trochę większy) jedności. Zatem należy oczekiwać, że potencjał jonizacji
litu będzie nieco większy niż 13.6/n2 = 13.6/22 = 3.4 V. Wartość zmierzona wynosi 5.4
V co odpowiada Zef = 1.25e.
Oderwanie drugiego elektronu wymaga potencjału aż 75.6 V. Zatem w związkach chemicznych lit powinien zawsze wykazywać wartościowość +1.
Z = 4, Beryl
Zgodnie z zasadą Pauliego w stanie n = 2, l = 0 jest miejsce dla dwóch elektronów. Dla
berylu drugi potencjał jonizacyjny nie jest więc dużo większy od pierwszego i beryl w
związkach chemicznych ma wartościowość +2.
Wprowadźmy teraz do opisu konfiguracji następującą konwencję: numer powłoki (n)
piszemy cyfrą, natomiast podpowłoki: l = 0, 1, 2, 3 4 oznaczmy literami s, p, d, f.
Wskaźnik górny przy symbolu podpowłoki określa liczbę znajdujących się w niej elektronów a wskaźnik dolny przy symbolu chemicznym pierwiastka określa wartość Z.
Tak więc konfiguracje dotychczas omawianych pierwiastków zapiszemy w postaci
: 1s1
2
2He : 1s
1s22s1
3Li :
2 2
4Be : 1s 2s
1H

Od Z = 5 (Boru) do Z = 10 (neonu)
W tych sześciu pierwiastkach elektrony zapełniają podpowłokę 2p (n = 2, l = 1)
5B

:

1s22s22p1
36-4

Z. Kąkol-Notatki do Wykładu z Fizyki

10Ne

: 1s22s22p6

Wśród tych pierwiastków znajdują się fluor i tlen, którym do zapełnienia orbity p brakuje odpowiednio 1 i 2 elektrony. Pierwiastki te wykazują silną tendencję do przyłączenia dodatkowych elektronów tworząc trwałe jony Fl– i O– –. To zjawisko jest zwane powinowactwem elektronowym.
Kontynuując powyższy schemat można napisać konfigurację elektronową dowolnego
atomu. Okazuje się jednak, że w niektórych przypadkach obserwowane konfiguracje nie
pokrywają się z obserwowanymi. Wnioskujemy, że różnice energii pomiędzy niektórymi podpowłokami muszą być tak małe, że w pewnych wypadkach może zostać odwrócona kolejność ich zapełniania. Można to zobaczyć na rysunku poniżej. Krzywe kończą
się na Z = 80 (rtęć). Uwaga: skala energii nie jest liniowa.
6s

energia

5d

5p

4d
5s
3d

4f

4p

4s
3p
3s
2p

2s
1s
0

20

40

60

80

Z

Zwróćmy też uwagę, że każda podpowłoka p ma wyższą energię od poprzedzającej ją
powłoki s. Natomiast różnice energii pomiędzy każdą podpowłoką s i poprzedzającą ją
powłoką p są szczególnie duże. W konsekwencji wzbudzenie elektronu w atomach
pierwiastków, w których zakończyło się właśnie zapełnianie powłoki p jest bardzo
trudne (gazy szlachetne).
W ten sposób na gruncie mechaniki kwantowej (z uwzględnieniem spinu elektronu)
można przeanalizować własności wszystkich pierwiastków.
36.4 Promienie X
Wielokrotnie mówiliśmy o zastosowaniu promieniowania rentgenowskiego. Teraz
poznamy więcej szczegółów dotyczących widma tego promieniowania.
Na rysunku poniżej pokazana jest lampa rentgenowska.
Elektrony emitowane z katody K są przyspieszane przez napięcie U rzędu 104 V (przyłożone pomiędzy katodą i anodą) i wreszcie uderzają w anodę (tarczę). Elektrony są
hamowane w anodzie, aż do ich całkowitego zatrzymania.
36-5

Z. Kąkol-Notatki do Wykładu z Fizyki

promieniowanie X

K

A
U

Natężenie

Zgodnie z fizyką klasyczną w wyniku tego hamowania (ładunek doznający przyspieszenia) powinna nastąpić emisja promieniowania elektromagnetycznego o widmie ciągłym.
Przykładowy rozkład widmowy rentgenowski otrzymany dla wolframu jest pokazany
na wykresie poniżej.

0.00

0.05

0.10

0.15

λ (nm)

Najbardziej charakterystycznymi cechami obserwowanych rozkładów widmowych promieniowania X są:
• charakterystyczne linie widmowe tj. maksima natężenia promieniowania występujące dla ściśle określonych długości fal. Zaobserwowano, że widmo liniowe zależy od
materiału (pierwiastka) anody.
istnienie dobrze określonej minimalnej długości fali λmin widma ciągłego. Stwierdzono, że wartość λmin zależy jedynie od napięcia U i jest taka sama dla wszystkich
materiałów, z jakich wykonana jest anoda.
Istnienie krótkofalowej granicy widma ciągłego promieniowania X nie może być wyjaśnione przez klasyczną teorię elektromagnetyzmu. W świetle tej teorii nie istnieją żadne
powody, aby z anody nie mogły być wysłane fale o długości mniejszej od jakiejś wartości granicznej.

36-6

Z. Kąkol-Notatki do Wykładu z Fizyki

Jeżeli jednak potraktujemy promieniowanie rentgenowskie jako strumień fotonów to
wyjaśnienie obserwowanego zjawiska jest proste.
Elektron o początkowej energii kinetycznej Ek (uzyskanej dzięki napięciu U) w wyniku
oddziaływania z ciężkim jądrem atomu tarczy jest hamowany i energia jaką traci pojawia się w formie kwantów (rysunek).
foton
Ek
E k'

elektron

jądro

Energia powstającego fotonu jest dana wzorem:
hv = Ek - Ek'
gdzie Ek' jest energią elektronu po zderzeniu. Elektron w trakcie zderzenia przekazuje
jądru pewną energię jednak ze względu na to, że jądra tarczy są bardzo ciężkie (w porównaniu do elektronu) możemy ją zaniedbać.
Długość fali fotonu można obliczyć z relacji
h

c

λ

= E k − E k'

W wyniku zderzeń elektrony tracą różne ilości energii typowo elektron zostaje zatrzymany w wyniku wielu zderzeń z jądrami tarczy - otrzymujemy szereg fotonów o różnych energiach (różnych λ). Wobec tego promieniowanie rentgenowskie wytwarzane
przez wiele elektronów będzie miało widmo ciągłe.
Powstaje wiele fotonów o długościach od λmin do λ → ∞, co odpowiada różnym energiom traconym w zderzeniach.
Foton o najmniejszej długości fali λmin (maksymalnej energii) będzie emitowany wtedy
gdy elektron straci całą energię w jednym procesie zderzenia. Oznacza to, że po tym
zderzeniu Ek' = 0 więc
h

c

λ min

= Ek

(36.4)

Ponieważ energia kinetyczna jest równa eU (elektron przyspieszony napięciem U) więc
zachodzi relacja
c
h
= eU

λ min

czyli

λ min =

hc
eU

(36.5)
36-7

Z. Kąkol-Notatki do Wykładu z Fizyki

Tak więc minimalna długość fali odpowiadająca całkowitej zamianie energii kinetycznej elektronów na promieniowanie zależy jedynie od U, a nie zależy np. od materiału z
jakiego zrobiono tarczę (anodę).
Podobnie na gruncie fizyki kwantowej można wyjaśnić powstawanie widma liniowego
(charakterystycznego).
Elektron z wiązki padającej przelatując przez atom anody, niekiedy przechodzi w pobliżu elektronu podpowłoki wewnętrznej. W wyniku oddziaływania kulombowskiego
między tymi elektronami może dojść do wybicia elektronu z podpowłoki poza atom.
Pozostawia to atom w stanie wysoko wzbudzonym ponieważ ubył elektron o dużej
energii wiązania. Atom ostatecznie powróci do stanu podstawowego, emitując serię fotonów wysokoenergetycznych.
Aby to szczegółowo prześledzić rozpatrzmy atom anody, z którego podpowłoki 1s został usunięty elektron. W pierwszym kroku powrotu atomu do stanu podstawowego
elektron z jednej z podpowłok o mniej ujemnej (wyższej) energii np. elektron 2p, przechodzi na wolne miejsce w podpowłoce 1s. Pozostawia to dziurę w podpowłoce 2p.
Towarzyszy temu emisja fotonu o energii równej spadkowi energii wzbudzenia tj. różnicy energii atomu z brakującym elektronem 1s i atomu z brakującym elektronem 2p.
Oczywiście dziura w podpowłoce 2p może być zapełniona przez elektron 3d, a powstała
dziura w podpowłoce 3d przez elektron 4p itd.
Zazwyczaj proces powrotu atomu do stanu podstawowego składa się z kilku kroków.
W każdym kroku dziura przeskakuje do podpowłoki o mniej ujemnej energii, aż przejdzie do najbardziej zewnętrznej podpowłoki gdzie zostanie zajęta przez jakiś elektron
będący w pobliżu. Atom jest znowu w stanie podstawowym i jest obojętny elektrycznie.
Każdemu przejściu dziury do stanu o mniej ujemnej energii towarzyszy emisja fotonu o
energii równej spadkowi energii wzbudzenia. W ten sposób powstaje widmo liniowe.
Ponieważ przejścia odbywają się pomiędzy podpowłokami atomu anody więc wysyłane
promieniowanie X jest charakterystyczne dla atomów konkretnego pierwiastka anody.
Liniowe widma rentgenowskie są interesujące praktyczni ze względu na wiele użytecznych zastosowań w nauce i technice.

36-8

Podobne prace

Do góry