A hidrogénatom színképe és energiaszintjei
Yüklə 64,41 Kb.
|
|
A hidrogénatom színképe és energiaszintjei A hidrogénatom színképe: 
Lyman sorozat Balmer s. Pachen s. Brackett s. Pfund s. UV Látható IR A vonalas színkép keletkezését megmagyaráztuk. Amikor a gerjesztett állapotú H atom elektronja visszaugrik egy alacsonyabb energiájú állapotba a két állapot közötti energia különbséget egy foton formájában kisugározza. Számítással és kísérletileg is meghatározták az atomok energiaszintjeit. (pl.: Franck – Hertz kisérlet!) A hidrogén esetén a számítások és a mérések szerint: 
Az n a főkvantumszám ez határozza meg az atom lehetséges energiáit és méreteit.  E
ro r1 r2 r E2 A magasabb energiák felé haladva sűrűsödnek az energiaszintek és rohamosan nő az atom (elektronhéj) mérete. 1 aJ = 10–18 (atto joule) E1 Az alapállapotú H atom gerjesztéséhez szükséges legkisebb energia 1,65 aJ Eo = –2,2 aJ ro= 0,052 nm A magasabb energiák felé haladva sűrűsödnek az energiaszintek. Ahhoz hogy az elektront kiszakítsunk a H atomból a 2,2 aJ energiát kell vele közölni. (A hidrogén ionizációs energiája: Ih = 2,2 aJ) Az alapállapotú H gerjesztésben szükséges legkisebb energia E1 = E2 – E1 1,65 aJ Szobahőmérsékleten E kT = 0,004 aJ <<E1 Néhány ezer K hőmérsékleten az átlagos energia alig kisebb, mint 1 aJ, ami a gerjesztéshez nem elengedő, de már vannak 1–2 aJ energiájú ütközések, ezért keletkeznek gerjesztett atomok, amik rövid idő elteltével, egy foton kibocsátásával visszaugranak alapállapotba. Így a forró gáz sugároz (világít). 
A gázatomok gerjesztését Franck és Hertz tanulmányozta kísérletileg. A vizsgálandó atomok gázával megtöltöttek egy katódsugárcsövet. A K katódról induló elektronokat a katód és az R rács közé kapcsolt Ur feszültség gyorsítja. Mire az e–-k elérik a rácsot, az elektromos mező munkája révén e·Ur mozgási energiára tesznek szert. ½ mv2 = e·Ur (Munkatétel) Ezután a rács és az anód közötti gyenge lassító mezőn haladnak át /0,5V/. a lassító mező feladata a kósza e-k visszatérítése. Az Ur gyorsító feszültséget növelve az anódáram nő, de bizonyos feszültségeknél az áram hirtelen leesik. Ezeknél a bizonyos feszültségeknél ugyanis az elektronok energiája épp megfelelő a velük ütköző atomok gerjesztéséhez. Az ütköző elektron leadja az energiáját, csökken a sebessége, nem éri el az anódot, ezért az anódáram lecsökken. E = eUr a gáz alapállapotú atomjának gerjesztési energiája. Így a gerjesztési energiák mérhetők. Tehát a gerjesztett állapotok e  nergiaszintjei kvantáltak. A H atomban az e– a proton r sugarú környezetébe van bezárva. A számítások szerint is diszkréten változik az ilyen elektron energiája. / hullámfüggvény, Schrödinger egyenlet/ A hidrogénatom elektronjának lehetséges állapotait energia és méret szempontjából az n főkvantumszám határozza meg.
Az emissziós spektrum keletkezése: amikor a gerjesztett H atom elektronja visszaugrik egy alacsonyabb energiájú állapotba a két pálya közötti energia különbséget egy foton formájában kisugározza. Így keletkeznek a színképvonalak. A H atom színképében a következő vonalsorozatok találhatók: Ha valamelyik gerjesztett állapotból alapállapotba ugrik az e– az ultraibolya Lyman sorozat vonalait kapjuk, ha az e– az első gerjesztett állapotba /n = 1/ ugrik vissza a látható tartománybeli Balmer sorozat vonalait sugározza ki, ami 4 vonalból áll. n 3 visszaugráskor infravörös foton sugározódik ki. 
Brackett s. Pachen s. Pfund s. Balmer s. Lyman sorozat A H atom atompályáiMegbeszéltük, hogy az anyag a mikrovilágban nem a mi makrovilágbeli ösztönös szemléleti képünknek megfelelően viselkedik. („Kettős” természet; HHR). Ezeknek a tulajdonságoknak nincs közvetlen megfelelője a mi világunkban. A Heisenberg-féle határozatlansági reláció miatt a Bohr-féle elektronpálya értelmetlen. A kétréses interferencia kísérletnél, ha az elektron de Broglie hullámhosszával =h/m·v kiszámítjuk az erősítés helyeit, megkapjuk hol a legnagyobb az amplitúdó, és a legtöbbször ezeken a helyeken találjuk meg az elektront. Az tudjuk hogy, nem lehet megmondani, hogy egy adott pillanatban pontosan hol van egy elektron, de arra hogy sok alkalommal történő vizsgálat esetén milyen valószínűséggel észleljük az elektront egy adott helyen, azt ki tudjuk számolni. A hidrogén atom de Broglie hulláma esetén a számítás bonyolult, mert a proton távolságtól függő vonzóhatása sokkal bonyolultabban befolyásolja az elektronhullám viselkedését, mint a rés. A számítások szerint a térbeli állóhullámként viselkedő elektronnak vannak csomó felületei (ahol sohasem található meg). Atompálya: Az a térrész az atomban, amelyen belül az elektron 90%-os valószínűséggel tartózkodik az atommag körül. Az atompálya határán mindenütt azonos az elektron tartózkodási valószínűsége! A kvantumszámok az atompályák, illetve az elektronok jellemzésére szolgáló adatok. Csomófelület: olyan felület, ahol az elektron tartózkodási valószínűsége 0. Az n főkvantumszám az elektron energiáját, és a pálya sugarát jellemzi. A főkvantumszámot 1-től is szokták indítani. Jele: n, értéke: n = 1, 2, 3, …egész számok. Egy adott atomban az azonos főkvantumszámú pályák alkotják a héjakat (főhéjakat). Jelölésük nagybetűvel történik: K-tól ABC sorrendben. A növekvő értékek egyre nagyobb (de nem kétszer, háromszor stb. nagyobb) méretű pályákat jelölnek. Az azonos főkvantumszámú elektronok héjakat alkotnak: n = 1: K-héj n = 2: L-héj (M,N,.......) Az egyes héjakon tartózkodó elektronok száma: N = 2n2 n = 1: N = 2, n = 2: N = 8, n= 3: N = 18 A mellékkvantumszám: Az l mellékkvantumszám a csomósíkok számát adja meg és a pályához tartozó perdületet jellemzi. Jele: l, értéke: n-től függően 0-tól maximum (n-1) lehet, egész szám Egy adott atomban az adott főkvantumszámhoz tartozó, azonos mellékkvantumszámú pályák alkotják az alhéjakat. Jelölésük kisbetűkkel (s, p, d, f, …) történik. Az azonos mellékkvantumszámú elektronok alkotják az alhéjakat. l = 0: s alhéj, l = 1: p alhéj, l = 2: d alhéj, l = 3: f alhéj Ha l 0 akkor az alakzat nem gömbszimmetrikus. Ilyenkor a külső mágneses mezőhöz képest az atom különböző irányokba állhat be. Ezt jellemzi az m mágneses kvantumszám. –l ≦ m ≦ l 
s: l = 0, m = 0 (csak 1 db s pálya lehetséges) p: l = 1 m = –1, 0, +1 (3 db p pálya lehetséges) d: l = 2 m = –2, –1, 0, +1 +2 (5 db d pálya lehetséges) f: l = 3 m = –3 ...0...+3 (7 db f pálya lehetséges) Az elektronnak pontosan meghatározott sajátperdülete (spinje) van. A forgásra emlékeztető tulajdonság azt jelenti, hogy az elektron úgy viselkedik, mintha egy mágnes rúd volna. A köráram mágnese terére emlékeztet. Mágneses térben vagy a tér irányába vagy azzal ellentétesen helyezkedik el. Ezt adja meg a s = +1/2 ; s = –1/2: spinkvantumszám. Minden atompályán legfeljebb 2 elektron tartózkodhat +1/2 és -1/2 spinnel) h A hidrogén atom atompályáiról sok szemléltető anyag található a neten. http://www.gamf.hu/portal2/sites/default/files/Atomszerkezet.pdf http://www.falstad.com/qmatom/ http://physics.usc.edu/~pilch/Classes/163/math/H/ http://www.falstad.com/mathphysics.html#qm http://www.phy.davidson.edu/stuhome/cabell_f/density.html http://homepages.ius.edu/kforinas/physlets/quantum/hydrogen.html a n = 1 akkor l = 0 1s pálya ha n = 2 akkor l = 0 2s pálya l = 1 2p pálya ha n = 3 akkor l = 0 3s pálya l = 1 3p pálya l = 2 3d pálya ha n = 4 akkor l = 0 4s pálya l = 1 4p pálya l = 2 4d pálya l = 3 4f pálya A hidrogén atom elektronjának a lehetséges állapotai a Pauli-elv szerint (Az első 3 héj):
Olvasnivaló: – Az atomok elektronszerkezete – A kvantumszámok Yüklə 64,41 Kb. Dostları ilə paylaş:
| ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
lapállapot: n = 1
