Орбитали атома водорода — справочник студента

Мы приступаем к изучению химии — мира молекул и атомов. В этой статье мы рассмотрим базисные понятия и разберемся с электронными формулами элементов.

Атом (греч. а — отриц. частица + tomos — отдел, греч. atomos — неделимый) — электронейтральная частица вещества микроскопических размеров и массы, состоящая из положительно заряженного ядра (протонов) и отрицательно заряженных электронов (электронные орбитали).

Описываемая модель атома называется «планетарной» и была предложена в 1913 году великими физиками: Нильсом Бором и Эрнестом Резерфордом

Протон (греч. protos — первый) — положительно заряженная (+1) элементарная частица, вместе с нейтронами образует ядра атомов элементов. Нейтрон (лат. neuter — ни тот, ни другой) — нейтральная (0) элементарная частица, присутствующая в ядрах всех химических элементов, кроме водорода.

Электрон (греч. elektron — янтарь) — стабильная элементарная частица с отрицательным электрическим зарядом (-1), заряд атома — порядковый номер в таблице Менделеева — равен числу электронов (и, соответственно, протонов).

Запомните, что в невозбужденном состоянии атом содержит одинаковое число электронов и протонов. Так у кальция (порядковый номер 20) в ядре находится 20 протонов, а вокруг ядра на электронных орбиталях 20 электронов.

Я еще раз подчеркну эту важную деталь. На данном этапе будет отлично, если вы запомните простое правило: порядковый номер элемента = числу электронов. Это наиболее важно для практического применения и изучения следующей темы.

Электронная конфигурация атома

Электроны атома находятся в непрерывном движении вокруг ядра. Энергия электронов отличается друг от друга, в соответствии с этим электроны занимают различные энергетические уровни.

Энергетические уровни подразделяются на несколько подуровней:

• Первый уровень

Состоит из s-подуровня: одной «1s» ячейки, в которой помещаются 2 электрона (заполненный электронами — 1s2)

• Второй уровень

Состоит из s-подуровня: одной «s» ячейки (2s2) и p-подуровня: трех «p» ячеек (2p6), на которых помещается 6 электронов

• Третий уровень

Состоит из s-подуровня: одной «s» ячейки (3s2), p-подуровня: трех «p» ячеек (3p6) и d-подуровня: пяти «d» ячеек (3d10), в которых помещается 10 электронов

• Четвертый уровень

Состоит из s-подуровня: одной «s» ячейки (4s2), p-подуровня: трех «p» ячеек (4p6), d-подуровня: пяти «d» ячеек (4d10) и f-подуровня: семи «f» ячеек (4f14), на которых помещается 14 электронов

Зная теорию об энергетических уровнях и порядковый номер элемента из таблицы Менделеева, вы должны расположить определенно число электронов, начиная от уровня с наименьшей энергией и заканчивая к уровнем с наибольшей. Чуть ниже вы увидите несколько примеров, а также узнаете об исключении, которое только подтверждает данные правила.

Подуровни: «s», «p» и «d», которые мы только что обсудили, имеют в определенную конфигурацию в пространстве. По этим подуровням, или атомным орбиталям, движутся электроны создавая определенный «рисунок».

S-орбиталь похожа на сферу, p-орбиталь напоминает песочные часы, d-орбиталь — клеверный лист.

Правила заполнения электронных орбиталей и примеры

Существует ряд правил, которые применяют при составлении электронных конфигураций атомов:

• Сперва следует заполнить орбитали с наименьшей энергией, и только после переходить к энергетически более высоким
• На орбитали (в одной «ячейке») не может располагаться более двух электронов
• Орбитали заполняются электронами так: сначала в каждую ячейку помещают по одному электрону, после чего орбитали дополняются еще одним электроном с противоположным направлением
• Порядок заполнения орбиталей: 1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d → 4p → 5s → 4d → 4f

Должно быть, вы обратили внимание на некоторое несоответствие: после 3p подуровня следует переход к 4s, хотя логично было бы заполнить до конца 4s подуровень. Однако природа распорядилась иначе. Запомните, что, только заполнив 4s подуровень двумя электронами, можно переходить к 3d подуровню.

Без практики теория мертва, так что приступает к тренировке. Нам нужно составить электронную конфигурацию атомов углерода и серы. Для начала определим их порядковый номер, который подскажет нам число их электронов. У углерода — 6, у серы — 16.

Теперь мы располагаем указанное количество электронов на энергетических уровнях, руководствуясь правилами заполнения.

Обращаю ваше особе внимание: на 2p-подуровне углерода мы расположили 2 электрона в разные ячейки, следуя одному из правил. А на 3p-подуровне у серы электронов оказалось много, поэтому сначала мы расположили 3 электрона по отдельным ячейкам, а оставшимся одним электроном дополнили первую ячейку.

Таким образом, электронные конфигурации наших элементов:

• Углерод — 1s22s22p2
• Серы — 1s22s22p63s23p4

Внешний уровень и валентные электроны

Количество электронов на внешнем (валентном) уровне — это число электронов на наивысшем энергетическом уровне, которого достигает элемент. Такие электроны называются валентными: они могут быть спаренными или неспаренными. Иногда для наглядного представления конфигурацию внешнего уровня записывают отдельно:

• Углерод — 2s22p2 (4 валентных электрона)
• Сера -3s23p4 (6 валентных электронов)

Неспаренные валентные электроны способны к образованию химической связи. Их число соответствует количеству связей, которые данный атом может образовать с другими атомами. Таким образом неспаренные валентные электроны тесно связаны с валентностью — способностью атомов образовывать определенное число химических связей.

• Углерод — 2s22p2 (2 неспаренных валентных электрона)
• Сера -3s23p4 (2 неспаренных валентных электрона)

Тренировка

Потренируйтесь и сами составьте электронную конфигурацию для магния и скандия. Определите число электронов на внешнем (валентном) уровне и число неспаренных электронов. Ниже будет дано наглядное объяснение этой задаче.

Запишем получившиеся электронные конфигурации магния и фтора:

• Магний — 1s22s22p63s2
• Скандий — 1s22s22p63s23p64s23d1

В целом несложная и интересная тема электронных конфигураций отягощена небольшим исключением — провалом электрона, которое только подтверждает общее правило: любая система стремится занять наименее энергозатратное состояние.

Провал электрона

Провалом электрона называют переход электрона с внешнего, более высокого энергетического уровня, на предвнешний, энергетически более низкий. Это связано с большей энергетической устойчивостью получающихся при этом электронных конфигураций.

Подобное явление характерно лишь для некоторых элементов: медь, хром, серебро, золото, молибден. Для примера выберем хром, и рассмотрим две электронных конфигурации: первую «неправильную» (сделаем вид, будто мы не знаем про провал электрона) и вторую правильную, написанную с учетом провала электрона.

Теперь вы понимаете, что кроется под явлением провала электрона. Запишите электронные конфигурации хрома и меди самостоятельно еще раз и сверьте с представленными ниже.

Основное и возбужденное состояние атома

Основное и возбужденное состояние атома отражаются на электронных конфигурациях. Возбужденное состояние связано с движением электронов относительно атомных ядер. Говоря проще: при возбуждении пары электронов распариваются и занимают новые ячейки.

Возбужденное состояние является для атома нестабильным, поэтому долгое время в нем он пребывать не может. У некоторых атомов: азота, кислорода , фтора — возбужденное состояние невозможно, так как отсутствуют свободные орбитали («ячейки») — электронам некуда перескакивать, к тому же d-орбиталь у них отсутствует (они во втором периоде).

У серы возможно возбужденное состояние, так как она имеет свободную d-орбиталь, куда могут перескочить электроны. Четвертый энергетический уровень отсутствует, поэтому, минуя 4s-подуровень, заполняем распаренными электронами 3d-подуровень.

По мере изучения основ общей химии мы еще не раз вернемся к этой теме, однако хорошо, если вы уже сейчас запомните, что возбужденное состояние связано с распаривание электронных пар.

Источник: https://studarium.ru/article/144

Электронные оболочки атома. Атомные модели Бора. Видеоурок. Химия 9 Класс

Атомное ядро состоит из протонов – положительно заряженных частиц и нейтронов – частиц, не имеющих заряда. На этом уроке мы рассмотрим строение электронной оболочки атома.

Рис. 1. Планетарная модель атома

В 1913 году датский физик Нильс Бор предположил, что атом по строению похож на строение солнечной системы.

Внутри атома, также как и внутри солнечной системы солнце находится массивное ядро, в котором сосредоточена вся масса атома. А вокруг этого ядра, как и планеты вокруг  солнца, вращаются электроны. Рис.1.

Электрон имеет массу в 1832 раза меньшую, чем протон или нейтрон. Модель Нильса Бора была основана на модели его учителя Эрнеста Резерфорда.

Нильс Бор предположил, что электроны в атоме не хаотично движутся, а движутся по определенным орбитам. Он постулировал, то есть принял без доказательства два положения.

Постулаты Нильса Бора.

1. В атоме существуют орбиты, находясь на которых, электрон не излучает энергию. Эти орбиты называются стационарными.

2. Излучение происходит только при перескоке электрона с одной стационарной орбиты на другую.

Такое строение легко себе представить, если предположить, что электронная оболочка атома – это дом, который стоит на ядре. Дом состоит из многих этажей – уровней. Каждый уровень имеет подуровни – это квартиры. В квартирах есть атомные орбитали, т.е. комнаты.

Мы может определить не конкретное местонахождение электрона на орбиталях, а определить вероятность его нахождения на атомных орбиталях.

Уровни.

Электронные орбиты в модели Бора обозначаются целыми числами:1, 2, 3, 4,…  и так до n, или латинскими буквами по алфавиту, начиная с буквы K, L, M, N, O P, Q. Начиная от ближайшего к ядру уровня. В дальнейшем мы будем называть такие орбиты — уровни.

Подуровни.

Рис. 2. Формы атомных орбиталей

Уровни в свою очередь состоят из подуровней. Число подуровней на каждом уровне равно номеру уровня. Подуровни имеют названия.

• 1ый подуровень каждого уровня называется S,
• 2-ой подуровень каждого уровня называется P,
• 3-ий подуровень каждого уровня называется d,
• 4-ий подуровень каждого уровня называется f
• Орбитали существуют разной формы.

s- орбиталь сферической формы, p-орбиталь имеет форму объёмной восьмерки.d и f –орбитали еще более сложной формы. Рис 2.

1. Все эти фигуры очерчивают область наибольшей вероятности нахождения электронов в атоме.
2. Волновая модель атома – это не физическая модель, а скорое абстрактная или математическая модель строения атома, расположения электронов в нем.
3. S – элементы.
4. Это элементы, которые на внешнем уровне содержать только s –электроны.
5. Если это р – электроны, то тогда это р – элемент.

Чем дальше энергетический уровень расположен от ядра, тем больше на нем может разместиться электронов, потому что каждый последующий энергетический уровень имеет большее количество подуровней.

Так на каждом n уровне может быть n2 орбиталей. Следовательно, электронов может разместиться 2n2.

Почему мы умножили n2 на 2? Потому что на каждой атомной орбитали может находиться не более 2 х электронов .

Наибольшее число электронов на каждом уровне приведено в таб.1.

Электронный уровень (n)	Сколько может разместиться электронов на данном уровне 2n2
1	2
2	8
3	18
4	32

Рис. 3. Орбитальная диаграмма

Все эти сведения нужны нам для того, чтобы научиться расселять электроны по атомным уровням, подуровням и  по орбиталям.

Существует условное изображение электронных уровней и подуровней. Это орбитальная или квантовая диаграмма. На такой диаграмме орбитали условно изображаются квадратиками, а электроны стрелочками. Рис. 3. Если в одной клеточке находится две стрелочки, то они будут обозначены стрелочками, направленными в разные стороны. Это свойство электронов называется спином.

• После того, как вы заполнили все атомные орбитали электронами, вы должны написать «электронный паспорт» элемента или его электронную формулу. Для этого нужно обозначить каждый энергетический уровень цифрой 1, 2, 3,…, подуровень буквой s, p, d…
• В качестве степени выносите число электронов на данном подуровне.
• Пример №1.

Рис. 4. Электронная формула азота

Запишите электронную формулу химического элемента с порядковым номером 7.

В атоме такого элемента должно быть 7 электронов. Заполним электронами орбитали, начиная с нижнего 1s.

Рис. 5. Схема расположения электронов в атоме

Получится такая электронная конфигурация: 1s22s22p3.Рис.4.

После этого нужно зафиксировать расположение электронов по энергетическим уровням. Для этого нужно схематично изобразить ядро, указать его заряд и определить число энергетических уровней. Напомню, что у азота их всего 2. Рисуем 2 дуги, а под этими дугами пишем число электронов, которые располагаются на них. Тогда мы получим такую схему электронного расположения в атоме. Рис.5.

Пример №2.

Запишите электронную формулу химического элемента с порядковым номером 18.

Действуя также как и в первом случае, мы расположим электроны по атомным орбиталям. 1s22s22p63s23p6. Это элемент аргон. Рис.6. В переводе с греческого «недеятельный». Это название он получил, потому что не вступает в взаимодействие ни с одним химическим элементом.

Рис. 6. Электронная конфигурация аргона

Элементы с завершенной внешней электронной оболочкой.  

Входит в подгруппу благородных или инертных газов. Их инертность вызвана строением их атома. Эти газы имеют завершенную внешнюю энергетическую оболочку – ns2np6. Инертные газы образуют одноатомную молекулу.

Все остальные газы в природе имеют только двухатомную молекулу. Например, О2, Н2.причина устойчивости химических элементов с завершенной электронной оболочкой пока не ясна. Но химики воспринимают это просто как закон природы.

Все другие элементы будут стремиться к завершению своей внешней электронной оболочки.

Интересно будет узнать, почему подуровни определенных уровней названы определенными буквами английского алфавита. Любой атом испускает энергию. Эту энергию можно зафиксировать в спектрах испускания атомов. Различные спектры испускания атомов имеют различный вид. Их линии различаются друг от друга. Так наиболее узкие резкие линии были названы буквой s. От  английского слова «шар».

1. s- подуровень назван по «резкой» (sharp) линии
2. p- подуровень назван по «главной» (principal) линии
3. d- подуровень назван по «диффузной», «размытой» (diffuse) линии
4. f- подуровень назван по «фундаментальной» (fundamental) линии

Из-за своей химической инертности благородные газы долго не были известны в химии. Только в 1892 году  был получен первый инертный газ аргон. Он был получен Д. Рэлеем. Получил он его при опытах с азотом. Д. Рэлей заметил, что если получать азот из воздуха, то этот газ азот будет иметь массу большую, чем, если получать азот при различных химических опытах.

Если 1 литр азота получить из воздуха, то он будет иметь массу 1,2572 г, а если получить азот при разложении азотистых соединений, то масса будет 1,2505 г. Откуда же берется такая разность? Многие ученые подумали, что они просто провели опыт и перестали  взвешивать воздух, полученный таким путем. Д. Рэлей со своим другом У. Рамзаем.

Провели множество опытов и подтвердили, что газ азот, полученный из воздуха содержит в своем составе еще какой-то газ , который был в 20 раз тяжелее водорода. Так впервые был выделен аргон. До 60-х годов XX столетия ни одно соединение инертных газов не было получено. Сейчас научились получать искусственно соединения инертных газов с фтором и кислородом.

Если разобрать обычную лампочку накаливания, то вы столкнетесь с газом аргоном. Но делать этого не следует, потому что вы можете пораниться.

Подведение итога урока.

На этом уроке вы узнали об электронных оболочках атома, что такое атомные модели Бора.  Вы повторили строение атомного ядра, рассмотрели современные взгляды при изучении электронных оболочек атома, условные изображения электронных уровней и подуровней. Рассмотрели атомные модели Бора. Более подробно строние ядра мы рассмотрим на уроках химии в 11 классе.

Список рекомендованной литературы

1. Рудзитис Г.Е. Неорганическая и органическая химия. 8 класс: учебник для общеобразовательных учреждений: базовый уровень/ Г. Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. М.: Просвещение. 2011 г.176с.:ил.

2. Попель П.П.Химия:8 кл.: учебник для общеобразовательных учебных заведений/П.П. Попель, Л.С.Кривля. -К.: ИЦ «Академия»,2008.-240 с.: ил.

3. Габриелян О.С. Химия. 9 класс. Учебник. Издательство: Дрофа.:2001. 224с .

Рекомендованные ссылки на ресурсы интернет

1. Chemport.ru (Источник).

2. Химик (Источник).

3. Hemi.nsu.ru (Источник). 

Рекомендованное домашнее задание

1. №№ 4-6 (с.138) Рудзитис Г.Е. Неорганическая и органическая химия. 8 класс: учебник для общеобразовательных учреждений: базовый уровень/ Г. Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. М.: Просвещение. 2011 г.176с.:ил.

2. На основе строения атомов поясните причину периодичности свойств химических элементов.

3. Подготовьте небольшое сообщение об истории открытия инертных газов.

Источник: https://interneturok.ru/lesson/chemistry/9-klass/bperiodicheskij-zakon-i-periodichskaya-sistema-himicheskih-elementov-di-mendeleevab/elektronnye-obolochki-atoma-atomnye-modeli-bora

ПОИСК

Рис. 8-18. Графическое изображение функций (верхний рисунок) и 4атома водорода, определяемой выражением [Дг) = Ае . Расстояние г измеряется в атомных единицах Яо, равных первому боров-скому радиусу (а = 0,529 А). Отметим, что хотя электрон, вероятнее всего, находится в пределах расстояния 4 ат. ед. от атомного ядра, кривая распределения вероятности не достигает нулевого значения даже при г -> X. В принципе кривая распределения вероятности обнаружения электрона простирается на всю Вселенную. Но сфера вокруг ядра, в которой электрон обнаруживается с вероятностью 99%, имеет радиус всего 4,2 ат.ед., т.е. 2,2 А.

    Р С. 8-19. Трп способа изображения сферически симметричной Ь-орбитали атома водорода. [c.367]     Какие экспериментальные данные позволяют оценить относительное энергетическое положение Ь-орбитали атома водорода и 2р-орбитали атома фтора, уровни которых изображены на рис. 12-12  [c.546]     Для 15-орбитали атома водорода гюв=— [c.30]

    Орбитали атома водорода [c.19]

    Расчетами нами установлено, что для каждой дозволенной орбиты атома водорода, величина [c.10]

    Известно, что силы гравитационного притяжения электрона и протона совершенно недостаточны для удерживания электрона в атоме водорода на стационарных орбитах. Нес.

мотря на это, уравнение (3) движения планет солнечной системы под действием сил гравитационного поля описывает движение электрона по дозволенным орбитам атома водорода под действием сил электромагнитного поля.

Следовательно, электромагнитное и гравитационное поля имеют одинаковый характер распространения и уравнение (3) может быть использовано как уравнение единого поля. [c.12]

    Видно, что уравнение (4), как и уравнение (3), где описываются движения планет солнечной системы под действием сил гравитационного поля, может быть применено для движения электрона по дозволенным орбитам атома водорода под действием сил электромагнитного поля. [c.13]

    Ю — сек. По уравнению (8) находим значение величины ДЕ для электрона на всех орбитах атома водорода  [c.16]

В целом в атоме водорода центральная силовая трубка имеет кривизну К > О по сравнению с центральной силовой трубкой неподвижных зарядов ( 6, 7) с К = 0. Поэтому в атоме водорода искривленная силовая трубка обеспечивает более сильное притяжение противоположных зарядов.

 [c.28]

    На всех дозволенных орбитах атома водорода  [c.29]

    Аналогичное колебание энергии происходит в возбужденном состоянии электрона на всех остальных стационарных орбитах атома водорода. [c.40]

    Каково значение главного квантового числа орбитали атома водорода, если энергия электрона равна соответственно —3,4 эВ —13,6 эВ —0,85 эВ  [c.5]

    Представьте графически, как изменяется электронная плотность в зависимости от расстояния от ядра для электронного облака, соответствующего -орбитали атома водорода. [c.19]

    Штриховой линией и пунктиром на этой схеме показаны трехцентровые связи здесь общая пара электронов занимает молекулярную орбиталь, охватывающую три атома — мостиковый атом водорода и оба атома бора.

Такая орбиталь образуется вследствие перекрывания 1з-орбитали атома водорода с ер -гибридными орбиталями двух атомов бора (см. рис. 15.1). Четыре концевых атома водорода связаны с атомами бора обычными двухцентровыми двухэлектронными связями.

Таким образом, из двенадцати в ентных электронов, [c.397]

    Примером гетеронуклеарных двухатомных молекул е ядрами, сильно отличающимися по величине эффективного заряда, могут служить молекулы гидридов. Рассмотрим молекулу НР. Электронные конфигурации атомов Н[151, Р[18 25 2р 1.

Энергии 18-А0 (Н) и 2р-А0 (Р) близки, и связывающая а-орбиталь может быть представлена как линейная комбинация 15-орбитали атома водорода и 2р -орбитали атома фтора, имеющих одинаковые свойства симметрии относительно оси молекулы.

    В молекуле НР энергии атомной Ь-орбитали водорода и атомной Ь-орбитали фтора настолько различны, что в сущности между ними отсутствует взаимодействие. Слищком низкой энергией обладает также и 25-ор-биталь атома фтора.

Только 2р-орбитали фтора достаточно близки по энергии к Ь-орбитали водорода, чтобы эффективное взаимодействие между ними привело к образованию настоящих молекулярных орбиталей.

Но из трех 2р-орбиталей фтора две (2р и 2ру) имеют неподходящую симметрию для комбинации с Ь-орбиталью водорода, как это можно видеть из рис. 12-11. Результирующее перекрывание каждой из этих двух р-орбиталей с Ь-орбиталью сводится к нулю, если учесть знаки волновых функций.

Молекулярные орбитали в НР поэтому образуются комбинациями 1х-орбитали атома водорода с 2р -орбиталью атома фтора. Эти комбинации дают две молекулярные орбитали с симметрией а-типа, одну связывающую (ст) и другую разрыхляющую (ст ). [c.532]

    Попытаемся представить себе, что произойдет со связью Н—Р, если энергия Ь-орбитали атома водорода постепенно понизится.

Различие в энергиях между молекулярной орбиталью ст и двумя атомными орбиталями, из которых она образовалась, постепенно уменьщится и вклады атомных орбиталей в молекулярную орбиталь ст уравняются.

Неравномерность в распределении электронного заряда должна снизиться, и в молекуле постепенно возникает полностью симметричная ковалентная связь такого типа, как в р2 или в Н2.

    Основным доводом в пользу нахождения неспаренного спина в тг-си-стеме ароматического лиганда типа пиридина или фенильной группы является результат замещения атома водорода цикла на группу СН3.

Если наблюдаемый сдвиг протона СН3 меняет знак по сравнению со знаком сдвига протона, находящегося в том же самом положении в кольце незамещенного соединения, то спиновая плотность находится в л-системе.

Это происходит потому, что спиновая плотность в л-систе-ме — преимущественно углеродной системе—делокализована непосредственно на метильные протоны, т.е. связанные в этими протонами орбитали атомов водорода характеризуются небольшими коэффициентами в л-молекулярной орбитали. В незамещенном ароматическом соединении 1.

5-орбиталь водорода ортогональна л-системе, и л-спиновая плотность должна поляризовать а-связь С — Н, чтобы повлиять на протоны. В результате знак спиновой плотности на Н противоположен знаку спиновой плотности в л-системе. [c.179]

    Можно также показать форму электронного о блака, изобразив граничную поверхность, внутри которой находится большая часть облака ( %).

Если требуется показать на рисунке точное значение волновой функции, то пользуются контурными диаграммами, где линии соединяют точки, для которых гр (или 1JJ ) имеет определенное значение. На рис. 1.8 показаны различные изображения 2рг-орбитали атома водорода.

Несмотря на то, что представленные здесь фигуры имеют различную форму, они обладают одинаковой симметрией, характерной для рг-орбитали.

    При распространении силовых линий электромагнитного поля от протона до орбит атома водорода электрон на орбите также смещается в среднем на величину 8, с точностью, разрешенной принципом неопределенностей Гейзенберга.

В уравнении (3) применительно к атому водорода г — усредненный радиус дозволенной орбиты атома водорода, Т — период обращения электрона по дозволенной орбите, X — среднее время распространения силовых линий электромагнитного поля от протона до дозволенных орбит атома водорода.

Подставляя в уравнение (3) значегшя величин 8, г, т, Т атома водорода находим, что на всех дозволенных орбитах отношение [c.11]

    При А. я электрон движется вперед по направлению падающего у-фотона [8]. Учитывая, что скорость у-фотона больше скорости электрона (с > V,,), где с — скорость света, V, — линейная скорость электрона на дозволе1И1ых орбитах атома водорода, после столкно- [c.17]

    Расчетами в 4 было установлено, что силовые линии электромагнитного поля протона пересекаются с электрогюм на всех дозволенных орбитах атома водорода за время 0,935 10 » сек. За это время у-фотон пройдет расстояние, равное 2,81 10 » см, а электрон пройдет расстояние на I орбите, равное 2,059 10 » см, на 11 -1,029 10-» см, на III — 0,686 10 » см, на IV — 0,515 10 » см.

Учитывая, что за одно и то же время у-фотон проходит расстояние значительно больше электрона и направление движения у-фотона совпадает с движением электрона, то они могут двигаться по касательной к кривой дозволенной орбиты электрона, но под разными углами а, > а,, где а, — угол наклона направления распространения у-фотоиа, а а, — угол наклона направления движения электрона.  [c.

18]

    С учетом того, что с увеличением радиуса орбиты атома водорода расстояние, пройденное электроном за время 0,935 10 сек снижается, то величина угла а, с увеличением радиуса орбиты будет возрастать.

 [c.18]

    Рассмотрим возможность образования центральной силовой трубки в случае движения электрона по стационарш.1м орбитам атома водорода. Неподвижные электрон и протон центральную силовую трубку могли образовать из прямых и параллельных силовых линий, выходящих из протона и входящих в электрон. При этом силовые линии электрона переходят через протон и направлены к электрону.

Силовые линии протона исходят от протона и переходят через электрон. Силовые линии электрона и протона в атоме водорода могут сохранить параллельность друг другу лишь в том. случае, если оии также испытывают боковое давление со стороны смежных силовых линий с силой, одинаковой с натяжением, этих силовых линий. На рис. 1 представлен сектор атома водорода, [c.

25]

    За время Т электрон цожет распространять лишь фрагменты силовых линий и силовых трубок. Поэтому такие силовые трубки не могут своими двумя концами заканчиваться электроном и протоном.

Лишь по истечении времени т = Ех , когда радиус орбиты атома водорода повернется на центральшш угол сектора а, все эти встречно распространяющиеся силовые трубки электрона и протона (рис. 1) образуют кривую, оба конца которой заканчиваются электроном и протоном.

Согласно [7], электромагнитные волны могут сообщать ускорение электрону лишь в том случае, если они проходят через электрон. Такая возможность в секторе атома водорода реализуется лишь после поворота радиуса орбиты на центральный угол а. Видно, что именно в этот момент образуется центральная силовая трубка, соединяющая протон и электрон.

Так как центральная силовая трубка складывается из фрагментов в одно и то же время, то взаимодействие между протоном и электроном и в атоме водорода, посредством центральной силовой трубки, осуществляется также «мгновенно».

Следовательно, благодаря образованию центральной силовой трубки, силы инерции электрона, возникшие при ускорении свободного падения на протон при движении по круговой орбите, равны силе кулоновского притяжения электрона и протона, но направлены в противоположные стороны.

    Если на орбитали находится только один элеюрон, как было в случае 1з-орбитали атома водорода, то этот электрон называют неспаренным. [c.39]

    Строение трехатомных молекул состава ЭНз. Расположим ядра атомов молекулы состава ЭН2, где Э = О, 8, 8е, Те, так, как показано на рис. 4.24. Каждый атом Э имеет на внешней электронной оболочке одну в- и три р-орбитали, атомы водорода — по одной АО 1. -типа. Относитальное расположение взаимодействующих орбиталей также показано на рис. 4.24. [c.131]

Источник: https://www.chem21.info/info/134602/

Первое изображение орбитальной структуры атома водорода

Фотография орбитальной структуры атома водородаНа данной фотографии вы смотрите на первое прямое изображение орбит электрона вокруг атома — фактически волновую функцию атома!

Для получения фотографии орбитальной структуры атома водорода, исследователи использовали новейший квантовой микроскоп — невероятное устройство, которое позволяет ученым заглянуть в область квантовой физики.

Орбитальная структура пространства в атоме занята электроном. Но при описании этих микроскопических свойств материи, ученые полагаются на волновые функции — математические способы описания квантовых состояний частиц, а именно того, как они ведут себя в пространстве и во времени.

Как правило, в квантовой физике используют формулы типа уравнения Шредингера для описания состояний частиц.

Препятствия на пути исследователей

До сегодняшнего момента, ученые фактически никогда не наблюдали волновую функцию. Попытка уловить точное положение или импульс одинокого электрона было сродни попытке поймать рой мух. Прямые наблюдения искажались весьма неприятным явлением — квантовой когерентностью.

Чтобы измерить все квантовые состояния нужен инструмент, который может проводить множество измерений состояний частицы с течением времени.

Но как увеличить и так микроскопическое состояние квантовой частицы? Ответ нашла группа международных исследователей. С помощью квантового микроскопа — устройства, которое использует фотоионизацию для прямых наблюдений атомных структур.

В своей статье в популярном журнале Physical Review Letters, Aneta Stodolna работающая в институте молекулярной физики (AMOLF) в Нидерландах рассказывает, как она и ее команда получили структуры узловых электронных орбиталей атома водорода помещенных в статическом электрическом поле.

Траектория движения электронов

Методика работы

После облучения лазерными импульсами, ионизированные электроны покидали свои орбиты и по измеренной траектории попадали в 2D детектор (двойная микроканальная пластина [MCP]. Детектор расположен перпендикулярно к самому полю).

Существует множество траекторий, по которым могут перемещаться электронов до столкновения с детектором. Это обеспечивает исследователей набором интерференционных картин, — моделей которые отражают узловую структуру волновой функции.

Исследователи использовали электростатическую линзу, которая увеличивает исходящую волну электронов более чем в 20000 раз.

Примеры четырех состояний атома водорода. В среднем столбце приведены экспериментальные измерения, в то время как колонка справа показывает время-зависимое вычисление уравнений Шредингера — и они совпадают

Забегая вперед, скажем что ученые планируют использовать ту же технологию, чтобы посмотреть, как ведут себя атомы в магнитном поле.

Полная версия: http://spacegid.com/pervoe-izobrazhenie-orbitalnoy-strukturyi-atoma-vodoroda.html

Читайте и смотрите нас там, где удобно!

Источник: https://zen.yandex.ru/media/id/5a92c2df57906a35b4a202d6/5adef61a55876b8b5f23169e