Heisenbergi määramatuse printsiibi järgi ei saa elektroni asukohta ja impulssi samaaegselt absoluutse täpsusega määrata. Vaatamata sellele, et elektroni asukohta ei ole võimalik täpselt määrata, on siiski võimalik näidata elektroni teatud asendis viibimise tõenäosust igal ajahetkel. Ruumi piirkonda, kus elektroni leidmise tõenäosus on suur, nimetatakse orbitaaliks. Mõistet "orbitaal" ei tohiks samastada orbiidi mõistega, mida kasutatakse Bohri teoorias. Bohri teoorias viitab orbiit elektroni trajektoorile (teekonnale) ümber tuuma.
Elektronid võivad hõivata nelja erinevat tüüpi orbitaali, mida nimetatakse s-, p-, d- ja f-orbitaalideks. Neid orbitaale saab kujutada neid piiravate kolmemõõtmeliste pindadega. Nende pindadega piiratud ruumipiirkonnad valitakse tavaliselt nii, et nende sees üksiku elektroni leidmise tõenäosus on 95%. Joonisel fig. Joonis 1.18 kujutab skemaatiliselt s- ja -orbitaalide kuju. S-orbitaal on sfääriline ja -orbitaal on hantlikujuline.
Kuna elektronil on negatiivne laeng, võib selle orbitaali pidada mingiks laengujaotuseks. Seda jaotust nimetatakse tavaliselt elektronpilveks (joon. 1.19).
Riis. 1.18. S- ja p-orbitaalide kuju.
Riis. 1.19. Elektronpilv ristlõikes. Ring tähistab tuuma ümbritsevat ala, milles elektroni leidmise tõenäosus on 95%.
Tulenevalt asjaolust, et elementide kirjeldamisel on need jagatud erinevate orbitaalidega rühmadesse, tuletagem väga lühidalt meelde selle kontseptsiooni olemust.
Bohri aatomimudeli järgi pöörlevad elektronid ümber tuuma ringikujulistel orbitaalidel (kestad). Igal kestal on rangelt määratletud energiatase ja seda iseloomustab teatud kvantarv. Looduses on võimalikud ainult teatud elektronide energiad, st diskreetsed (kvanteeritud) orbitaalenergiad ("lubatud"). Bohri teooria määrab elektronkihid K, L, M, N ja edasi ladina tähestiku järjekorras, vastavalt kestade kasvavale energiatasemele, peakvantarv n, võrdub 1, 2, 3, 4 jne. Seejärel selgus, et elektronkihid jagunevad alamkihtideks ja igaüht neist iseloomustab teatud kvantenergiatase, mida iseloomustab orbiidi kvantarv l.
Vastavalt määramatuse põhimõte Heisenbergi sõnul on elektroni asukohta igal ajahetkel võimatu täpselt määrata. Siiski saate näidata selle juhtumise tõenäosust. Ruumi piirkonda, kus elektroni leidmise tõenäosus on suurim, nimetatakse orbitaaliks. Elektronid võivad hõivata 4 erinevat tüüpi orbitaali, mida nimetatakse s- (teravaks), p- (peamiseks), d- (difuusseks) ja f- (fundamentaalorbitaaliks). Varem tähistasid need tähed vesiniku spektrijooni, kuid praegu kasutatakse neid ainult sümbolitena, ilma dekodeerimata.
Orbitaale saab kujutada kolmemõõtmeliste pindadena. Tavaliselt valitakse nende pindadega piiratud ruumipiirkonnad nii, et nende sees oleva elektroni tuvastamise tõenäosus on 95%. Orbitaalide skemaatiline kujutis on näidatud joonisel fig. 1.
Riis. 1.
S-orbitaal on sfäärilise kujuga, p-orbitaal on hantli kujuga, d-opbitaal on kahe hantli kujuga, mis ristuvad kahes vastastikku risti olevas sõlmtasandis, s-alamkest koosneb ühest s-orbitaalist, p-subshellil on 3 p-orbitaali, d-subshellil - 5 d-orbitaali.
Kui magnetvälja ei rakendata, on ühe alamkoore kõik orbitaalid sama energiaga; sel juhul nimetatakse neid degenereerunud. Välises magnetväljas aga alamkestad lõhenevad (Zeemani efekt). See efekt on võimalik kõikide orbitaalide puhul, välja arvatud s-orbitaal. Seda iseloomustab magnetkvantarv t. Zeemani efekti kasutatakse kaasaegsetes aatom(AASP), et suurendada nende tundlikkust ja vähendada elemendianalüüsides avastamispiiri.
Bioloogia ja meditsiini jaoks on oluline, et sama sümmeetriaga orbitaalid, st samade arvudega l ja m, kuid põhikvantarvu erineva väärtusega (näiteks orbitaalid 1s, 2s, 3s, 4s), erinevad oma suhtelise suuruse poolest. Elektronorbitaalide siseruumi ruumala on suurem suure n väärtusega aatomitel. Orbitaali mahu suurenemisega kaasneb selle lõdvenemine. Kompleksi moodustamisel mängib olulist rolli aatomi suurus, kuna see määrab koordinatsiooniühendite struktuuri. Tabelis Joonisel 1 on näidatud seos elektronide arvu ja peakvantarvu vahel.
Tabel 1. Elektronide arv kvantarvu n erinevatel väärtustel
Lisaks kolmele nimetatud kvantarvule, mis iseloomustavad iga aatomi elektronide omadusi, on veel üks - spin-kvantarv s , mis iseloomustab mitte ainult elektrone, vaid ka aatomituumi.
Meditsiinilised bioanorgaanilised ained. G.K. Barashkov
Pärast kvantmehaanilise liikumise formaalse kirjelduse lõpetamist sai selgeks, et aatomiruumis on igal objektil selline omadus nagu aatomiorbitaal.
Aatomiorbitaal(AO) - aatomi tuuma ümbritsev ruumipiirkond, milles kvantmehaanika seaduste kohaselt kõige tõenäolisemalt paikneb antud energiaga elektron.
Elektroni energiaolekut kirjeldab funktsioon kolm täisarvud parameetrid p ) I, t 1U mida nimetatakse kvantarvud. Teatud kvantarvude väärtuste korral on võimalik saada selle piirkonna omadused, kus elektron võib asuda.
Kvantarvudel on järgmised omadused füüsiline tähendus:
- n - peamine kvantarv, iseloomustab orbitaali energiataset ja suurust;
- / - orbiidi kvantarv, iseloomustab orbitaali energia alamtaset ja kuju;
- t ( - magnetiline kvantarv, võtab arvesse välise magnetvälja mõju elektroni energiaolekule.
Peamine kvantarv n on loomulik ja vastab perioodinumbritele D.I. Mendelejevi tabelis (1, 2, 3, 4, 5, 6, 7). Peamine kvantarv määrab kindlaks antud orbitaalil asuva elektroni energia põhiosa. Seda kvantarvu nimetatakse ka energiataseme number. Rohkem P, seda suurem on orbiidi suurus.
Aatomid, milles elektronid asuvad kõrge väärtusega orbitaalidel p (lk> 8), nimetatakse Rydbergi aatomid. Esimesed katseandmed Rydbergi aatomite kohta raadioastronoomias said FIAP-i töötajad (R.S. Sorotšenko jt) 22-meetrise peegeldava raadioteleskoobi abil 1964. aastal. Kui teleskoop oli orienteeritud Omega udukogu poole, tekkis emissioonijoon lainepikkusega X = 3,4 cm. See lainepikkus vastab üleminekule Rydbergi olekute vahel n = 90 ja n = 91 vesinikuaatomi spektris. Täna saime laboris Rydbergi aatomeid P~600! Need on peaaegu makroskoopilised objektid, mille suurus on umbes 0,1 mm ja eluiga ~ 1 s. Aatomite Rydbergi olekute uurimine on osutunud kasulikuks kvantarvutite loomisel.
Suuruse suurendamine ei muuda aga orbitaali kuju. Rohkem p y mida suurem on elektroni energia. Sama peakvantarvuga elektronid on samal energiatasemel. Number P energiatase näitab alamtasandite arvu, mis moodustavad antud taseme.
Orbiidi kvantarv I võib võtta väärtusi / = 0, 1,2,... kuni (P - 1), st. antud peakvantarvu jaoks P orbiidi kvantarv / võib võtta P väärtused. Orbitaalkvantarv määrab orbitaalide geomeetrilise kuju ja määrab elektroni orbiidi nurkimpulsi (impulsi), st. selle alamtaseme panus elektroni koguenergiasse. Lisaks arvväärtustele on orbitaalkvantnumbril / ka tähetähis:
Vormid 5-, p-, (1-,/-orbitaalid on näidatud joonisel fig. 1.1. Orbitaalide geomeetrilistele elementidele asetatud märgid ei ole laengu märgid, vaid viitavad nende elementide lainefunktsiooni y väärtustele. Kuna tõenäosuse arvutamisel | n/| 2 on suuruse ruut absoluutväärtuses, siis muutuvad lainefunktsiooni y orbitaalide pindalad märkidega “+” ja “-” ekvivalentseks.
Riis. 1.1.
Enamiku orbitaalide keerukas kuju on tingitud asjaolust, et elektronlaine funktsioonil polaarkoordinaatides on kaks komponenti - radiaalne ja nurk. Sellisel juhul sõltub elektroni leidmise tõenäosus antud punktis nii selle kaugusest tuumast kui ka tuuma selle punktiga ühendava vektori ruumisuunast. Need funktsioonid sõltuvad nii / (5- ja p-orbitaalide puhul) kui ka sisselülitamisest T 1 (eest c1- ja /-orbitaalid).
Näiteks kõigi 5-orbitaalide piirjoon (väliskontuur) on kera. Kuid selgub, et selle sfääri seest elektroni leidmise tõenäosus ei ole ühtlane, vaid sõltub otseselt selle orbitaali kaugusest tuumast. Joonisel fig. Joonisel 1.2 on näidatud 15 ja 25 orbitaali sisemine struktuur. Nagu jooniselt järeldub, on 25-orbitaal sarnane "kahekihilise sibulaga", mille sisemised kestad asuvad Bohri orbiidist 1 ja 4 raadiuse kaugusel. Reeglina ei mängi keemias orbitaalide sisestruktuuri keerukus olulist rolli ja seda selles kursuses ei käsitleta.
Riis. 1.2. Elektroni tuvastamise tõenäosusjaotus vesinikuaatomis olekutesonJa2s. G (= 5,29*10 11 m - esimese Bohri orbiidi raadius
Allikas: wvw.college.ru/enportal/physics/content/chapter9/section/paragraph3/theory.html
Orbitaalne magnetkvantarv m t võib võtta väärtusi vahemikus -/ kuni +/, sealhulgas null. See kvantarv määrab orbitaali orientatsioon ruumis, kui see puutub kokku välise magnetväljaga Ja iseloomustab sellel orbitaalil paikneva elektroni energia muutumist välise magnetvälja mõjul. Antud väärtusega orbitaalide arv t 1 on (2/ + 1).
Arvesse võetud kolm kvantarvu P, /, T ( on Schrödingeri lainevõrrandi lahendamise tagajärg ja võimaldavad määrata elektroni energiat selle laineomaduste kirjelduse kaudu. Samas ei võetud elektroni energeetilise oleku kirjeldamisel arvesse elementaarosakeste olemuse kahetist olemust ja nende osakeste-laine dualismi.
Elektroni sisemine magnetkvantarv m s (spin). Kuidas elektroni korpuskulaarsete omaduste tagajärg, mängib selle energia oleku kirjeldamisel rolli teine number - elektroni sisemine kvantarv m s (spin). See kvantarv ei iseloomusta orbitaali, vaid sellel orbitaalil paikneva elektroni enda omadust.
Spin (inglise keelest, keerutada- twirl [-xia], pöörlemine) on elementaarosakeste sisemine nurkimpulss, millel on kvant iseloom ja mis ei ole seotud osakese kui terviku liikumisega. Sageli kasutatav analoogia spinni kui elektroni ümber oma telje pöörlemisega seotud omaduse kirjeldamiseks osutus vastuvõetamatuks. See kirjeldus toob kaasa vastuolu erirelatiivsusteooriaga – elektronide pöörlemiskiirus selles mudelis ületab valguse kiirust. Spinni kasutuselevõtt oli uue füüsilise idee edukas rakendus: postuleeriti, et eksisteerib olekute ruum, mis pole kuidagi seotud osakese liikumisega tavaruumis. Vajadus võtta kasutusele selline olekute ruum viitab vajadusele kaaluda üldisemat küsimust füüsilise multimaailma reaalsuse kohta.
Elektron näitab oma oma magnet Omadus seisneb selles, et välises elektriväljas on elektroni enda nurkmoment suunatud kas piki välja või vastu nulli. Esimesel juhul eeldatakse, et elektroni enda kvantarv Prl= +1/2 ja teises Prl= -1/2. Pange tähele, et spin - üksik murdarv kvantkarakteristikute hulgas, mis määravad elektroni oleku aatomis.
m kvantarvud.Lainefunktsioon arvutatakse Schrödingeri lainevõrrandi abil üheelektronilise lähenduse raames (Hartree-Focki meetod) elektroni lainefunktsioonina, mis asub aatomituuma poolt koos kõigi teiste aatomituuma elektronidega loodud iseksistentses väljas. aatom.
E. Schrödinger ise käsitles elektroni aatomis negatiivse laenguga pilvena, mille tihedus on võrdeline lainefunktsiooni väärtuse ruuduga aatomi vastavas punktis. Sellisel kujul aktsepteeriti elektronpilve mõistet ka teoreetilises keemias.
Enamik füüsikuid aga ei jaganud E. Schrödingeri tõekspidamisi – puudusid tõendid elektroni kui “negatiivse laenguga pilve” olemasolust. Max Born põhjendas lainefunktsiooni ruudu tõenäosuslikku tõlgendust. 1950. aastal kirjutas E. Schrödinger artiklis "Mis on elementaarosake?" Olen sunnitud nõustuma M. Borni argumentidega, kes pälvis 1954. aastal Nobeli füüsikaauhinna sõnastusega "Fundamentaaluuringute eest kvantmehaanika valdkonnas, eriti lainefunktsiooni statistilise tõlgendamise eest."
Kvantarvud ja orbitaalnomenklatuur
Radiaalne tõenäosustiheduse jaotus erinevatel aatomiorbitaalidel n Ja l.
- Peamine kvantarv n võib võtta mis tahes positiivse täisarvu, alates ühest ( n= 1,2,3, … ∞) ja määrab elektroni koguenergia antud orbitaalil (energiatasemel):
- Orbitaalkvantarv (mida nimetatakse ka asimuut- või komplementaarseks kvantarvuks) määrab elektroni nurkimpulsi ja võib võtta täisarvu väärtused 0 kuni n - 1 (l = 0,1, …, n- 1). Nurkmomendi annab seos
Aatomiorbitaalide tähttähised pärinevad aatomispektri spektrijoonte kirjeldusest: s (terav) - terav jada aatomispektris, lk (peadirektor)- Kodu, d (hajus) - hajus, f (fundamentaalne) – põhiline.
- Magnetiline kvantarv m l määrab orbiidi nurkimpulsi projektsiooni magnetvälja suunale ja võib võtta täisarvu väärtused vahemikus - l enne l, sealhulgas 0 ( m l = -l … 0 … l):
Kirjanduses tähistatakse orbitaale kvantarvude kombinatsiooniga, kusjuures põhikvantarvu tähistatakse numbriga, orbitaalkvantarvu vastava tähega (vt allolevat tabelit) ja magnetkvantarvu alamindeksi avaldisega, mis näitab orbitaal Descartes'i telgedele x, y, z, Näiteks 2p x, 3d xy, 4f z(x²-y²). Välise elektronkihi orbitaalide puhul ehk valentselektronide kirjeldamise puhul jäetakse orbitaalmärgistuses põhikvantarv tavaliselt välja.
Geomeetriline esitus
Aatomiorbitaali geomeetriline kujutis on ruumi piirkond, mis on piiratud tõenäosuse või laengu võrdse tihedusega pinnaga (võrdsuspind). Tõenäosustihedus piirpinnal valitakse lähtuvalt lahendatavast probleemist, kuid tavaliselt nii, et elektroni leidmise tõenäosus piiratud alal jääb väärtuste vahemikku 0,9-0,99.
Kuna elektroni energia määrab Coulombi interaktsioon ja seega ka kaugus tuumast, on peamine kvantarv n määrab orbitaali suuruse.
Orbitaali kuju ja sümmeetria määravad orbitaali kvantarvud l Ja m: s- orbitaalid on sfääriliselt sümmeetrilised, lk, d Ja f-orbitaalid on keerulisema kujuga, mille määravad lainefunktsiooni nurgaosad - nurkfunktsioonid. Nurkfunktsioonid Y lm (φ, θ) - ruudulise impulsimomendi operaatori L² omafunktsioonid sõltuvalt kvantarvudest l Ja m(vt Sfäärilised funktsioonid), on keerulised ja kirjeldavad sfäärilistes koordinaatides (φ, θ) elektroni leidmise tõenäosuse nurksõltuvust aatomi keskväljas. Nende funktsioonide lineaarne kombinatsioon määrab orbitaalide asukoha ristkoordinaatide telgede suhtes.
Lineaarsete kombinatsioonide Y lm puhul aktsepteeritakse järgmisi tähiseid:
| Orbitaalkvantarvu väärtus | 0 | 1 | 1 | 1 | 2 | 2 | 2 | 2 | 2 |
|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
| Magnetkvantarvu väärtus | 0 | 0 | 0 | ||||||
| Lineaarne kombinatsioon | |||||||||
| Määramine |
Täiendav tegur, mida mõnikord geomeetrilises esituses arvesse võetakse, on lainefunktsiooni (faasi) märk. See tegur on oluline orbitaalkvantarvuga orbitaalide puhul l, erineb nullist, st neil puudub sfääriline sümmeetria: nende sõlmetasandi vastaskülgedel asuvate "kroonlehtede" lainefunktsiooni märk on vastupidine. Lainefunktsiooni märki arvestatakse molekulaarorbitaalmeetodil MO LCAO (molekulaarorbitaalid aatomiorbitaalide lineaarse kombinatsioonina). Tänapäeval teab teadus matemaatilisi võrrandeid, mis kirjeldavad orbitaale kujutavaid geomeetrilisi kujundeid (olenevalt elektroni ja aja koordinaatidest). Need on harmooniliste võnkumiste võrrandid, mis peegeldavad osakeste pöörlemist üle kõigi saadaolevate vabadusastmete – orbiidi pöörlemine, spinn,... Orbitaalide hübridiseerumist kujutatakse võnkumiste interferentsina.
Orbitaalide täitmine elektronidega ja aatomi elektrooniline konfiguratsioon
Iga orbitaal ei tohi sisaldada rohkem kui kahte elektroni, mis erinevad spin-kvantarvu väärtuse poolest s(tagasi). See keeld on määratud Pauli põhimõttega. Samal tasemel orbitaalide elektronidega täitmise järjekord (peakvantarvu sama väärtusega orbitaalid n) määratakse Klechkovsky reegliga, mille järgi elektronid täidavad orbitaale ühel alamtasandil (orbitaalid, millel on samad põhikvantarvu väärtused n ja orbiidi kvantarv l) määratakse Hundi reegliga.
Lühiülevaade elektronide jaotusest aatomis aatomi erinevate elektronkihtide vahel, võttes arvesse nende põhi- ja orbitaalkvantarvu n Ja l helistas
Funktsioonide üldanalüütiline avaldis R(r), 0(0) ja Ф(ф) kirjutatakse spetsiaalsete matemaatiliste funktsioonide abil. Neid võib leida kvantmehaanika ja kvantkeemia erialakirjandusest. Selles jaotises, kasutades näidet s-, p- ja "/-elektronid", vaadeldakse peamisi sätteid, mis on vastu võetud elektronide orbitaalide kirjeldamiseks, mis on keemiliste sidemete teooria aluseks.
Varem saadud tulemustest järeldub, et elektroni oleku kirjeldus aatomis osutub palju keerulisemaks, kui Bohri teooria eeldab. Kvantmehaanika näitab, et aatomi elektron võib paikneda tuuma ümbritsevas ruumi erinevates piirkondades ning selle esinemise tõenäosus muutub punktist punkti. Siit tekkiski elektronorbitaalide mõiste, mis väljendas elektronpilve üldisemat mõistet. Füüsikud all elektronide orbitaal mõista lainefunktsiooni ennast, mis vastab teatud kvantarvudele. Keemias all orbitaal mõiste all mõistetakse elektroni positsioonide kogumit aatomis, võttes arvesse selle esinemise tõenäosust teatud ruumi piirkondades tuuma läheduses. Selle tõenäosuse määravad funktsioonid R, 0, F. Tabelis 8.2 on toodud lainefunktsioonide avaldised sfäärilises koordinaatsüsteemis s-,p- ja "/-elektronid.
Joonisel 8.21 on toodud funktsioonide graafikud R(r)(Joonis 8.21, A) ja elektroni tuvastamise tõenäosustihedus sfäärilises kihis paksusega dr|^^ = 4nr 2 i? 2 (r)j – (joonis 8.21, b) sõltuvalt G. Peaks
pöörake tähelepanu asjaolule, et jaoks j-olekud, lainefunktsiooni radiaalne osa at g = 0 (need. tuumal)(vt funktsioonigraafikuid R(r) joonisel fig. 8.21, A) omama maksimumi. Sel juhul ei teki mingit vastuolu terve mõistusega (elektron tuumas), kuna funktsioon R(r) määrab tõenäosustiheduse ja tõenäosuse enda
Tabel 8.2
Lainefunktsioonid jaoks S-, p- ja "/-elektronid
Lõpetamine
Märge. Tabelis kasutatakse järgmisi nimetusi: a = (Z/a^rvL a 0 = ja 2 /(need 2) = = 0,5292 1(7 10 m - vesinikuaatomi elektronorbiidi Bohri raadius.
juures T-> 0 (vt funktsiooni 4лг 2 /? 2 (r) graafikut joonisel 8.21, b) tuuma läheduses kipub nulli.
Joonisel 8.22 on toodud diagramm lainefunktsiooni 7(0, a) nurkosa ja selle ruudu 7 2 (0, b) graafikute koostamiseks, kasutades näitena p r orbitaali. Nurga 0 väärtust 7(0, φ) tähistab lõigu pikkus OM. Soovitav on pöörata tähelepanu asjaolule, et funktsiooni 7(0) graafik on kujutatud sfääridega, samas kui graafik 7 2 (0) on kujutatud piklike “hantlitega”. Niisiis, tabelis. 8.2 esitati vesinikuaatomi lainefunktsioonid n = 1, 2 ja 3. Selle tabeli esimene rida näitab andmeid elektroni 15 oleku kohta. Sel juhul funktsioon R(r) on maksimum at g = 0 ja väheneb eksponentsiaalselt r suurenedes Funktsioon 7(0, φ) ei sõltu ei 0-st ega φ-st, mistõttu tõenäosustiheduse jaotus | y| 2 on sfääriliselt sümmeetriline. Sama kehtib ka 25- ja 35-RIIKIDE kohta.
Riis. 8.21. Lainefunktsioonide radiaalne osa R(r) (a) ja väärtused 4lg 2 L 2 (d) (b) mõne elektroonilise oleku jaoks
Riis. 8.22. Skeem lainefunktsiooni Y(0,
2/b olekute x = 2, / = 0u1u/R/ = 0u ± 1 lahendused on toodud tabeli järgmistel ridadel. 8.2. Tähelepanuväärne on asjaolu, et p-orbitaali lahendus on lihtsama kujuga kui orbitaalide puhul p x Ja RU. See telje valik z seotud sfäärilise koordinaatsüsteemi olemusega (vt joonis 8.16). Et saada lainefunktsiooni nurkosa reaalsel kujul ja leida orbitaalide jaoks üldine analüütiline avaldis p x Ja RU, peame kasutama seda vara iga Schrödingeri võrrandi lahendite lineaarne kombinatsioon on samuti selle võrrandi lahendus. Seetõttu on Euleri valemit kasutades vaja luua lahenduste Y ja Y 1 lineaarsed kombinatsioonid; _ 1, mis annab reaallainefunktsioonid:
Seda tüüpi orbitaalil p x Ja RU on esitatud tabelis. 8.2. Neid kasutatakse laialdaselt keemias. Samamoodi saadi nurkosad reaalsel kujul elektronide ^/ olekute jaoks. Olles määranud punktis c lainefunktsiooni kõigi osade väärtused g(g, 0,
Välise mõju puudumisel, kui pole põhjust spetsiaalset telge valida Oz, võivad toimuda kõik Schrödingeri võrrandi lahendid ja kõik nende lineaarsed kombinatsioonid. Neil pole aga füüsilist tähendust, sest seda pole võimalik kontrollida: iga katse orbitaali olemust kindlaks teha põhjustab süsteemis häireid ja tõstab esile telje. Oz. See paljastab ka kvantmehaanika tunnuse (nagu selgub, oleku uurimiseks mõeldud seade rikub uuritava objekti olekut).
Kui kõnealune aatom on ümbritsetud teistest aatomitest, siis interaktsioonide esinemine toob kaasa olulisi muutusi selle energiaseisundis. Lisaks võivad erinevates oludes ka teised lineaarsed lahenduste kombinatsioonid muutuda energeetiliselt soodsamaks (näiteks üldtuntud s-p ja s-d-^-hübriidolekud, mis on superpositsioon - lineaarne kombinatsioon, mis on toodud tabelis. 8,2 orbitaali).
Tõenäosus, et elektronid jäävad ruumi piirkondadesse, mille maht on identne, kuid kujutatud orbitaalide jaoks erinevates punktides, on erinev. Aatomiorbitaalide esitamine üldisel kujul graafilisel, visuaalsel kujul on äärmiselt keeruline. Selleks on aga erinevaid viise.
Kõik muutub veelgi keerulisemaks, kui püüda kujutada elektroni laine kogufunktsiooni aatomis, mis on korrutis. See meetod esitleb eelkõige keemiliste ühendite molekulide struktuuri röntgenuuringute tulemusi teaduses. kirjandust.
kolme funktsiooni jaotus ja selle ruutmoodul |y(r, 0, q) isoliinidena, st joontena, mis ühendavad punkte samade väärtustega --- (tuntud geograafiliste kaartide eeskujul). dV
Kvantkeemias kasutatakse mõnikord ka suletud pindade kujul olevaid orbitaalgraafikuid, mille sees on teatud kogus (enamasti 90%) kogu elektroonikalaengust. Joonisel 8.23 on näidatud vesinikuaatomi elektroni erinevate olekute orbitaalid. Tähelepanuväärne on asjaolu, et orbiit
Riis. 8.23.
tõstukid ei puuduta nullpunkti (südamiku asend). See juhtub seetõttu, et selles piirkonnas on lainefunktsiooni radiaalse osa tõttu elektroni tuvastamise tõenäosustihedus väga väike (elektroni leidmise tõenäosus tuumas on peaaegu null).
Juba vesinikulaadsete aatomite puhul, rääkimata keerukamatest süsteemidest, osutuvad aatomiorbitaalid palju keerulisemaks. Kahjuks ei ole selliste juhtumite jaoks võimalik saada täpseid analüütilisi lahendusi. Seetõttu kasutatakse kvantkeemias erinevat tüüpi modifikatsioone (lähendamisi), mis kirjeldavad enam-vähem adekvaatselt seda või teist süsteemi, seda või teist aatomi piirkonda. Näiteks lainefunktsiooni radiaalset osa iseloomustava eksponentsiaali eksponendisse tuuakse sisse teatud konstanttegur, mis kirjeldab aatomi kokkusurumist-paisumist (Slateri tegur). Mõnikord kasutatakse radiaalfunktsiooni jaoks mitte ühte, vaid kahe või mitme eksponentsiaali summat, millest igaüks kirjeldab täpsemalt elektrontiheduse jaotust tuuma lähedal ja sellest kaugel. Neid ja teisi lahuse empiirilisi modifikatsioone erinevate aatomite jaoks võetakse arvesse kvantkeemilistes rakendustes.
- Raskete aatomite puhul muutub elektroni leidmise tõenäosus tuuma seest oluliseks. Just see määrab tuumatransformatsiooni, mida nimetatakse K-püüdmiseks - K-kesta elektroni kinnipüüdmine tuuma poolt, mille tulemusena prooton muutub neutroniks ja tuuma laeng muutub.