Переходы внутренних электронов в атомах — студенческий портал

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

Структура атома

Если при описании строения атома водорода не возникает особых проблем — всего один электрон, который в основном состоянии должен занимать орбиталь с минимальной энергией, то при описании строения многоэлектронных атомов необходимо учитывать взаимодействие электрона не только с ядром, но и с другими электронами. Отсюда возникает проблема последовательности заполнения электронами различных подуровней в атоме. Эта последовательность определяется тремя «правилами».

Принцип Паули

В 1925 г. П. Паули постулировал принцип запрета, согласно которому:

В одном атоме не может быть двух электронов с одинаковым набором значений всех четырех квантовых чисел

Это означает, что электроны должны отличаться значением хотя бы одного квантового числа. Первые три квантовых числа характеризуют орбиталь, на которой находится электрон.

И если два электрона имеют одинаковый их набор, то это означает, что они находятся на одной и той же орбитали. В соответствии с принципом Паули они должны отличаться значением спина.

Соответствие электронов конкретной АО на энергетических диаграммах отображается в виде стрелок на условном обозначении орбитали: и . Два таких электрона, находящиеся на одной орбитали и обладающие противоположно направленными спинами, называются спаренными, в отличие от одиночного (т.е. неспаренного) электрона, занимающего какую-либо орбиталь.

Пользуясь принципом Паули, подсчитаем, какое максимальное число электронов может находиться на различных энергетических подуровнях и уровнях в атоме. При l = 0, т. е. на s-подуровне, магнитное квантовое число тоже равно нулю. Следовательно, на s-подуровне имеется всего одна орбиталь.

На каждой атомной орбитали размещается не более двух электронов, спины которых противоположно направлены. Итак, максимальное число электронов на s-подуровне каждой электронной оболочки равно 2. При l = 1 (р-подуровень) возможны уже три различных значения магнитного квантового числа (-1, 0, +1).

Следовательно, на р-подуровне имеется три орбитали, каждая из которых может быть занята не более чем двумя электронами. Всего на р-подуровне может разместиться 6 электронов.

Подуровень d (l = 2) состоит из пяти орбиталей, соответствующих пяти разным значениям ml, здесь максимальное число электронов равно 10.

Ns,max = 2	Np,max = 6	Nd,max = 10

Первый энергетический уровень (K-слой, n = 1) содержит только s-подуровень, второй энергетический уровень (L-слой, n = 2) состоит из s— и р-подуровней и т.д. Учитывая это, составим таблицу максимального числа электронов, размещающихся на различных энергетических уровнях (в электронных оболочках).

Энергетический уровень	Энергетический подуровень	Возможные значения магнитного квантового числа ml	Число орбиталей	Максимальное число электронов
в подуровне	в уровне	на подуровне	на уровне
K-слой, n = 1	s (l = 0)		1	1	2	2
L-слой, n = 2	s (l = 0)p (l = 1)	0-1, 0, +1	13	4	26	8
M-слой, n = 3	s (l = 0)p (l = 1)d (l = 2)	0-1, 0, +1-2, -1, 0, +1, +2	135	9	2610	18
N-слой, n = 4	s (l = 0)p (l = 1)d (l = 2)f (l = 3)	0-1, 0, +1-2, -1, 0, +1, +2-3, -2, -1, 0, +1, +2, +3	1357	16	261014	32

Максимальное количество электронов в оболочке можно получить суммированием числа электронов на подоболочках, учитывая арифметическую прогрессию (суммирование идет по l = от 0 до n — 1):

Существует определенная форма записи состояния электрона в атоме. Например, для основного состояния атома водорода она выглядит так:

Это означает, что на первом энергетическом уровне на s-подуровне находится один электрон. Существует и другая форма записи распределения электронов по подуровням — с помощью квантовых ячеек. Орбиталь в этом случае принято условно обозначать квадратами, а электроны — стрелками или , в зависимости от знака спина. Тогда электронное строение атома водорода можно изобразить так:

Электронное строение атома с большим числом электронов, например атома бора, можно записать следующими способами:

Правило Хунда

Это правило определяет порядок размещения электронов в пределах одной электронной подоболочки для наиболее устойчивого состояния атома. Оно гласит:

В пределах одного подуровня электроны располагаются по орбиталям таким образом, чтобы их суммарный спин был максимальным, т.е. на подуровне должно быть максимальное число неспаренных электронов

В соответствии с этим правилом заполнение орбиталей одной подоболочки в основном состоянии атома начинается одиночными электронами с одинаковыми спинами. После того как одиночные электроны займут все орбитали в данной подоболочке, заполняются орбитали вторыми электронами с противоположными спинами.

Заселенность подоболочки равна 3

Электронная конфигурация 2р3

Варианты размещения электронов

Суммарный спин электронов

Но только в первом случае, когда каждой АО соответствует электрон со спином + 1/2, достигается максимальный суммарный спин. Значит, это и есть энергетически самое выгодное состояние системы.

Правило Хунда не запрещает другого распределения электронов в пределах электронной подоболочки.

Состояния атома с меньшими, по сравнению с максимальным, значениями суммарного спина электронов будут энергетически менее выгодными и, в отличие от первого, называемого основным, будут относиться к возбужденным состояниям. В приведенном примере для атома азота представлены одно основное и два возбужденных состояния.

Принцип наименьшей энергии (правило Клечковского)

Принцип заключается в том, что:

Электрон в первую очередь располагается в пределах электронной подоболочки с наинизшей энергией

Заполнение энергетических уровней в водородоподобных атомах (микросистема, состоящая из ядра и одного электрона) происходит в соответствие с монотонным ростом главного квантового числа n (n = 1, 2, 3, … и т.д.).

При каждом значении n заполнение подуровней должно осуществляться в порядке возрастания орбитального квантового числа l, которое принимает значения от 0 до (n-1). И заполнение следующего энергетического уровня начинается только в том случае, когда предыдущий уровень заполнен полностью.

Максимальное число электронов на энергетическом уровне определяется формулой 2n2 и, следовательно, максимальные числа электронов в периодах должны быть следующими:

№ периода (n)	1	2	3	4	5
Максимальное число электронов	2	8	18	32	50

Реально же в Периодической системе наблюдается другая картина:

№ периода (n)	1	2	3	4	5	6	7
Максимальное число электронов	2	8	8	18	18	32	32

Как видно из таблицы, периоды располагаются парами, исключение составляет только первый период, содержащий всего два элемента, у которых заполняется первый энергетический уровень, состоящий из одного подуровня, и нет внутренних электронов, которые могли бы повлиять на строение внешнего уровня. В остальных же случаях наблюдается следующая картина: строение третьего периода подобно строению второго (и оба содержат по 8 элементов), строение пятого периода подобно строению четвертого (и в обоих по 18 элементов),- седьмого подобно строению шестого (по 32 элемента).

Каждая АО имеет на кривой радиального распределения вероятности нахождения электрона в элементе пространства определенное число максимумов. Всегда присутствует основной максимум. Общее число максимумов в радиальном распределении электронной плотности для конкретной орбитали может быть найдено через ее значения главного и орбитального квантовых чисел:

Число максимумов электронной плотности АО = n — l

Электронная плотность, которая относится к максимумам, расположенным ближе к ядру, испытывает меньшее экранирующее действие других электронов, и электрон, находясь в этой области пространства, сильнее притягивается к ядру.

На рисунке видно что, электронное облако 3s-электрона в большей степени (3-0 = 3 максимума электронной плотности) проникает в область, занятую — электронами К- и L-слоев, и потому экранируется слабее, чем электронное облако 3р-электрона (3 — 1 = 2 максимума).

Следовательно, электрон в состоянии 3s будет сильнее притягиваться к ядру и обладать меньшей энергией, чем электрон в состоянии 3р. Электронное облако 3d-орбитали практически полностью находится вне области, занятой внутренними электронами, экранируется в наибольшей степени и наиболее слабо притягивается к ядру. Именно поэтому устойчивое состояние атома натрия соответствует размещению внешнего электрона на орбитали 3s.

Таким образом, в многоэлектронных атомах энергия электрона зависит не только от главного, но и от орбитального квантового числа. Главное квантовое число определяет здесь лишь некоторую энергетическую зону, в пределах которой точное значение энергии электрона определяется величиной l. При этом справедливо первое правило Клечковского:

• Электрон обладает наинизшей энергией на той электронной подоболочке, где сумма квантовых чисел n и l минимальна
• Для практического применения первое правило Клечковского можно сформулировать так:
• Заполнение подуровней электронами происходит в последовательности увеличения суммы соответствующих им значений главного и орбитального квантовых чисел
• В тех случаях, когда сумма (n + l) одинакова для рассматриваемых электронных подоболочек, при распределении электронов используется второе правило Клечковского:
• Электрон обладает наинизшей энергией на подоболочке с наименьшим значением главного квантового числа
• Для практического применения второе правило Клечковского можно сформулировать так:
• В случае одинаковых значений этой суммы для нескольких подуровней, заполняется сначала тот подуровень, для которого главное квантовое число имеет наименьшее значение
• Рассмотрим конкретное применение этого правила:

n	1	2	3	4	5	6
l			1		1	2		1	2	3		1	2	3	4		1	2	3	4	5
n + l	1	2	3	3	4	5	4	5	6	7	5	6	7	8	9	6	7	8	9	10	11

Для первых двух значений сумм (n + l), равных соответственно 1 и 2, нет альтернативных вариантов, и заполнение подуровней происходит в следующей последовательности: 1s и затем 2s.

Начиная со значения суммы, равной 3, возникают два варианта: заполнять 2p-подуровень или 3s-подуровень. В соответствии с правилом Клечковского, выбираем тот подуровень, для которого n имеет меньшее значение, т.е. 2p-подуровень.

Затем заполняется 3s-подуровень. Далее значение (n + l) = 4. Таких значений опять два: для 3р-подуровня и для 4s-подуровня (случай, аналогичный предыдущему). Сначала будет заполняться 3р-, а затем 4s-подуровень.

3d— подуровень остается свободным, так как сумма (n + l) для него больше, чем для 4s.

Применяя правило Клечковского, получим следующую последовательность заполнения энергетических подуровней:

1s 2s 2р 3s 3р 4s 3d 4р 5s 4d 5р 4f 5d 6p

Но такое заполнение происходит до определенного момента. Если рассмотреть изменение энергии подуровней с увеличением заряда ядра атома, то можно увидеть, что энергия всех подуровней снижается. Но скорость понижения энергии у разных подуровней не одинакова.

Поэтому, если до кальция 3d-подуровень был по энергии выше 4s, то начиная со скандия и последующих элементов, его энергия резко снижается, о чем говорит, например, электронное строение иона Fe2+ (ls22s22p63s23p63d6).

Из приведенного электронного строения иона видно, что два валентных электрона железа ушли с менее энергетически выгодного 4s-пoдypoвня. Аналогичная инверсия энергий наблюдается у 5s— и 4f, а также у 6s— и 5f-подуровней.

Этим объясняются аномалии в строении внешних энергетических уровней некоторых элементов, например, у хрома валентные электроны должны были располагаться 3d44s2, а реально — 3d54s1 у меди должно быть 3d94s2, а на самом деле 3d104s1.

Аналогичные переходы электронов с s-подуровня на d-подуровень наблюдаются у молибдена, серебра, золота, а также и у f-элементов.

Есть также и некоторые другие аномалии в строении внешних энергетических уровней, в основном у актиноидов.

Источник: http://proofgen.ru/Structatom/Structatom6.html

Строение атома технеция (Tc), схема и примеры

Онлайн калькуляторы

На нашем сайте собрано более 100 бесплатных онлайн калькуляторов по математике, геометрии и физике.

Справочник

Основные формулы, таблицы и теоремы для учащихся. Все что нужно, чтобы сделать домашнее задание!

Заказать решение

Не можете решить контрольную?! Мы поможем! Более 20 000 авторов выполнят вашу работу от 100 руб!

Относится к элементам d-семейства. Металл. Обозначение – Tc. Порядковый номер – 43. Относительная атомная масса – 99 а.е.м.

Электронное строение атома технеция

Атом технеция состоит из положительно заряженного ядра (+43), внутри которого есть 43 протона и 56 нейтронов, а вокруг, по пяти орбитам движутся 43 электрона.

Рис.1. Схематическое строение атома технеция.

• Распределение электронов по орбиталям выглядит следующим образом:
• +43Tc)2)8)18)13)2;
• 1s22s22p63s23p63d104s24p64d55s2.
• Внешний энергетический уровень атома технеция содержит 7 электронов, которые являются валентными. Энергетическая диаграмма основного состояния принимает следующий вид:

Валентные электроны атома технеция можно охарактеризовать набором из четырех квантовых чисел: n (главное квантовое), l (орбитальное), ml (магнитное) и s (спиновое):

Подуровень	n	l	ml	s
s	5	0	0	+1/2
s	5	0	0	-1/2
d	4	2	-2	+1/2
d	4	2	-1	+1/2
d	4	2	0	+1/2
d	4	2	+1	+1/2
d	4	2	+2	+1/2

Примеры решения задач

Понравился сайт? Расскажи друзьям!

Источник: http://ru.solverbook.com/spravochnik/ximiya/11-klass/stroenie-atoma/texnecij/

Впервые ученые смогли наблюдать в реальном времени движение электронов в атоме

Международная команда ученых из Германии (Институт Макса Планка Квантовой Оптики – MPQ, Garching, Германия) и США (Национальная лаборатория Лоренса Беркли Департамента энергетики США, Университет Калифорнии в Беркли) использовала ультракороткие вспышки лазерного света, чтобы впервые непосредственно наблюдать движение внешних электронов атома.

Благодаря методу, названному как атто-секундная абсорбционная спектроскопия, исследователи смогли зафиксировать колебания валентных электронов между одновременно произведенными квантовыми сосотояниями с большой точностью. Эти колебания порождают электронное движение.

С простой системой атомов криптона, мы демонстрировали, впервые, что мы можем изучать динамику электронов при переходе с одного энергетического уровня на другой с аттосекундным импульсом,» – говорит Стивен Леон из Лаборатории Беркли Отдела Химических Наук, профессор химии и физики в UC Беркли. «Это позволило увидеть детали типа движения

электрона – когерентную суперпозицию – которая управляет свойствами многих квантовых систем.»

Леон цитирует недавнюю работу исследовательской группы Грэма Флеминга (Graham Fleming) из Беркли о принципиально важной роли последовательной динамики в фотосинтезе как пример его важности, отмечая, что

метод, развитый нашей командой для того, чтобы исследовать когерентную динамику, прежде никогда не был доступен исследователям. Это является действительно общим и может быть применено к аттосекундным электронным проблемам динамики в физике и химии жидкостей, тел, биологических систем, всего.»

Демонстрация атто-секундной абсорбционной спектроскопии началась в первую очередь с ионами атома криптона, где один или большее количество внешних электронов удалялись импульсом излучения инфракрасного лазера, продолжительность излучения которого составляла несколько фемтосекунд (фемтосекунда – 10 -15 секунд). Затем с много более коротким импульсом ультрафиолетового излучения продолжительностью 100 аттосекунд (аттосекунда – 10 -18 секунд), они смогли точно измерить эффекты «орбитального движения» валентного электрона.

Анализ движения валентного электрона

Валентные электроны определяют взаимодействие данного атома с другими атомами и формирование из последних молекул или кристаллических структур, определяют характер разрушения этих связей и эволюцию химических реакций.

Изменения в структуре молекул происходит на временных интервалах порядка фемтосекунды и могут быть обнаружены с использованием фемтосекундной спектроскопии, в которой Леон и Крауз являются пионерами.

Zhi-Heng Loh из группы Леона, запуская импульс продолжительностью порядка фемтосекунды инфракрасного лазерного света, через кювету, заполненную газом криптона, добивался ионизации атомов, сопровождавшейся потерей одного – трех валентных электронов.

Затем экспериментаторы создали аттосекундный импульс жесткого ультрафиолетовго излучения и пропустили луч импульса через кювету с криптоном по тому же пути по которому прошел луч инфракрасного лазера.

Измеряя время задержки между первичным импульсом ионизации и импульсом исследования, исследователи нашли, что последующие состояния увеличивающейся ионизации определялись регулярными временными интервалами, которые, как оказалось, были приблизительно равны времени половине продолжительности одного цикла импульса исследования. (Импульс содержит только по продолжительности несколько циклов или длин волн).

Вспышки, предсказанные в теории, не были обнаружены на эксперименте. Однако аттосекундный импульс, мог бы точно исследовать процесс ионизации, потому что ионизация есть удаление одного или большего количества электронов – оставляет промежутки или «отверстия», незаполненные орбитали, который ультракороткий импульс может исследовать.

Аттосекундный импульс поглощается электронами с более низких энергетических уровней, в результате электроны заполняют пустую наиболее удаленную орбиталь в атоме криптона – это есть прямой результат переходного процесса с поглощением аттосекундного импульса атомами. После того, как длинноволновый пробный импульс порядка фемтосекунды освобождает электрон с наиболее удаленной орбитали (4p), короткий импульс исследования поднимает электрон с внутреннего орбитали (3d), оставляя отверстие в этом месте.

В отдельно заряженных ионах криптона, два электронных состояния сформированы. Волновой пакет движения электрона наблюдается между этими двумя состояниями, указывая, что процесс ионизации формирует два состояния, что известно как квантовая последовательность.

Леон говорит что

есть непрерывное ‘орбитальное смазывание’ между двумя состояниями, благодаря интерференции. Высокую степень смешивания называют когерентностью.”

Таким образом, когда аттосекундный импульс исследования показывает время открытой вакансии валентной орбитали, это действительно показывает время высокую степени когерентности в орбитальном движении, вызванном ионизацией.

Вынужденные аттосекундные импульсы

Когда вспышки от ионов происходят достаточно быстро, только с несколькими циклами импульса ионизации, мы наблюдаем высокую степень когерентности,” – Леон говорит. – «Теоретически, однако, с более длинным импульсом ионизации производство ионов перестает коррелировать с периодом движения электронного волнового пакета, что и показала наша работа.”

Физическая демонстрация аттосекундного переходного поглощения по словам Леона

позволит нам рассматривать процессы в пределах атомов, молекул и кристаллов на электронном временном масштабе. Ранее это было не доступно».

Результаты работы представлены в журнале Nature.

Статья переведена и отредактирована Филипповым Ю.П. по материалам

Пожалуйста, оцените статью:

Источник: http://www.NanoNewsNet.ru/articles/2010/vpervye-uchenye-smogli-nablyudat-v-realnom-vremeni-dvizhenie-elektronov-v-atome

Большая Энциклопедия Нефти и Газа

Cтраница 1

Возможные переходы электрона РїСЂРё рекомбинации Оже ( Р° также РїСЂРё излучательной рекомбинации) показаны РЅР° СЂРёСЃ. 45, Р°.  [2]

Число возможных переходов электрона СЃ РѕРґРЅРѕРіРѕ энергетического-СѓСЂРѕРІРЅСЏ РЅР° РґСЂСѓРіРѕР№ РІ возбужденном атоме ограничено; разрешенные электронные переходы определяются СЂСЏРґРѕРј правил отбора. РџСЂРё этом изменение главного квантового числа ( An) может быть равно нулю либо может принимать любое целое значение.  [3]

Это условие, указывающее возможные переходы электрона с испусканием ( поглощением) фотона, носит название правила отбор а.

Переходы с излучением ( поглощением), при которых соблюдаются правила отбора, называются разрешенными.

Если атом возбужден Рё разрешенный переход возможен, то время жизни атома РІ возбужденном состоянии РїРѕСЂСЏРґРєР° 10 8 сек.  [4]

Это условие, указывающее возможные переходы электрона с испусканием ( поглощением) фотона, носит название правила отбора.

Переходы с излучением ( поглощением), при которых соблюдаются правила отбора, называются разрешенными.

Р’ квантовой механике вводятся правила отбора, ограничивающие число возможных переходов электронов РІ атоме, связанных СЃ испусканием Рё поглощением света.  [6]

РќР° СЂРёСЃ. 3.18 изображена энергетическая схема РєСЂРё-сталла натрия Рё стрелками указаны возможные переходы электронов РїСЂРё излучении рентгеновских лучей.  [7]

Так, в квантовой механике возникают особые правила отбора, ограничивающие число возможных переходов электрона в атоме, связанных с испусканием и поглощением света.

Если бы таких правил отбора не существовало, то число линий в спектрах излучения и поглощения атома было бы произвольно велико.

Оказывается, например, что РІ атомах, РіРґРµ существует РґРІРµ системы энергетических уровней одиночные ( сингдетные) Рё тройные ( триплетные) ( гелий, ртуть), практически РЅРµ наблюдается переходов между СЃРёРЅ-глетными Рё триплетными СѓСЂРѕРІРЅСЏРјРё. Р’ спектроскопии эти правила отбора были установлены эмпирически еще РґРѕ развития квантовой механики. Возможны лишь такие переходы, для которых /, РЅРµ обращается РІ нуль.  [8]

Так, в квантовой механике возникают особые правила отбора, ограничивающие число возможных переходов электрона в атоме, связанных с испусканием и поглощением света.

Если бы таких правил отбора не существовало, то число линий в спектрах излучения и поглощения атома было бы произвольно велико.

Так, в квантовой механике возникают особые правила отбора, ограничивающие число возможных переходов электрона в атоме, связанных с испусканием или поглощением света.

Если бы таких правил отбора не существовало, то число линий в спектрах излучения и поглощения атома было бы произвольно велико.

Оказывается, например, что РІ атомах, РіРґРµ существует РґРІРµ системы энергетических уровней — одиночные ( синглетные) Рё тройные ( триплетные) ( гелий, ртуть), практически РЅРµ наблюдается переходов между синглетными Рё триплетными СѓСЂРѕРІРЅСЏРјРё. Р’ спектроскопии эти правила отбора были установлены эмпирически еще РґРѕ развития квантовой механики. Возможны лишь такие переходы, для которых РіРїС‚ РЅРµ обращается РІ нуль.  [10]

Наряду СЃ описанными разрабатываются Рё РґСЂСѓРіРёРµ теории гетерогенного катализа — электронно-химическая теория, теория цепных реакций Рё РґСЂ.

Р’ работах последних лет механизм действия некоторых полупроводниковых Рё металлических катализаторов рассматривается РІ СЃРІСЏР·Рё СЃ возможными переходами электронов между различными поверхностными электронными энергетическими СѓСЂРѕРІРЅСЏРјРё, отвечающими различным состояниям катализатора.  [12]

Наряду СЃ описанными разрабатываются Рё РґСЂСѓРіРёРµ теории гетерогенного катализа — электронно-химическая теория, теория цепных реакций Рё РґСЂ.

Р’ работах последних лет механизм действия некоторых полупроводников Рё металлических катализаторов рас сматривается РІ СЃРІСЏР·Рё СЃ возможными переходами электронов меж РґСѓ различными поверхностными электронными энергетическими СѓСЂРѕРІРЅСЏРјРё, отвечающими различным состояниям катализатора.  [13]

Схема получения спектра РІРѕРґРѕСЂРѕРґР°.  [14]

Теория Бора позволяет объяснить механизм образования оптического спектра водорода и количественно его описать. Совокупность всех возможных переходов электронов в атоме соответствует спектру водорода.

При переходе электронов с любого дальнего энергетического уровня на один и тот же ближний возникает спектральная серия. Отдельному переходу электрона на данный уровень отвечает спектральная линия.

 [15]

Страницы:      1    2

Источник: https://www.ngpedia.ru/id252908p1.html

Электроны в полупроводниках: взгляд из микромира

С помощью аттосекундного лазера стало возможным проследить за движением электронов в кристалле кремния.

Особенности электронной структуры атома кремния сделали его фундаментом всей современной полупроводниковой техники. Основной ее элемент – транзистор.

Принцип его работы состоит в переходе электронов из валентной зоны в зону проводимости, который происходит под действием внешнего электрического потенциала или падающего света. На этом принципе работает подавляющее большинство современной электроники.

Спектр поглощения кристаллического кремния. Stephen R. Leone / UC Berkeley image

Монокристаллический кремний. Tom Grill/creative/Corbis

‹

›

Дело в том, что электроны в атомах движутся с очень большой скоростью. Например, у атомов тяжелых элементов для электронов на внутренних оболочках уже характерны релятивистские эффекты. Поэтому, чтобы увидеть динамику электронного микромира, нужны измерения с очень и очень коротким периодом – порядка 10-18 с. Такое стало возможным с изобретением аттосекундных лазеров.

Фемтосекундные лазеры позволили наблюдать за тем, как происходят химические реакции на атомарном уровне (нобелевская премия по химии за 1999 досталась Ахмеду Зевейлу за исследования в области фемтохимии). Длительность фемтосекундного импульса сопоставима с частотой колебаний атомов в молекулах. Однако движение электронов происходит на порядки быстрее.

В квантовой механике делается допущение, что электроны движутся в поле неподвижных ядер. Это   позволяет существенно упростить теоретическое описание строения молекул. В 2010 году была впервые показана возможность исследовать  динамику движения электронов на примере атомов криптона. И вот, спустя несколько лет стало реальным изучение электронных переходов в твердых веществах.

Как же происходит переход электрона в кремниевом кристалле?  

В обычном состоянии электроны валентной оболочки локализованы у отдельных атомов и не могут свободно перемещаться по кристаллической решетке.

Когда полупроводниковый материал облучают светом или на него накладывается электрический потенциал, часть атомов может поглотить кванты энергии и перейти в возбужденное состояние.

В возбужденном состоянии электроны получают возможность перемещаться по кристаллу, туннелируя через потенциальный барьер. Возникает проводимость, причем потенциальный барьер препятствует самопроизвольному протеканию процесса.

Переход вещества из непроводящего в проводимое состояние протекает в две стадии. Сначала происходит поглощение энергии и изменение электронного состояния вещества. Вспомним, что электроны передвигаются в тысячи раз быстрее атомов – электронная структура материала уже перешла в новое состояние, а ядра атомов остались на своих прежних местах. Затем наступает вторая стадия – релаксация атомной структуры вещества. Атомы «адаптируются» под изменившееся электронное окружение. Возникающее в ходе поглощения энергии колебание атомной решетки называется фононным спектром кристалла. Для того чтобы на практике наблюдать такие процессы, исследователи использовали аттосекундную спектроскопию жесткого УФ-излучения. Подсветив кристалл кремния лазерной вспышкой, а спустя сверхкороткое время, порядка десятков аттосекунд, облучив его рентгеновским импульсом, можно получить картину электронных переходов. Анализ экспериментальных данных подтвердил теоретическую гипотезу о механизме перехода кремния в проводящее состояние. Лазерная вспышка изменяет состояние только электронной системы, а то время как атомная решетка остается в исходном состоянии. И лишь спустя 60 фемтосекунд наблюдается синхронное движение атомов, что очень близко к самому короткому колебанию решетки в 64 фемтосекунды. Рассчитанная амплитуда колебаний решетки составила порядка 6 пикометров (10-12 м). Если в первых работах в области аттосекундной лазерной техники физики изучали модельные системы, состоящие из атомов криптона, то результаты, полученные на кремнии, дают пример исследования сложной и фундаментально важной системы.

  Рис.1 Спектр поглощения кристаллического кремния. Ось абсцисс (Energy) – энергия поглощаемых фотонов (ЭВ), ось ординат (dA/dE)– поглощение, ось (Delay) – время задержки лазерного импульса.

После поглощения фотона (движение к передней части графика) – пики размываются, что соответствует переходу электронов в зону проводимости (оранжевый и желтый цвет). Сам переход занимает 450 аттосекунд. Stephen R. Leone / UC Berkeley image

Источник: https://www.nkj.ru/news/25421/

Строение атома. Как расположены электроны внутри атома

• Атомы различных простых веществ, химических элементов, отличаются друг от друга лишь числом электронов, находящихся в электронных оболочках и количеством протонов, образующих ядра атомов.
• Как устроен атом — читаем здесь.
• Что такое электрон — читаем здесь.
• Что должен знать каждый о строении атома — читаем здесь.

Как расположены протоны и нейтроны внутри атома достоверно пока неизвестно. Но строение внешней оболочки атома, состоящей из движущихся вокруг ядра электронов исследовано физиками и химиками достаточно хорошо.

Количество электронов в оболочках атомов колеблется в диапазоне примерно от 1 до 100 электронов.

User:Murkt — Image:Helium_atom_QM.svg, CC BY-SA 3.0, https://commons.wikimedia.org/w/index.php?curid=3511620

Электроны распределяются в атоме как бы по слоям. причем, и это важно!!!, на каждый слой может уместиться строго определенное число электронов.

Первый слой — 2 электрона,

второй — 8 электронов,

третий — 18 электронов и т.д.

Давайте посмотрим на примеры. Возьмем всем известный кислород. Порядковый номер кислорода в таблице Менделеева — 8, значит в ядре у него 8 протонов, а около ядра движется 8 электронов.

Значит у кислорода электроны распределены по двум оболочкам: на первой находятся 2 электрона, а на второй — 6. А максимально на второй оболочке может быть 8 электронов.

значит электронный слой у кислорода заполнен не полностью, есть два вакантных местечка для свободных электронов.

Еще пример — натрий. Порядковый номер — 11. Электронов — 11.

1. 1 слой- 2,
2. 2 слой — 8,
3. 3 слой — 1 электрон.

В таблице Менделеева эта закономерность строго прослеживается. В первом столбце таблицы у всех элементов: лития, калия, натрия, и т.д по 1 электрону вво внешней электронной оболочке. Во втором столбце у всех элементов по 2 электрона на внешнем слое и т.д.

Если рассматривать модель натрия, то черное пятно — это ядро и заполненные электронные оболочки по 2 и 8 электронов каждая соответственно, а размытое пятно создает единственный внешний электрон.

Спасибо за внимание. Ставьте лайкосы, подписывайтесь! Всегда с Вами канал «НАУКА, ТЕХНИКА, ЛЮДИ».

Источник: https://zen.yandex.ru/media/id/5a630d2c9b403c5442578563/5b092a999e29a2941ae631bb