Postulaty Bohra

I postulat Bohra:

Elektrony w atomach znajdują się na dozwolonych (stacjonarnych) orbitach, na których ich energia jest stała i ściśle określona. Poszczególne orbity stacjonarne muszą spełniać warunek:

  gdzie: h = 6,626∙10-34[J∙s] – stała Plancka

  m – masa elektronu

  v – prędkość elektronu

  r- promień dozwolonej orbity

  m∙v∙r – moment pędu elektronu na danej orbicie

II postulat Bohra

W atomie możliwe jest przejście elektronów między orbitami stacjonarnymi o różnej energii; wiąże się ono z emisją bądź absorpcją kwantu (porcji) energii.

Przejściu elektronu z orbity o energii niższej (E1) do orbity o energii wyższej (E2) towarzyszy absorpcja kwantu o energii równej różnicy obu tych orbit.

  E2 - E1 = h∙  gdzie: h∙ - kwant absorbowanej energii

Przejściu elektronu z orbity o energii wyższej (E1) do orbity o energii niższej (E2) towarzyszy emisja kwantu o energii równej różnicy obu tych orbit.

  E1 - E2 = h∙  gdzie: h∙ - kwant emitowanej energii

Hipoteza de Broglie’a

Z hipotezy de Broglie’a wynika korpuskularno-falowy dualizm materii - zakłada ona, że cząstki elementarne można traktować zarówno jako cząstkę materii i jak falę.

Zasada nieoznaczoności Heisenberga:

Nie istnieje możliwość jednoczesnego i dokładnego określenia położenia oraz pędu elektronu w atomie. Im dokładniejszy byłby pomiar położenia elektronu, tym mniej dokładny byłby pomiar pędu; i odwrotnie.

Zasada nieoznaczoności Heisenberga stała się podstawą do napisanie równania Schrödingera.

Równanie Schrödingera może mieć wiele rozwiązań, a każde z nich jest funkcją falową (), zależną od kombinacji pięciu liczb kwantowych, które określają stan kwantowy elektronu.

Wykres kwadratu modułu funkcji falowej  określa orbital atomowy, czyli obszar, poza którym prawdopodobieństwo znalezienia elektronu jest bardzo małe.

Liczby kwantowe:

n – główna liczba kwantowa

Od głównej liczby kwantowej zależy energia elektronu. Może przyjmować wartości od 1 do + (w praktyce od 1 do 7). Wyznacza powłoki elektronowe (K, L, M, N, O, P, Q).

l – poboczna (orbitalna) liczba kwantowa

Od pobocznej liczby kwantowej zależy orbitalny moment pędu elektronu. Może przyjmować wartości od 0 do (n-1). Wyznacza podpowłoki elektronowe (s, p, d, f, g, h).

ml – magnetyczna orbitalna liczba kwantowa

Od magnetycznej orbitalnej liczby kwantowej zależy rzut orbitalnego momentu pędu elektronu na linię sił pola magnetycznego. Maksymalna ilość tych wartości to 2l + 1. Wyznacza ilość poziomów orbitalnych (orbitali danego typu).

 s – spinowa liczba kwantowa

Od spinowej liczby kwantowej zależy spin elektronu. Liczba ta zawsze przyjmuje wartość .

ms – magnetyczna spinowa liczba kwantowa. Liczba ta może przyjmować dwie wartości: lub -.

Przy zapisywaniu struktury elektronowej pierwiastków należy stosować następujące zasady:

- zakaz Pauliego – w atomie nie mogą istnieć dwa elektrony opisane funkcjami falowymi o identycznej kombinacji 5 liczb kwantowych.

- reguła Hunda – Elektrony zapełniają poziomy orbitalne w taki sposób, aby ilość niesparowanych elektronów była jak największa.

*elektron niesparowany – pojedynczy elektron na danym poziomie orbitalnym.