Шпора по физике [3 семестр]. Интерференция света световая волна
 Скачать 1.6 Mb.
|
СТРОЕНИЕ МОЛЕКУЛМолекулы – мельчайшие частицы вещества, сохраняющие его химические и физические свойства. Молекулы состоят из одноименных или разноименных атомов, связанные между собой силами межатомной связи, называемыми химическими. Чтобы разложить молекулу на составляющие ее атомы необходимо затратить энергию => что при образовывании молекулы следует ожидать выделение энергии. Между атомами в молекуле существует взаимодействие, а энергия – мера этого взаимодействия. Как показывает опыт, межатомная связь в молекулах возникает между внешними валентными электронами в атоме. Об этом свидетельствуют 2 эксперементальных фактора: - резкое изменение оптических спектров атомов при образовании из них молекул. Оптические спектры атомов характеризуют состояние внешних электронов атома. – неизменность рентгеновского характеристического спектра атомов при вступлении их в молекулу. Рентгеновские характеристические спектры характеризуют состояние внутренних электронных слоев атома. Разобьем хар-ер сил, действующих между атомами в молекуле. На больших расстояниях атомы не взаимодействуют. При сближении атомов появляются силы питяжения. Наряду с ними возникают силы отталкивания, которые с уменьшением расстояния возрастают гораздо более резко. Одновременное действие 2-х противоположно направленных сил приводит к сближению атомов на равновесное растояние. Расстояние r 0 отвечает минимуму пот-ой энергии и называется длиной связи. Uo – энергия диссоциации, равная работе, необходимой для того, чтобы разложить молекулу на составляющие ее атомы. В химии – 5 типов химических связей – ионная или гетерополярная, ковалентная или гемеополярная, металлическая, Ван-дер-Вальское взаимодействие, водородная связь (H-связь). ПРИРОДА ИОННОЙ (ГЕТЕРОПОЛЯРНОЙ) ХИМИЧЕСКОЙ СВЯЗИ (ИС). ИС возникает между нейтральными атомами за счет электростатического взаимодействия ионов, образующихся в результате сближения атомов в следствии перехода электронов от одного атома к другому. Примерами соединений, построеных по ионному типу, является щелочногалоидные соли (NaCl, KBr, CsJ), т.е. атомы, образованные элементами I и VI групп, отличающихся большой разностью в сродстве с электронами. Сродством с электронами называют энергию, которую необходимо затратить, чтобы присоединить электрон с нейтральными атомами. Элементы VI группы обладают большим сродством с электронами. Cl, Eср=3,8эВ. Элементы I группы обладают малыми потенциалами ионизации. Eион=eφ ион, Na, Eион=5,1эВ; Na 1S(c.2)2S(c.2)2p(c.6)3s, Cl 1S(c.2)2S(c.2)2p(c.6)3S(c.2)3p(c.5), В процессе образования молекулы 3S – электрон переходит от Na к Cl, в результате образуются ионы: Na+ 1S(c.2) 3S(c.2)2p(c.6) и Cl 1S(c.2)2S(c.2)2p(c.6)3S(c.2)3p(c.6) с полностью заполненными внешними электронными оболочками по типу энергогазов. Всегда Eион >Eср, ∆E=5,1 – 3,8 = 1,3 эВ (для NaCl). => образование ионов не может происходить самопроизвольно. Кроме того при образовании молекулы энергия выделяется. Откуда берется энергия? Процесс движения атомов с образованием ионов происходит одновременно с выделением энергии электростатического взаимодействия ионов, которое необходимо для их образования. Эта энергия равна для NaCl, Eэл=e(c.2)/r, при r ≤ 11Å, r 0 = 1,4Å, Eэл=10,2эВ, ∆E=1,3эВ; 10,2 – 1,3=8,9эВ. Эта энергия (энергия электростатического взаимодействия NaCl) на 8,9 эВ больше, чем энергия, необходимая для ионизации атома Na. Именно эта энергия и выделяется при образовании NaCl. ПРИРОДА КОВАЛЕНТНОЙ (ГОМЕОПОЛЯРНОЙ) СВЯЗИH2, O2, N2,Cl2… В них не происходит переход электронов от одного атома к другому. Доказательством этому является то, что диссоциация в парах подобных соединений обнаруживает только присутствие нейтральных атомов. Эти молекулы возникают за счет ковалентной связи. В классической физике известен один тип взаимодействия между нейтральными частицами – гравитационное взаимодействие, но в данном случае гравитационные силы очень малы. Кроме того, ковалентная связь обладает насыщенностью, которая проявляется в определенной валентности атомов. Это свойство чуждо любым классическим символам (гравитационным, магнитным, эл-им). Объяснить ковалентную связь можно только квантовой механикой. Рассмотрим пример этой связи для молекулы H2. Количественная теория ковалентной связи применительно к молекуле H2 была разработана Гайтлером, Лондо***. При этом они решали уравнение Шредингера для системы: 2 протона, 2 нейтрона. При сближении атомов происходит частичное перекрывание их электронных облаков. Нельзя сказать, что электрон1 принадлежит ядру атома А, а электрон2 – ядру атома В. Оба электрона тождественны и можно поменять их местами. При этом получается та же система: 2 протона, 2 электрона. За счет частичного перекрывания электронных облаков возникает ковалентная связь. При этом состояние такой системы с тождественными частицами описывается координатной волновой функцией, симметричной или ассиметричной. Она зависит от координат всех частиц, входящих в систему. Различие симметричной от антисимметричной волновой функции заключается в том, что 1 симметричная волновая функция не меняет своего знака при перестановке частиц местами. Полная волновая функция есть линейная комбинация коорд-ой волновой функции, симметричной или антисимметричной, и спиновой волновой функции, зависящей от ориентации спинов всех взаимодействующих частиц. | ψ=Aψ(инд.s)(a)+Bψ(инд.S)(b). Для нахождения волновой функции необходимо решить уравнение Шредденгера: ▼ψ + [2m(E-U)ψ/π(c.2)]=0. Уравнение Шреддингера имеет конечные, непрерывные и однозначные решения при значениях полной энергии системы, удовлетворяющих условию: E(инд.±)=(C(r) ± A(r))/(1±S(r)); “+” – ψ(инд.s)(a), “-“ – ψ(инд.as)(a). Согласно принципу Паули полная волновая функция должна быть антисимметрична. Для того, чтобы определить, будем ли мы иметь дело с притяжением между атомами с образованием устойчивой системы 2-атомной молекулы или атомы будут отталкиваться между собой, необходимо установить знак полной энергии системы. 1) S(r) – интеграл перекрывания, характеризует степень перекрывания электронных облаков при сближении атомов. S(r)0 при r∞, S(r)1 при r0, 0 3)A(r) – обменный интеграл, имеет размерность энергии и обусловлен налиием тождественных частиц в системе и возможностью обмена их местами. Т.е. в молекуле H2 электрон1 может находится около ядра атома B, и т.д. Если r∞, C(r)=0 и A(r)=0. При средних r, C(r)<0 и A(r)<0, |A(r)|>|C(r)|. [1] Если ψ(инд.s)(a), то E+=(C(r)+A(r))/(1+S(r))<0. В этом случае, т.к. полная волновая функция должна быть антисимметрична, то и спиновая волновая функция должна быть антисимметрична, т.е. спины сближающихся атомов должны быть противоположны. Образуется устойчивая система с min энергии. 2) Если ψ(инд.as)(a), то E- = (C(r)-A(r))/(1-S(r))>0. Спиновая функция должна быть симметрична => спины электронов сближающихся атомов должны быть параллельны, не образуется устойчивой системы. Обменное взаимодействие приводит к изменению формы электронных облаков сближающихся атомов, к сгущению электронного облака между ядрами сближающихся атомов, которое цементирует оба атома в единую молекулу. Итак, при образовании молекулы с ковалентной связью наибольшее значение имеет обменное взаимодействие, аналогов которому нет в классической физике. Поэтому обменное взаимодействие носит квантово-механический характер. |