http://i7.photobucket.com/albums/y265/o … uj8475.jpg
http://i7.photobucket.com/albums/y265/o … uj0011.jpg
http://i7.photobucket.com/albums/y265/o … uj0010.jpg
http://i7.photobucket.com/albums/y265/o … uj0009.jpg
http://i7.photobucket.com/albums/y265/o … uj0008.jpg
http://i7.photobucket.com/albums/y265/o … uj0007.jpg

strony zamieszczone chyba nie po kolei ale są ponumerowane, wiec sobie poukładajcie

Mist napisał:

dziękować

to mi dziękowac, ja to zamieściłam

Niels Bohr- (ur. 7 października 1885 w Kopenhadze, zm. 18 listopada 1962 w Kopenhadze) fizyk duński, laureat Nagrody Nobla z dziedziny fizyki w roku 1922 za opracowanie teorii budowy (struktury) atomu.Jego prace naukowe przyczyniły się do zrozumienia budowy atomu oraz rozwo-ju mechaniki kwantowej. Uzyskał tytuł doktora na Uniwersytecie w Kopenhadze w 1911 roku. W Manchesterze podjął pod nadzorem Ernesta Rutherforda pracę nad teorią budowy atomu opierając się na jego teoriach. W 1913r. opublikował pracę, w której opisał swój model budowy atomu wo-doru.

Model atomu Bohra
W 1913 roku Niels Henrik Bohr opublikował nową teorię budowy atomów. Przyjął on wprowa-dzony przez Ernesta Rutherforda model atomu, według tego modelu elektron krąży wokół jądra jako naładowany punkt materialny, przyciągany do jądra siłami elektrostatycznymi. Przez analogię do ruchu planet wokół Słońca model ten nazwano "modelem planetarnym atomu". Pierwszym równaniem modelu jest równość siły elektrostatycznej i siły dośrodkowej. Bohr przyjął także trzy nowe tezy:
1. W atomie istnieją takie orbity, po których poruszające się elektrony nie promieniują energii - orbity te nazwał stacjonarnymi [postulat jest niezgodny z prawami klasycznej termodynamiki].
2. Każda emisja lub też absorpcja energii promieniowania odpowiada przejściu elektronu pomię-dzy dwoma orbitami stacjonarnymi. Promieniowanie emitowane w czasie takiego przejścia jest jednorodne.
3. Prawa mechaniki opisują równowagę dynamiczną elektronów w stanach stacjonarnych, ale nie stosują się do przechodzenia elektronu pomiędzy dwoma stanami stacjonarnymi.
Mimo pozornej poprawności modelu zrezygnowano z niego, ponieważ zgodnie z elektrodynamiką klasyczną poruszający się po okręgu (lub elipsie), a więc przyspieszany, elektron powinien, w spo-sób ciągły, wypromieniowywać energię i w efekcie "spadłby" na jądro już po czasie rzędu 10-6 sekundy. Fakt, że tak się nie dzieje, nie dawał się wytłumaczyć na gruncie fizyki klasycznej. Mo-del Bohra został ostatecznie odrzucony również ze względu na to, że nie dawało go się zaadapto-wać do atomów posiadających więcej niż dwa elektrony i nie można było za jego pomocą stwo-rzyć przekonującej, zgodnej ze znanymi faktami eksperymentalnymi teorii powstawania wiązań chemicznych.

Schemat budowy atomu

Każda kolejna powłoka elektronowa jest coraz bardziej oddalona od poprzedniej.
Najniższą wartość energii mają elektrony na powłoce najbliżej jądra atomowego. Różnice energii między elektronami z kolejnych powłok są coraz mniejsze w miarę wzrostu numeru powłoki.




Jonizacja atomu

Jonizacja - powstanie jonu z obojętnego atomu lub cząsteczki. Może się ona odbywać na kilka sposobów:
•    poprzez elektryczne oddziaływanie na obojętne cząsteczki, np. bombardowanie ich stru-mieniem elektronów - w ten sposób generuje się wolne aniony
•    poprzez wybicie elektronu z powłok atomowych w wyniku absorpcji kwantu energii lub zderzenia z innym atomem, cząstką lub cząsteczką - w ten sposób generuje się wolne ka-tiony
•    poprzez rozpad wiązań chemicznych, w wyniku czego jedna część cząsteczki dostaje oba elektrony wcześniej uczestniczące w wiązaniu, taki rozpad nazywa się dysocjacją elektroli-tyczną - w ten sposób powstają luźne pary jonowe
•    poprzez reakcję chemiczną, w której jedna cząsteczka (donor) dostarcza elektrony drugiej (akceptor) jednak nie ulegają przy tym rozbiciu żadne wiązania - nazywa się to jonizacją chemiczną - w ten sposób również powstają luźne pary jonowe.
Energia jonizacji, energia potrzebna do jednostkowej jonizacji atomu, tzn. oderwania jednego elektronu z atomu. Energia jonizacji maleje ze wzrostem numeru okresu (większa odległość od jądra i słabsze siły przyciągania elektronu z powłoki walencyjnej), a generalnie (z licznymi wyjąt-kami, biorąc pod uwagę kolejne wartości) rośnie wraz ze wzrostem numeru grupy.

W przypadku, gdy dostarczymy atomowi bardzo dużej ilości energii, znacznie większej, niż ener-gia potrzebna na jego wzbudzenie, jesteśmy zdolni nie tylko do przeniesienia elektronu na wyższą powłokę, ale również odsunięcia go od atomu na odległość, na której ze strony jądra nie będą dzia-łały już żadne siły. Wartość energii, którą musimy dostarczyć elektronowi, by oderwać go od ato-mu jest zależna od tego, na której powłoce się on znajduje- im dalej od jądra przyciąganie słabnie, więc na odleglejszych powłokach elektronowych ilość potrzebnej energii będzie mniejsza niż np. na pierwszej powłoce.

Najmniejsza ilość energii, która jest niezbędna do oderwania jednego elektronu od obojętnego atomu nazywana jest I energią jonizacji. Gdy oderwiemy od atomu jeden elektron, atom prze-kształci się w jon jednododatni
Proces ten opisuje równanie:


Przykład: Li <=> Li+ + e-

Aby z podanego wyżej Li+ powstał jon Li2+, należy dostarczyć II energię jonizacji, czyli dostar-czyć taką ilość energii, by od jonu jednododatniego oderwać jeszcze jeden elektron. Jeśli nato-miast chcemy uzyskać jon Li3+, musimy dwudodatniemu jonowi Li dostarczyć III energii joniza-cji:
Li+ <=> Li2+ + e-
Li2+ <=> Li3+ + e-

Podczas usuwania elektronów energia jonizacji powstałego kationu rośnie, przy czym największa energia jonizacji związana jest z oderwaniem elektronu z powłoki wewnętrznej.
Obserwuje się, że energia jonizacji rośnie w okresie w prawą stronę i maleje w grupie z góry na dół.


Podczas jonizacji zmieniają się rozmiary atomu - gdy traci on elektrony zmniejsza się jego pro-mień. Przyczyną takiego „kurczenia się” jest utrata elektronów, które zapełniają powłoki ze-wnętrzne. Kiedy ładunek jądra przypada na mniejszą liczbę elektronów, są one silniej przyciągane.

no ...wy miałyscie tego z 6 stron a tu jest tylko 3...na kiedy ta kartkówka??na czwartek??

Mist napisał:

Kij z tym, komu dziękować... Ważne, że w końcu to dostaliśmy

czuję się glęboko urażona i dotknięta tym co napisałac <napisałabym FOCH ale jak ostatnio wytłumaczono mi ten skrót o chyba zrezygnuję >

Stan wzbudzony - stan, w którym atom ma większą enrgię niż w stanie podstawowym. W stanie podstawowym elektrony zapełniają orbitale zgodnie z Regułą Hunda, w stanie wzbudzonym mogą występować np. dwa orbitale z niesparowanymi elektronami kiedy w stanie podstawowym takie zjawisko nie może wystąpić.
Reguła Hunda - reguła mówiąca, że w atomie, w celu uzyskania najbardziej korzystnego energetycznie zapełnienia orbitali atomowych, powinno być jak najwięcej elektronów niesparowanych. Elektrony ulegają sparowaniu po pojedynczym zapełnieniu wszystkich form przestrzennych danych orbitali danej powłoki elektronowej.
Kolejność wypełniania podpowłok: reguły Hunda
1.    Zapełnione powłoki nie wnoszą wkładu do L (całkowity orbtalny moment pędu) i S (całkowity spinowy moment magnetyczny).
2.    W stanie podstawowym elektrony o tej samej wartości L są rozmieszczane tak, żeby wypadkowy spin S był maksymalny. Stany o wyższej multipletowości mają więc niższe energie.
3.    Po osiągnięciu maksymalnej wartości S elektrony są rozmieszczane pomiędzy stany o ml w taki sposób, żeby zmaksymalizować mL= Σml Dla danej 2S+1, stany o niższej energii mają większe L.
4.    Po uwzględnieniu energii LS najniższe energie mają:
•    Termy o najmniejszych wartościach J dla podpowłok zapełnionych mniej niż w połowie,
•    Termy o największych wartościach J dla podpowłokzapełnionych więcej niż w połowie (zmienia się znak pola magnetycznego działającego na elektron).

Korpuskularno falowy model atomu
Bohr przyjął założenie, że elektron przez dłuższy czas, przebywając na orbicie nie promieniuje energią, że orbity po jakich krąży są okręgami, a także mogą przeskoczyć na inną orbitę gdy zostanie dostarczona odpowiednia ilość energii. Z samego początku tę teorie opierano na badaniach prowadzonych na atomie wodoru.  Uważano, że możliwe jest stosowanie wszystkich obliczeń na innych pierwiastkach. Jednak spostrzeżenie to okazało się błędne. Naukowcy zmienili dla większej prawdopodobnosci wyników obliczeń założenie iż orbita może być elipsą. Ale nadal badania potwirdzajace regułę nie były zadowalające. Nie potwierdzały założenia. Dopiero Louris de Broglie wysunął hipotezę na temat prawdziwej natury elektronu jądra atomu.
Książę Louis Victor Pierre Raymond de Broglie (ur. 15 sierpnia 1892 w Dieppe, zm. 19 marca 1987 w Louveciennes we Francji), francuski fizyk, laureat Nagrody Nobla w 1929 za odkrycie falowej natury elektronów.
W odróżnieniu od swojego brata, który był głównie fizykiem eksperymentalnym, Louis interesował się raczej fizyką teoretyczną. W 1924 napisał doktorat na temat Recherches sur la théorie des quanta (Badania nad teorią kwantową), w którym zaprezentował swoją teorię falowych właściwości cząstek fale de Broglie'a, bazowaną na pracach Einsteina i Plancka o dualizmie korpuskularno-falowym. De Broglie rozwinął w późniejszym okresie swoją hipotezę, formułując ostatecznie hipotezę de Broglie'a. W 1929 otrzymał Nagrodę Nobla za swoje badania, praktyczne zastosowanie teorii de Broglie'a pozwoliło między innymi na zbudowanie mikroskopu elektronowego.


Dualizm korpuskularno-falowy - cecha wielu obiektów fizycznych (np: światła czy elektronów) polegająca na tym, że w pewnych sytuacjach, zachowują się one jakby były cząstkami (korpuskułami), a w innych sytuacjach jakby były falami. Współtwórcą był Albert Einstein
Wg mechaniki kwantowej właściwie całą materię charakteryzuje ten dualizm. Każdej cząstce, a nawet każdemu obiektowi makroskopowemu można przypisać charakterystyczną dla niego funkcję falową, wynikającą z probabilistycznej natury materii. Z drugiej strony każde oddziaływanie falowe można opisać w kategoriach cząstek.
Równanie Schrödingera jest podstawowym równaniem nierelatywistycznej mechaniki kwantowej, sformułowanym przez austriackiego fizyka Erwina Schrödingera w 1926 roku. Opisuje ono ewolucję układu kwantowego w czasie. W nierelatywistycznej mechanice kwantowej odgrywa rolę analogiczną do drugiej zasady dynamiki Newtona w mechanice klasycznej.











gdzie i to jednostka urojona,  jest stałą Plancka podzieloną przez 2π (nazywana niekiedy stałą Diraca, zredukowaną stałą Plancka lub "h kreślonym"), H jest operatorem energii całkowitej, tzw. hamiltonianem układu,  jest funkcją położenia i czasu tzw. funkcją falową.

Schrödinger stworzył terie zbliżona teorie do Heisenberga. Okazało się bowiem, ze całą falową hipoteze można wytłumaczyc matematycznie.

Karl Heisenberg-Był jednym ze współtwórców mechaniki kwantowej, laureat Nagrody Nobla z dziedziny fizyki w roku 1932 za fundamentalny wkład w stworzenie mechaniki kwantowej [1]. Był także ważnym filozofem nauki, pozostającym pod wpływem platonizmu i neokantyzmu.wprowadził sformuował on tzw zasade nieoznaczoności. Ona mówi o o tym, że nie można określić dokładnie położenia i pędu i cząsteczki tak małej jak elektron. Drugie twierdzenie torównanie falowe, którego zapis wyglada następująco.
Równanie falowe to matematyczne równanie różniczkowe cząstkowe drugiego rzędu, opisujące ruch falowy.
Ogólną postacią równania falowego jest:

gdzie  oznacza zbiór liczb rzeczywistych nieujemnych. W równaniu funkcja u(x,t) jest niewiadomą opisującą wychylenie fali w punkcie x w chwili t. Zadane są początkowe położenie fali f oraz początkowy impuls g. Fizycznie stała c oznacza prędkość światła. Matematycznie zwykłe przyjmuje się c = 1.
Skrótowo można wyrazić równanie falowe używając operatora d'Alemberta:

Rozwiązania równania falowego mają różne postaci i własności w zależności od parzystości wymiaru przestrzeni. Najważniejsze równania falowe to przypadki n = 1,2,3.
Równanie falowe jest ważne w mechanice kwantowej, gdyż opisuje falę de Broglie'a:

opisuje ono prawdopodobieństwo znalezienia elektronu w zależności od wielu uwarunkowań.
Natomiast Schrödinger zwrócił swoją uwagę na orbitalne.jego równanie dla każdego atomu ma nieskończenie wiele rozwiązań.
Same elektrony są charakteryzowane przez liczby kwantowe. Znajomość 4 liczb kwantowych umożliwia zdefiniowac orbita. są to:
Małe „n”- główna liczba kwantowa.<oznacza numer powłoki na której znajduje się elektron. Najczęściej jest to liczba naturalna całkowita dodatnia.<określa odległość elektronu od jadra. Liczba n jest równoznaczna z przypisanym powłokom literom.czyli np. powłoka L jest związana z główna liczbą kwantową n= 2 itd.
A także „l” poboczna liczba kwantowa. Ona charakteryzuje kształt orbitali i może przyjmować wartości rzeczywiste nieujemne. Czyli może być zerem, przyjmuje się że wtedy orbita jest kulisty.
Jak również „m”- magnetyczna liczba kwantowa wszystkich liczb. Dodatnich ujemnych, zera, a także ułamków.
I „Ms”- magnetyczna liczba spinowa wartość ta charakteryzuje spin elektronu. Przyjmuje wartości albo + ½, bądź -1/2.
Spin elektronu to kierunek elektronu wokół własnej osi.chodzi tu o to, że liczby kwantowe dokładnie tłumaczą i opisuja stan elektronu w atomie. <n9ie może być dwóch elektronów w tym samym położeniu i z takimi samymi liczbami kwantowymi. Regułę ta opracował Pauli. Jako zakaz pauliego.
Konfiguracja elektronowa najprościej mówiąc jest rozmieszczeniem elektronów na powłokach, które maja swoje konkretne oznaczenia. Ważny jest tu również układ energii, który manipuluje elektronami.
Jeśli mówimy o konfiguracji elektronowej możemy spotkac się z pojęciempromocji. Promocja jest to pewna nieregularnośc w wypełnieniu powłok elektronowych. Chodzi tu o różna ilość elektronów występujących na danych powłokach. Najbardziej zewnętrzne SA powłoki walencyjne. Tak się nazywają. A elektrony jakie na nich występują to elektrony walencyjne. Do opisu konfiguracji atomów stosuje się często wzór Lewisa, który jest tez nazywany Elektronowym wzorem strukturalnym

Mist napisał:

pfff ja nie wnikam kto komu FOCh Z drugiej strony to Ola K. zamieściła Wasz referat na forum, więc jej należą się podziękowania. Ale ok, żeby nie robić burdelu większego- nie kontynuujemy rozmowy

to ja zamieściłam! tylko byłam u Oli i pisałam z Oli profilu serio