Основные положения квантовой механики.

В 1900 г Макс Планк предположил, что поглощение либо испускание энергии может осуществляться строго определенными дискретными порциями – квантами:

Е = hν,

где h – постоянная Планка (равная 6,62 10^-34 Дж с), ν – частота излучения, (равная ν = с/λ, где с – скорость света, λ – длина волны).

Бор предложил, что момент количества движения электрона (р) кратен h/2π:

p = h/(2π).

1905 г Эйнштейн постулировал, что любое излучение состоит из дискретных частиц-квантов излучения, называемых фотонами (ΔЕ = mc²). В результате возникло представление о двойственной природе света (дифракция, интерференция и свойства корпускул).

В 1924 г Луи де Бройль распространил это представление на электроны. Объединив уравнения ΔЕ=mc² и Е=h.ν, получил уравнение для определения длины волны, которое носит его имя – волна де Бройля: λ = h/mc.

Таким образом, электрон обладает и свойствами частицы и волны одновременно, т.е. корпускулярно-волновой дуализм.

В 1927 г Гейзенберг формулирует принцип неопределенности: положение и скорость электронов не поддаются одновременному определению с абсолютной точностью:

Dх∙D(m∙υ) ≥ h/2π,

где m – масса электрона, Dυ и Dх – ошибка в определении скорости и координаты электрона соответственно.

В каждый момент времени точно можно определить лишь одно из этих двух свойств. Поэтому принято представление об электронном облаке.

Область пространства, в которой высока вероятность обнаружения электрона, называется орбиталью. Орбиталь может рассматриваться как некоторое распределение заряда в пространстве – электронное облако.

Энергетический уровень электрона в атоме определяется четырьмя квантовыми числами.