Elektronenzerfall, Warum gibt es P- und höhere Orbitale?

Verwandt: Zerfall vom angeregten Zustand in den Grundzustand

Meine Verwirrung entstand ursprünglich aus der Definition, dass Bindungsenergie der niedrigste Energiezustand (n = 1) im Wasserstoffatom ist. Ich nehme an, das liegt einfach daran, dass Wasserstoff nur ein Atom hat und Elektronen in höheren Energiezuständen nicht stabil existieren. Dann war meine nächste Frage, warum nicht? Wenn diese höheren Energiezustände existieren, warum können Elektronen diese Umlaufbahnen nicht aufrechterhalten? Die obige Frage scheint diese Frage zu beantworten, aber dann verstehe ich nicht, warum größere Atome diese Eigenzustände mit höherer Energie halten KÖNNEN. Liegt es daran, dass die niedrigeren Elektronen die höheren am Zerfall "verhindern"? Ich kann sehen, woher das Ausschlussprinzip kommt, aber ich kann nicht sehen, wie es den Zerfall verhindern würde, nur wie es verhindern würde, dass mehr als zwei Elektronen dieselbe Umlaufbahn bewohnen.

Ich bin mir nicht sicher, ob ich deine Frage verstehe. PEP hindert Elektronen daran, dieselbe Umlaufbahn zu besetzen, und daher KÖNNEN Elektronen NICHT in Umlaufbahnen mit niedrigerer Energie zerfallen, da sie sonst dieselbe Umlaufbahn wie ein anderes Elektron besetzen müssten. "Aber ich kann nicht sehen, wie es den Zerfall verhindern würde, nur wie es verhindern würde, dass mehr als zwei Elektronen dieselbe Umlaufbahn bewohnen.": Im Fall eines Atoms im Grundzustand schließen sich diese beiden Aussagen gegenseitig aus.
Wie kann ich es aber klassisch verstehen? Es gibt einen Zustand höherer Energie – warum zerfällt sie nicht? "Schieben" es nur die anderen Elektronen weg? Aber ist es wirklich das Ausschlussprinzip? Es erscheint mir nur seltsam, weil der Grund, warum Sie nicht zerfallen können, Pauli ist, aber a priori, wenn ich einem System ein Elektron hinzufügen würde, würde ich annehmen, dass es die Grundzustandsenergie annehmen würde ...
In einem Atom im Grundzustand füllen Elektronen Orbitale in der Reihenfolge zunehmender Energie. Wenn sich ein Elektron in einer Umlaufbahn mit höherer Energie befindet und eine unbesetzte Umlaufbahn mit niedrigerer Energie existiert, wird es schnell auf diese Umlaufbahn zerfallen. Ich glaube, da ist etwas, was du nicht ganz verstehst. Können Sie ein Beispiel für eine Elektronenkonfiguration geben, von der Sie denken, dass sie diesem Prinzip der niedrigsten Energie nicht folgt?
Nononono Ich verstehe, dass es vorkommt. Was ich nicht verstehe, ist, warum andere Elektronen nicht in gefüllte Orbitale zerfallen können. Ich WEISS, dass es das Ausschlussprinzip gibt, aber das kommt nur von der Tatsache, dass Fermionen antisymmetrische Gleichungen haben müssen. Was ist physikalisch das Pauli-Ausschlussprinzip? Was hindert angeregte Elektronen daran, so zu zerfallen, wie sie es wollen?
Ich bin mir nicht sicher, ob ich darauf eine gute Antwort habe. Ich denke jedoch, dass der Druck der Quantenentartung damit zusammenhängen könnte.
Es scheint also, dass dies fast ausschließlich ein mathematisches Argument ist? Mehr als zwei Elektronen können einfach nicht denselben Raum einnehmen, und dennoch gibt es mehr Eigenzustände ... Danke für den Link.

Antworten (1)

Hier ist eine Darstellung der Energieniveaus von Wasserstoffatomen .

Energieniveaus von Wasserstoff

Es zeigt die verfügbaren Lösungen der Schrodiner-Gleichung für ein Atom, das aus einem Proton im Kern und einem Elektron besteht, die in ihrem gegenseitigen Potential existieren.

Systeme bleiben im minimalen Energiezustand, und für das einzelne Wasserstoffelektron ist der minimale Energiezustand der n = 1-Zustand und der Wert dieser Energie beträgt -13,6 eV.

Es kann passieren, dass ein Photon von 10,2 eV das Elektron in den Zustand n=2 streut. Dies wird eine instabile Lösung sein, da ein leerer niedrigerer Energiezustand existiert und das Elektron zu n = 1 zurückstrahlt. Dasselbe gilt für die höheren n-Zustände, in die das Elektron gestreut werden kann und dann in den Grundzustand kaskadieren kann. Die Strahlung dieser Anregungen ist ein im Labor messbares Spektrum, und so wissen wir, dass wir das richtige quantenmechanische Modell des Wasserstoffatoms haben.

Ein zweites Elektron hat in dieser Lösung des Wasserstoffatoms, das als Atom null Ladung hat, keine Bedeutung. Ein zweites Elektron wird nicht angezogen, weil es kein potentielles Atom + zweites Elektron gibt.

Jedes Atom hat so viele Elektronen wie Protonen im Kern und es wird Lösungen geben, die die Energieniveaus angeben, die diese Elektronen einnehmen können.

Für Z = 2 und höher erlaubt das Pauli-Ausschlussprinzip keine zwei Elektronen im gleichen Energiezustand. Es lohnt sich, Helium nachzuschlagen , um sich ein Bild von der Komplexität der Energieniveaus von Atomen mit mehreren Elektronen und der Rolle des Pep zu machen.

Aber noch einmal, diese Energieniveaus werden der Reihe nach besetzt – und obwohl ich verstehe, dass das Ausschlussprinzip Elektronen mathematisch aus bereits gefüllten Zuständen aussperrt, sehe ich keinen nicht-quantenmechanischen Grund, warum diese Zustände tabu sein sollten.
Aber dafür wurde die Quantenmechanik gefunden/erfunden! Die klassische Mechanik sah keinen Grund für die Stabilität, der Grundzustand für die klassische Mechanik ist direkt über dem Proton, keine Atome möglich. Bohr postulierte in seinem Modell stabile Umlaufbahnen, und es passte zu den leichten Wasserstoffatomen, deren Strahlungsspektrum bereits untersucht und das Spektrum angepasst worden war, nur weil die klassische Mechanik keinen Grundzustand über dem Proton zulässt. Dann wurde die Quantenmechanik mit Schrödingers Gleichung zu einer Theorie, die alle Beobachtungen einbezog und erfolgreiche Vorhersagen für neue machte.
H − kommt doch vor .
@StianYttervik sicher, aber es hat unterschiedliche Lösungen in Energieniveaus, nicht die von atomarem Wasserstoff. Beachten Sie den Unterschied in der Bodenhöhe
Elektronenzerfall, Warum gibt es P- und höhere Orbitale?
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