Ist das Elektron eines Atoms irgendwo im Raum zu finden?

Einfache Bilder, die Orbitalformen zeigen, sollen die Winkelformen von Regionen im Raum beschreiben, in denen sich wahrscheinlich die Elektronen befinden, die das Orbital besetzen. Die Diagramme können jedoch nicht den gesamten Bereich zeigen, in dem ein Elektron zu finden ist, da gemäß der Quantenmechanik die Wahrscheinlichkeit ungleich null ist, das Elektron irgendwo im Raum zu finden . Stattdessen sind die Diagramme ungefähre Darstellungen von Grenz- oder Konturflächen, bei denen die Wahrscheinlichkeitsdichte | ψ(r, θ, φ) |2 hat einen konstanten Wert, der so gewählt ist, dass das Elektron mit einer gewissen Wahrscheinlichkeit (zB 90%) innerhalb der Kontur zu finden ist. Obwohl | Da ψ |2 als Betragsquadrat überall nichtnegativ ist, wird das Vorzeichen der Wellenfunktion ψ(r, θ, φ) oft in jedem Teilbereich des Orbitalbildes angegeben.
Geben Sie hier die Bildbeschreibung ein
[Querschnitt des berechneten Wasserstoffatomorbitals (ψ(r, θ, φ)2) für das 6s-Orbital (n = 6, ℓ = 0, m = 0).]

Ich habe hier eine Frage: Wenn Elektronen irgendwo im Raum mit einer Wahrscheinlichkeit ungleich Null gefunden werden können, können wir eine bestimmte Grenze für das Atom angeben? dh können wir den Radius des Atoms bestimmen?

Mein Herr hat mir gesagt, dass der Atomradius rund ist 10 − 10 m (aus der X -Strahlenexperimente), aber da wir eine Wahrscheinlichkeit ungleich Null haben können, das Elektron sogar darüber hinaus zu finden 10 − 10 m, wie können wir sagen, spezifischer Radius eines Atoms?

Diese Frage ist alt; Eine Lektüre von en.wikipedia.org/wiki/Extended_periodic_table schlägt jedoch eine maximale Reichweite basierend auf der Lichtgeschwindigkeit vor.

Antworten (1)

Sie haben recht damit, dass Atome keine genaue Größe haben. Bei der Definition der Größe von Atomen neigen wir dazu, entweder Bindungslängen zu verwenden, wenn die Atome reaktiv sind, oder interatomare Potentiale für Atome, die nicht reaktiv sind.

Nehmen Sie zum Beispiel Argonatome, die nicht reaktiv sind. Die Kraft zwischen zwei Argonatomen wird gut durch die Londoner Dispersionskraft beschrieben , die im Fall von Argon wie folgt aussieht:

Argon

Typischerweise erhalten wir ein Energieminimum (in diesem Fall bei etwa 380 pm), dann eine harte Kernabstoßung, dh die Energie steigt steil an, wenn Sie die Atome über das Minimum hinausschieben. Wir können dies als Maß für die Größe des Atoms nehmen.

Wo Atome reagieren, können wir den Abstand in den Molekülen als Richtlinie verwenden. Zum Beispiel der O-zu-O-Abstand im O 2 Molekül ist 121 pm, was uns einen Radius für das Sauerstoffatom von etwas über 60 pm gibt.

Wir erhalten jedoch unterschiedliche Werte für die Atomradien, je nachdem, wie genau wir sie definieren. Zum Beispiel bildet Kohlenstoff Einfach-, Doppel- und Dreifach-CC-Bindungen, und sie haben alle unterschiedliche Längen, was uns unterschiedliche Radien für das Kohlenstoffatom gibt. Das bedeutet, dass die Zahlen für die Größe von Atomen eher ein Richtwert als ein genauer Wert sind.

Wikipedia hat hier eine Liste von Atomgrößen , die die unterschiedlichen Werte für die Radien zeigt, die mit verschiedenen Maßen erhalten wurden.

Vielen Dank für die Antwort Herr. Wenn wir in der Lage sind, den Radius eines Atoms entweder durch die Bindungslänge oder das interatomare Potential zu bestimmen, bedeutet das nicht, dass wir indirekt sagen, dass es keine Wahrscheinlichkeit gibt, ein Elektron jenseits dieses bestimmten besagten Radiuswertes zu finden. Es bedeutet, dass wir die Nicht-Null-Wahrscheinlichkeits-Behauptung der Quantenmechanik verletzen. Wenn ich irgendwo falsch liege, verzeihen Sie mir.
Nein, wir sagen nur, dass Sie eine effektive Größe für ein etwas unscharfes Objekt definieren können.
Ich stimme Ihnen zu, Sir, dass wir nur eine effektive Größe für ein Atom definieren. Die Quantenmechanik sagt, dass "es eine Wahrscheinlichkeit ungleich Null gibt, irgendwo im Raum ein Elektron zu finden (ich wollte sagen, für jede Entfernung von den Kernen)". Orbitale, von denen wir sprechen, beschreiben den Bereich, in dem die Wahrscheinlichkeit, ein Elektron zu finden, bei 90 % liegt. Wenn wir uns also weit und breit von den Kernen entfernen, sollte der Prozentsatz auf 0 sinken (keine Chance, ein Elektron zu finden). Ist es also nicht notwendig, die Aussage neu zu definieren als "es gibt eine Wahrscheinlichkeit ungleich Null, ein Elektron in endlicher Entfernung von den Kernen zu finden?"
@VINAY: Ich bin mir nicht sicher, was du fragst. Wenn Sie zum Beispiel ein Wasserstoff-1s-Orbital nehmen, ist die Wahrscheinlichkeit, das Elektron in einem Abstand zwischen zu finden R Und R + D R aus dem Kern ist:
4 R 2 A 0 3 e − 2 R / A 0 D R
@JohnRennie: Diese Frage hat mich genervt. Angenommen, das letzte Elektron des Elements geht in eine Unterschale. Wie definieren wir den Radius eines solchen Atoms?
@ShankRam: Übergangsmetallradien werden wie alle anderen Atomradien mit den Methoden definiert, die ich in meiner Antwort beschreibe. Warum sollte die Tatsache, dass sich das äußerste Elektron in a befindet D Orbital macht einen Unterschied?
@JohnRennie Da ein s-Orbital kugelsymmetrisch um den Kern ist, ist es möglich, einen Radius zu definieren. Aber für d Orbital, wie definieren Sie den Radius? Ist es die maximale Entfernung, bei der dieses Elektron minimale Energie hat?
@ShankRam: Sie wurden von den Bildern der Orbitale in die Irre geführt. Das einzelne Elektron existiert in einer Überlagerung aller 5 D Orbitale und das Atom ist insgesamt kugelsymmetrisch. In jedem Fall ist der Beitrag des einzelnen äußersten Elektrons zur Ladungsdichte im Vergleich zur Ladungsdichte aller gefüllten Orbitale vernachlässigbar.
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