量子物理学

「量子力学を理解している人は誰もいないと言っても過言ではないでしょう。」 —物理学者のリチャードP.ファインマン

半導体デバイスの発明が革命だったと言っても過言ではありません。これは印象的な技術的成果であるだけでなく、現代社会を消えることのない発展への道を開いた。半導体デバイスは、このテクノロジーのいくつかのアプリケーションを挙げれば、コンピューター、特定の種類の医療診断および治療機器、一般的な通信デバイスなど、小型化された電子機器を可能にしました。

このテクノロジーの革命の背後には、一般科学のさらに大きな革命があります。それは、量子物理学の分野です。 。自然界を理解する上でのこの飛躍がなければ、半導体デバイス（およびまだ開発中のより高度な電子デバイス）の開発は不可能でした。量子物理学は、信じられないほど複雑な科学の領域です。この章は簡単な概要です。ファインマンの口径の科学者が「誰もそれを理解していない」と言うとき、それは複雑な主題であると確信することができます。しかし、量子物理学の基本的な理解、または少なくともその定式化につながった科学的発見の理解がなければ、半導体電子デバイスがどのようにそしてなぜ機能するのかを理解することは不可能です。私が読んだほとんどの入門用電子教科書は、半導体を「古典」物理学の観点から説明しようとしているため、理解よりも混乱が生じています。

アトム

私たちの多くは、下の図のような原子の図を見てきました。

ラザフォード原子：負の電子は小さな正の原子核を周回します。

陽子と呼ばれる物質の小さな粒子 および中性子 原子の中心を構成します。 電子 星の周りを惑星のように周回します。陽子が存在するため、核は正の電荷を帯びています（中性子はまったく電荷を持っていません）が、原子の平衡をとる負の電荷は軌道を回る電子に存在します。惑星が太陽に重力で引き付けられるのと同じように、負の電子は正の陽子に引き付けられますが、電子の動きのために軌道は安定しています。この人気のある原子モデルは、1911年頃に、原子の正電荷が以前の研究者によって提案されたように直径の周りに均等に広がるのではなく、小さな高密度のコアに集中していることを実験的に決定したアーネストラザフォードの研究によるものです。 、JJトンプソン。

ラザフォード散乱

ラザフォードの散乱実験では、下の図に示すように、正に帯電したアルファ粒子を薄い金箔に衝突させます。若い大学院生のH.ガイガーとE.マースデンは予想外の結果を経験しました。いくつかのアルファ粒子は大きな角度で偏向しました。いくつかのアルファ粒子は後方散乱しており、ほぼ180 ^o で反跳していました。 。ほとんどの粒子は偏向せずに金箔を通過しました。これは、箔がほとんど空の空間であることを示しています。いくつかのアルファ粒子が大きなたわみを経験したという事実は、ごくわずかな正に帯電した原子核の存在を示していました。

ラザフォード散乱：アルファ粒子のビームが薄い金箔によって散乱されます。

ラザフォードの原子モデルは、トンプソンの原子モデルよりも実験データをうまく説明しましたが、それでも完全ではありませんでした。原子構造を定義するためのさらなる試みが行われ、これらの努力は量子物理学の奇妙な発見への道を開くのに役立ちました。今日、私たちの原子の理解はかなり複雑です。それにもかかわらず、量子物理学の革命と原子構造の理解への貢献にもかかわらず、ラザフォードの原子の太陽系画像は、不適切な場合でも一部の研究分野で存続するほど、一般の意識に埋め込まれました。

人気のある電子工学の教科書から引用した、原子内の電子のこの短い説明を検討してください。

したがって、軌道を回る負の電子は正の原子核に引き付けられます。これにより、なぜ電子が原子核に飛ばないのかという疑問が生じます。答えは、2つの等しいが反対の力のために、軌道を回る電子は安定した軌道にとどまるということです。軌道のために電子に加えられる遠心力の外向きの力は、異なる電荷のために電子を原子核に引き寄せようとする引力の内向きの力（求心力）を打ち消します。

ラザフォードモデルに沿って、この著者は、電子を円軌道に関与する物質の固体の塊としてキャストし、反対に帯電した原子核へのそれらの内向きの引力は、それらの運動によってバランスがとられています。 「遠心力」への言及は技術的には正しくありませんが（軌道を回る惑星の場合でも）、広く受け入れられているため、簡単に許されます。実際には、力が何かを押すようなものはありません。 軌道を回る体離れて 軌道の中心から。物体の慣性はそれを直線的に移動させ続ける傾向があり、軌道は直線移動からの一定の偏差（加速度）であるため、物体を軌道に引き付ける力に対して一定の慣性反対が存在するため、このように思われます。中心（求心力）、重力、静電引力、さらには機械的リンクの張力など。

しかし、この説明の本当の問題は、そもそも電子が円軌道を移動するという考えです。加速する電荷が電磁放射を放出することは検証可能な事実であり、この事実はラザフォードの時代でも知られていました。軌道運動は加速の一形態であるため（通常の直線運動から離れて一定の加速度で軌道を回る物体）、軌道状態の電子は回転するタイヤからの泥のように放射線を放出する必要があります。 シンクロトロンと呼ばれる粒子加速器の円形経路の周りで加速された電子 これを行うことが知られており、その結果はシンクロトロン放射と呼ばれます。 。このように電子がエネルギーを失っていると、その軌道はやがて崩壊し、正に帯電した原子核と衝突します。それにもかかわらず、これは通常、原子内では発生しません。実際、電子の「軌道」は、幅広い条件で非常に安定しています。

興奮した原子

さらに、「励起された」原子を使った実験では、原子から放出される電磁エネルギーは特定の特定の周波数でのみ発生することが示されました。光などの外部の影響によって「励起」された原子は、そのエネルギーを吸収し、どのように叩かれても一定のピッチで鳴る音叉のように、特定の周波数の電磁波として返すことが知られています。励起された原子から放出される光がプリズムによってその構成周波数（色）に分割されると、スペクトルに明確な色の線が現れ、スペクトル線のパターンはその要素に固有のものになります。この現象は、一般的に原子元素を特定するために使用され、化合物または化学混合物中の各元素の比率を測定するためにも使用されます。ラザフォードの太陽系原子モデル（電子を任意の半径で自由に軌道を回る物質の塊と見なす）と古典物理学の法則によれば、励起された原子は、選択された少数ではなく、事実上無制限の周波数範囲でエネルギーを返す必要があります。言い換えれば、ラザフォードのモデルが正しければ、「音叉」効果はなく、任意の原子から放出される光スペクトルは、いくつかの明確な線ではなく、連続した色の帯として表示されます。

BohrModel

ボーア水素原子（軌道が一定の縮尺で描かれている）は、電子が個別の軌道にのみ生息できるようにします。 n =3,4,5、または6からn =2に低下する電子は、バルマー系列のスペクトル線を説明します。

ニールス・ボーアという名前の先駆的な研究者は、1912年にラザフォードの研究室で数か月間勉強した後、ラザフォードのモデルを改良しようとしました。他の物理学者（特に、マックス・プランクとアルバート・アインシュタイン）の発見を調和させようとして、ボーアは各電子特定の特定の量のエネルギーがあり、それらの軌道が定量化された ビー玉は、以前はそれぞれが想像されていたフリーレンジの衛星ではなく、原子核の周りの円形の軌道に固定されていたため、それぞれが原子核の周りの特定の場所を占めるようになりました。 （上の図）電磁気学と加速電荷の法則を尊重して、ボーアはこれらの「軌道」を定常状態としてほのめかしました。 彼らが動いているという含意から逃れるために。実験結果により近い合意に基づいて原子の構造を再構成するというボーアの野心的な試みは、物理学のマイルストーンでしたが、それは完全ではありませんでした。彼の数学的分析は、以前のモデルに属する分析よりも実験的イベントのより良い予測を生み出しましたが、なぜについては、まだいくつかの未回答の質問がありました。 電子はそのような奇妙な方法で動作する必要があります。電子が原子核の周りの静止した量子化された状態で存在するという主張は、ラザフォードのモデルよりも実験データをよりよく説明しましたが、彼は電子にそれらの特定の状態を明示させるものが何であるかを知りませんでした。その質問への答えは、約10年後、別の物理学者、ルイ・ド・ブロイから来なければなりませんでした。

ドブロイ仮説

ドブロイは、光子（光の粒子）としての電子が粒子のような特性と波のような特性の両方を示すことを提案しました。この提案に基づいて、彼は、粒子の観点ではなく波の観点から軌道を回る電子を分析することで、それらの量子化された性質をより理解できるかもしれないと示唆しました。確かに、理解における別のブレークスルーに到達しました。

2つの固定点間の共振周波数で振動する弦は定在波を形成します 。

ドブロイによる原子は、定在波として存在する電子で構成されていました。 、さまざまな形で物理学者によく知られている現象。楽器の撥弦楽器（上の図）が共振周波数で振動し、その長さに沿って安定した位置に「ノード」と「アンチノード」があります。ドブロイは、下の図のように、波が円の周りを曲がるときに立っている原子の周りの電子を想定していました。

原子核の周りの定在波としての「軌道を回る」電子、（a）軌道ごとに2サイクル、（b）軌道ごとに3サイクル。

電子は、波の終わりが一致する唯一の距離であるため、原子核の周りの特定の明確な「軌道」にのみ存在する可能性があります。他の半径では、波はそれ自体を破壊的に干渉し、したがって存在しなくなるはずです。ドブロイの仮説は、原子内の電子の量子化された状態を説明するための数学的サポートと便利な物理的アナロジーの両方を提供しましたが、彼の原子モデルはまだ不完全でした。しかし、数年以内に、物理学者のヴェルナーハイゼンベルクとエルヴィンシュレディンガーは、互いに独立して働き、ドブロイ波の二重性の概念に基づいて、より数学的に厳密な素粒子のモデルを作成しました。

量子力学

ドブロイの原始定在波モデルからハイゼンベルグの行列およびシュレディンガーの微分方程式モデルへのこの理論的進歩には、量子力学という名前が付けられました。 、そしてそれは亜原子粒子の世界にかなり衝撃的な特徴を導入しました：確率の特性、または不確実性。新しい量子論によれば、正確な位置を決定することは不可能でした 同時に粒子の正確な運動量。この「不確定性原理」の一般的な説明は、それが測定誤差であったというものでした（つまり、電子の位置を正確に測定しようとすると、その運動量が妨げられ、位置測定が行われる前に何であったかがわかりません。逆）。量子力学の驚くべき意味は、粒子が実際には正確な位置を持っていないということです 運動量ではなく、2つの量のバランスを取り、それらを組み合わせた不確実性が特定の最小値を下回らないようにします。

この形の「不確定性」関係は、量子力学以外の分野に存在します。この本シリーズの第II巻の「混合周波数AC信号」の章で説明したように、波形の時間領域データとその周波数領域データの確実性の間には相互に排他的な関係があります。簡単に言えば、構成周波数を正確に知るほど、時間の振幅を正確に知ることはできません。逆もまた同様です。自分自身を引用するには：

無限の持続時間（無限のサイクル数）の波形は絶対的な精度で分析できますが、分析に使用できるコンピューターのサイクルが少ないほど、分析の精度は低くなります。 。 。波が循環する回数が少ないほど、その周波数の確実性は低くなります。この概念を論理的に極端にすると、短いパルス（サイクルを完了しない波形）には実際には周波数がなく、無限の周波数範囲として機能します。この原理は、AC電圧と電流だけでなく、すべての波動現象に共通しています。

変化する信号の振幅を正確に決定するには、非常に狭い時間で信号をサンプリングする必要があります。ただし、これを行うと、波の周波数の表示が制限されます。逆に、波の周波数を非常に正確に決定するには、多くのサイクルにわたって波をサンプリングする必要があります。つまり、特定の瞬間にその振幅が見えなくなります。したがって、波の瞬間的な振幅と全体的な周波数を無制限の精度で同時に知ることはできません。見知らぬ人ですが、この不確実性はオブザーバーの不正確さ以上のものです。それはまさに波の性質の中にあります。適切な技術があれば、両方の正確な測定値を取得することは不可能です。 瞬時の振幅と周波数を同時に。文字通り、波は正確で瞬間的な振幅と正確な周波数の両方を同時に持つことはできません。

ハイゼンベルグとシュレディンガーによって表現された粒子の位置と運動量の最小の不確定性は、測定の制限とは何の関係もありません。むしろ、それは粒子の物質波の二重性の本質的な特性です。したがって、電子は、正確に定義された物質の断片として、または正確に定義された波形としてではなく、「雲」として実際に「軌道」に存在します。専門用語は波動関数 -確率分布の、あたかも各電子がさまざまな位置と運動量にわたって「拡散」または「スミア」されたかのように。

不正確な雲としての電子のこの急進的な見方は、最初は量子化された電子状態の元の原理と矛盾しているように見えます。つまり、電子は原子核の周りの離散した定義された「軌道」に存在します。結局のところ、それを説明するための量子論の形成につながったのはこの発見でした。電子の離散的な振る舞いを説明するために開発された理論が、電子が離散的な物質ではなく「雲」として存在すると宣言することになるのは、なんと奇妙なことのように思われます。ただし、電子の量子化された動作は、明確な位置と運動量の値を持つ電子に依存するのではなく、量子数と呼ばれる他のプロパティに依存します。 。本質的に、量子力学は、絶対位置と絶対運動量の一般的に保持されている概念を省き、一般的な経験に類似点がない種類の絶対概念に置き換えます。

4つの量子数

電子は、離散的な物質の塊としてではなく、空気のような「雲のような」形の分散確率で存在することが知られていますが、それらの「雲」には、 である他の特性があります。 離散。原子内の電子は、4つの数値尺度（前述の量子数）で表すことができます。 ）、プリンシパルと呼ばれます 、角運動量 、磁気 、およびスピン 数字。以下は、これらの数字のそれぞれの意味の概要です。

1。主量子数

主量子数： n の文字で表されます 、この番号はシェルを表します 電子が存在すること。電子の「殻」は、原子核の周りの空間の領域であり、電子が存在できるようになっています。これは、deBroglieとBohrの安定した「定在波」パターンに対応します。電子はシェルからシェルへと「跳躍」する可能性がありますが、その間に存在することはできません。 シェル領域。主量子数は正の整数（整数、1以上）でなければなりません。言い換えれば、電子の主量子数を1/2または-3にすることはできません。これらの整数値は任意に到達したのではなく、光スペクトルの実験的証拠によって得られました。励起された水素原子によって放出される光の異なる周波数（色）は、前の図に示すように、特定の整数値に数学的に依存するシーケンスに従います。

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各シェルには、複数の電子を保持する能力があります。電子殻の例えは、円形劇場の同心円状の座席の列です。円形劇場に座っている人が座る列を選ばなければならないのと同じように（間に座ることはできません） 行）、電子は「座る」ために特定のシェルを「選択」する必要があります。円形劇場の行と同様に、最も外側のシェルは内側のシェルよりも多くの電子を保持します。また、円形劇場の人々は中央のステージに最も近い座席を探すため、電子は利用可能な最も低いシェルを探す傾向があります。殻の数が多いほど、その中の電子のエネルギーが大きくなります。

任意のシェルが保持できる電子の最大数は、式2n ² で表されます。 ここで、「n」は主量子数です。したがって、最初のシェル（n =1）は2つの電子を保持できます。 2番目のシェル（n =2）は8個の電子、3番目のシェル（n =3）は18個の電子です。 （下の図）

原子内の電子殻は、以前は番号ではなく文字で指定されていました。最初のシェル（n =1）にはK、2番目のシェル（n =2）L、3番目のシェル（n =3）M、4番目のシェル（n =4）N、5番目のシェル（n =5）のラベルが付けられました。 O、6番目のシェル（n =6）P、および7番目のシェル（n =7）Q。

2。角運動量量子数

角運動量量子数： シェルは、サブシェルで構成されています。サブシェルは、道路を分割する車線のように、シェルの単純な細分化と考える傾向があるかもしれません。サブシェルははるかに奇妙です。サブシェルは、電子の「雲」が存在できる空間の領域であり、実際には、サブシェルが異なれば形状も異なります。最初のサブシェルは球のような形をしており（下の図）、原子核を3次元で囲む電子の雲として視覚化すると意味があります。ただし、2番目のサブシェルはダンベルに似ており、原子の中心近くの1点で結合された2つの「ローブ」で構成されています。 （下の図（p））3番目のサブシェルは通常、原子核の周りに集まった4つの「ローブ」のセットに似ています。これらのサブシェル形状は、アンテナからさまざまな方向に伸びる球根状のローブ形状の領域を備えた、無線アンテナ信号強度のグラフィック描写を彷彿とさせます。 （下の図（d））

有効な角運動量量子数は、主量子数のような正の整数ですが、ゼロも含まれます。電子のこれらの量子数は、文字lで表されます。シェル内のサブシェルの数は、シェルの主量子数と同じです。したがって、最初のシェル（n =1）には、0の番号が付けられた1つのサブシェルがあります。 2番目のシェル（n =2）には、0と1の番号が付けられた2つのサブシェルがあります。 3番目のシェル（n =3）には、0、1、および2の番号が付けられた3つのサブシェルがあります。

サブシェルの説明に関する古い規則では、数字ではなく文字が使用されていました。この表記では、最初のサブシェル（l =0）はs、2番目のサブシェル（l =1）はp、3番目のサブシェル（l =2）はd、4番目のサブシェル（l =3）はfと指定されています。文字は、シャープ、プリンシパル（主量子数、nと混同しないでください）、ディフューズ、およびファンダメンタルという単語から来ています。この表記規則は、原子の最も外側の殻、つまり価電子殻の電子配置を指定するために使用される多くの周期表に引き続き見られます。 （下の図）

（a）銀原子のボーア表現、（b）シェルをサブシェルに分割したAgのサブシェル表現（角量子数l）。この図は、電子の実際の位置については何も意味していませんが、エネルギーレベルを表しています。

3。磁気量子数

磁気量子数： 電子の磁気量子数は、そのサブシェル形状がどの方向を向いているかを分類します。サブシェルの「ローブ」は複数の方向を指します。これらの異なる方向は、軌道と呼ばれます。 。最初のサブシェル（s; l =0）の場合、これは「方向」を指さない球に似ているため、軌道は1つだけです。各シェルの2番目（p; l =1）のサブシェルは、3つの可能な方向を指すダンベルに似ています。原点で交差する3つのダンベルを考えてみてください。それぞれ、3軸の座標空間で異なる軸に沿って配置されています。

この量子数の有効な数値は、-lからlの範囲の整数で構成され、 m として表されます。 _l 原子物理学と l _z 原子核物理学で。任意のサブシェルの軌道数を計算するには、サブシェル数を2倍にして、1（2・l + 1）を加算します。たとえば、任意のシェルの最初のサブシェル（l =0）には、0の番号が付けられた単一の軌道が含まれています。任意のシェルの2番目のサブシェル（l =1）には、-1、0、および1の番号が付けられた3つの軌道が含まれています。 3番目のサブシェル（l =2）には、-2、-1、0、1、および2の番号が付けられた5つの軌道が含まれています。など。

主量子数と同様に、磁気量子数は実験的証拠から直接生じました。ゼーマン効果、イオン化ガスを磁場にさらすことによるスペクトル線の分割、したがって「磁気」量子数と呼ばれます。

4。スピン量子数

スピン量子数： 磁気量子数のように、原子電子のこの特性は実験を通して発見されました。スペクトル線を注意深く観察すると、各線は実際には非常に間隔の狭い線のペアであり、このいわゆる微細構造 惑星のように軸上で各電子が「回転」することから生じると仮定されました。異なる「スピン」を持つ電子は、励起されたときにわずかに異なる周波数の光を放出します。この量子数には「スピン」という名前が付けられました。回転する電子の概念は現在では廃止されており、電子を「雲」ではなく個別の物質の塊として（誤った）見方に適しています。しかし、名前は残っています。

スピン量子数は m として表されます _s 原子物理学と s _z 原子核物理学で。各シェルの各サブシェルの各軌道には、2つの電子が存在する可能性があります。1つはスピンが+1/2で、もう1つはスピンが-1/2です。

パウリの排他原理

物理学者のヴォルフガング・パウリは、これらの量子数に従って原子内の電子の順序を説明する原理を開発しました。 パウリの排他原理と呼ばれる彼の原則 は、同じ原子内の2つの電子がまったく同じ量子状態を占めることはできないと述べています。つまり、原子内の各電子には、固有の量子数のセットがあります。これにより、特定の軌道、サブシェル、およびシェルを占める可能性のある電子の数が制限されます。

ここに示されているのは、水素原子の電子配置です。

原子核に陽子が1つある場合、原子の静電平衡をとるには1つの電子が必要です（陽子の正電荷は電子の負電荷と正確に平衡します）。この1つの電子は、最下部のシェル（n =1）、最初のサブシェル（l =0）、そのサブシェル（m _l ）の唯一の軌道（空間方向）に存在します。 =0）、スピン値は1/2です。この組織を説明する一般的な方法は、分光表記と呼ばれる規則で、シェルとサブシェルに従って電子をリストすることです。 。この表記では、シェル番号は整数で示され、サブシェルは文字（s、p、d、f）で示され、サブシェル内の電子の総数（すべての軌道、すべてのスピン）は上付き文字で示されます。したがって、水素は、その唯一の電子がベースレベルにあるため、1s ¹ として記述されます。 。

次の原子（原子番号の順に）に進むと、元素ヘリウムがあります：

ヘリウム原子は原子核に2つの陽子を持っており、これには二重正電荷のバランスをとるために2つの電子が必要です。 2つの電子（1つはスピン=1/2、もう1つはスピン=-1/2）が1つの軌道に収まるため、ヘリウムの電子配置では、2番目の電子を保持するための追加のサブシェルやシェルは必要ありません。

ただし、3つ以上の電子を必要とする原子は 2つの電子だけが最下部のシェルに収まるため（n =1）、すべての電子を保持するために追加のサブシェルが必要です。原子番号が増加するシーケンスの次の原子であるリチウムについて考えてみます。

リチウム原子は、Lシェル（n =2）の容量の一部を使用します。このシェルは、実際には合計8つの電子の容量を持っています（最大シェル容量=2n ² 電子）。完全に満たされたL殻を持つ原子の構成を調べると、サブシェル、軌道、およびスピンのすべての組み合わせが電子によってどのように占められているかがわかります。

多くの場合、原子に分光学的表記が与えられている場合、完全に満たされたシェルはすべて省略され、満たされていない、または最高レベルの満たされたシェルが示されます。たとえば、2つの完全に満たされたシェルを持つ要素ネオン（前の図に示されている）は、分光学的に2p ⁶ と簡単に説明できます。 1秒ではなく ² 2秒 ² 2p ⁶ 。 Kシェルが完全に満たされ、Lシェルに孤立した電子があるリチウムは、簡単に2s ¹ と表現できます。 1秒ではなく ² 2秒 ¹ 。

完全に満たされた下位レベルのシェルの省略は、単なる表記上の便宜ではありません。また、化学の基本原理を示しています。つまり、元素の化学的挙動は、主にその充填されていないシェルによって決定されます。水素とリチウムはどちらも、最外殻に単一の電子を持っています（1s ¹ および2s ¹ 、それぞれ）、2つの要素にいくつかの類似したプロパティを与えます。どちらも反応性が高く、ほとんど同じように反応します（同様のモードで同様の要素に結合します）。リチウムがほぼ空のLシェルの下に完全に満たされたKシェ​​ルを持っていることはほとんど問題ではありません。満たされていないLシェルは、その化学的挙動を決定するシェルです。

外殻が完全に満たされた要素は、高貴として分類されます。 、および他の要素とのほぼ完全な非反応性によって区別されます。これらの要素は、以前は不活性として分類されていました。 、これらは完全に非反応性であると考えられていましたが、特定の条件下で他の元素と化合物を形成することが現在知られています。

周期表

最外殻に同一の電子配置を持つ元素は同様の化学的性質を示すため、ドミトリメンデレーエフはそれに応じて異なる元素を表にまとめました。このようなテーブルは、元素の周期表として知られています。 、および最新のテーブルは、下の図のこの一般的な形式に従います。

化学元素の周期表

ロシアの化学者であるドミトリ・メンデレーエフは、元素の周期表を最初に開発しました。メンデレーエフは、原子番号ではなく原子量に従ってテーブルを整理し、現代の周期表ほど有用ではないテーブルを作成しましたが、彼の開発は科学的証拠の優れた例として立っています。周期性のパターン（原子量に応じた同様の化学的性質）を見て、メンデレーエフはすべての元素がこの順序付けられたスキームに適合するべきであると仮定しました。彼がテーブルで「空の」スポットを発見したとき、彼は既存の順序の論理に従い、これまで発見されなかった要素の存在を仮定しました。その後のこれらの元素の発見は、メンデレーエフの仮説に科学的な正当性を与え、将来の発見を促進し、今日使用している周期表の形式につながりました。

これが科学がすべき方法です 作業：仮説は論理的な結論に従い、実験データがそれらの結論に同意することによって決定されるように、受け入れ、修正、または拒否されました。愚か者なら誰でも、既存の実験データを説明するために事後に仮説を立てることができ、多くの人がそうします。 事後とは別に科学的仮説を設定するもの 推測とは、まだ収集されていない将来の実験データの予測であり、そのデータの結果として反証される可能性があります。仮説を論理的な結論に大胆に従わせ、将来の実験の結果をあえて予測することは、独断的な信仰の飛躍ではなく、矛盾するデータを生成できる人からの挑戦に開かれた、その仮説の公的なテストです。言い換えれば、科学的仮説は、まだ実施されていない実験の結果を予測するという主張のために常に「危険」であり、したがって、実験が予測どおりに行われない場合、反証されやすくなります。したがって、仮説が繰り返された実験の結果をうまく予測できれば、その虚偽は反証されます。

仮説から理論までの量子力学

Quantum mechanics, first as a hypothesis and later as a theory, has proven to be extremely successful in predicting experimental results, hence the high degree of scientific confidence placed in it. Many scientists have reason to believe that it is an incomplete theory, though, as its predictions hold true more at micro physical scales than at macro scopic dimensions, but nevertheless it is a tremendously useful theory in explaining and predicting the interactions of particles and atoms.

As you have already seen in this chapter, quantum physics is essential in describing and predicting many different phenomena. In the next section, we will see its significance in the electrical conductivity of solid substances, including semiconductors. Simply put, nothing in chemistry or solid-state physics makes sense within the popular theoretical framework of electrons existing as discrete chunks of matter, whirling around atomic nuclei like miniature satellites. It is when electrons are viewed as “wave functions” existing in definite, discrete states that the regular and periodic behavior of matter can be explained.

レビュー：

• Electrons in atoms exist in “clouds” of distributed probability, not as discrete chunks of matter orbiting the nucleus like tiny satellites, as common illustrations of atoms show.
• Individual electrons around an atomic nucleus seek unique “states,” described by four quantum numbers :the Principal Quantum Number , known as the shell; the Angular Momentum Quantum Number , known as the subshell; the Magnetic Quantum Number , describing the orbital (subshell orientation); and the Spin Quantum Number , or simply spin 。 These states are quantized, meaning that no “in-between” conditions exist for an electron other than those states that fit into the quantum numbering scheme.
• The Principal Quantum Number (n ) describes the basic level or shell that an electron resides in. The larger this number, the greater radius the electron cloud has from the atom’s nucleus, and the greater that electron’s energy. Principal quantum numbers are whole numbers (positive integers).
• The Angular Momentum Quantum Number (l ) describes the shape of the electron cloud within a particular shell or level, and is often known as the “subshell.” There are as many subshells (electron cloud shapes) in any given shell as that shell’s principal quantum number. Angular momentum quantum numbers are positive integers beginning at zero and ending at one less than the principal quantum number (n-1).
• The Magnetic Quantum Number (m _l ) describes which orientation a subshell (electron cloud shape) has. Subshells may assume as many different orientations as 2-times the subshell number (l ) plus 1, (2l+1) (E.g. for l=1, ml=-1, 0, 1) and each unique orientation is called an orbital 。 These numbers are integers ranging from the negative value of the subshell number (l ) through 0 to the positive value of the subshell number.
• The Spin Quantum Number (m _s ) describes another property of an electron, and may be a value of +1/2 or -1/2.
• Pauli’s Exclusion Principle says that no two electrons in an atom may share the exact same set of quantum numbers. Therefore, no more than two electrons may occupy each orbital (spin=1/2 and spin=-1/2), 2l+1 orbitals in every subshell, and n subshells in every shell, and no more.
• Spectroscopic notation is a convention for denoting the electron configuration of an atom. Shells are shown as whole numbers, followed by subshell letters (s,p,d,f), with superscripted numbers totaling the number of electrons residing in each respective subshell.
• An atom’s chemical behavior is solely determined by the electrons in the unfilled shells. Low-level shells that are completely filled have little or no effect on the chemical bonding characteristics of elements.
• Elements with completely filled electron shells are almost entirely unreactive, and are called noble (formerly known as inert 。

関連するワークシート：

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