АвтоАвтоматизацияАрхитектураАстрономияАудитБиологияБухгалтерияВоенное делоГенетикаГеографияГеологияГосударствоДомДругоеЖурналистика и СМИИзобретательствоИностранные языкиИнформатикаИскусствоИсторияКомпьютерыКулинарияКультураЛексикологияЛитератураЛогикаМаркетингМатематикаМашиностроениеМедицинаМенеджментМеталлы и СваркаМеханикаМузыкаНаселениеОбразованиеОхрана безопасности жизниОхрана ТрудаПедагогикаПолитикаПравоПриборостроениеПрограммированиеПроизводствоПромышленностьПсихологияРадиоРегилияСвязьСоциологияСпортСтандартизацияСтроительствоТехнологииТорговляТуризмФизикаФизиологияФилософияФинансыХимияХозяйствоЦеннообразованиеЧерчениеЭкологияЭконометрикаЭкономикаЭлектроникаЮриспунденкция

Строение атома

Читайте также:
  1. II. Построение характеристического графика часовой производительности.
  2. MathCad: построение, редактирование и форматирование графиков в декартовой системе координат.
  3. Toxoplasma gondii. Строение, цикл развития, пути заражения, меры.
  4. V. Построение одного тренировочного занятия
  5. Авт. Андриевский М.И. «Судостроение», 1977. Монография
  6. Алгоритм 2.1. Построение выходной таблицы, столбиковой диаграммы и кумуляты
  7. Анатомическое строение
  8. Анатомическое строение брюшной полости
  9. Анатомическое строение верхней челюсти и пограничных костей.
  10. Анатомическое строение зубов
  11. Анатомическое строение челюстно-лицевой области
  12. Анатомическое строение.

 

План

m Современные представления о строении атома.

m Основные положения квантовой химии.

m Квантовые числа.

m Законы распределения электронов в атоме.

m Составление электронных формул по двум квантовым числам.

 

СОВРЕМЕННЫЕ ПРЕДСТАВЛЕНИЯ О СТРОЕНИИ АТОМА.

 

Физические исследования, выполненные в конце прошлого и начале нынешнего столетий, выявили своеобразие законов, управляющих поведением микрообъектов (электронов, протонов и других микрочастиц).

На основе этих исследований была создана наука - квантовая механика, описывающая свойства материи и законы ее движения в силовых полях на уровне микрообъектов и микроявлений. Применение законов квантовой механики к химическим явлениям привело к созданию квантовой химии.

Квантовая химия - теоретическая основа учения о строении атома и свойствах веществ.

Атом - это наименьшая частица элемента, обладающая его химическими свойствами.

Атом состоит из плотного, положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов. В целом атом электронейтрален.

Вид атомов с одинаковым зарядом ядра называется химическим элементом. Атомы, обладающие одинаковым зарядом ядра, но разной массой, называются изотопами.

Так, природный хлор состоит из двух изотопов: 35Cl и 37Cl.

Массу атомов и молекул принято выражать в виде относительной величины, в атомных единицах массы (а.е.м.). В настоящее время это углеродная единица, равная 1/12 части массы атома углерода ( ).

Радиус атома: rа » 0.1 нм; радиус ядра rя » 10-6нм. Как видно, величина ядра очень мала по сравнению с размером атома.

Ядро состоит из нуклонов (протонов и нейтронов). Масса протона: mp = 1.00076 а.е.м.; масса нейтрона: mn = 1.0009 а.е.м. Заряд протона: zp =1.6×10-19 кулон, соответствует элементарному заряду (+1), заряд электрона - (-1).

Протон обозначается - , нейтрон - .

Число протонов в ядре определяет величину положительного заряда ядра, количество электронов в атоме и соответствует порядковому или атомному номеру элемента (Z). Число нейтронов равно разности между массовым числом (А) и числом протонов: А - Z.

Массовое число атома равно: А = N + Z, где N - сумма нейтронов, Z - сумма протонов, масса же электрона ничтожно мала ( ), т. е. суммой масс электронов можно пренебречь.



Пример. Указать состав атома

A=37, Z = 17, N = 37-17 = 20, Se= 17

 

ОСНОВНЫЕ ПОЛОЖЕНИЯ КВАНТОВОЙ ХИМИИ.

 

Э. Резерфордом в 1911 г. была выдвинута планетарная модель атома. Он предположил, что положительно заряженное ядро находится внутри атома, а вокруг него, на большом расстоянии вращаются отрицательно заряженные электроны.

В 1913 г. Н Бор выдвинул 2 постулата:

1. Электрон, вращаясь по стационарной орбите, не излучает энергию.

2. При переходе с одной стационарной орбиты на другую, электрон может поглощать или излучать энергию, причём, если он переходит с дальней орбиты на ближнюю, он излучает энергию, а при переходе с ближней на дальнюю - поглощает энергию.

Следствия:

DE = E2 - E1; DЕ = hn - квант энергии, где h - постоянная Планка, равная 6,626×10-34 Дж/с;

n - частота излучения, она равна количеству колебаний световой волны, которые происходят на отрезке в 300000 км., за 1 секунду, или сколько длин волны укладывается на этом отрезке в 1 с.

2-ой постулат Бора гласит, что энергия квантуется (когда какая-нибудь величина имеет ряд строго определённых значений, говорят, что она квантована).

Однако, теория Бора не объясняет, где находится электрон, когда переходит с одной орбиты на другую.

 

1-ая Идея квантовой химии: а) вещество дискретно; б) энергия квантуется.

2-ая Идея квантовой химии: корпускулярно-волновой дуализм.

3-я Идея квантовой химии: вероятностный характер законов микромира.

 

Дискретность предполагает, что вещество состоит из отдельных микрочастиц. Именно эти частицы изучает квантовая химия. Идею квантования энергии, основываясь на спектрах излучения нагретых тел, выдвинул Планк.

Корпускулярно-волновой дуализм. Микрочастицы в микромире обладают и свойствами частицы, и свойствами волны.

Электрон тоже обладает двойственной природой: с одной стороны это частица, обладающая определённой массой и скоростью, с другой стороны электрон может вести себя как волна. Для потока электронов были обнаружены свойства интерференции и дифракции.

‡агрузка...

Уравнение, связывающее корпускулярные и волновые свойства, это уравнение де Бройля.

Е = mc2; E = hn = h ; mc2 = h ; где l - длина волны, с - скорость света, m - масса фотона.

- уравнение де Бройля для световой волны.

Для электрона уравнение де Бройля имеет вид:

, где u - скорость электрона. Когда u ® ¥, l ® 0, l = , n ® ¥.

Вероятностный характер законов микромира.

В 1927 г. Гейзенберг выдвинул принцип неопределённости; согласно этому принципу невозможно точно определить местоположение частицы и её импульс в данный момент времени.

, где Dpx - погрешность импульса вдоль оси Х, Dx - погрешность координаты, - квант действия - константа.

Например, если Dpx ® 0, тогда Dx ® ¥, т. к. .

Примечание. Эта неопределённость не связана с неточностью приборов, она является следствием самой природы электрона.

Следствия принципа неопределённости:

1. Движение электронов в атоме - это движение без траектории, поэтому понятие “орбита”, выдвинутая Бором, в настоящее время не принимается, т.е. можно говорить только с той или иной степенью вероятности о нахождении электрона на определенном расстоянии от ядра.

2. На основании принципа неопределенности можно объяснить, почему электрон не падает на ядро.

Законы движения микрочастиц в квантовой химии выражены уравнением Шредингера, который применил волновую функцию y, для описания движения электрона в 3-х мерном пространстве.

;

, где Ñ - оператор “набла”, y - волновая функция, Е - полная энергия, Еп - потенциальная энергия, (Е - Еп) - кинетическая энергия,

y2dV - вероятность нахождения электрона в элементарном объёме dV.

Решение уравнения Шреденгера в полярной системе координат даёт 3 независимые величины, которые называются квантовыми числами электрона: n, l, me. Вводят также ms - спиновое квантовое число, которое характеризует движение электрона вокруг своей оси.

 

КВАНТОВЫЕ ЧИСЛА.

 

Квантовые числа - пространственные и энергетические характеристики электрона. Электроны в атоме образуют электронную оболочку, которая состоит из электронный слоев, а электронные слои состоят из атомных орбиталей.

Атомная орбиталь – область наиболее вероятного нахождения электрона. Так как электрон несет отрицательный заряд, то его орбиталь представляет собой определенное распределение заряда, которое получило название электронного облака.

n - главное квантовое число, оно характеризует размер электронного облака, т. е. расстояние от ядра до наиболее плотной части этого облака. Электроны, имеющие облака одинакового размера, независимо от формы, составляют электронный слой оболочки атома или энергетический уровень.

n принимает значения 1;2;3;…;¥ и соответствует номеру периода.

ℓ - орбитальное квантовое число, оно характеризует форму электронного облака или энергетический подуровень. ℓ принимает значения от 0 до n - 1.

Электроны, характеризующиеся значениями орбитального квантового числа 0, 1, 2 и 3, называют соответственно s-электронами,р-электронами, d-электронами и f-электронами. При данном значении главного квантового числа n наименьшей энергией обладают s-электроны, затем р-, d- и f-электроны.

Значения ℓ и соответствующий энергетический подуровень, при n = 1¸4.

n Подуровень
0,1 0,1,2 0,1,2,3 s s,p s,p,d s,p,d,f

 

Рис. 10. Формы различных атомных орбиталей: 1 – s-, 2 – p-, 3 – d- орбитали. Форма электронного облака f-орбитали представляет собой множество объемных восьмерок.

m - магнитное квантовое число, оно характеризует ориентацию электрона в поле, которое создают другие электроны.

Магнитное квантовое число принимает значения 2ℓ + 1 ( - ℓ,…0,…+ ℓ).

 

Магнитное квантовое число для ℓ = 0¸3

подуровень m
s 1 (m = 1)
p -1, 0, +1 (m = 3)
d -2, -1, 0, +1, +2 (m = 5)
f -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3 (m = 7)

 

Для условного изображения атомных орбиталей принят символ , называемый квантовой или электронной ячейкой.

s 

p 

d 

f 

4).ms - спиновое число. Каждый электрон также характеризуется собственным механическим моментом движения, который получил название спина.

Спиновое квантовое число ms = ± ½ , т. е. электроны могут вращаться по часовой или против часовой стрелки. На одной электронной орбите могут находиться два электрона с противоположно направленными спинами.

Электроны с разными спинами обычно обозначаются противоположно направленными стрелками . Таким образом, состояние электрона в атоме полностью характеризуется четырьмя квантовыми числами: n, ℓ, m, ms.

 

ЗАКОНЫ РАСПРЕДЕЛЕНИЯ ЭЛЕКТРОНОВ В АТОМЕ.

 

Распределение электронов в многоэлектронных атомах основано на трех положениях: принципе минимума энергии, принципе В. Паули и правиле Ф. Хунда.

1. Заполнение энергетических уровней и подуровней происходит согласно принципу минимальной энергии: первыми заполняются орбитали с минимальным уровнем энергии. Минимальной энергией обладают уровни и подуровни, ближайшие к ядру.

Правила Клечковского:

1). Минимальной энергии соответствует минимальное значение суммы n + ℓ.

2). Если эта сумма для двух электронов одинакова, то минимальная энергия (Emin) соответствует минимальному значению n.

Рис. 11. Схема энергетических уровней и энергетических подуровней.

Emin: 1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<4f≈5d<6p.

 

2. Принцип Паули.

В атоме не может быть электронов, имеющих одинаковый набор всех четырех квантовых чисел.

Откуда следует, что на каждой орбитали может быть не более двух электронов, причем они должны иметь противоположные (антипараллельные) спины. Два электрона, находящихся на одной орбитали и обладающие противоположно направленными спинами, называются спаренными. Согласно принципу Паули максимально возможное количество электронов на подуровне Nmax =2(2ℓ + 1), так как каждому значению ℓ соответствует (2ℓ + 1) значение магнитного квантового числа, т.е. (2ℓ + 1) АО, а на каждой может находиться по 2 электрона.

На s - подуровне Nmax = 2;

На р - подуровне Nmax = 6;

На d - подуровне Nmax = 10;

На f - подуровне Nmax = 14.

Максимально возможное число таких комбинаций всех 4-х квантовых чисел при заданном значении n, чтобы не было двух одинаковых, дает нам максимальное число электронов на уровне Nmax=2n2.

Формулу Nmax = 2n2 можно применять для n = 1¸4. Для элементов 6 периода n = 5 соответствует предвнешнему энергетическому уровню, n = 6 – внешнему уровню. Для них экспериментально установлены ограничения числа электронов: на предвнешнем Nmax = 32 е, а на внешнем Nmax = 8 е.

Правило Хунда.

В наиболее устойчивом состоянии атома электроны размещаются в пределах электронной подоболочки так, чтобы их суммарный спин был максимален.

В соответствии с этим правилом заполнение орбиталей одной подоболочки в основном состоянии атома начинается одиночными электронами с одинаковыми спинами.

Например: для электронной конфигурации 2р3 возможны следующие варианты размещения электронов

1.Суммарный спин электронов: ½ +½ +½ = 3/2

2. Суммарный спин электронов: ½ - ½ +½ = ½

3. Суммарный спин электронов: ½ - ½ +½ = ½

Только в первом случае, когда каждой АО соответствует электрон со спином +1/2, достигается максимальный суммарный спин. Значит, это и есть энергетически самое выгодное состояние системы. Состояние атома с меньшими значениями суммарного спина электронов будут энергетически менее выгодными и, в отличие от первого, называемого основным, будут относиться к возбужденным состояниям.

 

СОСТАВЛЕНИЕ ЭЛЕКТРОННЫХ ФОРМУЛ ПО ДВУМ КВАНТОВЫМ ЧИСЛАМ.

 

Для того, чтобы составить электронную формулу элемента нужно:

1) определить его положение в таблице Менделеева. Z - заряд ядра, А = Z + N; ē = Z;

2) n – главное квантовое число и, значит, число энергетических уровней, соответствует № периода;

3) № группы соответствует числу валентных электронов (участвующих в образовании связей), причём, если это главная подгруппа (А), то все валентные электроны находятся на верхнем энергетическом уровне. Если это побочная подгруппа, то на внешнем энергетическом уровне находятся 1 или 2 валентных электрона, остальные находятся на предвнешнем энергетическом уровне.

Пример: ; n = 1,2,3,4; VII A; Z = 35; = 35; = 45; ē = 35.

Br°: 1s22s2p63s2p6d104s2p5 - на последнем энергетическом уровне, находятся валентные электроны.

У десяти элементов побочной подгруппы наблюдается проскок электронов (Cu, Au, Ag, Mo, Cr, Nb, Ru, Rh, Pt, Pd).

Максимальное заполнение энергетических уровней и подуровней.

n Nmax = 2n2 на уровне ℓ (Энергетический подуровень ) Nmax = 2(2ℓ + 1) на подуровне Запись электронного состояния
0(s) 1s2
0(s) 1(p) 2s2p6
0(s) 1(p) 2(d) 3s2p6d10
0(s) 1(p) 2(d) 3(f) 4s2p6d10f14
0(s) 1(p) 2(d) 3(f) 4s2p6d10f14
0(s) 1(p) 6s2p6

 




При использовании материала, поставите ссылку на Студалл.Орг (0.184 сек.)