МОДЕЛЬ АТОМА. Модели строения атома

• Название: Модели строения атома
• Дата: 05.04.2022
• Размер: 114 Kb.
• Имя файла: МОДЕЛЬ АТОМА.docx
• Тип: Закон; #444766

1.Модели строения атома. Модель атома по Бору. Постулаты Бора. Квантовые числа n, l, m, s. Количество и разновидность электронных орбиталей.



Модели строения атома

В начале XIX века Д. Дальтон возродил атомистическую теорию, опираясь на известные к тому времени основополагающие законы химии (постоянства состава, кратных отношений и эквивалентов). Были проведены первые эксперименты по изучению строения вещества. Однако, несмотря на сделанные открытия (атомы одного и того же элементы обладают одними и теми же свойствами, а атомы других элементов – иными свойствами, введено понятие атомной массы), атом считали неделимым.

После получения экспериментальных доказательств (конец XIX начало XX века) сложности строения атома (фотоэффект, катодные и рентгеновские лучи, радиоактивность) было установлено, что атом состоит из отрицательно и положительно заряженных частиц, которые взаимодействуют между собой.

Эти открытия дали толчок к созданию первых моделей строения атома. Одна из перых моделей была предложена Дж. Томсоном (1904): атом представлялся как «море положительного электричества» с колеблющимися в нем электронами.

 

После опытов с α-частицами, в 1911г. Резерфорд предложил так называемую планетарную модель строения атома, похожую на строение солнечной системы. Согласно планеетарной модели, в центре атома находится очень маленькое ядро с зарядом Z_е, размеры которого приблизительно в 1000000 раз меньше размеров самого атома. Ядро заключает в себе практически всю массу атома и имеет положительный заряд. Вокруг ядра по орбитам движутся электроны, число которых определяется зарядом ядра. Внешняя траектория движения электронов определяет внешние размеры атома. Диаметр атома составляет 10^-8 см, в то время, как диаметр ядра много меньше -10^-12 см.


...

 \

Опыты по изучению атомных спектров показали несовершенство планетарной модели строения атома, поскольку эта модель противоречит линейчатой структуре атомных спектров. На основании модели Резерфорда, учении Энштейна о световых квантах и квантовой теории излучения планка Нильс Бор (1913) сформулировал постулаты, в которых заключается теория строения атома : электрон может вращаться вокруг ядра не по любым, а только по некоторым определенным орбитам (стационарным), двигаясь по такой орбите он не излучает электромагнитной энергии, излучение (поглощение или испускание кванта электромагнитной энергии) происходит при переходе (скачкообразном) электрона с одной орбиты на другую.

Накопленный экспериментальный материал, характеризующий строение атома, показал, что свойства электронов, а также других микрообъектов не могут быть описаны на основе представлений классической механики. Микрочастицы подчиняются законам квантовой механики, которая стала основой для создания современной модели строения атома.

Главные тезисы квантовой механики:

— энергия испускается и поглощается телами отдельными порциями – квантами, следовательно, энергия частиц изменяется скачкообразно;

— электроны и другие микрочастицы имеют двойственную природу – проявляет свойства и частицы, и волны (корпускулярно-волновой дуализм);

— квантовая механика отрицает наличие определенных орбит у микрочастиц (для движущихся электронов невозможно определить точное положение, т.к. они движутся в пространстве вблизи ядра, можно лишь определить вероятность нахождения электрона в различных частях пространства).

Пространство вблизи ядра, в котором достаточно велика вероятность нахождения электрона (90%), называется орбиталью.

Постулаты Бора — основные допущения, сформулированные Нильсом Бором в 1913 году для объяснения закономерности линейчатого спектра атома водорода и водородоподобных ионов (формула Бальмера-Ридберга) и квантового характера испускания и поглощения света. Бор исходил из планетарной модели атома Резерфорда.

Первый постулат Бора: атомная система может находиться только в особых стационар­ных, либо квантовых, состояниях, каждому из которых соответствует некоторая энергия E_n; в стационарном состоянии атом не излучает энергию.

Этот постулат является противоречием классической механике, согласно которой энергия движущихся электронов может быть любой. Также он является противоречием и электродинамике Максвелла, т.к. предполагает возможность ускоренного движения электронов не излучая электромагнитных волн.

Второй постулат Бора: излучение света случается в процессе перехода атома из стационарного со­стояния с большей энергией E_k в стационарное состояние с меньшей энергией E_n. Энергия излу­ченного фотона равняется разности энергий стационарных состояний:

 ,

Таким образом, можно вычислить частоту излучения:

 ,

Поглощая свет, атом переходит из стационарного состояния с меньшим количеством энергии в ста­ционарное состояние с большим количеством энергии.

Квантовые числа:

Состояние электрона в атоме можно описать с помощью четырех квантовых чисел.

 

n – главное квантовое число. Характеризует общий запас энергии электрона в атоме и номер энергетического уровня. n приобретает целочисленные значения от 1 до ∞. Наименьшей энергией электрон обладает при n=1; с увеличением n – энергия возрастает. Состояние атома, когда его электроны находятся на таких энергетических уровнях, что их суммарная энергия минимальна, называется основным. Состояния с более высокими значениями называются возбужденными. Энергетические уровни обозначаются арабскими цифрами в соответствии со значением n. Электроны можно расположить по семи уровням, поэтому, реально n существует от 1 до 7. Главное квантовое число определяет размеры электронного облака и определяет средний радиус нахождения электрона в атоме.

l – орбитальное квантовое число. Характеризует запас энергии электронов в подуровне и форму орбитали (табл. 1). Принимает целочисленные значения от 0 до n-1. l зависит от n. Если n=1,то l=0, что говорит о том, что на 1-м уровне 1-н подуровень.

s – спиновое квантовое число. Характеризует собственное вращение электрона вокруг оси. Принимает значения -1/2(↓) и +1/2 (↑). Два электрона на одной орбитали обладают антипараллельными спинами.

Орбитали:

Название «орбиталь» отражает геометрическое представление о движении электрона в атоме; такое особое название отражает тот факт, что движение электрона в атоме описывается законами квантовой механики и отличается от классического движения по траектории. Совокупность атомных орбиталей с одинаковым значением главного квантового числа n составляют одну электронную оболочку.

• 
  Главное квантовое число n может принимать любые целые положительные значения, начиная с единицы (n = 1,2,3, … ∞) и определяет общую энергию электрона на данной орбитали (энергетический уровень) :
  

Энергия для n = ∞ соответствует энергии одноэлектронной ионизации для данного энергетического уровня.

• 
  Орбитальное квантовое число (называемое также азимутальным или дополнительным квантовым числом) определяет момент импульса электрона и может принимать целые значения от 0 до n - 1 (l = 0,1, …, n - 1). Момент импульса при этом задается соотношением
  

• 
  Магнитное квантовое число m_l определяет проекцию орбитального момента импульса на направление магнитного поля и может принимать целые значения в диапазоне от -l до l, включая 0 (m_l = -l … 0 … l):
  

В литературе орбитали обозначают комбинацией квантовых чисел, при этом главное квантовое число обозначают цифрой, орбитальное квантовое число - соответствующей буквой (см. таблицу ниже) и магнитное квантовое число - выражением в нижеем индексе, показывающем проекцию орбитали на декартовы оси x, y, z, например 2p_x, 3d_xy, 4f_z(x²_-y²₎. Для орбиталей внешней электронной оболочки, то есть в случае описания валентных электронов, главное квантовое число в записи орбитали, как правило, опускают.


2. Растворы электролитов. Электролитическая диссоциация. Степень диссоциации. Сильные и слабые электролиты (привести примеры).



Электролити́ческая диссоциа́ция — это процесс распада молекул на ионы при растворении или плавлении. 

Молекулы электролитов при растворении в воде в той или иной степени распадаются (диссоциируют) на положительно и отрицательно заряженные ионы.

Например:

NaCl =Na⁺ + Cl^–

Самопроизвольный распад электролита в растворе на ионы называется электролитической диссоциацией. Положительно заряженные ионы принято называть катионами, отрицательно заряженные – анионами.

Степень диссоциации равна отношению числа молекул, распавшихся на ионы (n), к общему числу растворенных молекул (N).

Степень электролитической диссоциации зависит от природы растворенного вещества и растворителя, от концентрации и температуры раствора. При разбавлении и повышении температуры раствора степень диссоциации увеличивается. По величине степени диссоциации электролиты делятся на сильные, средние и слабые: у сильных электролитов α ≥ 30%, у слабых α ≤ 3%.

Электролиты средней силы занимают промежуточное положение, например, для 0,1 н растворов H3PO4 α=27%, H2SO3 α=20%, HF α=8%.

Вода является очень слабым электролитом (α=2∙10-7%), поэтому чистая вода не проводит электрический ток.