План лекц.. Строение вещества. I. Строение атома

• Название: Строение вещества. I. Строение атома
• Анкор: План лекц..doc
• Дата: 11.01.2018
• Размер: 14.08 Mb.
• Имя файла: План лекц..doc
• Тип: Документы; #13867
• страница: 12 из 17

Названия начинают с конца формулы, справа налево.

Примеры: Cl₃N – нитрид трихлора (традиционное – нитрид хлора (I)), Вi(ClO)₃ – оксид-хлорид висмута (III) или оксохлорат висмута (III) (традиционное – гипохлорит висмута (III), соль хлорноватистой кислоты НСlO₃).

б) Кислоты и их соли:для распространенных кислот и их анионов сохраняются традиционные названия (серная и сульфаты, азотная и нитраты и т.п.). Для кислот необычных, менее распространенных, содержащих кислотообразующие элементы с переменной валентностью, рекомендуются только систематические названия:

H₃AsO₃ – триоксоарсенат (III) водорода или триоксоарсенат триводорода (традиционное – ортомышьяковистая кислота);

Н₂S₂O₇ – гептаоксодисульфат (VI) водорода или гептаоксодисульфат диводорода (традиционное – дисерная или пиросерная кислота).

______________________________________________________________________________________
Лекции №№ 5,6
Тема: Строение вещества.

I. Строение атома.

Вопросы:

1. Доквантовые модели атома (Томсона, Резерфорда, Бора).

2. Современные теории строения атома:

- протонно-нейтронная,

- квантово-механическая.

3. Радиоактивность: понятие, виды, характеристики.

4. Закономерности заполнения электронных орбиталей атомов.

Электронные схема, формулы.
Самостятельная работа:

1. Первые (до Томсона) модели атома.

2. Спектры испусканния электронов в полупроводниках, светодиоды.

3. Радиоактивность: понятие, виды, характеристики.

Строение атома и Периодическая Система элементов
1. Протонно-нейтронная теория строения атома.
N(⁺¹₁p) = N_{порядковый}(хим. элемента) = N(е^-) в атоме.

N(⁺¹₁p) + N(⁰₁n) = A_r (атома)
Таблица 1. Характеристики основных элементарных частиц атома
Элементарная ч-ца Абс.масса, кг Отн. масса, а.е.м. Электр.заряд, Кл Отн.заряд

Протон (⁺¹₁Р) 1,673^. 10^-27 1,0073 + 1,602^.10^-19 +1

Нейтрон ( ⁰₁n) 1,675^.10^-27 1,0087 0 0

Электрон (е^-) 9,109^.10^-31 0,00055 - 1,602^.10^-19 -1

2. Квантово-механическаятеория строения атома.
2.1. Три основополагающие идеи (положения) квантовой механики:
1. Квантование энергии электронов в атоме – принцип дискретности физических величин в микромире (микроявлений и микрообъектов), которые могут изменяться не непрерывно, а скачкообразно, принимая только определенные – дискретные значения. О таких величинах говорят, что они квантуются.

Макс Планк (нем. физик,1900 г.):

тепловое излучение (абсолютно черного тела) состоит из дискретных порций – квантов энергии.

Значение одного кванта энергии ∆E = hν = E_ион + E_кин = E_ион + mv²/ 2.

h (постоянная Планка) – мера дискретности, которая как бы определяет границу между микро- и макромирами. Это одна из фундаментальнейших постоянных природы. Она входит во все квантово-механические соотношения (h = 6,626 ^.10 ^-34 Дж ^.с);

ν– частота электромагнитного излучения,ν = с/λ .

λ – длина волны электромагнитного излучения.
2. Двойственная природа (корпускулярно–волновой дуализм) электрона.

Луи де Бройль, фр. физик – квантовый механик, 1924 г.:

при своем движении электрон (е^-), как и др. частицы микромира (микрочастицы), обладает корпускулярно–волновойдвойственностью, т.е.

одновременно является и дискретной (отдельной) материальной частицей с массой покоя (m), зарядом (z), размерами, и волной, имея все ее свойства (дифракция, интерференция и др.).

Этот постулат выражается уравнением волны де Бройля: λ = h/ mv,

т.е.: частице, имеющей массу m и движущейся со скоростью v, соответствует волна длиной λ .

Постоянная Планка h связывает воедино корпускулярный и волновой характер движения материи.

В одних условиях на первый план выступают волновые свойства объектов, в других – корпускулярные, в третьих – те и другие одновременно. Свободный или связанный электрон нельзя назвать строго ни волной ни частицей. Электрон – это частица, если речь идет о дискретности, но это и волна, если обсуждается характер его движения.

Из уравнения де Бройля следует: чем меньше масса материальной частицы и больше ее скорость, тем характернее для нее волновые свойства.

Создать наглядную модель микрообъекта принципиально невозможно!
3. Принцип неопределенности Гейзенберга (1927 г.):

(Вернер Гейзенберг, нем. физик - квантовый механик)
Для электрона, как для любой микрочастицы-волны, в принципе невоз-можно одновременно с одинаковой точностью измерить координату (местонахождение) и скорость движения (или импульс) - в любой момент времени.

Математическим выражением этого принципа является соотношение:

∆x = m ^.∆v > h / 2π,

где ∆x– неопределенность (погрешность измерения) положения электрона (любой микрочастицы) по оси ОХ,

∆v– неопределенность в измерении его скорости (или импульса ∆р =m^.∆v).

Чем меньше значение ∆x, т.е. чем точнее определяем положение микрообъекта (в частности, электрона), - тем больше неопределенность (ошибка) в определении значения его скорости или импульса, и наоборот.
2.2. Основные особенности квантового состояния электрона и электронной структуры атомов.
Движение (состояние) электрона в поле ядер атомов описывают с помощью волн де Бройля, которые в трехмерной, пространственной, системе координат математически отображаются волновой функцией Ψ(x, y, z). Волновые функции Ψ(x, y, z), «пси-функции», функции пространственных координат электрона – это разрешенные квантовые состояния электронов, определяющие энергетические уровни в атомеи области наиболее вероятного нахождения электронов в трехмерном пространстве вокруг атомного ядра.

Иначе (образно) волновую функцию Ψ(x, y, z) можно представитькак амплитуду 3-х-мерной электронной волны, точнее – амплитуды колебания вероятного присутствия электрона в данной области пространства. Другими словами, колеблется не сам электрон, а вероятность его обнаружения в данной области атомного пространства.

Движение электрона в атоме носит вероятностный характер – этоодин из постулатов квантовой механики и квантовой химии.

Наиболее вероятное квантовое состояние электрона – область околоядерного пространства, в котором электрон может находиться в разные моменты времени с максимальной вероятностью (до 98%),– называют атомной электронной орбиталью(АО) или «электронным облаком» -

совокупностью различных положений быстро движущегося электрона.

Математически АО представляют как Ψ ²(x, y, z)^.∆V, т.е. как произведение квадрата волновой функции Ψ ²(x, y, z) – плотности вероятности - на элементарный объем атомного пространства ∆V.

Волновое уравнение Шредингера (1926 г.):

Эрвин Шредингер, австрийский физик, предложил уравнение, связывающее энергию одноэлектронного атома водорода с его пространственными координатами (x, y, z) и волновой функцией Ψ(x, y, z),соответствующейамплитуде трехмерного волнового процесса:

[δ² Ψ(x)/ δx² + δ² Ψ(Y)/ δY² + δ² Ψ(Z)/ δZ²] = -4 πm/ h [(E_полн – E_потенц) Ψ(x, y, z)].

Уравнение Шредингера строго не выводится (скорее постулируется, исходя из уравнения двумерной волны де Бройля). Тем не менее оно описывает реальное поведение (состояние) электрона в атоме и позволяет с большой точностью рассчитывать вероятность нахождения электрона в данный момент времени в любой точке пространства, занимаемого атомом.


Квантовые числа

Решения (корни) уравнения Шредингера содержат постоянные n, l, m_l , которые назвали квантовыми числами. Это квантовые дискретные характеристики волновой функции Ψ(x, y, z), описывающие силовое поле околоядерного пространства, в котором может находиться электрон, т. е. его энергетические уровни, подуровни и атомные орбитали.

Любое устойчивое состояние электрона в атоме характеризуют определенными значениями 4-х квантовых чисел: n(главное), l(орбитальное), m_l (магнитное),m_s (спиновое).

Каждой АО, т.е. наиболее вероятному квантовому состоянию электрона, соответствует свой набор указанных квантовых чисел.

Главное квантовое число nопределяет: а) уровень электронной энергии атомной орбитали и атома, если этот уровень является внешним, наиболее удаленным от ядра; б) номер (расстояние от ядра) данного квантового (энергетического) уровня и атомной орбитали. Квантовое числоnпринимает значения целых чисел, начиная с единицы:n = 1,2,3,…,∞. С величиной n связано и максимально возможное число электронов N(е) на энергетическом уровне:N(е) = 2n².В атоме на уровне n = 1, например. может быть не более двух электронов,на уровне n = 2 –восьми, наn = 3 – восемнадцати электронов и т.д.

Орбитальное квантовое число lпринимает значения целых чисел

от 0до (n – 1), характеризуя: а) энергию электронов на подуровне, при этом число n здесь соответствует номеру квантового уровня, на котором впервыепоявляется этот подуровень; б) форму электронной орбитали, АО: s–АО (l = 0) имеет форму сферы,р-АО(l = 1) – форму объемной восьмерки (гантели); d-АО (l = 2) имеет форму четырех объемных лепестков (двух гантелей); f-AO (l = 3) – еще более сложную форму

(8 гантелей и других).

Магнитное квантовое числоm_l характеризует магнитный момент электрона при движении по АО и пространственную ориентацию АО, принимая значения: m_l= 0, ±1, ±2,…, ±l.

Для каждого значения l, таким образом, разрешено (2l +1) значений m_l.

Все орбитали одного подуровня (n, l = const) имеют одинаковую энергию (энергетически вырождены), но по-разному ориентированы в пространстве магнитного поля ядра относительно друг друга.

Спиновое квантовое число m_s электрона имеет два значения, ±1/2, характеризуя собственный магнитный момент количества движения электрона вокруг ядра атома при одновременном вращении вокруг своей оси в двух взаимно противоположных направлениях (“по” и “против” часовой стрелки).

Атомные орбитали, для которых значения l= 0, 1, 2, 3, называют соответ- ственно s-, p-, d-, f-АО. Так же называют и энергетические подуровни:s-, p-, d-, f- подуровни, включающие 1, 3, 5 и 7 соответствующих АО, и химические элементы, образующие s-, p-, d-, f- электронные семейства, в атомах кото-рых электроны заполняют соответствующие подуровни.

Например, квантовому состоянию электрона 3s² (второй электрон на 3s –АО)отвечает набор квантовых чисел: n = 3, l = 0, m_l= 0, m_s = - ½.
Заполнение энергетических уровней, подуровней и атомных орбиталей подчиняется четырем основным правилам и принципам:

1. Принцип Паули: в атоме не может быть даже двух электронов с одинаковым набором всех 4-х квантовых чисел.

Из этого следует, что каждая АО может быть занята не более чем двумя электронами с разными по знаку спиновыми квантовыми числами m_s, равными + ½. Такие два электрона называют спаренными или антипараллельными

(с антипараллельными спинами).

2. Принцип минимальной энергии: устойчивому (невозбужденному) состоянию атома отвечает такое расположение электронов по АО, при котором энергия атома минимальна; АО заполняются в порядке последовательного возрастания их энергий, начиная с первого энергетического, квантового, уровня (n = 1).

3. Правило Клечковского (иначе - «минимального (n + l)») определяет порядок заполнения электронами АО многоэлектронного атома:

заполнение энергетических уровней и подуровней многоэлектрон-ного атома, находящегося в основном (невозбужденном) состоянии, происходит в порядке увеличения суммы главного и орбитального квантовых чисел (n + l), а при равных значениях (n + l) – в порядке возрастания n.

Не забываем при этом, что каждому типу подуровня всегда соответствует единственное значение орбитального квантового числа l:

l_s-АО = 0, l_р-АО = 1, l_d-АО = 2, l_f-АО = 3.

Исключения из правила Клечковского - так называемые «провалы электронов» с ns- на (n-1) d-АО у атомов d-металлов: Cr, Cu, Ag, Au, Mo, Ru, Rh, Pd, Pt - связаны с повышенной устойчивостью атомов в таких состояниях их валентных электронов, когда они заполняют d- подуровень либо наполовину (5 неспаренных электронов), либо полностью (10 электронов с антипараллельными спинами). В свободном атоме d-АО являются большими по размерам и размытыми в пространстве. Когда они заселены электронами наполовину или полностью, то размеры их меньше, орбитали сжаты в пространстве и, как показывают квантово-механические расчеты, их энергия меньше и, значит, выше устойчивость.

4. Правило Гунда («максимального спина», которому подчиняется размещение электронов на АО энергетического подуровня:

В данном подуровне электроны стремятся занять энергетические состояния (АО) таким образом, чтобы суммарный спин их был максимальным, т.е. электроны заполняют АО (квантовые ячейки) сначала по одному электрону с m_S= +1/2, затем – по второму, сm_S= –1/2.

При любом ином размещении электронов в подуровне атом находится в возбужденном, неустойчивом состоянии с более высокой энергией.

Суммарный спин электронов в подуровне определяют какS(n_е-) = ½ ^.n_е- , где n_е-– число электронов в подуровне, S - спин электрона, равный 1/2.

Электронные конфигурации атомов (ионов)

Указанные принципы и правила являются выражением квантово-механических законов и позволяют построить электронные оболочки атомов элементов или ионов, т.е. их электронные конфигурации – распределение электронов по квантовым уровням, подуровням и атомным орбиталям.

Существуют следующие виды электронных конфигураций атомных структур, условно отражающих их электронное строение:

а) электронные схемы, когда изображают ядро в виде круга с атомным номером (зарядом ядра, числом электронов) в центре и справа – дугами – квантовые уровни п= 1, 2, 3, 4 и т.д.; под каждой дугой пишут число электронов на данном уровне;