Строение атома. Периодический закон. Iv строение атома и периодическая система элементов логическая схема главы 154 155

• Название: Iv строение атома и периодическая система элементов логическая схема главы 154 155
• Дата: 23.06.2019
• Размер: 1.71 Mb.
• Имя файла: Строение атома. Периодический закон.doc
• Тип: Глава; #82704
• страница: 1 из 10

Глава IV
СТРОЕНИЕ АТОМА И ПЕРИОДИЧЕСКАЯ
СИСТЕМА ЭЛЕМЕНТОВ

Логическая схема главы

154

155

Строение атома
Атом представляет собой очень сложную систему, состоящую из ядра и электронной оболочки. Ядро составляют нейтроны и протоны. В химии не изучают ядра атомов, но, тем не менее, ниже мы рассмотрим некоторые характеристики ядер. Ядра атомов – предмет изучения ядер-ной физики. Мы же будем рассматривать ядро как единое целое, а атом как частицу, состоящую из ядра и электронной оболочки.
Мысль о существовании элементарного электрического заряда воз-никла еще в XVIII в. В работах Б. Франклина, В. Вебера, Г. Деви и дру-гих. можно найти указание на существование "электрического атома". Очень важными для подтверждения существования электрического за-ряда явились законы электролиза, открытые М. Фарадеем в 1830 г. Ана-лиз этих законов привел Г. Гельмгольца к идее элементарного электри-ческого заряда. Гельмгольц писал: "Если мы допускаем существование химических атомов, то мы вынуждены заключить отсюда, что и элек-тричество разделяется на определённые элементарные количества, ко-торые играют роль атомов электричества". Термин "электрон" предло-жен английским физиком Дж. Стони. Он писал: "В каждом химическом атоме может быть несколько элементарных зарядов. Эти заряды, кото-рые удобно назвать "электронами", не могут быть отделены от атомов, но они обнаруживаются, когда атомы вступают в химическое соедине-ние".

• 
  1897 г. гипотеза об электронах получила экспериментальное под-тверждение в работах Э. Вихерта и Дж. Дж. Томсона.
  

Вопрос о том, как располагаются ядро и электроны в атоме и како-во строение ядра волновали умы многих ученых. Но только в начале XX в. появились различные модели, изображающие строение атома, кото-рые каким-то образом объясняли свойства атомов. В 1904 г. Томсоном была предложена модель, согласно которой электроны располагались в атоме как изюм в булке. Взаимное отталкивание электронов обеспечи-вало их равномерное распределение в атоме. Таким образом достигался контакт между положительными и отрицательными зарядами. Иониза-цию можно было представить как вырывание электрона из атома, в ре-зультате чего оставался твердый массивный атом с положительным за-рядом. Теорию Томсона сменила планетарная модель атома Резерфорда (1911). Согласно этой теории в центре атома располагалось тяжёлое массивное ядро, вокруг которого, как планеты вокруг Солнца, враща-лись электроны. Но эта модель просуществовала недолго и имела ряд

156

очень существенных недостатков: модель не объясняла, во-первых, по-чему электроны при движении по орбите не теряли энергию и не падали на ядро; во-вторых, не объясняла дискретного спектра излучения ато-мов.
Резерфорд отлично видел недостатки своей модели атома. Он пре-дупреждал, что «вопрос об устойчивости предлагаемого атома на этой стадии не следует подвергать рассмотрению. Устойчивость окажется, очевидно, зависящей от тонких деталей структуры атома и движения составляющих его заряженных частей».

• 
  конце XIX в. – начале XX в. в физике было сделано множество открытий. Были открыты ядра атомов, α -частицы, β -частицы, γ - излучение, квантовая теория света, теории Эйнштейна, рентгеновского излучения и другие, которые показали сложность строения атома и при-вели к убеждению, что законы классической физики нельзя применять к изучению и описанию свойств микрочастиц. Сложилась парадоксальная ситуация, когда эксперимент указывал на справедливость планетарной модели атома, а по известным тогда законам физики такой атом не мог существовать. Выход из этого положения был найден молодым датским физиком Нильсом Бором.
  

• 
  1913 г. Н. Бор предложил свою модель строения атома с исполь-зованием квантовой теории света Планка и планетарной модели Резер-форда.
  

• 
  основе модели атома Бора лежат два постулата:
  

1. Электрон вращается вокруг ядра, не излучая энергии, по строго определенным стационарным орбитам.
Движение какого-либо объекта вокруг центра в классической меха-нике определяется моментом количества движения mvr. Согласно кван-товой механике, энергия такого объекта может иметь только определен-ные значения и изменяться скачками. Бор считал, что момент количества электрона должен квантоваться, т. е. должен быть равен це-лому числу квантов действия:

mvr = n( h/2π ),

(1)

где n = 1,2,3...; h – постоянная Планка;

h = 6,625 ⋅ 10^-27 эрг ⋅ с = 6,62 ⋅ 10^-34 Дж ⋅ с.

Из (1) следует, что минимальная энергия электрона соответствует n

• 
  1. Это состояние для атома водорода называется основным. Состоя-ния с n = 2,3,4... называются возбужденными.
  

157

При вращении электрона вокруг ядра центробежная и центростре-мительная силы уравновешены и

mv2/r = e2/r2.				(2)
Из (1) и (2) можно найти
r = (n2h2)/(π 2me2z).				(3)
Для z = 1, т.е. для атома водорода
r = (n2h2)/(4π 2me2);				(4)
v = (2π e2)/(hn);				(5)
v = e2/hn.				(6)
Расчёты показывают, что при
n = 1	r1	= 0.53Å	v1	= 2200 км/с;
n = 2	r2	= 2.12 Å	v2	= 1093 км/с;
n = 3	r3	= 4.77 Å	v3	= 792 км/с.

2. 
   При переходе с одной орбиты на другую электрон поглощает или излучает квант энергии. При возбуждении атома, т.е. при перехо-де электрона на возбужденный уровень, происходит поглощение кванта энергии:
   

E1 – E2= hν .

(7)

Уравнение 7 называют правилом частот Бора.
Энергию электрона в n-стационарном состоянии можно рассчитать

по уравнению
En – En-1 =(me4z2)/(2ћ)(1/nn-12 – 1/nn	2) =
= (me4/2ћ) ⋅ (z2/n2)=13,6z2/n2,	(8)

где ћ = h/2π .
Для атома водорода при z = 1 и n = 1 Е = 13.6 эВ. Из уравнений (7)
и (8) можно получить уравнение для расчета спектральных линий:

E1.2 = (me4z2)/(2ћ2) ⋅ (1/n12 – 1/n22) = hν ,	(9)
а для атома водорода:
E = (me4)/(2ћ2) ⋅ (1/n12 – 1/n2	2)=hν .
Отсюда

158

• 
  = (me⁴)/(4π ћ³) ⋅ (1/n₁² – 1/n₂²),
  

где (me⁴)/(4π ћ³) = R – постоянная Ридберга для описания линий спектра атома водорода в видимой области (серия Бальмера). Константа Ридбер-га входит в формулу Бальмера для расчёта спектральных линий в види-мой части спектра атома водорода:

• 
  =сR
  

где ν – частота излучения; с – скорость света, n и k – целые числа: n = 2, k = 3,4,5,6 ...; R – константа Ридберга (R = 109977,575 см^-1).
Рассчитанная из уравнения (9) постоянная Ридберга дает хорошее совпадение с экспериментальной величиной.
Полная энергия электрона складывается из кинетической и потен-циальной
E =(mv²)/2 – e²/r = (mv²)/2 – mv²= – (mv²)/2,
Отсюда видно, что полная энергия электрона равна его кинетической энергии, взятой с обратным знаком.
Бор рассчитал спектр атома водорода, который образуется при пе-реходе электронов между уровнями. Переходу на уровень с n = 1 соот-ветствует серия спектральных линий, называемая серией Лаймона:

n1	= 1	K – серия	Серия Лаймона (1915)
n2	= 2,3,4...		λ = 1500 Å

Переходу на уровень с n = 2 соответствует серия спектральных ли-ний Бальмера:

n1	= 2	Серия Бальмера (1885)
n2	= 3,4,5...	видимая часть света.
		λ = 4000 – 6000 Å

Переходам на уровень с n = 3 соответствует серия Пашена:

n1	= 3	Серия Пашена, ИК-область
n2	= 4,5,6...

Серии Бреккета соответствуют переходы на уровень n = 4:

n1	= 4	Серия Бреккета.
n2	= 5,6,7...

159

Серия спектральных линий, соответствующая переходам на уровень со значением квантового числа n = 5, была предсказана Бором и открыта в 1924 г. Пфундом:

n1	= 5	Серия Пфунда (1924).
n2	= 6,7...

Полученные расчетные данные совпали с известными эксперимен-тальными. Таким образом, модель атома Бора объяснила спектр атома водорода.
Достоинства модели Бора Модель Бора имела следующие достоинства:

1. 
   доказала неприменимость законов классической физики к изуче-нию атома;
   
2. 
   доказала наличие стационарных состояний в атоме, при которых не происходит излучения;
   
3. 
   объяснила дискретность излучения атома;
   

4. 
   показала сложность строения атома;
   

5. 
   с помощью модели Бора рассчитан и объяснен спектр только атома водорода.
   

Но у модели Бора было несколько существенных недостатков:

1. 
   не вскрыла сущность процессов, происходящих в атоме;
   

2. 
   не сформулировала законы, согласно которым электрон дви-жется в атоме;
   
3. 
   не объяснила, как переходит электрон с одной стационарной орбиты на другую;
   
4. 
   не объяснила тонкую структуру атомов;
   

5. 
   c ее помощью рассчитали спектр только атома водорода и во-дородоподобных атомов, т.е., атомов, содержащих только один элек-трон: Li²⁺, Be³⁺, B⁴⁺. При расчете спектральных линий других атомов были получены результаты, не совпадающие с экспериментальными. Линии, наблюдаемые в спектре атома лития, удалось объяснить, только предположив, что каждый из боровских энергетических уровней, кроме первого, представляет собой совокупность подуровней с различными энергиями: два подуровня для n = 2, три подуровня для n = 3, четыре подуровня для уровня с n = 4 и т.д. Различные подуровни, соответст-вующие одному значению квантового числа n, обозначают буквенными символами, основанными на характерном виде спектральных линий, которые соответствуют этим подуровням. Так, символ s происходит от
   

160

слова sharp (резкий), символ р – от слова principal (главный), d – от слова diffuse (диффузный), f – от fundamental (фундаментальный);

6. 
   в своей теории Бор использовал как законы классической, так и законы квантовой физики. На это указывал Бору ещё Резерфорд. Он пи-сал Бору: «Ваши мысли относительно возникновения спектра водорода очень остроумны и представляются хорошо продуманными, однако со-четание идей Планка со старой механикой создаёт значительные труд-ности для понимания такого рассмотрения... Мне кажется, Вы вынужде-ны предположить, что электрон заблаговременно знает, где остановиться»;
   

6. 
   теорию Бора оказалось невозможным применить для объясне-ния химической связи. Так, произведенный по этой теории расчет энер-гии разрыва связи в ионе H₂⁺ дал отрицательную величину этой энергии, т.е. показал, что такой ион не должен существовать. Но такой ион суще-ствует и является достаточно устойчивым: энергия связи около 240 кДж/моль;
   

6. 
   в теории Бора все стационарные орбиты равноценны, отлича-ются друг от друга только величинами энергий и других физических величин. В действительности же по своему физическому характеру они существенно различны. В основном состоянии изолированный атом мо-жет находиться сколько угодно долго, а в возбуждённом – всего лишь порядка 10^-8 сек. Эта неравномерность состояний получило объяснение только в квантовой теории атома.
   

Модель Бора в 1916-1924 гг. развил Зоммерфельд, который пока-зал, что тонкую структуру атома можно объяснить, если допустить су-ществование не только круговых, но и эллиптических орбит. Он ввел понятие второго квантового числа, связанного с орбитальным движени-ем электронов. Это позволило объяснить различие в энергии подуровней

• 
  одинаковым главным квантовым числом n, возможностью проникно-вения электрона на эллиптической орбите в близкую к ядру область (рис. 4.1). Для атома водорода, имеющего ядро с зарядом +1, энергии всех подуровней с одинаковым n должны быть одинаковы. Но для атома лития, в котором ядро с зарядом +3 экранируется двумя внутренними электронами, третий внешний электрон испытывает притяжение эффек-тивного заряда +1. Электрон же на эллиптической орбите проникает под экранирующую оболочку и поэтому на части своей траектории испыты-вает действие положительного заряда +3. Отсюда следует, что сильно вытянутые эллиптические орбиты будут обладать дополнительной ста-бильностью.
  

161

		4t
	3d	4d
2p		4p
	3p
2s		4s
	3s

Ядро _n=2
n=3
n=4
Рис.4.1. Зоммерфельдовские орбиты
Наиболее эллиптичные из всех орбиталей s-орбитали, согласно мо-дели Зоммерфельда, соответствуют наиболее стабильным среди всех подуровням. В многоэлектронном атоме, ядро которого окружено экра-нирующими оболочками внутренних электронов, электроны на наиболее вытянутых эллиптических орбиталях, проникающие через эти оболочки, должны испытывать более сильное притяжение ядра. Поэтому такие орбиты оказываются более стабильными и имеют меньшую энергию. Так, 4р-подуровень должен располагаться ниже, чем 4f-подуровень.
Модель Зоммерфельда позволила продвинуться в объяснении атом-ных спектров лишь до щелочных металлов. Далее она тоже зашла в ту-пик. Последующие открытия потребовали замены модели Бора – Зом-мерфельда более совершенной.