Читайте также:
|
Тема 4. Строение атома
К концу 19 в. было установлено, что атом не является неделимой бесструктурной частицей материи, он содержит электроны - частицы, имеющие отрицательный заряд (1,6.10-16 Кл) и очень маленькую массу (почти в 2000 раз легче самого легкого атома водорода). Одну из первых атомных моделей предложил английский ученый Дж.Томсона (1904). В соответствии с ней, атом представляет «сферу положительного электричества» одинаковой плотности по всему объему диаметром в1 Å (10-8 см). Электроны как бы «плавают» в этой сфере, нейтрализуя положительный заряд. Колебательное движение электронов возбуждает в пространстве электромагнитные волны.
В 1911 г. Резерфорд предложил так называемую планетарную модель строения атома. Согласно этой модели: а) в центре атома имеется положительно заряженное ядро, в котором сосредоточена почти вся масса атома; б) вокруг ядра по орбитам двигаются отрицательно заряженные электроны; в) размеры атомного ядра на много порядков меньше размера самого атома (соответственно 10-12 и 10-8 см)
Долгое время модель Резерфорда не была принята, так как имела ряд недостатков.
Не объясняла устойчивость существования атома. С точки зрения законов классической механики, электрон должен упасть на ядро, что равносильно ликвидации атома, поскольку при вращении любое заряженное тело движется по спирали вследствие непрерывного испускания энергии (а не по замкнутой орбите). В действительности же атомы – исключительно устойчивые образования.
Не объясняла линейчатой структуры спектра, который является одной из важнейших характеристик вещества и отражает его внутреннее строение.
Выход из создавшегося положения был найден великим датским ученым Нильсом Бором в1913 г. За основу Бор взял:
1) ядерную модель Резерфорда;
2) квантовую теорию излучения Планка (1900), согласно которой вещества поглощают и излучают энергию отдельными порциями – квантами. При этом энергия кванта электромагнитного излучения пропорциональна частоте колебания n: Е = hn,
где – h постоянная Планка (6,63 · 10-34 Дж·с).
Основные положения своей теории строения атома Бор сформулировал в виде постулатов.
Первый постулат: электрон в атоме может находиться только в стационарных состояниях с определенным значением Е, в которых атом не излучает и не поглощает энергию.
Исходя из этого постулата, Бор рассчитал радиус первой орбиты и скорость вращения электрона на этой орбите, которые соответственно равны: ґ=,53Ǻ; V=3 ·108м ·с-1.
Второй постулат: при переходе из одного стационарного состояния в другое атом испускает или поглощает квант света, частота которого определяется соотношением Еn- Em= hν.
Важнейшей заслугой теории Бора явилось количественное обоснование спектра атома водорода и водородоподобных атомов.
Хотя теория Бора была революционным шагом в представлениях об атоме, она зашла в тупик при построении модели самого простого из многоэлектронных атомов – гелия, так как не могла объяснить эффект Зеемана – расщепление спектральных линий в магнитном поле. В 1916 г. Зоммерфельд предложил наличие в атоме не только круговых орбит, но и “эллиптических”. Несмотря на усовершенствования, внесенные в теорию Бора, она все же имела недостатки:
была внутренне противоречива, поскольку соединяла в себе представления классической и квантовой механики;
не давала возможности рассчитать энергию химической связи самых простых молекул и энергию электрона в многоэлектронных атомах.
Квантовомеханическая модель. Современной атомной моделью является квантовомеханическое описание состояния электронов в атоме, которое основано на следующих положениях:
Теория Бора
Принцип неопределенности Гейзенберга (Установлен в 1927 г.). Его суть: при малых значениях массы m нельзя одновременно с достаточной точностью определить и скорость частицы v, и ее координату x, т.е.
DxDv=h/(2pm),
где D - погрешность определения.
3.Двойственная природа электрона. Электрон хотя и имеет заряд и ненулевую массу покоя, но обладает явно выраженными волновыми свойствами. Длина волны электрона может быть рассчитана по уравнению Луи де Бройля l=h/mv. Она легко выводится из формулы Планка и соотношения Эйнштейна E=mc2, если вместо c подставить v. Закон де Бройля (открыт им в 1924 г.) утверждает, что любая частица, а не только фотон, имеет корпускулярно-волновой характер движения. Так, экспериментально обнаружена дифракция не только электронов, но и нуклонов (протонов и нейтронов), атомов гелия, молекул водорода и др.
Волновая функция. Понятие орбитали. Применим принцип неопределенности к реальной частице – электрону. Его масса равна 9,11×10-31 кг, учитывая точность определения радиуса атомаDx=0,001 нм, получим погрешность в определении скорости движения электрона, равную Dv=108 м/с, что на 1-2 порядка превышает скорость движения электрона в атоме (106-107м/с). Поэтому в квантовой химии не определяют траекторию движения электрона, а лишь рассматривают вероятность его нахождения в той или иной точке пространства вокруг ядра, т.е. используют вероятностный (статистический) метод описания.
Чтобы отразить волновой характер движения электронов в атоме, Шредингер в 1926 г. предложил для описания его состояния уравнение сферической стоячей волны, которое отражает периодические изменения волновой функции Y в трехмерном пространстве атома. Уравнение Шредингера связывает волновые свойства электрона и его энергетические характеристики (потенциальную (U) и полную (Е) энергии). Для одноэлектронного атома водорода уравнение имеет вид:
Решить уравнение Шредингера – это значит определить волновую функцию Y в явном виде и рассчитать энергию электрона в одном из разрешенных состояний. Результатом решения уравнения Шредингера при учёте этих условий являются, в частности, значения параметров (трех квантовых чисел), описывающих вероятность нахождения электрона в той или иной точке пространства вокруг ядра.
Волновая функция Y, заданная тремя квантовыми числами: главным n, орбитальным l и магнитным ml, называется атомной орбиталью. Ею называют также часть пространства вокруг ядра, в котором с 90 %-й вероятностью можно обнаружить электрон. Вероятность нахождения электрона в том или ином элементарном объеме пространства dV называется электронной плотностью этого пространства и равна Y2dV, где Y 2 - плотность вероятности нахождения электрона в объеме dV.
4.1. Квантовые числа.
Главное квантовое число n равно номеру электронного уровня в атоме и принимает значения 1,2,3, … или буквенные значения K, L, M, ¼; определяет энергию уровня при данном заряде ядра и соответствует номеру периода в Периодической таблице Д.И. Менделеева.
Орбитальное квантовое число l характеризует величину момента количества движения электрона на орбитали; определяет форму орбитали и ее энергию в многоэлектронных системах. Определяет энергию электрона на энергетическом подуровне, номер подуровня, принимает значения от 0 до (n-1). Соответствующие буквенные обозначения: s при l=0, p приl=1, d при l=2, f при l=3 и т.д. Подуровни – это совокупность s-, p-, d-, f- орбиталей внутри данного уровня.
Квантово - механические расчеты определили форму электронных облаков.
- s-облако имеет форму шара
- p-облако имеет форму гантели или восьмерки
- d- и f- облака имеют более сложную структуру рис. 3.1.:
Рис. 3.1. Формы s-, p- и d- электронных облаков (орбиталей)
Магнитное квантовое число является целочисленной проекцией вектора l на ось z, отражающей направление внешнего магнитного поля, поэтому ml характеризует пространственную направленность каждой орбитали; как следствие, число значений ml (от -lдо +l, включая 0) равно числу орбиталей.
Три р-орбитали в пространстве расположены перпендикулярно друг другу по осям координат px, py, pz. Из пяти d – орбиталей две ориентированы лопастями по осям координат dх dх2-у2, а три – между осями координат- dxy dyz dxz.Условно орбитали изображаются в виде ячеек
Спиновое квантовое число. Состояние электрона в атоме определяется также проекцией собственного момента количества движения (на ось z), которое называется спиновымквантовым числом ms и может принимать лишь два значения +1/2 (когда направление вектора спина совпадает с направлением внешнего магнитного поля) и -1/2 (если направления противоположны). Условное обозначение ↑↓. Это число не связано с решением уравнения Шредингера.
Совокупность квантовых чисел представлена в табл. 3.2.
Таблица 3.2.
Квантовые числа, характеризующие электрон в атоме
Порядок заполнения орбиталей атомов электронами описывается:
принципом Паули: в атоме не может быть двух электронов с одинаковыми значениями всех четырёх квантовых чисел.
n = 1 ℓ = 0 m = 0 s= +1/2
n = 1 ℓ = 0 m = 0 s = -1/2,
т.е. при одинаковых значениях трех квантовых чисел, значения спинового числа должны быть различными ±½ (это означает, что на одной орбитали не может находиться более двух электронов).
Максимальное количество электронов на уровне определяется 2n2, а на подуровне – 2(2ℓ+1): на s – 2 электрона, p – 6, d – 10, f – 14;
правилом Хунда: атомные орбитали заполняются электронами так, чтобы их суммарный спин был максимальным; электроны занимают максимальное количество орбиталей;
правило Клечковского: последовательное заполнение электронных орбиталей происходит от орбиталей с меньшим значениями суммы (n+ℓ) к орбиталям с большим значением этой суммы. При равенстве сумм (n+ℓ) заполнение производится последовательно в направлении возрастания главного квантового числа.
Указанный порядок заполнения атомных орбиталей определяет периодическое изменение свойств химических элементов и их соединений, а также строение Периодической таблицы Менделеева.
Лекция № 3.
Дата добавления: 2014-11-24; просмотров: 240 | Поможем написать вашу работу | Нарушение авторских прав |