Электронное строение атома.
Периодический закон.
Квантово-механическая модель атома. Атомные орбитали. Квантовые числа.
Правила заполнения электронами атомных орбиталей. Валентность.
Периодический закон. Периодическая система.
Теория строения атома основана на законах, описывающих движение микрочастиц (электронов, атомов, молекул) и их систем (например, кристаллов). Массы и размеры микрочастиц чрезвычайно малы по сравнению с массами и размерами макроскопических тел. Поэтому свойства и закономерности движения отдельных микрочастиц отличаются от свойств и закономерностей движения макроскопических тел, изучаемых классической физикой. Движение и взаимодействие микрочастиц описывает квантовая механика, которая основывается на представлении о квантовании энергии, волновом характере движения микрочастиц и вероятностном (статистическом) методе описания микрообъектов.
Примерно в начале XX в. исследования явлений (фотоэффект, атомные спектры) привели к выводу, что энергия распространяется и передаётся, поглощается и испускается не непрерывно, а дискретно, отдельными порциями – квантами. Энергия системы микрочастиц также может принимать определённые значения, которые являются кратными частицами квантов.
Предположение о квантовании энергии впервые было высказано М. Планком в 1900 г. и было обосновано Эйнштейном в 1905 г.: энергия кванта зависит от частоты излучения : , где (1)
– постоянная Планка ()
Частота колебаний и длина волны связаны соотношением: ,
где – скорость света.
Согласно соотношению (1), чем меньше , тем больше энергия кванта и наоборот. Таким образом, ультрафиолетовые и рентгеновские лучи обладают большей энергией, чем скажем радиоволны и инфракрасные лучи. Для описания электромагнитного излучения привлекают как волновые, так и корпускулярные представления: с одной стороны монохроматическое излучение распространяется как волна и характеризуется длиной волны , с другой стороны оно состоит из микрочастиц – фотонов, переносящих кванты энергии.
Явление дифракции электромагнитного излучения доказывает его волновую природу. В то же время электромагнитное излучение обладает энергией, массой, производит давление. Так, вычислено, что за 1 год масса Солнца уменьшается за счёт излучения на .
В 1924 г. Луи де Бройль предложил распространить корпускулярно-волновые представления на все микрочастицы, т.е. движение любой микрочастицы рассматривать как волновой процесс. Математически это выражается соотношением де Бройля, согласно которому частице массой , движущейся со скоростью , соответствует волна длиной : , (2)
– импульс частицы.
Гипотеза де Бройля была экспериментально подтверждена обнаружением дифракционного и интерферентного эффектов потока электронов.
Согласно соотношению (2) движению электрона (, ) отвечает волна длиной , т.е. её длина соизмерима с размерами атомов.
В 1925 г. Шрёдингер предположил, что состояние движения электрона в атоме должно описываться уравнением стоячей электромагнитной волны. Он получил уравнение, которое энергию электрона связывает с пространством Декартовых координат и так называемой волновой функцией , которая соответствует амплитуде 3-х мерного волнового процесса:
, где
– полная энергия электрона
– потенциальная энергия электрона
– вторая частная производная
Уравнение Шредингера позволяет найти волновую функцию как функцию координат. Физический смысл волновой функции в том, что квадрат её модуля определяет вероятность нахождения электрона в элементарном объёме , т.е. характеризует электронную плотность.Т. к. электрон обладает свойствами волны и частицы, мы не можем определить его положение в пространстве в определённый момент времени. Электрон размазан, т.е. делокализирован в пространстве атома. В этом заключается принцип Гейзенберга.
Микрочастица, так же как и волна не имеет одновременно точных значений координат и импульса. Это проявляется в том, что чем точнее определяется координаты частицы, тем неопределеннее её импульс, и наоборот. Поэтому мы говорим о максимально вероятном нахождении электрона в данном месте в определённый момент времени. Та область пространства, где >90% находится электрон называется атомной орбиталью. Уравнение Шредингера имеет множество решений, но физически осмысленное решение только в определённых условиях.
Для описания стоячей волны, образованной в атоме движущимся электроном, т.е. для нахождения волновой функции необходимы квантовые числа.
В 3-х мерном пространстве 4-мя квантовыми числами описывается состояние электрона:
Главное квантовое число характеризует удалённость электрона от ядра и определяет его энергию (чем больше , тем больше энергия электрона и тем меньше энергия связи с ядром). принимает целочисленные значения от 1 до ¥.
Состояние электрона характеризующееся различными значениями главного квантового числа , называется электронным слоем (электронной оболочкой, энергетическим уровнем). Они обозначаются цифрами 1, 2, 3, 4, 5, … или соответственно буквами K, L, M, N, O ….
Квантовое состояние атома с наименьшей энергией – основное состояние, а с более высокой – возбуждённое состояние. Переход электрона с одного уровня на другой сопровождается либо поглощением, либо выделением энергии: .
Побочное квантовое (орбитальное, азимутальное) число (принимает все целочисленные значения от 0 до (n-1)).
Орбиталь | ||
1 | 0 | 1s |
2 | 0,1 | 2s,2p |
3 | 0,1,2 | 3s,3p,3d |
Состояние электрона характеризующееся различными значениями побочного квантового числа называется энергетическим подуровнем. В пределах каждого уровня с увеличением , растёт энергия орбитали.
Каждому значению соответствует определённая форма орбитали (например, при – это сфера, центр которой совпадает с ядром).
Магнитное квантовое число характеризует ориентацию орбитали в пространстве (принимает все целочисленные значения от - до +).
Например, для . В пределах каждого подуровня орбиталь имеет одинаковую энергию.
Спиновое квантовое число характеризует вращательный момент, который приобретает электрон в результате собственного вращения вокруг своей оси (принимает два значения: – вращение по часовой стрелке, – вращение против часовой стрелки).
Атомные орбитали заполняются электронами в соответствии с 3-мя принципами:
Принцип устойчивости (принцип min энергии): Каждая новая орбиталь заполняется только после того, как будут заполнены все предыдущие, т.е. более устойчивые (с min энергией) орбитали.
Энергия атомных орбиталей возрастает следующим образом:
Правило Клечковского: заполнение электронами атомных орбиталей происходит в соответствии с увеличением суммы главного и побочного квантовых чисел; если одинакова, то атомная орбиталь заполняется от больших и меньших к меньшим и большим .
Орбиталь | |||
1 | 0 | 1 | 1s |
2 | 0 | 2 | 2s |
1 | 3 | 2p | |
3 | 0 | 3 | 3s |
1 | 4 | 3p | |
2 | 5 | 3d | |
4 | 0 | 4 | 4s |
1 | 5 | 4p | |
2 | 6 | 4d | |
3 | 7 | 4f | |
5 | 0 | 5 | 5s |
1 | 6 | 5p | |
2 | 7 | 5d | |
3 | 8 | 5f | |
4 | 9 | 5g | |
6 | 0 | 6 | 6s |
Принцип Паули: в атоме не может быть 2 электрона, у которых 4 одинаковых квантовых числа. Следовательно, на 1-ой орбитали могут находиться не более 2-х электронов, отличающихся друг от друга значением спинового квантового числа. Отсюда следует, что максимальное количество электронов на энергетическом уровне , на энергетическом подуровне .
Пример:
Правило Хунда: электроны располагаются на орбиталях равной энергии таким образом, чтобы их суммарный спин был максимальный. Это означает, что первоначально электроны заполняют все свободные орбитали данного подуровня по 1-му, имея при этом параллельные спины, и только потом происходит заполнение этих орбиталей 2-ми электронами.
Пример:
Px Py Pz
↑ | ↑ |
↑ | ↑ | ↑ |
↑↓ | ↑ | ↑ |
K | L | M | ||||||||
1 | 2 | 3 | ||||||||
0 | 0 | 1 | 0 | 1 | 2 | |||||
0 | 0 | -1 | 0 | +1 | 0 | -1 | 0 | +1 | ||
↓↑ | ↓↑ | ↓↑ | ↓↑ | ↓↑ | ↓↑ | ↓↑ | ↓↑ | ↓↑ | ||
Количество неспаренных электронов на внешнем уровне определяет валентность элемента, т.е. способность образовывать химические связи с другими атомами. В большинстве случаев, но не всегда.
5 4
4 3
3 2
2 1
1
Периодический закон (1869 г): свойства простых тел, а также свойства и формы соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины атомных весов элементов.
До появления сведений о сложном строении атома основной характеристикой элемента служил атомный вес (относительная атомная масса). Развитие теории строения атома привело к установлению того факта, что главной характеристикой атома является положительный заряд ядра.
В современной формулировке периодический закон звучит: свойства химических элементов, а также формулы и свойства образуемых ими соединений находятся в периодической зависимости от величины заряда ядер их атомов.
Физической основой структуры периодической системы элементов служит определённая последовательность формирования электронных конфигураций атомов по мере роста порядкового номера элемента.
В зависимости от того, какой энергетический подуровень заполняется электронами последним, различают 4 типа элементов:
– элементы (последним заполняется -подуровень внешнего энергетического уровня)
– элементы (последним заполняется -подуровень внешнего энергетического уровня)
– элементы (последним заполняется -подуровень предпоследнего энергетического уровня)
– элементы (последним заполняется -подуровень 3-го снаружи энергетического уровня).
Горизонтально располагаются периоды – последовательный ряд элементов, электронная конфигурация внешнего энергетического уровня которых изменяется от до . Номер периода совпадает со значением главного квантового числа внешнего энергетического уровня.
Вертикально располагаются группы – элементы имеющие сходное электронное строение. У элементов главной подгруппы последним заполняется и подуровни внешнего энергетического уровня, у элементов побочной подгруппы происходит заполнение внутренних и подуровней. Одинаковый номер группы, как правило, определяет число электронов, которое может участвовать в образовании химических связей.
Вопросы для самоконтроля
Квантово-механическая модель атома.
Уравнения де Бройля и Шредингера.
Принцип неопределенности Гейзенберга.
Атомная орбиталь, квантовые числа.
Правила заполнения электронами атомных орбиталей (принцип минимальной энергии, правило Клечковского, правила Паули и Гунда).
Периодический закон Д.И. Менделеева. Периодическая таблица (периоды и группы).
Похожие работы
... свойства как средние всех его соседей: Пример: На основании периодической таблицы охарактеризуйте химический элемент с порядковым номером 21. Для характеристики химического элемента по периодической системе Д.И.Менделеева следует рассмотреть: 1. Положение в периодической таблице (порядковый номер; период, ряд; группа, подгруппа; атомная масса). 2. Строение атома (заряд ядра; состав ядра - ...
... – и электроны предпоследних уровней. Это основное различие между элементами главных и побочных подгрупп. Поскольку электронная конфигурация атомов химических элементов изменяется периодически с ростом заряда их ядер, все свойства, определяемые электронным строением, закономерно изменяется по периодам и группам периодической системы. К таким свойствам относятся прежде всего различные химические и ...
... массой, большей урана. В наши дни такие «трансурановые» элементы были получены искусственно. Вполне можно утверждать, что предела таблицы не существует и получение или нахождение других трансурановых элементов – это дело будущего. Таково, в общих чертах, учение об атомах химических элементов, созданное Дальтоном и определившее все дальнейшее развитие химии в XIX столетии. , с помощью ...
... их в таблице. В связи с открытием закона Мозле современная формулировка периодического закона следующая: свойство элементов, а так же формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядра их атомов. Связь периодического закона и периодической системы со строением атомов. Итак, главной характеристикой атома является не атомная масса, а величина ...
0 комментариев