Строение электронных оболочек атомов Лекция 22 по
Строение электронных оболочек атомов Лекция 22 по курсу «Общая химия»
Планетарная модель Э. Резерфорд Н. Бор Противоречие: электрон, двигаясь по орбите, должен излучать энергию, пока не упадет на ядро. Почему не падает? ? ?
Постулаты Бора 1. Электрон в атоме может находиться только на определенных (стационарных) орбитах. 2. Находясь на них, он не – излучает электромагнитных – волн. – 3. При переходе элек- – трона с одной стацио- нарной орбиты на другую + атом испускает или поглощает один квант (минимальную порцию) Энергия поглощается Энергия выделяется энергии: E = hν
Модель Бора и ее недостатки Переходы электронов с уровня на уровень соответствуют линиям в спектре поглощения атома Н 1. Объяснила спектр поглощения атома водорода, но не более тяжелых атомов; 2. Неясно, на чем основаны постулаты Бора
Квантовомеханический подход Любая энергия состоит из минимальных «порций» (квантов)! E = hν энергия кванта частота М. Планк постоянная Планка (6, 625 10– 34 Дж с)
Принцип неопределенности погрешность в определении координаты частицы погрешность в определении импульса частицы В. Гейзенберг Точно определяем x => Не определен p (и Е!) Для химии важнее энергия, чем координата частицы!
Парадокс кошки Шрёдингера Пока не ведется наблюдение, неизвестно, жива кошка или мертва. По квантовой механике – одновременно жива и мертва
Корпускулярно-волновой дуализм Постоянная Длина волны Планка Масса частицы Дифракция Л. де Бройль электронов Частота Любая частица – одновременно и волна! Любая волна – одновременно и частица!
Уравнение Шрёдингера Гамильтониан (оператор полной энергии) Волновая функция Энергия (описывает состояние электрона в атоме) Решения уравнения – набор функций ψ1, ψ2, ψ3… Э. Шрёдингер и соответствующих им «Erwin kann mit seinem Psi kalkulieren wie noch nie. значений энергии Е 1, Е 2, Е 3… Doch wird jeder gleich einsehn: Psi lässt sich nicht recht verstehn»
Квантовые числа Координатами электрон описывать бесполезно А чем полезно? Принимает Название Символ Что задает значения Главное n Энергетический уровень 1, 2, 3… Энергетический Орбитальное l 0, …n– 1 подуровень Ориентацию орбитали в Магнитное ml –l, …+l пространстве Проекцию магнитного Спиновое ms -1/2, +1/2 момента электрона Энергия электрона зависит только от n и l! Сочетание n, l и ml определяет орбиталь!
Квантовые числа Как они влияют друг на друга? Орбитальное Магнитное Число орбиталей с квантовое число l квантовое число ml данным значением l 0 (s) 0 1 1 (p) – 1, 0, +1 3 2 (d) – 2, – 1, 0, +1, +2 5 3 (f) – 3, – 2, – 1, 0, +1, +2, +3 7
Форма атомных орбиталей
Принцип Паули В атоме не может быть двух и более электронов с полностью совпадающими квантовыми числами Поэтому на одной орбитали не может быть больше 2 электронов Запрет имеет В. Паули абсолютный характер! «Эффект Паули» – самостоятельно!
Правило Хунда В пределах подуровня суммарный спин должен быть максимальным! Ф. Хунд Верно только для основных состояний, в возбужденных может нарушаться!
Принцип наименьшей энергии Чем меньше энергия орбитали, тем раньше она заполняется. Правила для запоминания (правила Клечковского): 1. Заполнение – в порядке возрастания n+l 2. При равном n+l – в порядке возрастания n Примеры 4 s или 3 d? 4 p или 3 d? 4+0 < 3+2 4+1 = 3+2, 4>3 4 s раньше 3 d раньше 4 p 1 s<2 s<2 p<3 s<3 p<4 s<3 d<4 p<5 s<4 d<5 p<6 s<4 f<5 d…
Заполнение электронных уровней Чем выше уровни и подуровни, тем они ближе по энергии друг к другу! Отсюда – «размывание периодичности» !
22_Строение электронных оболочек атомов.ppt
- Количество слайдов: 16