Вводная лекция Строение атома История развития Дата

Вводная лекция Строение атома

История развития Дата Автор Открытие 400 г до н. э. Демокрит Термин «атом» 350 г до н. э. Аристотель «принципы природы» : холод – тепло – сухость – влажность 300 г н. э. Зосима 28 томов энциклопедии по химии 300 – 1500 гг. Алхимия Кислоты, щелочи, соли, спирт ~1530 г Теофраст Парацельс «цель химии в изготовлении лекарств» - элементов 1661 г Роберт Бойль Понятие «элемент» как составной части вещества 1785 г Антуан Лоран Лавуазье Классификация элементов по группам (свойствам). З-н сохранения масс реагирующих веществ

Дата Автор Открытие 1799 г Жозеф Луи Пруст Закон постоянства состава 1802 г Иеремия Вениамин Рихтер Закон эквивалентов в химических реакциях 1805 г Джон Дальтон Соответствие элемента и массы атома. З-н простых кратных отношений: Н 2 О, Н 2 О 2 1808 г Жозеф Луи Гей. Люссак Закон объемных отношений в реакциях газов 1811 г Амедео Авогадро Равное число молекул в равных объемах газов 1829 г Иоганн Доберейнер «триады» : Li – Na – K; Ca – Sr – Ba; Cl – Br – I 1863 г Эмиль Бегие де Шанкуртуа Атомные веса по винтовой линии вокруг цилиндра 1864 г Лотар Мейер 44 элемента из 62 известных в 6 столбцах

Дата Автор Действие 1865 г Джон Александер Ньюлендс «октавы Ньюлендса» - 8 й элемент похож на 1 й 18. 02. 1869 г Д. И. Менделеев Периодическая система элементов 1895 г Уильям Крукс Электрический разряд в газах 1895 г Вильгельм Рентген Открытие рентгеновского луча 1896 г Антуан Анри Беккерель Открытие радиоактивности 1897 г Джозеф Джон Томсон Открытие электрона 1900 г Макс Планк Квантовая теория света 1905 г Альберт Эйнштейн Любое излучение состоит из дискретных частиц 1911 г Эрнест Резерфорд Планетарная модель строения атома 1913 г Нильс Бор Планетарная модель + квантовая теория света

Дата Автор Открытие 1913 г Генри Мозли Длины волн рентгеновских лучей √ 1 ∕ λ = Z ∙ Const + A 1916 г Арнольд Зоммерфельд Побочное квантовое число и эллиптическая орбита 1917 г Роберт Эндрюс Милликен Определение электрического заряда электрона 1924 г Луи де Бройль Волновые свойства электрона: λ=h∕m∙ν 1926 г Эрвин Шредингер Волновое уравнение для движения субатомных частиц 1927 г Вернер Гейзенберг Принцип неопределенности : ∆x∙ ∆р≥h ∕ 2π 1932 г Джеймс Чедвик Существование нейтрона:

+ - 10 -4 атм Опыт Уильяма Крукса (1895 г) Пластина отражает рентгеновское излучение Колба (воздух откачен до 1 мм рт. ст. ) Часть «-» заряда, попадая на «+» электрод начинает светиться Открытие электрона

+ - Открытие протона H+ Колба заполнена водородом нашли отношение z/m Н 2 + экран от экрана идут γ-лучи

1896 г. – Беккерель Изучая радиоактивность, выделил : α-ядра 4 Не 2+ β-электроны γ-кванты Атом перестал быть неделим

Первые модели строения атома Модель «сливового пудинга» Модель Томсона, 1904 г Атом «-» , «+» заряды уравновешивают друга

Ядерная модель атома Резерфорда, 1911 г «+» заряженное ядро окружено облаком электронов

Планетарная модель атома, (Бор, 1911) Электроны движутся вокруг ядра по круговым орбитам Три постулата Бора: ØЭлектрон находится в атоме на стационарной орбите ØЭлектрон не излучает энергию ØЭнергия излучается при переходе электрона с одной орбиты на другую

Гипотезы о движении электронов • В. Гейзенберг (немецкий физик-теоретик)матричная механика. Электрон – частица • Э. Шрёдингер (австрийский физик-теоретик) – волновая механика. Электрон - волна Квантовомеханическая теория строения атома. Атом - система микрочастиц, не подчиняющихся законам классической механики.

Квантование энергии электрона в атоме • Величины, принимающие определенные, дискретные значения (латинское "дискретус" - разделенный, прерывистый) – квантуются • В 1900 г. М. Планк (немецкий физик) изучавший тепловое излучение твердых тел. • Электромагнитное излучение испускается в виде отдельных порций квантов - энергии.

1 квант энергии: ΔE - энергия кванта, Дж ΔE = hν, ν - частота, с-1 h - постоянная Планка (одна из фундаментальных постоянных природы), равная 6, 626· 10− 34 Дж·с. Кванты энергии - фотоны Квантование энергии позволило объяснить происхождение линейчатых атомных спектров, состоящих из набора линий, объединенных в линии

1885 г. - И. Я. Бальмер (швейцарский физик и математик) - длины волн, соответствующие определенным линиям в спектре атомов водорода, можно выразить как ряд целых чисел. 1 / λ = R(1 / n 12 − 1 / n 22), Предложенное уравнение, позднее модифицировано шведским физиком Ю. Р. Ридбергом λ - длина волны, см; R - постоянная Ридберга для атома водорода равная 1, 097373· 105 см− 1, n 1 и n 2 - целые числа, причем n 1 < n 2.

Первая квантовая теория строения атома была предложена Н. Бором. v в изолированном атоме электроны двигаются по круговым стационарным орбитам, находясь на которых, они не излучают и не поглощают энергию. v Каждой такой орбите отвечает дискретное значение энергии. v Переход электрона из одного стационарного состояния в другое сопровождается излучением кванта электромагнитного излучения, частота которого равна v ν = ΔE / h, v где ΔE - разность энергий начального и конечного состояний электрона, v h - постоянная Планка.

Важный принцип квантовой механики – дискретность электрона Электроны в атоме могут иметь лишь строго определенные значения энергии. Электронам - разрешен переход с одного уровня энергии на другой, - запрещены промежуточные состояния.

Двойственная природа электрона • В механике рассматривается 2 вида движения: • движение тела с локализацией перемещающегося объекта в каждой точке траектории в определенный момент времени • движение волны, делокализованной в пространстве среды • Для микрообъектов такое разграничение движения невозможно. • Эту особенность движения называют корпускулярно-волновым дуализмом.

Корпускулярноволновой дуализм (КВД) способность микрочастицы, обладающей массой, размерами и зарядом, одновременно проявлять и свойства, характерные для волн, например, способность к дифракции. В зависимости от того, какие свойства частиц изучаются, они проявляют либо одни, либо другие свойства.

А. Эйнштейн – автор идеи КВД предложил рассматривать кванты электромагнитного излучения - фотоны как движущиеся со скоростью света частицы, имеющие нулевую массу покоя. Их энергия равна E = mc 2 = hν = hc / λ, где m - масса фотона, ν - частота излучения, с - скорость света в вакууме, λ - длина волны. h - постоянная Планка,

В 1924 г. французский физик Л. де Бройль корпускулярно-волновыми свойствами обладает не только фотон, но и любая другая частица, движущаяся со скоростью v. уравнение, связывающее скорость движения частицы с длиной волны производимого ей электромагнитного излучения где m - масса частицы, v - ее скорость, h - постоянная Планка; λ = h / mv, (уравнение де Бройля): величина λ получила название длины волны де -Бройля.

Соотношение неопределенностей Гейзенберга ØΔp · Δ x ≥ h / 2π, Ø В 1927 г. немецкий физиктеоретик В. Гейзенберг сформулировал принцип неопределенности Ø принципиальная невозможность одновременно точно определить положение микрочастицы в пространстве и ее импульс: x Ø где Δpx = m Δvxx – неопределенность (ошибка в определении) импульса микрообъекта по координате х; Δx - неопределенность (ошибка в определении) положения микрообъекта по этой координате.

Выводы: v. Чем точнее определена скорость, тем меньше известно о местоположении частицы, и наоборот. v. Можно лишь говорить о вероятности обнаружить ее какой-то областях пространства. v. Поэтому для микрочастицы становится неприемлемым понятие о траектории движения, поскольку оно связано с конкретными координатами и импульсом частицы. v. Произошел переход от "орбит движения" электронов, введенных Бором, к понятию орбитали – области пространства, где вероятность пребывания электронов максимальна.

Уравнение Шрёдингера Волновое уравнение (1926 г. ) - описание состояния электрона в атоме водорода. объединение математических выражений для колебательных процессов и уравнения де Бройля где Ψ - волновая функция (аналог Ψ характеризует движение амплитуды для волнового электрона в пространстве как движения в классической волнообразное возмущение; механике), x, y, z - координаты, E - полная энергия электрона, m - масса покоя электрона, Ep - потенциальная энергия h - постоянная Планка, электрона.

Решениями уравнения Шрёдингера являются волновые функции. Для одноэлектронной системы (атома водорода) выражение для потенциальной энергии электрона имеет простой вид: где e - заряд электрона, Ep = -e 2 / r r - расстояние от электрона до ядра. В этом случае уравнение Шрёдингера имеет точное решение.

Для решения заменяют декартовы координаты x, y, z на сферические r, θ, φ. волновую функцию можно представить в виде произведения трех функций, каждая из которых содержит только одну переменную: ψ(x, y, z) = R(r) Θ(θ) Φ(φ) Функцию R(r) называют радиальной составляющей волновой функции, а Θ(θ) Φ(φ) - ее угловыми составляющими.

Квантовые числа Øглавное n Øорбитальное l Øмагнитное ml ØФункция R(r) зависит от n и l ØФункция Θ(θ) - от l и ml ØФункция Φ(φ) - от ml.

Атомная орбиталь - геометрический образ одноэлектронной волновой функции Орбиталь – область пространства вокруг ядра атома, в которой высока вероятность обнаружения электрона (обычно выбирают значение вероятности 90 -95%). Контуры атомной орбитали графическое отображение волновой функции, полученной при решении волнового уравнения для одного электрона.

Главное квантовое число n характеризует энергию атомной орбитали. принимает любые положительные целочисленные значения. Чем больше значение n, тем выше энергия и больше размер Каждому значению главного орбитали. квантового числа отвечает определенное значение энергии электрона. Уровни энергии с определенными значениями n иногда обозначают буквами K, L, M, N. . . (для n = 1, 2, 3, 4. . . ).

Форма s-орбиталей сферическая, pорбитали напоминают гантели, d- и fорбитали имеют более сложную форму.

Магнитное квантовое число ml Для каждого значения l отвечает за ориентацию атомных орбиталей в пространстве. магнитное квантовое число ml может принимать целочисленные значения от −l до +l (всего 2 l + 1 значений) Например, р-орбитали (l = 1) могут быть ориентированы тремя способами (ml = -1, 0, +1)

Электрон, занимающий определенную орбиталь ms – спин электрона - одно из свойств (наряду с массой и зарядом) этой элементарной частицы.

Спин - собственный магнитный момент количества движения элементарной частицы. Спин электрона характеризуется спиновым квантовым числом ms, которое может быть равно +1/2 и − 1/2 Квантовые числа для электрона в атоме Главное квантовое число n Орбитальное квантовое число l Магнитное квантовое число ml Спиновое квантовое число ms

Совокупность состояний электрона в атоме с одним и тем же значением n называют энергетическим уровнем. Число уровней, на которых совпадает с номером периода, находятся электроны в основном состоянии атома, в котором располагается элемент Номера этих уровней обозначают цифрами: 1, 2, 3, . . . (реже - буквами K, L, M, . . . )

Энергетический подуровень совокупность энергетических состояний электрона в атоме, характеризуется одними и теми же значениями квантовых чисел n и l Подуровни обозначают буквами: s, p, d, f. . . второй - два подуровня, Первый энергетический уровень имеет один подуровень, третий - три подуровня и так далее

для многоэлектронных атомов для каждого энергетического уровня происходит расщепление на подуровни (при данном значении Энергия электрона главного квантового числа n) зависит уже не только от n, но и от орбитального квантового числа l. Она увеличивается в ряду s-, p -, d-, f-орбиталей

Принцип минимума энергии определяет порядок заселения атомных орбиталей, имеющих различные энергии электроны занимают в первую очередь орбитали, имеющие наименьшую энергию Энергия подуровней растет в ряду: 1 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 < 6 p < 7 s < 5 f ≈ 6 d. . .

принцип запрета ограничивает число электронов, которые могут находиться на одной орбитали. На любой орбитали может находиться не более двух электронов Поэтому в атоме не должно быть двух электронов с одинаковыми четырьмя квантовыми числами (n, l, ms). в том случае, если они имеют противоположные спины (неодинаковые спиновые числа).

Правило Гунда 1927 г. - на основе атомных спектров определяет порядок заселения электронами орбиталей, имеющих одинаковую энергию Последовательность заселения атомных орбиталей электронами

порядок заселения орбиталей электронами и построение электронной формулы любого элемента.

Электронная конфигурация атома Электронная формула атома • Распределение электронов по орбиталям в основном (невозбужденном) состоянии атома и его ионов: • 1 s 22 p 63 s 23 p 6. . . Число электронов на орбиталях подуровня • указывается в верхнем индексе справа от буквы, • например 3 d 5 это 5 электронов на 3 d-подуровне.

1 s 2 = [He] 1 s 22 p 6 = [Ne] 1 s 22 p 63 s 23 p 6 = [Ar] электронная формула атома хлора 1 s 22 p 63 s 23 p 5, или [Ne]3 s 23 p 5 За скобки вынесены валентные электроны, принимающие участие в образовании химических связей