Лекция "Строение атома"

СТРОЕНИЕ АТОМА
Развитие представлений о строении атома
Долгое время в науке существовало мнение о том, что атомы неделимы. Также
считалось, что атомы неизменны, т.е. атом одного элемента не может превратиться в атом
другого элемента.
Однако в конце 19 века был установлен ряд фактов, которые свидетельствовали о
сложном строении атомов и о возможности их взаимопревращения (открытие электрона
английским физиком Томсоном в 1897 году).
Электрон – элементарная частица, обладающая наименьшим известным в природе
отрицательным зарядом 1,602*10-19 Кл.
Было установлено, что электроны можно выделить из любого элемента (они переносят
ток в металлах, обнаруживаются в пламени, испускаются многими веществами при
нагревании, освещении или рентгеновском облучении). Из этого следует, что электроны
содержатся в атомах всех элементов.
Но электроны заряжены отрицательно, а атомы – электронейтральны. Значит, в атомах
кроме электронов содержатся и положительные частицы.
Таким образом, атом – это сложное образование, построенное из более мелких
структурных единиц.
Большую роль в установлении сложной природы атома сыграло открытие и изучение
радиоактивности (Беккерель, 1896 год). А в 1898 году супругами Кюри и Резерфордом было
установлено, что радиоактивное излучение под действием магнитного поля разделяется на 3
пучка, один из которых не меняет своего направления, а два других отклоняются в
противоположные стороны. Лучи, не отклоняющиеся в магнитном поле и не несущие заряда,
были названы γ-лучами. Они представляют собой электромагнитное излучение схожее с
рентгеновскими лучами и обладают очень большой проникающей способностью (поток
фотонов).
Отклонение под действием магнитного поля двух других пучков говорит о том, что они
состоят из электрически заряженных частиц. Противоположное направление отклонений
говорит, что в состав пучка входят отрицательно заряженные частицы – β-лучи, и
положительно заряженные частицы – α-лучи.
β-лучи оказались потоком быстро движущихся электронов.
α-лучи оказались заряженными атомами гелия.
Изучение радиоактивности подтвердило сложность состава атомов. Встал вопрос о
внутреннем строении атома.
Модели строения атома
1) В 1903 году Томсоном была предложена модель атома, которая получила условное
название «пудинг с изюмом». Согласно этой модели атом представляет собой положительно
заряженный шар, в который вкраплены небольшие электроны.
Но опыты Резерфорда по рассеянию α-частиц тонкими металлическими пластинками
опровергли эту модель. Из результатов этих опытов следовало, что большая часть
пространства занимаемого атомом металла, не содержит тяжелых частиц – там могут
находиться только электроны.
2) В 1911 году Резерфорд предложил ядерную планетарную модель строения атома.
Согласно данной модели атом состоит из положительно заряженного ядра, в котором
сосредоточена основная масса атома, и вращающихся вокруг него, подобно планетам вокруг
солнца, электронов. Положительный заряд ядра нейтрализуется суммой отрицательных
зарядов электронов, так что атом в целом электронейтрален. Был установлен физический
смысл порядкового номера элемента в Периодической системе Д.И. Менделеева (ПС):
порядковый номер – важная константа элемента, выражающая положительный заряд
ядра его атома.
Из электронейтральности следует, что число электронов, вращающихся вокруг ядра
равно порядковому номеру элемента.
Развитая Резерфордом ядерная модель была крупным шагом в познании строения
атома. Основы ее положения о наличии положительно заряженного ядра, окруженного
электронами – были подтверждены большим числом экспериментов.
Однако в некоторых отношениях данная модель противоречила установленным
фактам. Во-первых, теория Резерфорда не могла объяснить устойчивости атома (электрон,
вращающийся вокруг ядра должен испускать электромагнитную энергию и, в конце концов,
электрон будет перемещаться всё ближе к ядру, пока не упадёт на него – и атом прекратит
своё существование, что противоречит реальным свойствам атомов, которые могут
существовать, не разрушаясь, очень долго).
Во-вторых, модель Резерфорда приводила к неправильным выводам о характере
атомных спектров.
При нагреве вещество испускает лучи (излучение). Если излучение имеет одну длину
волны – оно называется монохроматическим. В большинстве случаев излучение
характеризуется несколькими длинами волн. При разложении излучения на
монохроматические компоненты получается спектр излучения, где отдельные составляющие
выражаются спектральными линиями. Такой спектр называется линейчатым. А если
электрон, вращающийся вокруг ядра, приближается к ядру, меняя скорость движения, то
частота испускаемого им света должна непрерывно меняться, то есть спектр должен быть
сплошным, а это не соответствует действительности.
3) Следующая более совершенная модель атома была предложена в 1913 году датским
физиком Нильсом Бором, который объединил ядерную модель атома с квантовой теорией
света.
В 1900 году Планк (Германия) высказал предположение, что вещества поглощают и
испускают энергию не непрерывно, а дискретно (отдельными порциями) – квантами. При
этом энергия кванта пропорциональна частоте излучения.
Уравнение Планка: E = h ν, где h – постоянная Планка (6,626∙10-34 Дж ν ∙с), а ν – частота
излучения (ν = с/λ).
Бор, основываясь на положении квантовой теории света о дискретной природе
излучения и линейчатом характере атомных спектров, сделал вывод о том, что энергия
электронов в атоме излучается тоже дискретно (скачками), поэтому в атоме возможны не
любые энергетические состояния, а определенные (разрешенные). Иначе говоря,
энергетические состояния электронов в атоме квантованы. Переход из одного разрешенного
состояния в другое совершается скачкообразно и сопровождается излучением кванта
электромагнитного излучения.
Постулаты Бора:
1. Электроны, вращаются вокруг ядра не по любым, а только по определенным
круговым орбитам, которые называются стационарными.
2. Двигаясь по стационарной орбите, электроны не излучают и не поглощают
электромагнитной энергии.
3. Электроны излучают или поглощают электромагнитную энергию при переходе с
одной стационарной орбиты на другую.
Постулаты находились в резком противоречии с положениями классической физики, но
они нашли оправдание в результатах, полученных Бором при расчете спектра атома
водорода.
Современная квантово-механическая модель атома
Свойства электронов и других микрочастиц не могут быть описаны законами
классической механики. Движение микроскопических тел описывает раздел физики,
который называется квантовой механикой.
Согласно современным представлениям, атом представляет собой квантовую систему,
содержащую отрицательно заряженные микрообъекты – электроны, двигающиеся в
электростатическом потенциале, создаваемом положительно заряженным ядром.
Ядро состоит из протонов и нейтронов (нуклонов). Число протонов равно
положительному заряду ядра, номеру элемента в ПС и равно числу электронов.
Частица
Масса и заряд элементарных частиц
Масса
Заряд
кг
а.е.м.
Кл
относит.
Электрон 9,11∙10–31
Протон 1,67∙10–27
Нейтрон 1,67∙10–27
0,0005
1,01
1,01
1,6∙10–19
1,6∙10–19
–
–1
+1
–
Практически вся масса атома сосредоточена в ядре (атомная масса равна общему числу
протонов и нейтронов в ядре).
При химических реакциях ядра атомов остаются без изменений, изменяется лишь
строение электронных оболочек вследствие перераспределения электронов между атомами.
Способностью атомов отдавать или присоединять электроны определяются его химические
свойства.
Основные положения
квантово-механической модели атома
1. Квантованность энергии: энергия испускается (поглощается) телами отдельными
порциями – квантами – E=hν.
2. Электроны и другие микрочастицы имеют двойственную природу, т.н.
корпускулярно-волновой дуализм.
С одной стороны, электроны проявляют свойства частиц (имеют массу, заряд и др.).
Это подтверждается явлением фотоэффекта.
С другой стороны, обладают свойствами электромагнитной волны (ν, λ), что
подтверждается явлениями дифракции (огибание волнами преград) и интерференции
(накладывание волны одной на другую – при этом волны усиливают или ослабляют друг
друга).
Т. о., с каждым движущимся электроном (и с любым движущимся материальным
объектом) связан волновой процесс, λ которого определяется по уравнению Луи де Бройля
(1924 г.):
h

.
mv
3. Поведение отдельной микрочастицы непредсказуемо. Микрочастицы подчиняются
принципу неопределенности Гейзенберга: в микромире одновременно и точно задать
координату и импульс невозможно.
Соотношение неопределенности: ∆x∙∆p ≥ h,
где ∆x, ∆p – погрешности в определении импульса и координаты частицы (чем меньше
одна из этих величин, тем больше другая).
Этот принцип приводит к тому, что можно определить лишь вероятность нахождения
электрона в различных частях пространства.
Область пространства, в котором наиболее вероятно нахождение электрона (90–95%),
называется атомной орбиталью (АО).
Занимая ту или иную АО, электрон образует электронное облако.
Основным уравнением квантовой механики является волновое уравнение Шредингера
(1926), решениями которого являются так называемые волновые функции  (пси),
характеризующие состояние электрона в атоме.
  2  2  2



8 2 m  x 2 y 2 z 2
h2

  E  U   0 ,

где E – полная энергия электрона;
U – потенциальная энергия электрона;
  2  2  2
 2  2  2
y
z
 x

 – сумма вторых производных  по координатам.

Физический смысл имеет не сама , а 2, который характеризует плотность
вероятности нахождения электрона в некоторой точке пространства.
Квантовые числа
Состояние каждого электрона в атоме описывают с помощью четырех квантовых
чисел: главного (n), орбитального (l), магнитного (ml) и спинового (ms). Первые три
характеризуют движение электрона в пространстве (т.е. АО), а четвертое – вокруг
собственной оси.
Квантовые числа принимают не любые, а определенные, дискретные (прерывные)
значения.
Главное квантовое число n характеризует энергию электрона в атоме; оно принимает
положительные целочисленные значения: n = 1, 2, 3…∞; определяет энергетический уровень
и размеры электронного облака (среднее расстояние электрона от ядра).
Орбитальное квантовое число l определяет форму электронного облака,
энергетический подуровень. Орбитальные квантовые числа для электронов с данным
главным квантовым числом могут принимать значения: l = 0, 1, 2…(n-1). Энергетические
подуровни обозначаются: s (l = 0), p (l = 1), d (l = 2), f (l = 3). Значению l = 0 соответствует
форма электронного облака в виде сферы; значению l = 1 соответствует электронное облако
в виде «объемной восьмерки», значению l = 2 – в виде «четырехлепесткового соцветия».
Магнитное квантовое число ml характеризует пространственную ориентацию
электронного облака. Магнитное квантовое число принимает значения ml = –l,…0…, l. Число
значений ml зависит от l (всего (2l +1) значений) и определяет количество орбиталей на
данном подуровне. Таким образом,
на s-подуровне (l = 0) имеется одна орбиталь: m = 0 и одно положение сферы в
пространстве;
на p-подуровне (l = 1) – три орбитали, и три ориентации их в пространстве:
m = –1, 0 ,+1;
на d-подуровне (l = 2) – пять орбиталей: m =–2, –1, 0, 1, 2;
на f-подуровне – 7орбиталей.
s-подуровень
p-подуровень
d-подуровень
n
1
2
3
4
Название
орбитали
Значения n, l, ml и максимального числа электронов
на уровнях и подуровнях
l
s
s
p
s
p
d
s
p
d
0
0
1
0
1
2
0
1
2
f
3
Максимальное
число
Число
электронов
m l = – l…0… l
орбиталей
на
на
подуровне уровне
0
1
2
2
0
1
2
8
–1, 0, 1
3
6
0
1
2
–1, 0, 1
3
6
18
–2, –1 , 0, 1, 2
5
10
0
1
2
–1, 0, 1
3
6
32
–2, –1, 0, 1, 2
5
10
–3, –2, –1, 0, 1, 2,
7
14
3
Спиновое квантовое число ms принимает только два значения: –1/2 и +1/2. ms
характеризует внутреннее движение электрона – спин, оно связано с собственным
магнитным моментом электрона, обусловленным его движением вокруг своей оси. Два
электрона с противоположно направленными спинами ↑↓ называют спаренными или
антипараллельными, с одинаково направленными ↑↑ – неспаренными или параллельными.
Таким образом, n, l и ml характеризуют АО, на которой находится электрон (размер,
форму и ориентацию в пространстве электронного облака), а ms – движение электрона
вокруг своей оси.
Строение многоэлектронных атомов
Распределение электронов в атомах элементов по АО основано на принципе
наименьшей энергии, т. е. каждый электрон занимает ту из доступных для него орбиталей, на
которой его энергия будет минимальной. Реализация этого принципа определяется тремя
положениями: принципом Паули, правилами Клечковского и Гунда.
Принцип Паули: в атоме не может быть двух электронов с одинаковыми значениями
всех четырех квантовых чисел. Так как АО характеризуется тремя квантовыми числами n, l и
ml, то в ней могут находиться не более двух электронов, причем с противоположными
спинами ↑↓.
Так как количество орбиталей на данном подуровне равно числу значений ml, т. е.
(2l +1), то максимальное число электронов на этом подуровне согласно принципу Паули
будет 2(2l +1). Таким образом, на s-подуровне возможно 2 электрона (2(2 ∙ 0 + 1) = 2), на pподуровне – 6 электронов, на d-подуровне – 10 электронов, на f-подуровне – 14 электронов.
Поскольку число орбиталей данного энергетического уровня равно n2, емкость
энергетического уровня составляет 2n2 электронов.
Правило Клечковского: увеличение энергии и соответственно заполнение орбиталей
происходит в порядке возрастания суммы квантовых чисел (n + l), а при равной сумме – в
порядке возрастания числа n. Согласно этому правилу заполнение электронами
энергетических уровней и подуровней идет в такой последовательности:
1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s→4f→5d→6p→7s…
Исключения из правила Клечковского наблюдаются для атомов элементов с полностью
или наполовину заполненными d- и f -подуровнями.
Так, электронная формула меди должна быть 1s22s22p63s23p63d94s2, однако на внешнем уровне у
атома меди не 2 электрона, а один, т.к. второй электрон «провалился» на d-подуровень второго
снаружи уровня, т.е. на (n - 1) d -подуровень. Расположение электронов у 28Сu 1s22s22p63s23p63d104s1.
Провал электронов наблюдается также у следующих элементов: Ag, Au, Cr, Nb, Mo, Ru, Rh, Рd,
Pt. Исключение составляет палладий − у него 2s-электрона провалились на соседний уровень. Провал
электронов энергетически более выгоден, т.к. образуются более устойчивые электронные
конфигурации с полностью или наполовину заполненным подуровнем (p0, p3, p6; d0, d5, d10).
Правило Гунда: устойчивому состоянию атома соответствует такое распределение
электронов в пределах энергетического подуровня, при котором абсолютное значение
суммарного спина атома максимально. Следовательно, орбитали данного подуровня
заполняются сначала по одному электрону с одинаковыми спинами, а затем по второму
электрону с противоположными спинами.
Т. о. принцип Паули позволяет расселять электроны на одной орбитали, правило Гунда
– по орбиталям внутри подуровня, правило Клечковского – по уровням и подуровням.
При соблюдении этих правил энергия атома минимальна, и он находится в основном
(устойчивом) состоянии. В противном случае атом переходит в возбужденное состояние с
более высокой энергией.
Распределение электронов в атоме записывается в виде электронных формул nlx, где n
– главное квантовое число (указывается цифрой), l – орбитальное квантовое число
(буквенное обозначение), x – число электронов на данном подуровне.
Количество электронных слоев (энергетических уровней) равно номеру периода в ПС.
Суммарное количество электронов равно порядковому номеру элемента.
Последовательность заполнения электронами орбиталей различных электронных слоев
можно представить следующим образом:
1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s2…
Электронная структура атомов может быть изображена также в виде схем размещения
электронов в квантовых (энергетических) ячейках, которые являются схематическим
изображением атомных орбиталей; такое изображение называют электронно-графической
формулой. Квантовую ячейку обозначают в виде прямоугольника или линейки, а электроны
в этих ячейках обозначают стрелками, при этом стрелкой вверх обозначают электрон,
спиновое число которого +1/2, стрелкой вниз – электрон с отрицательным значением
спинового числа:↓↑