СТРОЕНИЕ АТОМА Лекция 2 Иконникова Любовь Федоровна

СТРОЕНИЕ АТОМА
Лекция 2
Иконникова Любовь Федоровна
Строение атома
модели атома
эксперим.
данные
характеристики
движения электрона
теоретич. изолир. не изолир,
объяснение
а в поле ядра
орбиталь
квантовые
числа
Экспериментальные доказательства
сложной структуры атома
Атомные спектры
(1859 г., Кирхгофф)
Открытие электрона
- катод. лучи (1879 г. Крукс)
Самопроизвольный распад
атома (1896 г. Беккерель)
Открытие ядра атома
(1911г. Резерфорд)
Модели строения атома
а). 1904 г. Томсон
«Сливовый пудинг»
б). 1911 г. Резерфорд,
«ядерная или
планетарная» модель
б,в
а
в). 1913 г. Нильс Бор
модель «дискретных
стационарных орбит»
г). 1925 г. современная
квантово-механическая
модель
в
г
Основные положения
квантово-механической теории атома
1.
Квантование (дискретность) энергии
электронов в атоме.
(постулаты Бора)
2.
Двойственная природа электрона
(корпускулярно-волновой дуализм).
(гипотеза Луи де Бройля)
3. Вероятностный характер законов движения
микрочастиц.
(Гейзенберг, Борн, Шредингер)
Дискретность энергии электронов
(постулаты Бора)
1 постулат: в изолированном атоме каждый
электрон движется только по «дозволенным,
стационарным» орбитам (с определенным
радиусом и энергией)
2 постулат: переход электрона
с одной стационарной орбиты на другую
происходит скачкообразно
и сопровождается испусканием
или поглощением дискретных
порций лучистой
Е=n∙
h
энергии
Двойственная природа электрона
(корпускулярно-волновой дуализм)
гипотеза электронных волн, бегущих по
круговым орбитам Бора
1923 г.
Луи де Бройль
Любая частица массой (m)
и движущаяся со скоростью (V)
является одновременно волной с
длиной (λ).
1927 г. Джермер
и Дэвиссон
Вероятностный характер законов микромира
1925 г. принцип неопределенности Гейзенберга
1. Невозможно одновременно точно
определить положение (в точке Х) и скорость
электрона в силу его волновых свойств.
Положение электрона можно определить
только с некоторой неустранимой
погрешностью (ограничением), равной длине
волны.
2. Движение электрона нельзя описать с
помощью траектории (непрерывной
линии в пространстве). В данный момент
времени электрон может находиться в
любой точке пространства.
Борн (1926 г. ) - электронная волна должна
интерпретироваться
с
точки
зрения
вероятности нахождения в данной точке
пространства.
1926 г. Волновое уравнение Шрёдингера
описывает распределение вероятности
пребывания частицы в пространстве.
h 2  2  2  2
 2 ( 2  2  2 )  U  E
8 m x y
z
ψ = ψ х,у,z– волновая функция
I I 2 – вероятность нахождения электрона в
данной точке атомного пространства
Часть пространства вокруг
ядра, где вероятность
нахождения электрона
максимальна (≥90%),
называется атомной орбиталью
(АО).
области наибольшей
вероятности
нахождения электрона
Квантовые числа
ℓ
ℓ
орбитальное
квантовое
число
Атомной орбиталью (АО) называется
совокупность положений электрона в атоме,
характеризуемых определенными значениями
квантовых чисел n, ℓ , m ℓ
Главное квантовое число (n)
(энергетический уровень)
определяет:
- общую энергию электрона в поле ядра,
- размер (радиус) орбитали,
- соответствует номеру периода.
принимает значения n = 1, 2, 3, 4, и т.д.
Орбитальное квантовое число (ℓ)
(энергетический подуровень)
характеризует
- энергию электрона на конкретном подуровне,
- пространственную форму орбитали.
принимает значения: ℓ = 0, 1, 2….(n – 1)
значение
обозначение
форма
Каждый уровень (кроме первого) расщеплён на
подуровни.
Подуровней (ℓ) столько, сколько единиц в
главном квантовом числе (n)
Магнитное квантовое число (mℓ)
характеризует пространственную ориентацию
атомной орбитали одного подуровня по осям Х,
У, Z или число неповторяющихся направлений
движения электрона
принимает значения:
+ ℓ…0… - ℓ
+1
0
p
-1
d
s
mℓ=7
mℓ=3
mℓ=1
f -орбиталь
mℓ=5
Спиновое квантовое число (ms)
ms – спиновое квантовое число
не связано с движением электрона в
пространстве, характеризует внутреннее
движение заряда электрона .
«Спин» электрона - это магнитный момент,
возникающий при вращение заряда электрона
вокруг собственной оси:
по часовой стрелке ms = +½ ( )
против часовой стрелки ms = - ½ ( )
Электронные формулы атомов
Подобно любой системе, атомы стремятся к
минимуму энергии. Это достигается при
определенном распределении электронов по
орбиталям
1. Принцип наименьшей энергии
(правила Клечковского)
электрон размещается на АО c min
энергией.
Энергия уровней и подуровней возрастает в порядке увеличения Σ (n+ ℓ),
а при одном и том же значении этой суммы ниже располагаются уровни с
меньшим n.
Σ (n+ ℓ) = min
1s 2s 2p 3s 3p 4s  3d 4p 5s  4d
<5p 6s  4f  5d 6p 7s  5f  6d 7p
2. Принцип запрета Паули:
в атоме не может быть двух электронов
с одинаковым набором всех четырех
квантовых чисел.
следствие:
на одной атомной орбитали может
располагаться не более двух электронов с
антипараллельными спинами
Максимальная ёмкость:
для атомной орбитали АО
для уровня n
для подуровня ℓ
Nе = 2 электрона
Nе = 2n2 электронов
Nе = 2(2 ℓ + 1) электронов
3. Правило Гунда:
на одном подуровне суммарный спин
электронов должен быть максимален
ms = +1/2 + 1/2 + 1/2 = 3/2
ms = +1/2 + 1/2 - 1/2 = 1/2
ms = +1/2 - 1/2 + 1/2 = 1/2
Способы
изображения электронных структур
Электронная формула
32Ge
1s22s22p63s23p64s23d104p2
32Ge
[Ar]4s2 3d104p2
… 4s24p2
Электронографическая
структура:
32Ge
32Ge
n = 4,
4s
– краткая
– валентных электронов
Энергетическая
диаграмма:
4p
-1 00 -1
+1
+1
0
ℓ = 1, mℓ = 0,
ms = +½
– полная
6С
Задача
Для химического элемента вольфрама
- определить заряд ядра, число протонов,
электронов и нейтронов
- написать полную электронную формулу,
- определить семейство,
- написать электронографическую формулу
валентных электронов,
- написать 4 квантовых числа для валентного
5d2-электрона,
- определить период и группу, подгруппу
1 марта 1869 г.
Периодический закон - свойства элементов, а
также образуемых ими простых и сложных
веществ, находятся в периодической
зависимости от заряда ядер их атомов.
Радиусы атомов (R)- расстояние от ядра до
внешнего максимума электронной плотности.
Электроотрицательность (ЭО) - способность
атома притягивать электроны от других атомов, с
которыми он образует химическую связь.
ЭО max – у галогенов,
ЭО min - у щелочных металлов
ЭО=0 – у атомов VIII группы главной подгруппы
Потенциал ионизации (J) – энергия,
необходимая для отрыва электрона с
последнего уровня
Металлические и основные свойства –
способность отдавать электроны
Неметаллические и кислотные свойства –
способность принимать электроны
Периодические изменения параметров
атомов элементов
O
N
B
C
2
4
2s22p1 2s22p2 2s22p3 2s 2p
Be
2s2
Li - 2s1
Na- 3s
K - 4s1
Rb - 5s1
Cs - 6s1
слева направо
сверху вниз
1
Radii decrease
Rум-ся
i
n
ЭОрост
R
c рост
J рост
r
неметалл. и
eЭОум-ся
aJ ум-ся
кисл. св-ва рост
s
eметалл.
и основ. св-ва рост
Fr - 7s1