Строение атома. Физические исследования, проведенные в конце прошлого и начале настоящего столетия, показали своеобразие законов

Физические исследования, проведенные в конце прошлого и начале настоящего столетия, показали своеобразие законов, управляющих поведением микрообъектов (электронов, протонов, нейтронов и др. микрочастиц).

На основе результатов этих исследований была создана квантовая механика, описывающая свойства материи и законы её движения.

В 1911г. появилась гипотеза Резерфорда о ядерном строении атома. По этой модели атом состоял из ядра и расположенных вокруг него электронов. Ядро занимает в атоме лишь незначительную часть своего объема. Основная масса атома сосредоточена в ядре.

Теперь известно, что ядро атома имеет сложную структуру. Основные частицы ядра – это протоны p⁺ и нейтроны n⁰.

Считают, что протон и нейтрон являются двумя состояниями одной и той же частицы – нуклона. Взаимодействие между нуклонами осуществляется путем обмена π – мезонами (π ⁺, π ⁰, π ^-или неонами), находящимися в постоянном окружении протонов и нейтронов.

В последнее время было доказано, что нуклоны состоят из квархов (экспериментально пока не обнаруженных). Взаимодействие между квархами вызвано обменами глюонами частицы, не имеющих массы.

Число протонов в ядре определяет величину положительного заряда ядра, количество электронов в атоме и соответствует порядковому номеру элемента (z).

Число нейтронов в ядре равно разности между массовым числом (А) и числом протонов: А-Z

Заряд ядра равен Zе, где е – элементарный заряд. Химические свойства атома определяются зарядом ядра, а следовательно, числом электронов их энергией и распределением вокруг ядро атома.

В квантовой механике есть три основных положения 1)дискретность, 2) корпускулярность, волновой дуализм, или двойственная природа электричества, 3) вероятностный характер законов микромира.

Квантование энергии электронов в атоме.

В 1900г. М.Планк пришел к выводу, что тепловое излучение абсолютно черного тела не является непрерывным, а состоит из дискретных порций энергии, квантов энергии.

* Излучением абсолютно черного тела называют излучение из небольшого отверстия в стене шарообразной плоскости, внутренняя поверхность которой зачернена.

Значение одного кванта энергии равно:

(1)

Е – энергия кванта, Дж; v – частота, с^-1 , h – постоянная Планка, равная 6, 626

С – скорость света.

Постоянная Планка является мерой дискретности. Кванты энергии впоследствии назвали фотонами. При малых частотах у фотонов преобладают волновые свойства, при больших - корпускулярные свойства света.

Идею о квантовании энергии использовал Энштейн для объяснения фотоэлектрического эффекта, что позволила также объяснить происхождение линейчатых атомных спектров, состоящих из набора линий, объединенных в серии.

* Фотоэлектрическим эффектом называют испускание электронов металлами под действием ультрафиолетового света или рентгеновских лучей.

В 1913г. Н.Бор предложил первую квантовую теорию строения атома.

Теория Бора была основана на двух постулатах:

1) в изолированном атоме электрон движется по круговым стационарным орбитам, находясь на которых он не излучает и не поглощает энергии. Каждой такой орбите отвечает дискретное, вполне определенное значение энергии (

2) переход электрона из одного стационарного состояния () сопровождается испусканием кванта монохроматического , излучения, частота которого

В теории Бора для процесса излучения было совершено несущественно, как часто облетает электрон ядро атома, важна лишь разность энергий стационарных состояний.

*Переход электрона с одной орбиты на другую, связанный с поглощением или испусканием фотонов, квантов энергии, получил название квантового перехода.

Фотон возникает в процессах перехода электрона из возбужденного состояния в состояние с меньшей энергией; фотон исчезает, когда электрон осле взаимодействия с ним переходят в состояние с большей энергией.

Двойная природа электрона – способность проявлять различные свойства в зависимости от тех или иных внешних условий.

Свободный или связанный электрон не является в действительности ни волной, ни частицей, ни даже симбиозом волны и частицы. Электрон – это частица, если речь идет о дискретности, но это и волна, если обсуждается характер его движения.

Автором идеи корпускулярно – волнового дуализма можно считать Энштейна.

Позднее де Бройль (1924) получил зависимость, в которой между собой связаны, как корпускулярные (Е, m, V), так и волновые (.V) свойства:

h – постоянная Планка;

с – скорость света в вакууме = 2.9979*10⁸ м/с;

m – масса частицы, г;

v – скорость частицы, м/с

Величина получила название длины волны де Бойля. Она может относиться и к электрону, и к фотону.

Постоянная Планка h связывает воедино корпускулярный и волновой аспекты движения материи: чем меньше скорость движения электрона в атоме, тем больше и тем ближе электрон по свойствам к частице. Чем больше значение V, тем меньше и тем характернее для электрона волновые свойства.

Принцип неопределенности.

Двойственность поведения электрона отражена в соотношении неопределенности, предложенном Гейзенбергом (1927):

;

где - неопределенность (ошибка в определении) импульса частицы по координате х; х – неопределенность (ошибка в определении) положения микрообъекта по этой координате.

Согласно этому принципу, невозможно одновременно определить положение и импульс любого микро объекта с одинаково высокой точностью.

Физический смысл этого соотношения в том, что оно отражает корпускулярно – волновую действительность микрообъектов.

Вероятностный характер законов микромира

В квантовой механике о местонахождении электрона судят только с вероятной точки зрения. Электрон может находиться в любом элементе объема атома, однако вероятность его пребывания в различных элементах объема атома в данный момент времени неодинакова.

Волновое уравнение

Движение электрона в атоме под действием электростатического поля ядра описывается волновой функцией ψ (x, y, z), («пси» - функция, функция пространственных координат электрона).

Для этой функции, не зависящей от времени, Шредингер в 1926г. предложил уравнение:

Где Е – полная энергия атома (системы), - оператор Гамильтона системы, представляющей собой сумму операторов кинетической и потенциальной энергии электронов.

Решения ур-я Шрёдингера позволяет найти волновую функцию электрона ψ (x, y, z) как функцию координат. Это распределение ψ называется орбиталью, т.е. орбиталь – это заданная в пространстве волновая функция ψ (x, y, z).

Система уравнений включающаяся ур-я Шредингера, потенциальная энергия и граничных условий, имеет не одно, а несколько решений, каждое из которых, описывает электронное облако и соответствующую ему полную энергию. Каждое из решений определяется квантовыми числами.

В многоэлектронном атоме полная энергия также в основном определяется главным квантовым числом и в меньшей степени зависит от другого квантового числа е.

Орбитальное квантовое число е определяет момент количества движения электрона и характеризует пространственную форму электронного облака.

В многоэлектронных атомах происходит расщепление энергетических уровней на подуровни, т.е. электроны при одинаковом n несколько различаются значениями полной энергии Е.

Расщепление энергетических уровней можно объяснить тем, что энергия каждого электрона определяется в них не только взаимодействием электрона с ядром, но и взаимодействием с другими электронами. В таких атомах полная энергия электрона Е задается не только главным квантовым числом n, но и орбитальным числом l, которое определяет как число подуровней так и их взаимное расположение на данном энергетическом уровне.

Возможные значения l задаются для каждого уровня n, l, может принимать все неотрицательные целочисленные значения от 0 до -1, кроме числовых имеются и буквенные обозначения:

L 0 1 2 3 4 0…n-1

S p d f g n=1 l=0

n=2 l=1

n=3 l=2

На первом энергетическом уровне с n=1 имеется только один подуровень с l=0 (1s – подуровень).

n=2 2 подуровень 2s и 2p

l=0 l=1

n=3 3 подуровень 3s 3p 3d

n=4 4 подуровень 4s 4p 4d 4f

Различным подуровням соотносят различные ψ – функции и различные, описываемые ими конфигурации электронных облаков.

Если l=0, то независимо от n, волновые функции s – электронов имеют шаровую форму.

Если l=1, то конфигурация гантели.

Если l=2, то конфигурация четырехлистковых розеток, т.е. двух объемных восьмерок, расположенных по углом 40⁰. Ядро находится в точке «пересечения» этих восьмерок.

Магнитное квантовое число m определяет квантовый характер взаимодействия электронов атома с внешним магнитным полем. m определяет число орбиталей на каждом подуровне и задает взаимное расположение электронных облаков на данном подуровне.

m принимает целочисленные отрицательные и положительные значения от –l до +l включая ноль, т.е. каждому значению l соответствует свой набор магнитных квантовых чисел m, состоящей из 2е+1 таких чисел.

Для s – подуровня l=0 и m=0

Т. е., на s – подуровне всегда существует одна s – орбиталь.

Для p – подуровня l = 1 и m=-1; 0; +1, т.е. p – подуровень всегда имеет три орбитали.

Для d l=2 m=-2; -1; 0; +1; +2 5 орбиталей

Для f l=3 m=-3; -2; -1; 0; +1; +2; +3 7 орбиталей

Спиновое квантовое число

Спин – это собственный момент количества движения электрона. Спин характеризует направление вращения и, следовательно, при двух возможных направлениях механического вращения должно существовать два разных спина электрона.

m_s спиновое квантовое число может принимать только 2 численных значения: . Оно определяет число электронов, которое может находиться на орбитали.

Решение систем уравнений Шрёдингера, потенциальной энергии и граничных условий описывает полные энергии Е и волновые функции ψ всех возможных орбиталей атома, но не дает ответа на следующие вопросы:

Сколько электронов может находиться на одной орбитали, одном подуровне, одном уровне?

В какой последовательности заполняются орбитали, подуровни, уровни?

Чтобы ответить на эти вопросы рассмотрим принцип Паули, принцип минимума энергии, правило Хунда.

Принцип Паули В. (1925г.):

В атоме не может быть двух электронов с одинаковыми значениями всех четырех квантовых чисел.

Принцип Паули определяет максимальную емкость по электронам одной орбитали.

Т.к. орбиталь определяется n, l, m, электроны данной орбитали могут различаться только спиновым квантовым числом. m_s может принимать только два значения +0, 5 и -0, 5, поэтому максимальная емкость любой орбитали равна2, т.е. на ней могут находиться 2 электрона, 1 электрон или она может быть вакантной, пустотой.

- вакантная орбиталь (электронная ячейка)

- полузаселенная орбиталь (орбиталь, занятая неспаренным электроном)

- полностью заселенная орбиталь (орбиталь, занятая электронной парой)

Принцип Паули также определяет электронную емкость подуровней и уровней.

N_e =2(2l+1) для подуровня

Максимальная емкость уровня по электронам суммируется из величин N_е подуровней этого уровня.

N_n =2n² для уровня.

Принцип минимума энергии

Наиболее устойчивыми состояниями любой системы (атома, молекулы) являются состояния с минимальным запасом энергии.

Для атома этот принцип означает, что электроны в атоме заполняют уровни с наименьшими значениями главного квантового числа n, а в пределах уровня сначала заполняются подуровни с наименьшими значениями орбитального квантового числа l.

Правило Хунда. (1927г.)

Орбитали, принадлежащие к одному подуровню, заполняются каждая в начале одним электроном, а затем происходит их заполнение векторными электронами. (электроны, по одиночке заполняющие орбитали одного и того же подуровня, имеют защищающие орбитали одного и того же подуровня, имеют одинаковые спины). Например

Учитывая взаимное расположение орбиталей в пространстве,

правило Хунда приобретает простой физический смысл:

электроны одного подуровня, отталкиваясь друг от друга, стремятся

занять по возможности удаленные друг от друга, т.е.

разные орбитали подуровня.

правильное изображение: 2p

неправильное изображение 2p

неправильное изображение 2p

Электронные формулы – фиксируют занятые электронами подуровни и число электронов на них.

Цифрами обозначают номер уровня

Буквами – номер подуровня.

H 1s¹

N 1s² 2s² 2p³ 2+2+3=7 электронов

Электронно - структурные формулы.

- изображают атом элемента в виде совокупности орбиталей, которые также называются квантовыми ячейками.

L=0; m=0

N

n=2

n=1
s P

S=+ S=-

Следует отметить, что в электронно – структурных формулах в отличие от электронных изображают не только заполненные, но и вакантные орбитали валентных подуровней, что позволяет предсказать изменение валентности элемента в результате перехода в возбужденное состояние обозначают символом соответственного элемента со звездочкой.

Пример P*

P основное состояние В=3

n=3

s p d

p* возбужденное состояние В=5

n=3

s p d

Энергия подуровней возрастает в следующем порядке:

1s< 2s< 2p< 3s< 3p< 4s< 3d< 4p< 5s< 4d< 5p< 6s< 4f≈ 5d< 6p< 7s< 5f≈ 6d< 7p…

Данная последовательность подуровней описывается правилом Клечковского:

1) Уровни и подуровни атомов заполняются электронами в порядке возрастания суммы главного и орбитального квантовых чисел (n+l)

3d 4s

n+l 3+2=5 > 4+0=0 => 4s3d

3d 4p

n+2 3+2=5 = 4+1=5 => 3d

Порядковый номер элемента

Впервые физический смысл порядкового номера раскрыл Ван – де – Брук. Он теоретически доказал, что порядковый номер элемента равен заряду ядер его атомов. Эта гипотеза была экспериментально подтверждена Мозли при изучении спектров рентгеновского излучения, испускаемого простыми веществами при их бомбардировке электронным пучком высокой энергии.

Работы Ван – де – Брука и Мозли дали возможность установить правильность расположения элементов в периодической таблице, определить общее число элементов в каждом периоде и оказали, что порядковый номер, а не атомная масса, является важнейшим свойством элемент, определяющим электронную структуру атомов.