СТРОЕНИЕ АТОМА Лекция 2 Иконникова Любовь Федоровна

Строение атома модели атома характеристики движения электрона эксперим. теоретич. изолир. не изолир, данные объяснение а в поле ядра орбиталь квантовые числа

Экспериментальные доказательства сложной структуры атома Атомные спектры ( 1859 г., Кирхгофф ) ( 1859 г., Кирхгофф ) Открытие электрона -катод. лучи (1879 г. Крукс) Самопроизвольный распад атома (1896 г. Беккерель) Открытие ядра атома (1911г.Резерфорд) (1911г. Резерфорд)

Модели строения атома а) г. Томсон «Сливовый пудинг» «Сливовый пудинг» б) г. Резерфорд, «ядерная или «ядерная или планетарная» модель планетарная» модель в) г. Нильс Бор модель «дискретных модель «дискретных стационарных орбит» стационарных орбит» г) г. современная квантово-механическаямодель а б, в г в

Основные положения квантово-механической теории атома 1.Квантование (дискретность) энергии электронов в атоме. 1. Квантование (дискретность) энергии электронов в атоме. (постулаты Бора) (постулаты Бора) 2. Двойственная природа электрона (корпускулярно-волновой дуализм). (гипотеза Луи де Бройля) (гипотеза Луи де Бройля) 3. Вероятностный характер законов движения микрочастиц. (Гейзенберг, Борн, Шредингер) (Гейзенберг, Борн, Шредингер)

Дискретность энергии электронов (постулаты Бора) 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 или поглощением дискретных порций лучистой энергии Е=n h

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) и движущаяся со скоростью (V) является одновременно волной с длиной (λ) г. Джермер и Дэвиссон

Вероятностный характер законов микромира 1925 г. принцип неопределенности Гейзенберга 1925 г. принцип неопределенности Гейзенберга 1. Невозможно одновременно точно 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. 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 г. Волновое уравнение Шрёдингера описывает распределение вероятности пребывания частицы в пространстве. ψ = ψ х,у,z – волновая функция 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 Атомной орбиталью (АО) называется совокупность положений электрона в атоме, характеризуемых определенными значениями квантовых чисел n,, m орбитальное квантовое число

Главное квантовое число (n) (энергетический уровень) определяет: 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 () (энергетический подуровень) (энергетический подуровень)характеризует - энергию электрона на конкретном подуровне, - пространственную форму орбитали. принимает значения: = 0, 1, 2….(n – 1) значение обозначение форма

Каждый уровень (кроме первого) расщеплён на подуровни. Подуровней () столько, сколько единиц в главном квантовом числе (n)

Магнитное квантовое число (m ) характеризует пространственную ориентацию атомной орбитали одного подуровня по осям Х, У, Z или число неповторяющихся направлений движения электрона принимает значения: принимает значения: + … 0… - + … 0… - m =1 m =3 m =5 m =7 s p d f -орбиталь +10

Спиновое квантовое число (m s ) m s – 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 m s = +½ ( ) против часовой стрелки m s = - ½ ( )

Подобно любой системе, атомы стремятся к минимуму энергии. Это достигается при определенном распределении электронов по орбиталям Электронные формулы атомов

1. Принцип наименьшей энергии (правила Клечковского) электрон размещается на АО c min энергией. 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d

2. Принцип запрета Паули: в атоме не может быть двух электронов с одинаковым набором всех четырех в атоме не может быть двух электронов с одинаковым набором всех четырех квантовых чисел. квантовых чисел. следствие: следствие: на одной атомной орбитали может располагаться не более двух электронов с антипараллельными спинами Максимальная ёмкость : Максимальная ёмкость : для атомной орбитали АО N е = 2 электрона для уровня n N е = 2n 2 электронов для подуровня N е = 2(2 + 1) электронов

3. Правило Гунда: на одном подуровне суммарный спин электронов должен быть максимален на одном подуровне суммарный спин электронов должен быть максимален

Способы изображения электронных структур Электронная формула 32 Ge 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 2 – полная 32 Ge [Ar]4s 2 3d 10 4p 2 – краткая 32 Ge … 4s 2 4p 2 – валентных электронов Электронографическая Энергетическая структура: диаграмма: n = 4, = 1, m = 0, m s = +½ m s = +½ 6С6С6С6С

Задача Для химического элемента вольфрама - определить заряд ядра, число протонов, электронов и нейтронов - определить заряд ядра, число протонов, электронов и нейтронов - написать полную электронную формулу, - определить семейство, - определить семейство, - написать электронографическую формулу валентных электронов, - написать 4 квантовых числа для валентного 5d 2 -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 Радиусы атомов (R)- расстояние от ядра до внешнего максимума электронной плотности. внешнего максимума электронной плотности. Электроотрицательность (ЭО) - способность атома притягивать электроны от других атомов, с которыми он образует химическую связь. 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 max – у галогенов, ЭО min - у щелочных металлов ЭО=0 – у атомов VIII группы главной подгруппы ЭО=0 – у атомов VIII группы главной подгруппы Потенциал ионизации (J) – энергия, необходимая для отрыва электрона с последнего уровня Потенциал ионизации (J) – энергия, необходимая для отрыва электрона с последнего уровня Металлические и основные свойства – способность отдавать электроны Металлические и основные свойства – способность отдавать электроны Неметаллические и кислотные свойства – способность принимать электроны Неметаллические и кислотные свойства – способность принимать электроны

Периодические изменения параметров атомов элементов R рост R ум-ся ЭО ум-ся ЭО рост слева направо сверху вниз J ум-ся J рост металл. и основ. св-ва рост и основ. св-ва рост неметалл. и неметалл. и кисл. св-ва рост кисл. св-ва рост