2018-01-21
443
1. Квантово – механическая модель строения атома, уравнение де Бройля, принцип Гейзенберга, волновая функция, уравнение Шредингера.
Первой моделью строения атома была модель строения атома Томпсона («кекс с изюмом») (1903г.).
В 1911 г. Резерфорд предложил свою модель - планетарную модель строения атомов: у атома есть ядро, вокруг которого движутся электроны.
На основе модели Резерфорда Н. Бор предложил свою первую квантовую теорию строения атома. Согласно этой теории, электроны движутся вокруг ядра только по разрешенным орбитам. Каждая орбита имеет свой порядковый номер, который называется главным квантовым числом. Бор вычислил радиусы орбит.
R1=0,053 нм Rn=0,053*n2 n – главное квантовое число
Когда электрон находится на своей орбите, такое состояное атома называют основным. При переходе электрона на более высокие орбиты, атом становится возбужденным. Такое состояние атома не устойчиво. При переходе электрона с верхней орбиты на более нижнюю, атом получает квант света.
Современная теория строения атомов основана на законах квантовой механики.
В 1924 г. Л. Де Броиль предположил, что электрон – это частица, если речь идет о дискретности, но это и волна, если речь идет о характере его движения. Он предложил математическую зависимость, связывающую корпускулярные и волновые свойства электрона.
λ=, где λ – длина волны - постоянная Планка
- масса электрона - скорость движения частицы
В 1927 г. Гейзенберг постулировал принцип неопределенности, согласно которому невозможно одновременно точно определить положение микрочастицы, т.е. её координаты и её количество движения, т.е. импульс.
Движение электрона в атоме под действием электростатического поля может быть описано волновой функцией. Ψ (x,y,z)
Вычисление вероятности нахождения электрона в данном месте атома решается с помощью волнового уравнения Шредингера. Это уравнение волновую функцию, потенциальную и полную энергию электрона.
Волновая функция, которая является решением уравнения, является орбиталью. Орбиталь ограничена в трехмерном пространстве поверхностями той или иной формы.
Строение ядра атома.
В 1913 г. Мозли установил, что заряд ядра численно равен порядковому номеру элемента.
Ядро атома состоит из частиц, которые называют нуклонами.
Нуклоны – это протоны и нейтроны.
Масса нуклонов почти в 2000 раз больше массы электрона.
Образование прочных атомных ядер из нуклонов объясняется возникновением ядерных сил в результате обмена обмена между ними мезонами.
Протоны могут образовывать связи с ограниченным числом электронов. Поэтому, прочность ядра зависит от соотношения протонов и нейтронов.
Протон – положительный заряд.
Нейтрон – нет заряда.
Электрон – отрицательный заряд.
Массовое число (А) атомов равно сумме протонов и нейтронов в ядре атома. Массовое число наиболее близко к относительной массе (примерно равны).
Многие химические элементы имеют атомы с одинаковыми зарядами, но разными массовыми числами. Эти атомы называются изотопами.
Нет изотопов у таких элементов, как бериллий, натрий, золото, алюминий, фтор, фосфор. У остальных – два и более изотопов.
Помимо стабильных элементов есть нестабильные и радиоактивные.
Атомные массы в периодической системе – это среднее арифметическое массовых чисел изотопов данного элемента с учетом массовой доли каждой из них.
Ядра, имеющие одинаковую массу, но разные заряды, называются изобарами.
Ядра, содержащие одинаковое число нейтронов, называются изотонами.
2. Квантовые числа: главное, орбитальное, магнитное, спиновое. Понятие атомная орбиталь (АО)
Главное квантовое число (обозначается буквой N (от 1 до бесконечности)) определяет энергию и среднее расстояние электрона от ядра. Главное квантовое число характеризует определенный энергетический уровень.
K L M N O…
1 2 3 4 5…
Второе квантовое число или орбитальное или побочное квантовое число (L от 0 до n-1) характеризует форму атомной орбитали, энергетические подуровни, на которые расщепляется уровень.
S P D F …
0 1 2 3 …
Магнитное квантовое число mL (-L; +L) характеризует положение электронного облака в пространстве, т.е. показывает возможные положения электронного облака в пространстве.
S P(3) D(5) F(7) …
0 (-1;0;1) (-2;-1;0;1:2) ….
Спиновое квантовое число ms характеризует собственный вращательный момент электрона.
ms = -1/2
ms=1/2
Состояние электрона, описанное тремя квантовыми числами, называют атомной орбиталью (АО), и, независимо от ее формы, приняты условные обозначения.
S P D F
3. Строение многоэлектронных атомов: принципы и правила размещения электронов в атоме. Исключения из правила Клечковского
Последовательность заполнения орбиталей электронами определяет электронную конфигурацию атома.
Количество электронов на орбиталях указывается верхним индексом, а их сумма равна общему числу электронов (порядковому номеру элемента). Кроме буквенной записи используют графическую формулу.
При заполнении орбиталей электронами учитывают следующие правила:
- принцип минимальной энергии:
электроны в атоме стремятся занять те атомные орбитали, которым соответствует наименьшее значение энергии электоронов.
- правилоХунда:
в пределах одного подуровня электроны располагаются так, чтобы их суммарный спин был максимальным.
- принцип Паули:
В атоме не может быть двух электронов, имеющих одинаковый набор всех четырех квантовых чисел, т.е. на каждой атомной орбитали может находится не более двух разнонаправленных электронов.
- правило Клечковского:
С ростом атомного номера элемента электроны размещаются на атомных орбиталях последовательно, по мере возрастания суммы N+L (при равной сумме – в порядке возрастания числа N).
В соответствии с этим правилом, атомные орбитали располагают в следующий ряд
1s 2s 2p 3s 3p 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p ….
Исключение из правила связано с появлением электронов на d и f подуровнях. Эти атомные орбитали большие по размерам и размыты в пространстве.
Когда атомные орбитали заселены полностью или на половину, она обладают повышенной устойчивостью и их размеры сжаты в пространстве. Повышенная устойчивость подуровней объясняется явлением «проскока» или «провала» электрона. такое явление наблюдается у серебра, меди, молибдена и других.
4. Окислительно – восстановительные свойства атомов и ионов: энергия ионизации, энергия сродства к электрону, электроотрицательность, орбитальный радиус.
Энергия ионизации – это энергия, необходимая для отрывания электрона от нейтрального атома. Она характеризует восстановительную способность элемента.
Чем меньше значение энергии ионизации, тем более сильным восстановителем является элемент.
В периодах (слева – направо) энергия ионизации увеличивается, но её увеличение идёт не равномерно.
В подгруппах (сверху – вниз) энергия ионизации увеличивается.
Энергия сродства к электрону – это энергия, которая выделяется при присоединении электрона к нейтральному атому. Это свойство характеризует окислительную способность элемента.
Чем больше значение сродства, тем больше выражены окислительные свойства элемента.
В периодах (слева – направо) энергия сродства к электрону увеличивается, не монотонно, максимум смещен на один элемент влево по сравнению с энергией ионизации.
В подгруппах (сверху – вниз) энергия сродства к электрону уменьшается.
Электроотрицательность (ЭО) – характеризует способность атома элемента удерживать электроны свои собственные и принятые.
ЭО может быть вычислена полусуммой энергии ионизации и сродства.
Относительная ЭО показывает металлический или неметаллический характер элемента. Чем выше ЭО, тем сильнее выражены неметаллические свойства.
В периодах (слева – направо) ЭО увеличивается.
В подгруппах (сверху – вниз) ЭО уменьшается.
5. Окислительно – восстановительные и кислотно-основные свойства элементов и веществ.
В периодах с увеличением порядкового номера элемента окислительные свойства возрастают, восстановительные – уменьшаются.
В группах с увеличением порядкового номера окислительные свойства ослабевают, а восстановительные – усиливаются.
По окислительно – восстановительной активности различают:
1. Вещества – типичные восстановители;
Это металлы (с зарядом 0), вещества, которые содержат элементы в нисшей степени окисления (Zn, H2S, HCl – не могу принимать электроны)
2. Вещества – типичные окислители;
Это вещества, которые содержат элементы в высшей степени окисления (Na2SO4, HClO4 – могут только отдавать электроны)
3. Вещества – окислительно – восстановительная двойственность.
Эти вещества содержат элементы в промежуточной степени окисления (Cl, S, Na2SO3)
