Квантовые постулаты Бора

Закон химических эквивалентов.

«Массы(объемы)реагирующих друг с другом веществ пропорциональны их эквивалентны массам(объемам)». Был открыт в результат еработ И.В.Рихтера(1792-1800)

Планетарная модель строения атома и ее противоречия.

Планетарная модель атома, или модель Резерфорда, - историческая модель строения атома, которую предложил Эрнест Резерфорда в результате эксперимента с рассеиванием альфа-частиц.

По этой модели атом состоит из небольшого положительно заряженного ядра, в котором сосредоточена почти вся масса атома, вокруг которого движутся электроны, - подобно тому, как планеты движутся вокруг Солнца. Она соответствует современным представлениям о строении атома с учётом того, что движение электронов имеет квантовый характер и не описывается законами классической механики.

Недостатком планетарной модели была её несовместимость с законами классической физики. Если электроны движутся вокруг ядра как планеты вокруг Солнца, то их движение ускоренное, и, следовательно, по законам классической электродинамики они должны были бы излучать электромагнитные волны, терять энергию и падать на ядро. Следующим шагом в развитии планетарной модели стала модель Бора, постулирующая другие, отличные от классических, законы движения электронов. Полностью противоречия электродинамики смогла решить квантовая механика.

Квантовые постулаты Бора.

Постулаты Бора — основные допущения, сформулированные Нильсом Бором в 1913 году для объяснения закономерности линейчатого спектра атома водорода и водородоподобных ионов (формула Бальмера-Ридберга) и квантового характера испускания и поглощения света.

1-Атом и атомные системы могут длительно пребывать только в особенных стационарных или квантовых состояниях, каждому из которых отвечает определенная энергия. В стационарном состоянии атом не излучает электромагнитных волн.

2-Излучение света происходит при переходе электрона из стационарного состояния с большей энергией в стационарное состояние с меньшей энергией. Энергия излученного фотона равна разности энергий стационарных состояний.

2й закон Ньтона:

постоянной Ридберга: ≈ 13,6эВ

6.Оновные положения квантовой механики.

Квантовая механика- раздел теоретической физики, описывающий физические явления, в которы действие сравнимо по величине с постоянной Планка.

Осн.положения: 1)Любое состояние сстемы микроскопических веществ описывается некоторой функцией зависящей от координат и времени и носящий название волновой. Квадрат модуля этой функции(амплитуды волн де Бройля)определяет вероятность нахождения частицы в данный момент времени в определенном ограниченном объеме.

2)Предсказания квантовой механики носят статистический характер.Они предсказывают только среднее значение большой серии испытаний для одинаковых приготовлениях систем.

3)Принцип суперпозиции:если в системе могу реализовываться состояния,описываемые волновыми функциями y1(x,t), y2(x,t),то может реализовываться и любая их линейная комбинация с1=с2, где с1 и с2 — некоторые комплексные константы.

4)Результаты экспериментов должны переходить в область классической механики,когда величины размерности это действия становятся намного больше постоянной планки h.

7.Квант-механ.описание одноэлектр.системы:квант.числа и их физ.смысл. Как следует из решения уравнения Шредингера для атома водорода, квантовое состояние электрона в этом атоме (можно сказать и квантовое состояние атома) полностью определяется заданием трех квантовых чисел.

1. Главное квантовое число. Это квантовое число принимает значения,обозн.так же буквами M,N,K..Чем больше n,тем больше энергия орбитали..Переход электронов с одной орбитали на другую сопровождается излучением или поглощением квантов энергии.Характеризуется также удаленностью max электронной плотности ядра.Чем > n,тем > объем орбитали.Совокупность электронов с один. значением n назыв.энергетическим уровнем или оболочкой.

Орбитальное (побочное, азимутальное) квантовое число l принимает значения от 0 до (n-1) и характеризует форму граничной поверхности атомной орбитали. Обозначения: 0-s; 1-p; 2-d; 3-f и т.д. Совокупность электронов, имеющих одинаковые значения l и n, называют энергетическим подуровнем.Оно характеризует также энергию электронов подуровня в пределах данного энергетического уровня.

Энергия подуровней возрастает в ряду s, p, d, f (Es<Ep<Ed<Ef).

Магнитное квантовое число ml характеризует ориентацию орбитали в пространстве и может принимать целочисленные значения от +l до –l, включая 0. d-подуровень содержит пять орбиталей, s-подуровень – одну (рис.4.1,a), p-подуровень – три (рис.4.1,b-d), а f-подуровень – семь орбиталей.

Атомной орбиталью называют также волновую функцию, характеризуемую определенным набором трех квантовых чисел. Спиновое квантовое число ms характеризует собственное вращение электрона вокруг своей оси и может принимать два значения - +1/2 и -1/2..

8.Квант-механ.описание многоэлектр. атомов, принцип Паули. Многоэлектрон.атом представляет собой динамическую систему электронов движущихся в центральном поле ядра. Для того,чтобы понять,какие атомные орбитали и в какой последовательности будут заполняться электронами в его основном состоянии,надо руководствоваться принципами: -принци min энергии -принцип Паули

- правило Гунда

- правило Ключковского

Принцип Паули: в одном и том же атоме не может быть более одного электрона с одинаковым набором четырех квантовых чисел. Является одним из важных законов квант.механики,относится ко всем элементарным частицам,имеющих полуцелый спин.

 

 

9.Принцип min энергии,правило Клечковского.

«Любая система стремится к наиболее низкоэнергетическому из доступных ей состояний.»

1) заполнение электронами уровней и подуровней идет от (n+l) меньших к (n+l) большим

2)если сумма (n+l) одинакова для различных подуровней, то заполнение протекает в напр. увеличения главного кв числа n.Система элементов Менделеева отражает заполнение электронами соотв. уровней и подуровней всех элементов.

10.Осн. Характеристики атомов:радиус ат,энергия иониз,эн.сродства к электрону.

Радиус атома- расстояние между атомным ядром и самой дальней из стабильных орбит электронов в электронной оболочке этого атома.

Порядковый номер-есть расстояние,имер. в пикометре(пм).

Энергия ионизации- минимальная энергия, необходимая для отрыва электрона (ионизации) от атома, иона или молекулы, находящихся в основном энергетич. состоянии. (эВ/атом или Дж/моль)

Эне́ргией сродства́ а́тома к электро́ну, или просто его сродством к электрону (ε), называют энергию, выделяющуюся в процессе присоединения электрона к свободному атому Э в его основном состоянии с превращением его в отрицательный ион Э−.(кДж/моль или эВ/атом).

11.Электроотрицательность атомов,шкала Олрода-Рохова.

Эле́ктроотрица́тельность— фундаментальное химическое свойство атома, количественная характеристика способности атома в молекуле смещать к себе общие электронные пары.

Современное понятие об электроотрицательности атомов было введено американским химиком Л. Полингом.

J1A и εA -энергия ионизации атома и его сродство к электрону.

Шкала Ол.-Рох.-основана на электростатической силе,действующей на внешний электрон.

12.Период.закон и его знач.для развития естествознания...

Периодический закон сыграл огромную роль в развитии химии и других естественных наук. Была открыта взаимная связь между всеми элементами, их физическими и химическими свойствами. Это поставило перед естествознанием научно-философскую проблемы огромной важности: эта взаимная связь должно получить объяснение. После открытия Периодического закона стало ясно, что атомы всех элементов должны быть построены по единому принципу, а их строение должно отображать периодичность свойств элементов. Таким образом, периодический закон стал важным звеном в эволюции атомно-молекулярного учения, оказав значительное влияние на разработку теории строения атома.

"свойства химических элементов (т.е. свойства и форма образуемых ими соединений) находятся в периодической зависимости от заряда ядра атомов химических элементов".

(Д.И.Менделеев в 1869). (зная это,можно дать хар-ку любого хим.элем.)