Строение атома по теории Бора

Строение атома.

Вещества состоят из атомов известно с 400д.н.э (Демокрит). 1808 Дальтон разработал атомистическую теорию, на основании которой в дальнейшем устанавливались массы и размеры атомов хим.эл. Диаметр атомов 0.2нм. До 19 века атом считался неделимым. 1895 Крукс открыл «катодные лучи». Пропускание эл.тока через вакуумированную трубку. Лучи распр. Прямолинейно, отклоняются в магнитном поле. Лучи - материальные частицы вертят детскую вертушку. 1897 Дж.ДЖ.Томнсон измерил соотношение между массой и зарядом электрона e/m = -1.76*10¹¹ Кл/кг. 1911 Малликен измерил величину заряда эклектрона - 1.6*10^-19 Кл – то, что теперь считается единицей заряда.Масса электрона 9.1*10^-19г или 1/1837 массы атома водорода.

Модели атома.

1898 Томсон. Атом это «кекс с изюмом», изюм – электроны, кекс – положительно заряженная субстанция. Опыты Гейгера и Марсдена, обстреливали золотую фольгу а-частицами. Большая их часть проходила через фольгу не задерживаясь. На основании этих опытов в 1911 Резерфорд предложил ядерную модель атома: если атом имеет диаметр 1А, то его ядро 10^-5А. Атомные эмиссионные спектры, свет, проходя через призму, дает сплошной спектр – радугу. Свет от разогретых атомов дает линейчатый спектр – линии различного цвета на черном фоне. Ридберг изучал частоты в линейчатых эмиссионных спектрах химических элементов и обнаружил, что все они подчиняются соотношению V=R(1/n²-1/m²), где R- константа, названная константой Ридберга.

Строение атома по теории Бора.

Электрон в атоме водорода движется вокруг протона по замкнутой круговой орбите. Условие устойчивости орбиты – равенство центробежной силы и силы кулоновского притяжения mv²/r=e²/r². Энергия движущейся частицы равна сумме кинетической и потенциальной энергий. E=T+U=mv²/2 – e²/r. Получаем mv²=e²/r, подставляем и получаем E= -e²/2r. Согласно этому уравнению энергия может принимать любые значения и радиус тоже, тогда атом будет постоянно излучать энергию, электрон упадет на ядро. Но этого не происходит. 1911 постулат Планка: свет излучается и поглощается квантами E=hv. Постулаты Бора: 1)электрон в атоме находится в «стационарном» состоянии (движется по стационарной орбите) и ни какой энергии не излучает. 2)будучи выведен из стационарного состояния(переведен на другую орбиту), электрон, возвращаясь, излучает квант света hv=E₂-E_1. 3) электрон в атоме может находиться только на трех разрешенных орбитах, для которых момент количества движения (mvr) принимает некие дискретные значения, а именно mvr=nh/2π, где n – целое число 1,2,3…Решая, относительно v, получаем v=n(h/2π)1/mr, подставив в условие стационарности орбиты получим радиусы разрешенных орбит r=n²h²/4π²me². Значения энергии для этих орбит E= - 2π²me⁴/n²h². Подставив соотв.константы, получим радиус первой Боровской орбиты для атома водорода r=0/529A. В невозбужденном состоянии электрон находится на ближайшей к ядру орбите, т.н. основное состояние. Он может быть возбужден – переброшен на другую орбиталь, а затем вернуться в основное состояние, излучая кванты света, отвечающие линейчатому спектру. Достижения Бора: 1)описал радиус атома водорода.2)определил энергию его ионизации.3)описал количественно спектр атома водорода. Недостатки теории: не удается описать спектры многоэлектронных атомов, поведение атомов в магнитном поле.

Представления о корпускулярно-волновом дуализме частицы.

1924 Де Бройль, Шредингер, Гейзенберг установлено, что свет представляет собой волны и частицы – фотоны. Электрон – частица: имеет массу, оказывает физическое воздействие (вертушка), имеет скорость. Электрон – волна: имеет фазу, можно определить длину волны, пучок электронов испытывает дифракцию, интерференцию. В 1924 де Бройль предположил, что электроны, подобно фотонам, распространяются волнами. Для фотонов Эйнштейн предложил уравнение, связывающее массу и энергию E=mc², энергия фотона определяется через его частоту E=hv. Сделав преобразования, Де Бройль получил mv²=hv=hv/λ, где λ – длина волны электрона. Фундаментальное соотношение между корпускулярными и волновыми свойствами частиц λ=h/mv. Предположение Де Бройля: если электрон двигается по круговой орбите не как шарик, а как волна, то на окружности орбиты должно укладываться целое число волн, иначе произойдет затухание волны, то есть электрон должен образовывать стоячую волну. Из этого следует, λ=2πr/n, приравнивая к фундаментальному соотношению, получаем 2πr/n=h/mv, отсюда следует mvr=nh/2π. Это тот же самый постулат Бора, но на более научных основаниях. Принцип неопределенности Гейзенберга – невозможно в любой данный момент времени определить и положение в пространстве и импульс электрона. Математически это выражается (Δp_x)(Δx)≥h/4π. Δp_x – неопределенность в величине импульса, а Δx – неопределенность в положении частицы в пространстве. Т.о. чем точнее мы можем измерить импульс, тем менее точно мы можем определить положение электрона. Т.к. движение электрона надо описывать, как волновое, нужно вводить волновую функцию ψ (х, y, z), описывающую движение электрона как волны. Надо определить наиболее вероятное нахождение электрона в атоме. Eψ=(T+U)ψ. T+U превращается в оператор, оператор Гамильтона. Шредингер записал уравнение для энергии электрона Hψ=Eψ. Уравнение Шредингера имеет множество решений, надо выбрать лишь необходимое. Для этого надо знать физический смысл функции ψ. 1)она физического смысла не имеет, смысл имеет квадрат ее модуля, он называется вероятностью нахождения электрона в определенной точке. Но надо искать электрон в некотором объеме dv, на некотором расстоянии r от ядра, определяется величиной ІψІ²dv. Функция может быть положительной, отрицательной, мнимой. 2) уравнение Шредингера имеет решение только для одного электрона в поле одного ядра. Надо определить «граничные условия» для ψ. Она должна быть непрерывной, монотонной, убывающей с ростом расстоянии от ядра и образовывать стоячую волну. Решение существует, но функции будут зависеть от параметров: n,l,m. Ψ_n,l,m=N[R_n,l(r)][Ф_l,m(x/r,y/r,z/r)]. N –нормированный множитель. Вводится для того, чтобы вероятность нахождения электрона где-то в пространстве была равна 1. ∫∫∫ІψІ²dv=1. n,l,m – квантовые числа. n – главное квантовое число, опред. энергию электрона и расстояние его наиболее вероятного нахождения вблизи ядра. n = 1,2,3…∞. l – орбитальное квантовое число, опред. момент количества движения электрона mvr – вектор. l = 0,1,2,3…(n-1). Для удобства вместо числовых значений исп. буквенные. 0=s, 1=p, 2=d, 3=f. m – магнитное квантовое число, опред. проекцию вектора момента количества движения на направление магнитного поля m= -1,…0…+1. Если заданы все три квантовых числа, то задана орбиталь. Чтобы выяснить, на каком расстоянии от ядра наиболее вероятна возможность встретить электрон, введем функцию D=ІψІ²4πr²dr, где 4πr²dr – объем узкого шарового слоя между r и r+1. Наибольшая вероятность встретить электрон на расстоянии r₀ от ядра. При этом, для атома водорода r₀ = 0.5285А, как и посчитал Бор. Если считать D для других s – электронов, то количество максимумов будет равно n, а в целом количество максимумов равно для разных орбиталей n-1. Электрон имеет и собственный момент количества движения – спин, квантовое число, его определяющее может имеет 2 значения +1/2 и -1/2 (↑↓). Для многоэлектронного атома теряется принцип сферической симметрии. Для двухэлектронного атома Не потенциальная энергия в операторе Гамильтона U= - ze²/r₁-ze²/r₂+e²/d. Где первые два члена отвечают за взаимодействие каждого электрона с ядром, а последний – это отталкивание двух электронов друг от друга. В этом случае уравнение Шредингера не имеет решения. Электронным отталкиванием пренебречь нельзя. В атоме водорода орбитали с разным l имеют одинаковую энергию, они вырождены. Во многоэлектронных атомах эта вырожденность снимается. Причина: 2s электроны имеют 2 максимума электронной плотности, а 2p – 1, следоват. 2s электроны сильнее притягиваются к ядру, их энергия меньше. Слэтер придумал, как учесть отталкивание электронов и при этом восп. одноэлектронными функциями для атома водорода для описания многоэл. атомов. Заряд ядра уменьшается на некоторую величину, разную для разных орбиталей, получаем z_эфф. Принципы заполнения атомных орбиталей: 1)принцип минимума энергии.Электроны стремятся прежде всего занять ближние к ядру орбитали с наименьшей энергией. 2) принцип Паули:в атоме не может быть двух электронов, характ.одним и тем же набором квантовых чисел=на одной орбитали могут находиться только 2 электрона, различные по спину. 3) правило Хунда: каждая система стремится иметь максимальный спин(макс.число несп. электронов). В таком случае макс число электронов в слое с главным квантовым числом n равно 2n². n=1 →2e; n=2→8e итд. Сначала заполняются орбитали с наименьшим n. Но сущ правило Клячковского – заполнение орбиталей происходит не по возрастанию n, а по возрастанию n+1, при одинаковых n+1 сначала заполняется орбиталь с меньшим n. 5 эл. – 1s²2s²2p¹. Осн. Понятия, необходимые для изучения реакц способности и хим связи. 1) потенциал ионизации I_i-мера подвижности электронов в атоме. Энергия, которую необходимо затратить для полного удаления электрона с атома. I_i возрастает по мере увеличения i.Первый потенциал ионизации соотв положению посл занятой орбитали по шкале энергии. Пример: Li 1s²2s¹ – I₁=5.39 eV, I₂=75.62 eV. 2) остов и валентные электроны. Валентность – способность атома образ хим св. Наиболее подвижны электроны, находящиеся на посл эл уровне, в верхнем слое – валентные эл. Все ост – эл остова, они неохотно и редко участв в хим св. 3) основное и возб сост: пример: Be 1s²2s²-осн сост. 1s²2s¹2p¹-возб сост 4)сродство к электрону E_a-энергия, кот выделяется при присоед к атому 1 эл. Не может быть полож сродства ко 2му эл – он добровольно сядет на отриц ион 5)ЭО – способность атомов притягивать к себе эл(но не сажать на свои оболочки).

Периодический закон.

Деберейнер 1829 делил элементы на триады – М_а(среднего члена) ≈[M_a(кон)-М_а(нач)]/2. Ньюлендс делил на октавы. В 1864 Мейер опубликовал таблицу, в которой 44 известных тогда 63 элементов были расп в порядке возр атомных масс в 6ти столбцах в соотв с их высшей вал по водороду. Д.И.Менделеев 1870 сформ открытый им закон «Свойства элементов, а поэтому и свойства образуемых ими простых и сложных тел стоят в периодической зависимости от их атомного веса». Заслуги Менделеева: 1)рассм периодичность не какого-либо одного свойства, а всех свойств – хим и физ 2)ввел длинные ряды и периоды – табл не представл собой правильного прямоуг, что предусматр возм дальнейшего разв. 1895 – открыты инертные газы. 3оставил пустые клетки в табл, которые позднее были заполнены вновь открытыми элементами, причем их свойства с большей точностью совпадают с предсказ Менделеева. Например: экаалюминий – 1875, галлий де Буабодран.4) исправилатомные веса некот элементов, что потом было подтв экспериментально (Cr, In, Pt) 5)переставил некот элементы местами вопреки некоторой немонотонности в изм атомных масс(никто не знал об изотопах) напр: аргон (39.94) поставил перд в группу инертных газов перд калием (39.1). в определении свойств пользовался средним арифметич. Напр: какими свойствми должен обл H₂S? H₂O– амфот, PH₃ – никто, H₂S – кислота, HCL – сильная кислота, H₂Se – сл. кислота. Совр форм период закона по Мозли: Физ и хим свойства простых вещ, а так же формы и свойства сл соед находятся в периодич завис от величины заряда ядра атома. ВСЕ свойства. Для атомов – радиус и объем, ионный радиус, ионизационный потенциал, ЭО, степени окисл. Для простых вещ и соед: ковкость, твердость.коэфф расщепл, плотность, формулы оксидов, гидридов, галогенидов. Мы можем на основании квантового подхода к строению атома и зная заряды атомов, построить период табл. Возьмем Н. z=1, 1е. Эл конфиг 1s¹; след атом Не – z=2, эл конф 2S². Уровень с гл квантовым числом 1 заполнен, надо заполнять след слой с гл квант числом 2, т.е. начинать новый период. Во втором периоде начинаем заполнять 2s и 2p орбитали их емкость 8е. Во втором периоде как раз 8е.Следующий 3ий период гл квант число 3. Na: [Ne]3s¹, Ar: [Ne]3s¹3p⁶.далее по пр Клячковского мы должны заполнять не 3d, а 4s, следоват начинаем новы период K:[Ar]4s¹ Ca: [Ar]4s².теперь заполняем 3d орбитали, их 5, следоват таких элементов будет 10. Sc: 3d¹4s², Zn: 3d¹⁰4s². Следует учесть эл конф Cu и Cr. Cr вместо 3d⁴4s², 3d⁵4s¹. Cu вместо 3d⁹4s², 3d¹⁰4s¹. При ионизации первыми уходят s электроны. Например, Со: 3d⁷4s²→Co²⁺: 3d⁷4s⁰. Закончив заполнять 3d, перходим к 4p (n+1=5). Kr: 3d¹⁰4s²4p⁶.Периодичность изменения свойств проследить легко, например период Li. Li – металл, металлич свойства убывают, F-неметалл, добавив еще один полож заряд получим Na – тоже металл, его свойства схожи со свoйствами Li. В пределах периода некоторые свойства меняются не монотонно.Пример: изменение первого потенциала ионизации, от Li к Ne I₁ должен возрастать, т.к увеличивается заряд ядра атома и притягивание эл. Но при переходе от Ве к В наблюд падение I₁. Причина: удаляется р-электрон, уровень которого выше на шкале энергии, чем у s-электрона. При переходе от N к О также падение I₁.Это из-за удаления спаренного электрона с атома кислорода. Спаривание-процесс, на кот затрач энергия, лучше его удалить. Немонотонность свойств в пределах периода – «внутренняя периодичность». «Вторичная периодичность» - свойства, немонотонно меняющиеся в группе. Она связана с проникновением эл плотности к ядру, обычно связана с s-электронами.

Химическая связь.

Молекула-любое устойчивое образование из двух и более атомов.Н₂-гомонуклеарная молекула. Связь-совокупность сил, удерживающих два атома в молекуле Н₂.Как образуется связь. Когда атомы находятся далеко друг от друга, энергия их взаимодействия равна нулю. Если атомы сближаются, возникают силы притяжения электронов к ядрам соседних атомов, электронные облака перекрываются, образ связь, энергия системы понижается. При дальнейшем сближении атомов преобладающую роль играют силы отталкивания между ядрами. Энергия системы резко повышается. Любая хим связь образ с выделением энергии, для ее разрыва требуется затратить энергия, равную энергии связи. Ионная или близкая к ней связь может существовать только в кристаллах, где каждый ион окружен несколькими противо ионами, что резко увеличивает энергию всей решетки. Иона связь характ ненаправленностью, ненасыщенностью. Чем больше ионов противоположного знака вокруг данного иона, тем лучше. Все определяется размерами ионов и их отталкиванием. Для гомоатомных и гетероатомных Льюис предложил: каждая связь образуется в результате перекрывания электронов с образованием эл пары, каждый атом стремится получить оболочку ближайшего инертного газа и может считать обобществленные эл своими. Пример в молекуле H₂ H:H. В молекуле HCl эл пара сдвинута к более ЭО атому, т.е к Cl. H:Cl.Теория валентных связей позволяет описать хим связь. Суть: каждая связь рассм как состоящая из двух электронов и для каждого имеется атомная электронная функция ψ. Из двух функций составляем одну, путем их перемножения: ψ_а(1)ψ_b(2), это означает, что 1ый электрон находится на атоме А, а второй на атоме В, но если они общие, то могут поменяться местами: ψ_а(2)ψ_b(1). Общая функция: ψ= ψ_а(1)ψ_b(2)± ψ_а(2)ψ_b(1), подставляем в уравн Шредингера. Если взять знак +, то по принципу Паули спины ↓↑, эл облако перекрывает оба атома. Если взять знак -, то спины параллельны, электронное облако вокруг каждого атома свое. 1-е преимущество: получено полное соотв «валентная связь-эл пара-валентный штрих». Если обр двойные связи, то каждую можно рассм в отдельности, тогда перекрывание облаков будет другим. Сигма связь – область перекрывания на одной прямой, соед ядра. Пи связь – область перекрывания по обе стороны от прямой. 2-е прим: объясняет напрвл хим связи. Например в молекуле воды О отдает на связь 2р эл, сидящие на разных р-орбиталях. Молекула имеет уголковое строение. Противоречие: одинаковые связи в молекуле СН₄. Углерод имеет конф 2s²2p². 2 несп эл, чтобы образовть 4 связи надо сбросить 1 эл на р-орбиталь 2s¹2p³. Но тогда связи разные по длине и энергии, а они одинаковы и расп к вершинам тетраэдра под углом 109.28. Ответ – гибридизация. СН₄-sp³ гибр, в случае с двойными связями С₂Н₄ гибридизованны только 3 орбитали sp², они лежат в плоскости под углом 120, а одна р-орбиталь торчит перп и образ двойную связь. В мол ацетилена sp-гибр и две р-орбитали, угол 180. Недостатки: не может объяснить 1)наличие неспаренных электронов у молекулы, 2)существование электрононедостаточных мол Н₂⁺, 3) существ электроноизб мол – соединений инертных газов.