Модель атома по Бору

В 1900 году Макс Планк показал, что энергия электромагнитного излучения видимой части спектра квантуется, т.е. свет излучается и поглощается не непрерывно, а отдельными порциями – кван­тами. Энергия квантов (Е)связана с частотой излучения (υ) следующей форму­лой:

Е = h·υ,

(12.1)

где h – постоянная Планка.

Основываясь на квантовой теории излу­чения, Нильс Бор сделал вывод о том, что электрон в атоме может принимать не любые, а строго определённые значения энергии. Переход электрона из одного энергетического уровня на другой сопровождается испуска­нием или поглощением определенного кванта электромагнитного излучения.

На основе квантовой теории излучения и планетарной модели атома по Резерфорду Бор предложил модель атома, которая базировалась на следующих постулатах:

1) электрон в атоме может вращаться вокруг ядра не по любым, а только по строго определённым орбитам, которые называются стационарными;

2) двигаясь по стационарным орбитам, электрон не излучает энергию;

3) при переходе с более низкой на более высокую орбиту электрон поглощает энергию, равную разности энергий между соответствующими орбитами. Такое состояние электрона называется возбужденным. В этом состоянии он пребывает примерно 10^–8 секунды и после излучения избыточной энергии переходит обратно на стационарную орбиту.

Информацию о состоянии электронов в атоме дают спектры электронных переходов, которые в зависимости от метода исследования делятся на спектры поглощения и испускания (эмиссионный спектр). Образно говоря можно сказать, что спектр – это зеркало электронных состояний. Предложенный Бором математический аппарат позволил рассчитать спектр только атома водорода и водородоподобных атомов.

Основные недостатки модели атома по Бору:

1) модель была неприменима для описания спектров атомов более сложных, чем водород;

2) модель не могла объяснить различной интенсивности спектральных линий в спектре даже атома водорода.

12.2 Современные представления о строении атома

В 1924 г. Луи де Бройль предположил, что волновыми свойствами должны обладать любые движущиеся материальные частицы, в том числе и электроны.

Объединив уравнения М.Планка (E = h·ν) и А.Эйнштейна (E = mc²), он вывел уравнение для расчета длины волны излучения любой движущейся частицы

λ =

(12.2)

где h – постоянная Планка,

m – масса частицы, V – скорость ее движения.

К 1927 г. были экспериментально (дифракция и интерференция электронов) подтверждены волновые свойства электрона. То есть для описания состояния электрона в атоме необходимо учитывать его волновые свойства. Поэтому можно говорить о вероятности нахождения электрона в определенной области пространства. С учетом этого термин «орбита» был заменен не термин «орбиталь».

Орбиталь – граничная поверхность внутри которой вероятность нахождения электрона составляет 90 %.

В 1925 г. австрийский физик Шредингер предложил для описания состояние электрона в атоме применять математическое уравнение (уравнение Шредингера), учитывающее волновые свойства электрона. Данное уравнение применимо для описания электронной структуры в атоме любого элемента. Решение данного уравнения показывает, что состояние электрона в атоме можно описать посредством четырёх квантовых чисел: главного, орбитального, магнитного и спинового.

Главное квантовое число (n) характеризует радиус и энергию электрона на энергетическом уровне. Оно может принимать целочисленные значе­ния: 1, 2, 3, 4 и т.д. Чем больше n, тем больше радиус и энергия электрона.

Орбитальное квантовое число (l) характеризует энергию электрона на подуровне и форму электронного облака. Оно принимает целочисленные значения от 0 до (n – 1). Например, если главное квантовое число n = 4, то орбитальное квантовое число может принимать значения: 0; 1; 2; 3. Эти значения имеют буквенные обозначения соответственно: s-, р-, d- и f-электронные облака.

Магнитное квантовое число (m) показывает число орбиталей на подуровне и принимает целочисленные значения от –l до +l (всего 2 l + 1 значений). На s-, р-, d- и f-подуровнях соответственно находятся 1, 3, 5 и 7 орбиталей.

Спиновое квантовое число (m_s) характеризует собственное движение электрона и может принимать два значения: +1/2 и –1/2, то есть на одной орбитали может находиться два электрона.

Принципы заполнения электронных оболочек атомов:

принцип энергетического минимума – заполнение орбиталей происходит в порядке увеличения энергии;

принцип Паули – в атоме не может быть двух электронов, у которых все четыре квантовых числа были бы одинаковы;

правило Хунда – спин в пределах подуровня должен быть максимален.

В таблице 12.1 приведены значения всех четырех квантовых чисел и максимальные количества орбиталей и электронов на энергетических уровнях и подуровнях.

Таблица 12.1 – Значения n, l, m, количества орбиталей на подуровнях

(2l + 1), электронов на подуровнях (N_l) и уровнях (N_n)

n	l	m	2l + 1	Nl = 2(2l+1)	Nn = 2n2
	0 (s)
	0 (s)
1 (p)	– 1,0,+1
	0 (s)
1 (p)	– 1,0,+1
2 (d)	– 3, – 2, – 1,0,+1,+2
	0 (s)
1 (p)	– 1, 0, +1
2 (d)	– 2, – 1, 0, +1, +2
3 (f)	– 3, – 2, – 1,0,+1,+2,+3

Для описания состояния электронов в атоме применяются: электронная формула, энергетическая диаграмма, геометрическая модель.

Электронная формула показывает распределение электронов по

энергетическим уровням и подуровням. Например:

- для кислорода (О) элемента с порядковым номером 8 – 1s²2s²2p⁴,

- для хрома (Cr) элемента с порядковым номером 24 – 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁴4s², с учетом проскока электрона электронная формула имеет вид 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁵4s¹. Проскок электронов объясняется тем, что наполовину или полностью заполненные подуровни (р³, р⁶, d⁵, d¹⁰, f⁷, f¹⁴) характеризуются повышенной устойчивостью.

Энергетическая диаграмма графически показывает распределение электронов по энергетическим ячейкам (орбиталям). Стрелка условно обозначает электрон и его спин. На рисунке12.2 показана энергетическая диаграмма атома кислорода.

1s² 2s² 2p⁴

Рисунок 12.2 – Энергетическая диаграмма атома кислорода

Геометрическая модель показывает формы орбиталей и их расположение в пространстве. На рисунке12.3 показана геометрическая модель атома кислорода.

Рисунок 12.3 – Геометрическая модель атома кислорода

Электронную формулу элемента можно записать на основании его положения в периодической таблице, так как периодичность изменения свойств элементов в таблице являются следствием периодичности заполнения электронами энергетических уровней и подуровней атомов.