Электронное строение атома. Периодический закон

Теория строения атома: микрочастица и волна. Явление дифракции электромагнитного излучения и волновая природа атома: подтверждение гипотезы де Бройля. Уравнение Шредингера и волновая функция. Физическая основа структуры периодической системы элементов.

Рубрика Химия
Вид курс лекций
Язык русский
Дата добавления 09.03.2009
Размер файла 120,0 K

Отправить свою хорошую работу в базу знаний просто. Используйте форму, расположенную ниже

Студенты, аспиранты, молодые ученые, использующие базу знаний в своей учебе и работе, будут вам очень благодарны.

8

Лекция № 2 и 3

Электронное строение атома.

Периодический закон.

Квантово-механическая модель атома. Атомные орбитали. Квантовые числа.

Правила заполнения электронами атомных орбиталей. Валентность.

Периодический закон. Периодическая система.

Теория строения атома основана на законах, описывающих движение микрочастиц (электронов, атомов, молекул) и их систем (например, кристаллов). Массы и размеры микрочастиц чрезвычайно малы по сравнению с массами и размерами макроскопических тел. Поэтому свойства и закономерности движения отдельных микрочастиц отличаются от свойств и закономерностей движения макроскопических тел, изучаемых классической физикой. Движение и взаимодействие микрочастиц описывает квантовая механика, которая основывается на представлении о квантовании энергии, волновом характере движения микрочастиц и вероятностном (статистическом) методе описания микрообъектов.

Примерно в начале XX в. исследования явлений (фотоэффект, атомные спектры) привели к выводу, что энергия распространяется и передаётся, поглощается и испускается не непрерывно, а дискретно, отдельными порциями - квантами. Энергия системы микрочастиц также может принимать определённые значения, которые являются кратными частицами квантов.

Предположение о квантовании энергии впервые было высказано М. Планком в 1900 г. и было обосновано Эйнштейном в 1905 г.: энергия кванта зависит от частоты излучения : , где (1)

- постоянная Планка ()

Частота колебаний и длина волны связаны соотношением: ,

где - скорость света.

Согласно соотношению (1), чем меньше , тем больше энергия кванта и наоборот. Таким образом, ультрафиолетовые и рентгеновские лучи обладают большей энергией, чем скажем радиоволны и инфракрасные лучи. Для описания электромагнитного излучения привлекают как волновые, так и корпускулярные представления: с одной стороны монохроматическое излучение распространяется как волна и характеризуется длиной волны , с другой стороны оно состоит из микрочастиц - фотонов, переносящих кванты энергии.

Явление дифракции электромагнитного излучения доказывает его волновую природу. В то же время электромагнитное излучение обладает энергией, массой, производит давление. Так, вычислено, что за 1 год масса Солнца уменьшается за счёт излучения на .

В 1924 г. Луи де Бройль предложил распространить корпускулярно-волновые представления на все микрочастицы, т.е. движение любой микрочастицы рассматривать как волновой процесс. Математически это выражается соотношением де Бройля, согласно которому частице массой , движущейся со скоростью , соответствует волна длиной : , (2)

- импульс частицы.

Гипотеза де Бройля была экспериментально подтверждена обнаружением дифракционного и интерферентного эффектов потока электронов.

Согласно соотношению (2) движению электрона (, ) отвечает волна длиной , т.е. её длина соизмерима с размерами атомов.

В 1925 г. Шрёдингер предположил, что состояние движения электрона в атоме должно описываться уравнением стоячей электромагнитной волны. Он получил уравнение, которое энергию электрона связывает с пространством Декартовых координат и так называемой волновой функцией , которая соответствует амплитуде 3-х мерного волнового процесса:

, где

- полная энергия электрона

- потенциальная энергия электрона

- вторая частная производная

Уравнение Шредингера позволяет найти волновую функцию как функцию координат. Физический смысл волновой функции в том, что квадрат её модуля определяет вероятность нахождения электрона в элементарном объёме , т.е. характеризует электронную плотность.Т. к. электрон обладает свойствами волны и частицы, мы не можем определить его положение в пространстве в определённый момент времени. Электрон размазан, т.е. делокализирован в пространстве атома. В этом заключается принцип Гейзенберга.

Микрочастица, так же как и волна не имеет одновременно точных значений координат и импульса. Это проявляется в том, что чем точнее определяется координаты частицы, тем неопределеннее её импульс, и наоборот. Поэтому мы говорим о максимально вероятном нахождении электрона в данном месте в определённый момент времени. Та область пространства, где >90% находится электрон называется атомной орбиталью. Уравнение Шредингера имеет множество решений, но физически осмысленное решение только в определённых условиях.

Для описания стоячей волны, образованной в атоме движущимся электроном, т.е. для нахождения волновой функции необходимы квантовые числа.

В 3-х мерном пространстве 4-мя квантовыми числами описывается состояние электрона:

Главное квантовое число характеризует удалённость электрона от ядра и определяет его энергию (чем больше , тем больше энергия электрона и тем меньше энергия связи с ядром). принимает целочисленные значения от 1 до .

Состояние электрона характеризующееся различными значениями главного квантового числа , называется электронным слоем (электронной оболочкой, энергетическим уровнем). Они обозначаются цифрами 1, 2, 3, 4, 5, … или соответственно буквами K, L, M, N, O ….

Квантовое состояние атома с наименьшей энергией - основное состояние, а с более высокой - возбуждённое состояние. Переход электрона с одного уровня на другой сопровождается либо поглощением, либо выделением энергии: .

Побочное квантовое (орбитальное, азимутальное) число (принимает все целочисленные значения от 0 до (n-1)).

Орбиталь

1

0

1s

2

0,1

2s,2p

3

0,1,2

3s,3p,3d

Состояние электрона характеризующееся различными значениями побочного квантового числа называется энергетическим подуровнем. В пределах каждого уровня с увеличением , растёт энергия орбитали.

Каждому значению соответствует определённая форма орбитали (например, при - это сфера, центр которой совпадает с ядром).

Магнитное квантовое число характеризует ориентацию орбитали в пространстве (принимает все целочисленные значения от - до +).

Например, для . В пределах каждого подуровня орбиталь имеет одинаковую энергию.

Спиновое квантовое число характеризует вращательный момент, который приобретает электрон в результате собственного вращения вокруг своей оси (принимает два значения: - вращение по часовой стрелке, - вращение против часовой стрелки).

Атомные орбитали заполняются электронами в соответствии с 3-мя принципами:

Принцип устойчивости (принцип min энергии): Каждая новая орбиталь заполняется только после того, как будут заполнены все предыдущие, т.е. более устойчивые (с min энергией) орбитали.

Энергия атомных орбиталей возрастает следующим образом:

Правило Клечковского: заполнение электронами атомных орбиталей происходит в соответствии с увеличением суммы главного и побочного квантовых чисел; если одинакова, то атомная орбиталь заполняется от больших и меньших к меньшим и большим .

Орбиталь

1

0

1

1s

2

0

2

2s

1

3

2p

3

0

3

3s

1

4

3p

2

5

3d

4

0

4

4s

1

5

4p

2

6

4d

3

7

4f

5

0

5

5s

1

6

5p

2

7

5d

3

8

5f

4

9

5g

6

0

6

6s

Принцип Паули: в атоме не может быть 2 электрона, у которых 4 одинаковых квантовых числа. Следовательно, на 1-ой орбитали могут находиться не более 2-х электронов, отличающихся друг от друга значением спинового квантового числа. Отсюда следует, что максимальное количество электронов на энергетическом уровне , на энергетическом подуровне .

Пример:

Правило Хунда: электроны располагаются на орбиталях равной энергии таким образом, чтобы их суммарный спин был максимальный. Это означает, что первоначально электроны заполняют все свободные орбитали данного подуровня по 1-му, имея при этом параллельные спины, и только потом происходит заполнение этих орбиталей 2-ми электронами.

Пример:

Px Py Pz

^

^

^

^

^

^v

^

^

K

L

M

1

2

3

0

0

1

0

1

2

0

0

-1

0

+1

0

-1

0

+1

v^

v^

v^

v^

v^

v^

v^

v^

v^

Количество неспаренных электронов на внешнем уровне определяет валентность элемента, т.е. способность образовывать химические связи с другими атомами. В большинстве случаев, но не всегда.

5 4

4 3

3 2

2 1

1

Периодический закон (1869 г): свойства простых тел, а также свойства и формы соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины атомных весов элементов.

До появления сведений о сложном строении атома основной характеристикой элемента служил атомный вес (относительная атомная масса). Развитие теории строения атома привело к установлению того факта, что главной характеристикой атома является положительный заряд ядра.

В современной формулировке периодический закон звучит: свойства химических элементов, а также формулы и свойства образуемых ими соединений находятся в периодической зависимости от величины заряда ядер их атомов.

Физической основой структуры периодической системы элементов служит определённая последовательность формирования электронных конфигураций атомов по мере роста порядкового номера элемента.

В зависимости от того, какой энергетический подуровень заполняется электронами последним, различают 4 типа элементов:

- элементы (последним заполняется -подуровень внешнего энергетического уровня)

- элементы (последним заполняется -подуровень внешнего энергетического уровня)

- элементы (последним заполняется -подуровень предпоследнего энергетического уровня)

- элементы (последним заполняется -подуровень 3-го снаружи энергетического уровня).

Горизонтально располагаются периоды - последовательный ряд элементов, электронная конфигурация внешнего энергетического уровня которых изменяется от до . Номер периода совпадает со значением главного квантового числа внешнего энергетического уровня.

Вертикально располагаются группы - элементы имеющие сходное электронное строение. У элементов главной подгруппы последним заполняется и подуровни внешнего энергетического уровня, у элементов побочной подгруппы происходит заполнение внутренних и подуровней. Одинаковый номер группы, как правило, определяет число электронов, которое может участвовать в образовании химических связей.

Вопросы для самоконтроля

Квантово-механическая модель атома.

Уравнения де Бройля и Шредингера.

Принцип неопределенности Гейзенберга.

Атомная орбиталь, квантовые числа.

Правила заполнения электронами атомных орбиталей (принцип минимальной энергии, правило Клечковского, правила Паули и Гунда).

Периодический закон Д.И. Менделеева. Периодическая таблица (периоды и группы).


Подобные документы

  • Атом как мельчайшая частица элемента, характеристика его структуры. Сущность и главные этапы развития науки о строении атома. Квантовая теория света. Основные положения современной концепции строения атома. Волновое уравнение Шредингера. Квантовые числа.

    презентация [744,7 K], добавлен 22.04.2013

  • Электронное строение атомов элементов периодической системы. Устойчивость электронных конфигураций. Характеристика семейств элементов. Изучение принципа наименьшей энергии и правила Хунда. Порядок заполнения атомных орбиталей в основном состоянии атома.

    презентация [676,5 K], добавлен 22.04.2013

  • Формулировка периодического закона Д. И. Менделеева в свете теории строения атома. Связь периодического закона и периодической системы со строением атомов. Структура периодической Системы Д. И. Менделеева.

    реферат [9,1 K], добавлен 16.01.2006

  • Электрон как элементарная частица, обладающая наименьшим существующим в природе отрицательным электрическим зарядом, анализ функций. Рассмотрение основных особенностей современной теории строения атома. Общая характеристика волнового уравнения Шредингера.

    презентация [608,5 K], добавлен 11.08.2013

  • История открытия периодического закона Д.И. Менделеева, его авторская и современная формулировка. Важнейшие направления развития химии на основе данного закона. Структура системы химических элементов. Строение атома, основные положения его ядерной модели.

    презентация [3,1 M], добавлен 02.02.2014

  • Схематическое представление энергетических решений уравнения Шредингера для атома водорода. Строение многоэлектронных атомов, принцип Паули. Принцип наименьшей энергии, правило Хунда. Характеристика электронных уровней, их связь со свойствами элементов.

    презентация [344,1 K], добавлен 11.08.2013

  • Изучение атома и его состава и радиоактивности. Характеристика ядерной модели атома. Зависимость свойств элементов и свойств образуемых им веществ от заряда ядра. Анализ квантовой теории света, фотоэлектрического эффекта, электронной оболочки атома.

    реферат [31,3 K], добавлен 18.02.2010

  • Протоны и нейтроны как составляющие атомного ядра. Атомный номер элемента. Изотопы, ядерная и квантово-механическая модели атома. Волновые свойства электрона. Одноэлектронные и многоэлектронные атомы, квантовые числа. Электронная конфигурация атома.

    реферат [1,3 M], добавлен 26.07.2009

  • Основы квантовой механики атома. Соотношение де Бройля. Уравнение Шредингера. Ионная (гетерополярная) связь. Расчет энергии ионной связи. Теория ковалентной (гомеополярной) связи. Метод валентных связей. Метод молекулярных орбиталей (МО).

    курсовая работа [152,7 K], добавлен 17.02.2004

  • Характеристика строения атома. Определение числа протонов, электронов, нейтронов. Рассмотрение химической связи и полярности молекулы в целом. Уравнения диссоциации и константы диссоциации для слабых электролитов. Окислительно-восстановительные реакции.

    контрольная работа [182,3 K], добавлен 09.11.2015

Работы в архивах красиво оформлены согласно требованиям ВУЗов и содержат рисунки, диаграммы, формулы и т.д.
PPT, PPTX и PDF-файлы представлены только в архивах.
Рекомендуем скачать работу.