Кафедра ВЭПТ Электрохимия топливных элементов Лекция 1 Реакции химические и электрохимические Из истории электрохимии Основные понятия электрохимии Электронная. - презентация

1 Кафедра ВЭПТ Электрохимия топливных элементов Лекция 1 Реакции химические и электрохимические Из истории электрохимии Основные понятия электрохимии Электронная структура атомов Квантовые числа Электронные конфигурации атомов

2 Кафедра ВЭПТ Электрохимия топливных элементов Реакции химические и электрохимические Если опустить цинковую пластинку в раствор сульфата меди, то постепенно поверхность цинковой пластинки покроется медью, а со временем будет ослабевать и окраска раствора сульфата меди. Цинк является более активным металлом, поэтому он замещает медь в растворе соли меди. Протекающая при этом химическая реакция восстановления меди Рис.1 Химическая реакция восстановления меди Zn тв + CuSO 4 =ZnSO 4 +Cu тв В этой реакции атомы меди восстанавливаются (принимают электроны), а атомы цинка окисляются (отдают электроны). Т.е происходят следующие изменения: Zn тв -2e - =Zn раств 2+ Cu раств 2+ +2e - =Cu тв Атомы цинка переходят из твердого тела в виде ионов в раствор, теряя при этом два электрона, а ионы меди, наоборот, приобретая два электрона, переходят в твердое состояние.

3 Кафедра ВЭПТ Электрохимия топливных элементов Реакции химические и электрохимические Zn Cu ZnSO 4 CuSO 4 Zn 2+ Cu 2+ SO 4 2- Пористый барьер е - К А Электрохимическая реакция восстановления меди Анодная реакция Zn тв -2e - =Zn раств 2+ Катодная реакция Cu раств 2+ +2e - =Cu тв Электрический ток! На медной пластинке выделяется медь, а цинковая пластинка растворяется, но происходит это только если замкнут ключ К во внешней цепи. Электроны движутся от цинковой пластинки к медной.

4 Кафедра ВЭПТ Электрохимия топливных элементов Таким образом, с точки зрения химии в обоих случаях протекают одинаковые реакции, но качественным отличием процесса, происходящего на рис.2 от процесса на рис.1 является то, что передача электронов осуществляется по внешней электрической цепи. Суммарная реакция является примером реакции электрохимической. Электрохимические реакции являются гетерогенными, т.е. протекают только вблизи межфазной границы, тогда как реакции химические могут протекать в любом месте. Устройство, представленное на рис.2 представляет собой вариант электрохимической ячейки – гальванический элемент. Важнейшим практическим следствием различия химической и электрохимической реакции является то, что при электрохимическом способе проведения реакции значительная часть химической энергии превращается в электрическую энергию, а в химической реакции вся энергия выделяется в виде тепла. Для осуществления электрохимической реакции необходима электрохимическая цепь, состоящая из металлических или других проводников первого рода (носителями в которых являются электроны) и проводник второго рода (переносчиком заряда в котором являются ионы) – раствор электролита, расплав, или твердый электролит. Важнейшую роль играют границы раздела фаз: между электродами и электролитом, между различными материалами электродов, различными электролитами.

5 Кафедра ВЭПТ Электрохимия топливных элементов В наиболее общем виде определение электрохимии, как области науки можно свести к следующему: «Электрохимия изучает законы взаимного превращения химической и электрической форм энергии и системы, где эти превращения имеют место». Электрохимию можно разделить на две составные части: - ионика – изучающая поведение ионов в растворах (водных и неводных), расплавах солей и в твердых электролитах; - электродика – изучающая границы раздела электрод/электролит, через которые происходит перенос электронов. Определение электрохимии

6 Кафедра ВЭПТ Электрохимия топливных элементов Превращения энергии в электрохимии Химические реакции Электрическая энергия Электролиз (потребление энергии ) Электрохимическая батарея (генерация энергии) Взаимосвязь электрохимии с другими науками Электрохимия Химия Электричество Физика Математика Материаловедение

7 Кафедра ВЭПТ Электрохимия топливных элементов Из истории электрохимии 1791 г. Луиджи Гальвани (1737 – 1798) опубликовал результаты электрических экспериментов с лягушками (De Bononiensi Scientiarum et Artium Instituto atque Academia Commentarii VII (1791) 363). ГАЛЬВАНИ (Galvani), Луиджи 9 сентября 1737 г. – 4 декабря 1798 г.

8 Кафедра ВЭПТ Электрохимия топливных элементов 1800 г. Алессандро Вольта ( ) описал конструкцию электрохимического столба (гальванической батареи) (Philos. Trans. 90 (1800) 403). «Вольтов столб» - набор цинковых и серебряных, или медных дисков, разделенных смоченной в растворе соли или слабой кислоты тканью стал первой электрической батареей. Вольта показал, что эта система способна создавать электрический ток во внешней цепи. Это стало доказательством возможности превращения химической энергии в электрическую ~ 1000 лет до РХ - «Багдадская батарея» - глиняный сосуд, содержащий железный стержень, окруженный медным цилиндром. Обнаружен недалеко от Багдада в 1938 г. Предполагается, что использовался как источник тока в технологии осаждения золота на серебро. ВОЛЬТА (Volta), Алессандро 18 февраля 1745 г. – 5 марта 1827 г.

9 Кафедра ВЭПТ Электрохимия топливных элементов 1800 г. Вильям Николсон (1753 – 1815) и А. Карлайл (1768 – 1840) с использованием Вольтова столба продемонстрировали явление электролиза. (Nicholsons Journal 4 (1800) 187). Батарея состояла из 17 пар цинковых и серебряных кружочков, между которыми находилась полоска шерстяной ткани, пропитанной раствором щёлочи. Поместив в раствор кислоты два платиновых проводника, подключенных к выводам батареи Вольта, они обнаружили, что на электродах выделяются пузырьки водорода и кислорода, объёмы водорода и кислорода относятся как 2:1. Таким образом была доказана возможность превращения электрической энергии в химическую. НИКОЛСОН (Nicholson), Уильям 1753 г. – 21 мая 1815 г.

10 Кафедра ВЭПТ Электрохимия топливных элементов 1807 г. Гэмфри Дэви (1778 – 1829) опубликовал теорию электролиза (Philos. Trans. 97 (1807) 1) гг. Д. Берцелиус (1779 – 1848) опубликовал электрохимическю теорию и развил концепцию электрохимического ряда металлов (Journal fur Chemie und Physik 6 (1812) 119, Essai sur la Theorie des Proportions Chimiques et sur lInfluence Chimique de lElectricite, Paris, 1819) гг. М. Фарадей (1791 – 1867) опубликовал важнейшие выводы, сделанные по результатам электрохимических экспериментов, включая известный закон, и ввел современную электрохимическую терминологию (ион, анион, катион, электролит, электрод ) (Philos. Trans ).

11 Кафедра ВЭПТ Электрохимия топливных элементов 1836 г. Джон Даниэль создал первый элемент, основанный на Фарадеевских принципах. Элемент Даниэля представлял собой большой стеклянный стакан с расположенным на дне медным электродом и расположенным сверху цинковым электродом. На дно стакана наливался концентрированный раствор сульфата меди, с сверху его – слабый раствор серной кислоты, которая поднималась вверх благодаря меньшей плотности. Это была первая батарея, нашедшая широкое применение.

12 Кафедра ВЭПТ Электрохимия топливных элементов 1839 г. Вильям. Груве (Гроув) (1811 – 1896) описал первый топливный элемент (Philos. Mag. 14 (1839) 127). Если продукты электролиза воды (водород и кислород) подвести к двум платиновым электродам, нескольких элементов, соединенных последовательно, то во внешней цепи генерируется электрический ток, который Груве опять использовал для электролиза воды. Эта спонтанная реакция, обратная электролизу воды, эквивалентна химическому сжиганию водорода с образованием воды, но при этом позволяет получать электрическую энергию. Топливные элементы электролизер Н2Н2 О2О2 электролит Платиновый электрод Первый топливный элемент Груве (1839 г.). Четыре топливных элемента соединены последовательно, а электричество, получаемое при окислении водорода, опять используется для электролиза воды.

13 Кафедра ВЭПТ Электрохимия топливных элементов Основные понятия электрохимии Это изображение человечка выложено с помощью атомно – силового микроскопа из молекул СО

14 Кафедра ВЭПТ Электрохимия топливных элементов Атомы Атом – наименьшая (неделимая химическим путем) часть элемента, сохраняющая все свойства, определенные зарядом ядра и электронной оболочкой. Электроны удерживаются у ядра силами электростатического притяжения. Атом остается нейтральным, пока за счет внешних сил не будет изменено количество электронов. Диаметр атома определяется количеством электронов и их орбитами и составляет порядка см. Диаметр ядра составляет – см. Нейтрон Протон Электрон Модель атома Бора Нильс Бор

15 Кафедра ВЭПТ Электрохимия топливных элементов Вселенная Литосфера Log % атомов В природе существует 92 элемента. Еще более 25 были получены искусственно, но их время жизни обычно очень мало. Процессы образования элементов, а точнее их ядер носят название нуклеосинтеза. Первоначальные элементы сформировались непосредственно после «большого взрыва». Согласно современным представлениям, гелий и несколько других наиболее легких элементов образовались в течение трех минут после «большого взрыва», а последующие 23 элемента (до железа) были образованы в основном сформированы внутри звезд в процессе слияния ядер более легких элементов. Элементы тяжелее железа не могли появиться таким способом, они образуются при коллапсе массивных звезд (вспышке сверхновой)

16 Кафедра ВЭПТ Электрохимия топливных элементов Атомы одного и того же элемента, имеющие различное число нейтронов N, называются изотопами. Большинство элементов, существующих в природе имеют изотопы, но некоторые, например, бериллий и фтор – моноизотопны. У магния существует три изотопа: 24 Mg (79%), 25 Mg (10%) и 26 Mg (11 %). В обозначении элемента Z и A указываются следующим образом: или Атомная масса – масса атома в атомных единицах массы (а. е. м.). За единицу а. е. м. принята 1/12 массы изотопа углерод-12. Рис. Атомные массы легких элементов. Атомное число (атомный номер) Z – число протонов в ядре атома. Водород H имеет атомный номер 1 (содержит 1 протон в ядре), фермий Fm имеет атомный номер 100 (содержит 100 протонов). Атомный номер Z также равен числу электронов в электронейтральном атоме. Химический элемент - вещество, состоящее из атомов с одинаковым атомным номером. Массовое число атома A равно сумме числа протонов Z и числа нейтронов N в атомном ядре; A = Z + N. Атомы

17 Кафедра ВЭПТ Электрохимия топливных элементов Молекулы, ионы, радикалы Молекула – наименьшая частица вещества, определяющая его свойства, способная к самостоятельному существованию. Молекулы, образованные одинаковыми атомами, называют простыми (O 2, H 2,). Молекулы, образованные разными атомами называются сложными, например: вода (H 2 O), метан (CH 4 ). Ионы– одно- или многоатомные частицы с некомпенсированным зарядом, образующиеся в результате отрыва или присоединения одного или нескольких электронов от атома или молекулы с образованием энергетически устойчивых электронных оболочек Вещества простые и сложные Молекула озона О 3 молекула простого вещества Молекула воды Н 2 О – молекула сложного вещества

18 Кафедра ВЭПТ Электрохимия топливных элементов Молекулы, ионы, радикалы Катион – частица с положительным зарядом (с утраченным электроном). Одноатомные катионы называют по русскому названию элемента в родительном падеже и указанием степени окисления в скобках в виде арабской (+n) или римской цифры: Au + – катион золота (+I), P 5+ – катион фосфора (+V). Анион - частица с отрицательным зарядом (с приобретенным электроном). Анионы, состоящие из одного атома или нескольких одинаковых атомов, называют по элементу с окончанием «-ид»: Н - – гидрид, – О 2 2- оксид. Некоторые многоатомные анионы имеют собственное название: – ОН - гидроксид. Валентность - способность атома к образованию химических связей. Количественной мерой валентности обычно принято считать число других атомов в молекуле, с которыми данный атом образует связи. Степень окисления – условный заряд атома, полученный в предположении, что химическое соединение, в которое входит атом, состоит из ионов. Радикалы – частицы, образующиеся при разрыве химической связи, и (или) содержащие нескомпенсированную валентность:

19 Кафедра ВЭПТ Электрохимия топливных элементов Важнейшие классы неорганических соединений

20 Кафедра ВЭПТ Электрохимия топливных элементов Число Авогадро, моль Закон Авогадро: В равных объемах любых газов, взятых при одинаковых условиях, содержится одинаковое число молекул. Образец любого элемента с массой в граммах, численно равной атомному весу элемента, содержит N A = 6,022 х атомов. Моль – количество единиц чего–либо (атомов, ионов, молекул, радикалов, электронов и др.), равное числу Авогадро. Согласно официальному определению моля, как единицы измерения в системе СИ – это количество вещества, которое содержит столько же элементарных частиц этого вещества, сколько содержится атомов в 0,012 кг. углерода 12 С. Молярный объем – объем, занимаемый одним молем чистого вещества. Он зависит от плотности вещества, меняется с температурой, благодаря термическому расширению, а также с давлением. Для твердых тел и жидкостей эти изменения обычно малы, поэтому значения, приведенные для давления 1 атм. и температуры 25 0 С могут применяться в достаточно широком диапазоне. Объем моля любого газа при нормальных условиях равен 22,4 лмоль –1.

21 Кафедра ВЭПТ Электрохимия топливных элементов Химические формулы Химическая (молекулярная) формула соединения отражает количества каждого типа атомов, присутствующих в молекулярной единице соединения. С 2 Н 2, Н 2 О Эмпирическая формула (или простейшая формула) соединения дает относительные количества различных элементов в соединении, выраженные с минимально возможными индексами. Например, сахар имеет химическую формулу молекулы C 12 H 22 O 12, а эмпирическая формула сахара: СН 2 О. Эмпирическая формула Некоторые твердые соединения не существуют как дискретные молекулы, атомы в них встроены в трехмерную решетку ионов или атомов. Например, формула обычной поваренной соли NaCl, однако, эта формула эмпирическая, поскольку молекулы NaCl не существует. Кристалл твердой соли состоит из вложенных друг в друга решеток ионов Na + и Cl -. Если кристалл соли нагреть до температуры плавления (801 о С, то он превратится в жидкость, состоящую из тех же ионов. Но при нагревании выше 1430 о С, соль будет испаряться в виде дискретных молекул Na 2 Cl 2.

22 Кафедра ВЭПТ Электрохимия топливных элементов Структурная формула С 2 Н 5 -ОН СН 3 -О-СН 3 этанол диэтиловый эфир Структурная формула – форма записи, содержащая информацию о структуре молекулы – порядке в котором атомы соединены химическими связями. может быть представлена в одно- двух- или трехмерном виде. Важность особенно высока в органической химии, где сотни веществ могут иметь одинаковые эмпирические и даже молекулярные формулы. Молекулярная масса Молекулярная масса - относительная масса одной структурной молекулы, выраженная в а.е.м. (1/12 атома С 12 ). Молекулярная масса равно сумме атомных масс входящих в молекулу атомов. Формульная масса – тоже самое что молекулярная масса. Применяется в случаях, когда дискретных молекул вещества не существует. Молярная масса (M) – масса одного моля вещества, численно совпадающая с относительными массами атомов, ионов, молекул, радикалов и других частиц, выраженными в гмоль –1.

23 Кафедра ВЭПТ Электрохимия топливных элементов Типы химических реакций Соединения Замещения Разложения Обмена NH 4 Cl=NH 3 +HCl Реакции, сопровождающиеся изменением степени окисления всех или некоторых реагирующих веществ, называются окислительно-восстановительными.

24 Кафедра ВЭПТ Электрохимия топливных элементов Эволюция представлений об атомах Модель ТомпсонаМодель Резерфорда В 1867 г. Томпсон показал, что все атомы содержат отрицательные заряды и предположил, что электроны (отрицательные заряды) в атоме распределены равномерно в сферическом объеме атома. Его ученик Эрнест Резерфорд назвал эту модель «сливовый пудинг». В 1909 г. в своих знаменитых экспериментах по рассеянию альфа-частиц он получил результаты, доказывающие что практически вся масса атома сосредоточена в очень малой части объема атома, а следовательно имеет огромную плотность. Эти эксперименты привели его к идее планетарной модели атома, согласно которой, электроны вращаются по орбите вокруг плотного ядра, в котором сосредоточена практически вся масса атома.

25 Кафедра ВЭПТ Электрохимия топливных элементов Планетарная модель атома предполагала, что сила электростатического притяжения электрона к ядру компенсируется центробежной силой, действующей на электрон, вращающийся по орбите. Проблема была в том, что к этому времени в классической электродинамике было показано, что электрический заряд, движущийся с ускорением, должен излучать. А поскольку энергия излучения будет браться из кинетической энергии вращающегося электрона, то электрон будет по спирали падать на ядро. Согласно классической физике, такой атом существовать не мог. Постулат Бора Нильс Бор предположил, что планетарная модель атома может существовать только если сделать допущение, что в определенных состояниях движения электрона, он не излучает. Бор постулировал, что угловой момент электрона, mvr (произведение массы электрона, его угловой скорости и радиуса орбиты) должен быть кратен целому числу величин h/2π. Тогда радиус орбиты равен:

26 Кафедра ВЭПТ Электрохимия топливных элементов Постулат Бора Наиболее революционным аспектом этого постулата было использование целочисленных значений n. Это было первое применение понятия квантования. Чем больше число n, тем больше радиус орбиты электрона, тем больше его потенциальная энергия. Теория Бора объяснила многие имевшиеся к тому времени экспериментальные результаты, в частности линейчатость спектров излучения водорода. Но она не отвечала на вопрос: Почему атом не излучает в этих квантованных состояниях?

27 Кафедра ВЭПТ Электрохимия топливных элементов Электронная структура атомов В 1924 г. Луи де Бройль высказал гипотезу, что любая частица, как и свет имеет корпускулярно – волновую природу. Каждой частице с импульсом p соответствует волновой процесс с длиной волны λ, т.е. λ = h / p. Чем меньше масса частицы, тем больше длина волны. В 1927 г. Вернер Гейзенберг сформулировал постулат, согласно которому - невозможно одновременно определить положение частицы в пространстве и ее импульс. Следовательно, нельзя рассчитать траекторию движения электрона в поле ядра, можно лишь оценить вероятность его нахождения в атоме с помощью волновой функции ψ, которая заменяет классическое понятие траектории. Принцип неопределенности стал основой для построения теории атома и играет огромную роль в понимании природы химических связей между атомами и структуры молекул.

28 Кафедра ВЭПТ Электрохимия топливных элементов Волновая функция ψ характеризует амплитуду волны в зависимости от координат электрона, а ее квадрат ψ 2 определяет пространственное распределение электрона в атоме. В наиболее простом варианте волновая функция зависит от трех пространственных координат и дает возможность определить вероятность нахождения электрона в атомном пространстве. Эрвин Шредингер Волновые функции получаются при решении основополагающего соотношения волновой механики – уравнения Шредингера (Точное решение получается для атома водорода или водородоподобных ионов, для многоэлектронных систем используются различные приближения). Появление теорий де Бройля и Гейзенберга, и математического аппарата Шредингера помогло устранить противоречие модели атома Резерфорда и объяснить, почему не излучает электрон в модели Бора. Рассмотрение электрона как стоячей волны позволило объяснить отсутствие потерь на излучение.

29 Кафедра ВЭПТ Электрохимия топливных элементов Пучностьузел Основной тонпервый обертонвторой обертон Допустимые состояния электрона, ограниченного в определенном пространстве аналогичны состояниям вибрирующей гитарной струны. Эти состояния описываются как стоячие волны, которые должны иметь целое число узлов. Состояние вибрирующей струны описывается серией целых чисел n=1, 2,…. которые называются основной тон, первый обертон, второй обертон и т.д.. Энергия колебаний пропорциональна n 2. Каждый обертон содержит на одну полную волну больше, чем предыдущий.

30 Кафедра ВЭПТ Электрохимия топливных элементов В простейшем случае атома водорода, электрон удерживается у ядра сферически симметричным электростатическим зарядом, и поэтому описывается аналогичной волной. Это можно продемонстрировать в двумерном виде, соответствующем традиционной электронной орбите. Но если частицу заменить волной де Бройля, то эта волна должна двигаться по круговой орбите, что наиболее важно, - ее длина волны (и энергия) должна укладываться целое число раз на длине окружности орбиты: nλ =2 π r, n=1,2….. В стоячей волне заряд стационарно распределен в пространстве, движения заряда нет, следовательно, нет и излучения. Точно так же, математическая функция, определяющая вероятность нахождения электрона в каждом данном положении, может иметь n пиков, соответствующих n энергетическим состояниям с энергиями, пропорциональными n 2. Взгляд на электрон, как на локализованную частицу при таком подходе неприемлем, неприемлемо и понятие определенной траектории, или орбиты. Вместо этого вводится понятие атомной орбитали - области атомного пространства, в котором вероятность нахождения электрона наибольшая. Орбиталь не более чем математическая функция, описывающая стоячую волну, которая определяет вероятность нахождения электрона в любой выбранной точке пространства. Упрощенно говоря, термин «орбиталь» описывает область пространства, занятую электроном. Поверхность, ограничивающая 90–95 % вероятности нахождения электрона или электронной плотности, называют граничной. Каждый тип орбиталей характеризуется набором квантовых чисел: n, l, m, которые определяют, соответственно, среднее расстояние электрона до ядра, форму орбитали и ее ориентацию в пространстве.

31 Кафедра ВЭПТ Электрохимия топливных элементов Квантовые числа Различные разрешенные состояния электрона в атоме водорода соответствуют различным структурам стоячих волн, но структура стоячих волн электрона имеет два существенных отличия от структуры стоячих волн гитарной струны: 1. Вместо указания смещения точки на вибрирующей струне, электронная волна представляет вероятность, что электрон проявит себя в некоторой точке пространства. 2. Электронная волна вероятности имеет трехмерную структуру, тогда как гитарная струна колеблется только в одной плоскости. Атомные орбитали электрона, их энергия и направление в пространстве зависят от четырех параметров – квантовых чисел Главное квантовое число n Определяет энергию электрона в атоме водорода и одноэлектронных системах (He +, Li 2+ и т. д.). Значение n говорит о том, сколько пиков амплитуды (пучностей) имеется на конкретной структуре стоячей волны, чем больше пиков, тем выше энергия состояния. n определяет энергию электрона: n принимает значения от 1 до. Чем меньше n, тем больше энергия взаимодействия электрона с ядром. При n = 1 атом водорода находится в основном состоянии, при n > 1 – в возбужденном.

32 Кафедра ВЭПТ Электрохимия топливных элементов Три вида орбиталей атома водорода, соответствующих главным квантовым числам 1, 2, 3 (слева). Справа- графики вероятностей нахождения электрона как функции расстояния от ядра. Средний радиус

33 Кафедра ВЭПТ Электрохимия топливных элементов Орбитальное квантовое число l Квантовое число l - орбитальное квантовое число, определяет форму орбитали. Значения, которые может принимать l, строго ограничены значением главного квантового числа: l не может быть больше n-1. Это означает, что для n=1, l может принимать только нулевое значение, которое соответствует сферической орбитали. По историческим причинам орбитали, соответствующие различным значениям l обозначаются буквами: s для l=0, p для l=1, d для l=2, f для l=3. Квантовое число l определяет квантование орбитального момента количества движения электрона в сферически симметричном кулоновском поле ядра:

34 Кафедра ВЭПТ Электрохимия топливных элементов l определяет число узлов, т.е. число точек с нулевой вероятностью нахождения электрона при полном обороте вокруг центра. Когда l =0, орбиталь имеет сферическую форму. Если l =1, орбиталь растягивается в фигуру, напоминающую восьмерку, а при более высоких значениях l орбитали приобретают еще более сложные формы. Число пиков вероятности в радиальном направлении уменьшается с увеличением l. средний радиус орбитали уменьшается с увеличением l. Средний радиус Формы орбиталей и радиальные распределения вероятностей для трех значений орбитального квантового числа l при n=3.

35 Кафедра ВЭПТ Электрохимия топливных элементов Магнитное квантовое число S- орбиталь, соответствующая l=0 является сферической, поэтому не имеет ориентации в пространстве. p- орбиталь может выстраиваться вдоль каждой из трех осей в трехмерном пространстве. Еще одно дополнительное квантовое число m определяет в каком именно направлении будет вытянута орбиталь. Магнитное квантовое число m может принимать 2l+1 значений для каждого значения l, от –l, через 0 до +l. Когда l=0, m может принимать только одно значение m=0, а для p- орбитали (l=1), m может принимать значения -1, 0, +1. Бóльшим значениям l соответствуют значительно более сложные формы орбиталей, которые могут быть ориентированы в пространстве бóльшим числом возможных способов, поэтому число m может иметь больше значений. Спин Определенные элементарные частицы имеют магнитный момент, который может ориентироваться в одном из двух направлений по отношению к внешнему магнитному полю. Электрон как раз является такой частицей и направление магнитного момента называется его спином. Механическая аналогия, связанная с термином спин легка для представления, но не может пониматься буквально. Физическое вращение электрона есть бессмыслица, однако координаты электронной волновой функции могут быть вращаемы математически. Когда это производится, то оказывается, что для возвращения волновой функции в начальное значение необходимо осуществить вращение на 720о, а не на 360о, как для любого тела, имеющего размеры. Спин электрона есть принципиально релятивистский эффект, связанный с локальным искривлением пространства и времени вблизи ядра. Спин не имеет классической аналогии и не может быть представлен иначе, как математически.

36 Кафедра ВЭПТ Электрохимия топливных элементов Формы атомных орбиталей

37 Кафедра ВЭПТ Электрохимия топливных элементов Принцип Паули Фундаментальный принцип современной физики состоит в том, что для таких частиц, как электрон, имеющих значение спина ±1/2, должно выполняться правило: внутри одной и той же системы две частицы не могут находиться в одном и том же квантовом состоянии. Поскольку квантовое состояние частицы определяется набором ее квантовых чисел, это означает, что два электрона в одном атоме не могут иметь тот же самый набор квантовых чисел. Этот принцип известен как принцип исключения Паули. Каждая орбиталь характеризуется фиксированным набором квантовых чисел n, l, m. Спин электрона представляет собой четвертое квантовое число, которое может принимать два значения: ±1/2. Вольфганг Паули Любая орбиталь может содержать два электрона, имеющих противоположные спины и нулевой суммарный магнитный момент. Два электрона, занимающие одну орбиталь, называются спаренными, или электронной парой. Электроны с разными спинами обозначаются стрелками, направленными вверх и вниз.

38 Кафедра ВЭПТ Электрохимия топливных элементов Состояние с наименьшей энергией, которое электрон может занимать в атоме, соответствует значению главного квантового числа n=1, которое описывает состояние одного электрона в атоме водорода, или двух электронов в атоме гелия. Дополнительные электроны в атомах тяжелее гелия вынуждены переходить на орбитали с более высокими энергиями (n>1). Емкость s-орбиталей – 2, p-орбиталей – 6, d-орбиталей – 10 и f- орбиталей – 14 электронов. Электронные орбитали, соответствующие значениям n>1, располагаются дальше от ядра, поэтому, эти электроны меньше связаны с ядром и более способны к взаимодействию с соседними атомами. Поэтому именно электроны внешней орбитали определяют химические свойства атома. При переходе атома из одного состояния в другое происходит перестройка электронного облака, то есть изменяются значения квантовых чисел, что сопровождается поглощением или испусканием атомом квантов энергии.

39 Кафедра ВЭПТ Электрохимия топливных элементов Возможные наборы квантовых чисел n l mlml типЧисло орбитале й 1001s1 2002s1 1-1,0,+12p3 3003s1 1-1,0,+13p3 2-2,- 1,0,+1,+ 2 3d5

40 Кафедра ВЭПТ Электрохимия топливных элементов Электронная структура атома В основном состоянии (n=1) электрону доступна только одна орбиталь. При n=2, орбитальное квантовое число l может принимать два значения: 0, 1, а магнитное квантовое число m – три значения: -1, 0, +1. Электрон может занимать одну их четырех орбиталей: одну s- орбиталь и три p- орбитали. При n=3, l может принимать значения 0, 1, 2, а m – значения -2, -1, 0, 1, 2. Электрон при n=3 может занимать одну из 9 орбиталей. Квантовые числа l и m не оказывают влияния на энергию орбитали: поэтому все орбитали с одинаковым n в одноэлектронном атоме являются вырожденными по энергии.

41 Кафедра ВЭПТ Электрохимия топливных элементов Правила построения электронной конфигурации атома Принцип наименьшей энергии требует, чтобы электроны заселяли АО в порядке увеличения энергии электронов на этих орбиталях. Это отражает общее правило – максимуму устойчивости системы соответствует минимум ее энергии Принцип Паули запрещает в многоэлектронном атоме находиться электронам с одинаковым набором квантовых чисел. Это означает, что на одной орбитали может быть не более двух электронов, причем эти электроны должны иметь различные спины с различными спинами (спаренных электронов). Орбитали с одинаковыми энергиями (вырожденные) заполняются в соответствии с правилом Гунда: наименьшей энергией обладает электронная конфигурация с максимальным спином. Это означает, что если на p-орбитали три электрона, то они располагаются так: суммарный спин S = 3/2, а не так: S = 1/2. Для легких элементов электроны будут заполнять орбитали одного типа (p, d, f) по одному электрону на орбиталь, оставаясь неспаренными. Это правило есть следствие электростатического отталкивания между электронами.

42 Кафедра ВЭПТ Электрохимия топливных элементов Запись электронной конфигурации атома на примере лития: 1s 2 2s 1. Нарушения правил заполнения орбиталей у переходных элементов Эти аномалии есть следствие очень малой разницы в уровнях энергии между некоторыми орбиталями и уменьшения электрон – электронного отталкивания когда электроны остаются на орбиталях неспаренными. Особенно это проявляется у атома хрома, который содержит шесть неспаренных электронов на 3d орбиталях. В соответствии с описанными правилами электронная структура хрома должна быть 3d 4 4s 2, но в реальности его электронная структура 3d 5 4s 1. Другим исключением является атом меди, внешние орбитали которого должны иметь конфигурацию 3d 9 4s 2, но в реальности конфигурация 3d 10 4s 1.

43 Кафедра ВЭПТ Электрохимия топливных элементов Энергия ионизации Энергией ионизации атома I называется количество энергии, необходимое для отрыва электрона от невозбужденного атома или иона. Энергия ионизации I выражается в кДжмоль –1 или эВатом –1. I 1 – первый потенциал ионизации; I 2 – второй потенциал ионизации и т.д. I 1 < I 2 < I 3 < I 4... Потенциал ионизации атома водорода составляет 13,6 эВ. Первый потенциал ионизации гелия составляет не 27,2 эВ, а 24,6 эВ, т.е около 90% от ожидаемой величины. Причиной этого является эффект отталкивания между двумя электронами. Сила электрон – электронного отталкивания вычитается из силы, удерживающей электрон у ядра, уменьшая энергию связи каждого из электронов.