СТРОЕНИЕ АТОМА ОСНОВЫ ХИМИИ. ЛЕКЦИЯ 2 09.12.20131 Основы химии. А. Згуро. - презентация

1 СТРОЕНИЕ АТОМА ОСНОВЫ ХИМИИ. ЛЕКЦИЯ Основы химии. А. Згуро

2 МОДЕЛЬ СТРОЕНИЯ АТОМА 1911 г. Эрнест Резерфорд (Ernest Rutherford) Планетарная модель атома 1913 г. Нильс Бор (Niels Bohr) Теоретически обосновал эту модель и выдвинул первую квантовую теорию атома Модель Резерфорда - Бора Атом - мельчайшая частица вещества, состоящая из положительно заряженного ядра и вращающихся вокруг него отрицательно заряженных электронов Диаметр ядра атома ÷ м Диаметр атома ÷ м В ядре сосредоточено 99,97% всей массы атома Плотность ядра атома г / см Основы химии. А. Згуро

3 ЭЛЕМЕНТАРНЫЕ ЧАСТИЦЫ Атом состоит из субатомных ( элементарных ) частиц - протонов, нейтронов, электронов ЭЛЕМЕНТАРНАЯ ЧАСТИЦА ОТНОСИТЕЛЬНАЯ МАССА ОТНОСИТЕЛЬНЫЙ ЗАРЯД ДЕЙСТВИТЕЛЬНАЯ МАССА ( кг ) ДЕЙСТВИТЕЛЬНЫЙ ЗАРЯД ( кл ) Протон p 1+1 1,672 × ,6 × Нейтрон n 10 1,672 × Электрон ē 0 9,11 × ,6 × Атомное ядро состоит из нуклонов : протонов и нейтронов Нуклоны – ядерные частицы. Общее число нуклонов равно массовому числу А A = Z + N Z - число протонов = порядковому номеру элемента N – число нейтронов Число ē = числу протонов = Z Основы химии. А. Згуро

4 МОДЕЛЬ АТОМА РЕЗЕРФОРДА Противоречия модели Резерфорда : Не могла объяснить устойчивость атома ( электрон, вращающийся вокруг ядра должен испускать электромагнитную энергию в виде световых волн и, следовательно, терять часть своей энергии, и двигаясь по спирали ( для восстановления равновесия, перемещаясь ближе к ядру ), падать на ядро, в результате чего атом прекратит своё существование ) Не могла объяснить наличия у атомов линейчатых спектров Основные черты этой модели - наличие в атоме положительно заряженного тяжелого ядра, окруженного электронами Основы химии. А. Згуро

5 АТОМНЫЕ СПЕКТРЫ Атомные спектры – спектры, получающиеся при излучении свободными или слабо связанными атомами (в газах или парах) Раскаленные твердые или жидкие тела дают сплошной или непрерывный спектр Излучение, испускаемое раскаленными газами и парами, содержит только определенные длины волн (дискретный или линейчатый спектр) Спектр атома азота Спектр атома водорода Основы химии. А. Згуро

6 КВАНТЫ В 1900 году немецкий физик Макс Планк показал, что вещества поглощают и испускают лучистую энергию не непрерывно, а отдельными ( дискретными ) порциями - квантами. Энергия кванта Е связана с частотой излучения соотношением, получившим название уравнения Планка : E = ħ E - энергия кванта, Дж ħ - постоянная Планка ħ = 6,6256· Дж – частота излучения, = с / λ, где с - скорость света, м / с λ - длина волны, м Max Planck ( ) Основы химии. А. Згуро

7 СТРОЕНИЕ АТОМА ВОДОРОДА ПО БОРУ В своей теории Н. Бор исходил из: модели атома Э. Резерфорда положений квантовой теории света Основы химии. А. Згуро

8 ПОСТУЛАТЫ * БОРА (1) ПЕРВЫЙ ПОСТУЛАТ Электрон вращается вокруг ядра только по стационарным круговым орбитам, находящимся на строго определенных расстояниях от ядра. На каждой такой орбите электрон обладает определенной энергией. Чем дальше от ядра расположена орбита, тем большей энергией обладает находящийся на ней электрон. Момент количества движения ( момент импульса ) электрона, вращающегося вокруг ядра : m - масса электрона, кг v - скорость движения электрона, м 2 / с r - радиус орбиты, м n - главное квантовое число ( номер орбиты ) ħ - п остоянная Планка Радиус первой орбиты 0,53· м Орбиты, удовлетворяющие уравнению Бора, называют стационарными или дозволенными орбитами * Постулат – утверждение, принимаемое без доказательств Основы химии. А. Згуро

9 ПОСТУЛАТЫ БОРА (2) Атом тем более устойчив, чем ниже его энергия Атом водорода обладает минимальной энергией, когда электрон находится на первой орбите (n=1) Устойчивое состояние атома с минимальной энергией называется основным или нормальным В основном состоянии атом может находиться как угодно долго При переходе электрона на более высокие орбиты ( более отдаленные от ядра ) требуется затратить энергию. Атом при этом переходит в возбужденное состояние Возбужденное состояние атома неустойчиво ( для атома водорода при n=2,… 3, … и т. д.) Основы химии. А. Згуро

10 ПОСТУЛАТЫ БОРА (3) ВТОРОЙ ПОСТУЛАТ При движении на стационарной орбите электрон не излучает электромагнитной энергии ТРЕТИЙ ПОСТУЛАТ При переходе электрона с одной стационарной орбиты на другую электрон поглощает или излучает квант энергии Е кванта = W 2 – W Основы химии. А. Згуро

11 ПОСТУЛАТЫ БОРА (4) Niels Henrik David Bohr Теория Бора: не смогла объяснить поведение электрона в магнитном поле не смогла объяснить все атомные спектральные линии (мультиплеты – близко расположенные друг к другу линии) оказалась непригодной для многоэлектронных атомов Основы химии. А. Згуро

12 КВАНТОВО - МЕХАНИЧЕСКАЯ МОДЕЛЬ АТОМА Луи де Бройль, 1924 г. Двойственная природа электрона ( корпускулярно - волновой дуализм ): электрон является частицей ( корпускулой ) электрон является волной m ē = 9,1· кг v ē = 10 6 м / с ħ = 6,63· Дж длина волны движущегося электрона λ = м (1 Å) Основы химии. А. Згуро

13 КВАНТОВО - МЕХАНИЧЕСКАЯ МОДЕЛЬ АТОМА Уравнение Шрёдингера - уравнение движения квантовой частицы Учитывает обе формы движения электрона Ervin Schrödinger 1887– Основы химии. А. Згуро

14 ОРБИТАЛИ (1) Электронное облако или орбиталь – область пространства вблизи ядра атома, для которой вероятность нахождения электрона составляет не менее 0, Основы химии. А. Згуро

15 ОРБИТАЛИ (2) Формы орбиталей : Основы химии. А. Згуро

16 КВАНТОВЫЕ ЧИСЛА ЭЛЕКТРОНА (1) Атомные орбитали электрона, их энергия и направление в пространстве зависят от четырех параметров – квантовых чисел: 1. Главное квантовое число n 2. Орбитальное квантовое число l 3. Магнитное квантовое число m l 4. Спиновое квантовое число m s Основы химии. А. Згуро

17 КВАНТОВЫЕ ЧИСЛА ЭЛЕКТРОНА (2) Главное квантовое число n определяет энергию электрона и размеры электронных орбиталей. Характеризует общий запас энергии или энергетический уровень. Принимает целочисленные значения от 1 до. Чем больше n, тем больше энергия электрона размеры электронных орбиталей Главное квантовое число n Обозначение энергетического уровня KLMNOPQ Основы химии. А. Згуро

18 КВАНТОВЫЕ ЧИСЛА ЭЛЕКТРОНА (3) Орбитальное квантовое число определяет форму атомной орбитали, характеризует энергетические подуровни = 0 … (n-1) Электроны с одинаковым значением образуют подуровень Энергия подуровней возрастает в ряду : E s < E p < E d < E f < E g Орбитальное квантовое число Подуровень spdfg Основы химии. А. Згуро

19 КВАНТОВЫЕ ЧИСЛА ЭЛЕКТРОНА (4) Различным значениям n отвечает разное число возможных значений При помощи главного и орбитального квантовых чисел можно точно определить, на каком энергетическом уровне и на орбитали какого типа расположен электрон Например : n = 4, = 0, электрон расположен на s- орбитали четвертого энергетического уровня n Обозначение орбиталей 101s 20, 12s, 2p 30, 1, 23s, 3p, 3d 40, 1, 2, 34s, 4p, 4d, 4f 50, 1, 2, 3, 45s, 5p, 5d, 5f, 5g Основы химии. А. Згуро

20 КВАНТОВЫЕ ЧИСЛА ЭЛЕКТРОНА (5) Магнитное квантовое число m l характеризует ориентацию орбитали в пространстве. Под воздействием внешнего магнитного поля происходит расщепление подуровней m l = - … 0 … + Некоторому значению соответствует (2 +1) возможных значений магнитного квантового числа : Основы химии. А. Згуро = 0 (s)(2· 0 + 1) = 1 m l = 0 = 1 (p)(2· 1 + 1) = 3 m l = -1, 0, +1 = 3 (d)(2· 2 + 1) = 5 m l = -2, -1, 0, +1, +2 = 4 (f)(2· 3 + 1) = 7 m l = -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3

21 КВАНТОВЫЕ ЧИСЛА ЭЛЕКТРОНА (6) Каждая электронная орбиталь в атоме (атомная орбиталь, АО) может характеризоваться тремя квантовыми числами: n,, m l Условно АО обозначают в виде клеточки s-подуровеньодна АО p-подуровеньтри АО d-подуровеньпять АО f-подуровеньсемь АО Основы химии. А. Згуро 21

22 КВАНТОВЫЕ ЧИСЛА ЭЛЕКТРОНА (7) Спиновое квантовое число m s характеризует собственный момент движения электрона У спина может быть лишь две ориентации во внешнем поле – по полю или против поля m s = +1/2 и -1/2 Электроны с разными спинами обозначаются Таким образом, состояние электрона в атоме полностью характеризуется четырьмя квантовыми числами : n,, m l, m s Основы химии. А. Згуро

23 СТРОЕНИЕ МНОГОЭЛЕКТРОННЫХ АТОМОВ Запись распределения электронов в атоме по уровням, подуровням и орбиталям называется электронной конфигурацией атома ( элемента ) Основное состояние атома Возбужденное состояние атома При составлении электронных конфигураций многоэлектронных атомов учитывают : принцип наименьшей энергии принцип Паули правило Гунда ( Хунда ) правило Клечковского Основы химии. А. Згуро 23

24 ПРИНЦИП НАИМЕНЬШЕЙ ( МИНИМАЛЬНОЙ ) ЭНЕРГИИ Электроны в атоме должны обладать минимальным запасом потенциальной энергии Это означает, что электрон не может занять орбиталь с бóльшим запасом энергии, пока не заняты более низкие орбитали. При расположении электронов в атоме на самых низких возможных уровнях и подуровнях атом имеет минимальный запас энергии и является невозбуждённым. Любое другое более высокое положение электронов неустойчиво и называется возбужденным состоянием Основы химии. А. Згуро 24

25 ПРИНЦИП ЗАПРЕТА ПАУЛИ В атоме не может быть двух электронов, обладающих одинаковым набором четырех квантовых чисел n,, m l, m s Из этого следует, что на каждой орбитали может быть не более двух электронов, причем они должны иметь разные ( антипараллельные ) спины Максимальное число электронов на энергетическом уровне с заданным n рассчитывается по формуле Основы химии. А. Згуро 25 Паули Вольфганг Эрнст (1890–1958)

26 ПРАВИЛО ГУНДА ( ХУНДА ) Правило максимального суммарного спина : устойчивому состоянию атома соответствует такое распределение электронов в пределах энергетического подуровня, при котором абсолютное значение суммарного спина атома максимально Основы химии. А. Згуро 26 Гунд (Хунд) Фридрих ( ) 2p: + ½ +½ + ½ = 3/2 +½ - ½ + ½ = ½

27 ПРАВИЛО В. КЛЕЧКОВСКОГО Правило n +, или правило Клечковского : энергия электрона в атоме определяется значениями главного n и побочного квантовых чисел, поэтому сначала заполняются электронами те энергетические уровни и подуровни, для которых сумма значений квантовых чисел n + минимальна. Если для двух подуровней одного или разных уровней суммы n + равны, то сначала заполняется подуровень с меньшим значением n. 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s4d 5p 6s5d4f 6p 7s и т.д Исключение составляют d- и f- элементы с полностью и наполовину заполненными подуровнями, у которых наблюдается т. н. провал электронов. Например : Cu, Ag, Cr, Mo, Pd, Pt Основы химии. А. Згуро 27

28 КВАНТОВЫЕ ЧИСЛА НазваниеСимволВозможные значения Главное квантовое число n1, 2, 3, 4,... Орбитальное квантовое число 0, 1, 2, 3,... (n-1) Магнитное квантовое число mlml -,... -2, -1, 0, +1, +2,... + Спиновое квантовое число msms Основы химии. А. Згуро 28 Квантовое состояние электрона в атоме определяется набором четырех квантовых чисел

29 ЭЛЕКТРОННЫЕ СТРУКТУРЫ АТОМОВ Структура электронной оболочки атома может быть записана в виде двух различных схем : 1) в виде электронной формулы атома ; 2) в виде распределения электронов по энергетическим состояниям или орбиталям, которые принято обозначать в виде клеточек ( графическая формула ). Знание электронной формулы позволяет определить положение элемента в периодической системе и охарактеризовать его физико - химическую природу Основы химии. А. Згуро 29

30 ЭНЕРГЕТИЧЕСКИЕ УРОВНИ И ОРБИТАЛИ Основы химии. А. Згуро 30

31 Основы химии. А. Згуро 31