Если у вас возникли сложности с курсовой, контрольной, дипломной, рефератом, отчетом по практике, научно-исследовательской и любой другой работой - мы готовы помочь.
Предоплата всего
Подписываем
СТРОЕНИЕ АТОМА
1. Элементарный состав атомов: нейтроны, протоны и электроны. Атомное ядро и электронная оболочка атома.
Исследования Резерфорда по рассеянию положительно заряженных -частиц показали, что большая часть пространства, занимаемого атомом, не содержит тяжелых частиц. Там могут находиться только электроны. Редкие случаи отклонения и даже отбрасывания -частиц говорили о том, что атом содержит какое-то массивное и положительно заряженное ядро. Резерфорд предложил ядерную модель атома.
2. Волновая функция.
Исходя из представления о наличии у электрона волновых свойств, Шредингер в 1925 году предложил, что состояние электрона в атоме должно описываться уравнением стоячей электромагнитной волны. Он получил уравнение, связывающее энергию электрона с пространственными координатами и так называемой волновой функцией , соответствующей амплитуде трехмерного волнового процесса. Подобно амплитуде волнового процесса, эта функция может принимать как положительные, так и отрицательные значения, но величина 2 всегда положительна. Чем больше значение 2 в данной области, тем больше вероятность, что электрон проявит здесь свое действие.
3.Энергетическое состояние электрона в атоме.
Состояние электрона в атоме, согласно предположению о его волновом состоянии, можно представить как состояние стоячей волны, которая образуется на колеблющейся струне. Упрощенно представим себе одномерный атом, где электрон может лишь совершать колебательные движения между крайними точками. Предположим, что границы атома непроницаемы для электрона. Таким образом, на границах атома значение функции должно быть нулевым.
Если длина одномерного атома l, то длина волны может быть выражена как:
=2l/n, где n-целое положительное число (1 и выше).
С другой стороны, согласно уравнению де Бройля,
=h/mv.
Приравнивая правые части обоих уравнений, получаем:
v=hn/2ml,
а кинетическая энергия электрона E=mv2/2 = h2n2/8ml2.
Так как n-целое число, то энергия электрона не может иметь произвольное значение, но может иметь только дискретное, определяемое величиной n-квантового числа.
В упрощенной одномерной модели атома положение электрона относительно ядра определяется одной координатой. В двумерной и трехмерной, соответственно, двумя и тремя. Наконец, исследования свойств электронов в атоме показало, что электрон обладает еще одной квантованной физической характеристикой (спин), не связанной с пространственным положением. Таким образом, для полного описания состояния электрона в атоме, необходимо указать четыре квантовых числа.
Главное квантовое число.
Оно определяет энергетическое состояние (энергетический уровень) электрона и может принимать целое положительное значение, начиная с 1. С увеличением значения n возрастает энергия электрона. Поэтому говорят о первом, втором и т.д. энергетическом уровне электрона. Чем большие размеры имеет электронное облако, тем большей энергией должен обладать электрон для преодоления электростатического притяжения.
Электроны, характеризующиеся одним и тем же значением главного квантового числа, образуют в атоме электронные облако примерно одинаковых размеров. Поэтому говорят об электронных слоях или оболочках, отвечающих определенным значениям главного квантового числа.
Орбитальное квантовое число. Формы электронных облаков.
Не только энергия электрона и связанный с ней размер электронного облака могут принимать лишь определенные значения. Произвольной не может быть и форма электронного облака. Поскольку последняя напрямую связана с величиной орбитального момента количества движения электрона (M). Этим термином называется произведение mvr, где m-масса частицы, v- ее скорость, r-радиус-вектор, соединяющий центр вращения с частицей. M-векторная величина и его направление перпендикулярно плоскости, в которой расположены векторы v и r. Определенной форме электронного облака соответствует вполне определенное значение M. Но М, как и энергия, может принимать только дискретные величины. А значит и формы электронных облаков не могут быть произвольными. Они задаются орбитальным квантовым числом l, которое может принимать целочисленные значения от 1 до (n-1).
В многоэлектронных атомах на электрон действует не только сила притяжения ядра, но и отталкивание со стороны других электронов. Внутренние электронные слои как бы экранируют внешние электроны. В связи с этим энергия электронов в многоэлектронных атомах зависит и от орбитального квантового числа l. И состояния электронов, характеризующиеся различными значениями l, называют энергетическими подуровнями. Значениям l, равным 0, 1, 2 и 3, соответствуют s, p, d и f подуровни.
Состояние электрона, отвечающее определенным значениям n и l, записывается следующим образом: сначала цифрой указывается значение главного квантового числа, а затем буквой - орбитального. Обозначение 2p относится к электрону, у которого n=2, l=1, 3d - к электрону, у которого n=3, l=2.
Электронное облако s-электронов - сферическое. P-электронов - гантелеобразное. Облако d-электронов имеет еще более сложную форму - четырехлепестковую.
Магнитное квантовое число.
Ориентация электронного облака в пространстве также не может быть произвольной, что следует из уравнения Шредингера. Орбитальный момент количества движения электрона представляет собой вектор М, величина которого квантована и определяется значением орбитального квантового числа l. Выберем в пространстве какое-то направление, например ось z. В зависимости от направления вектора M его проекция на ось z будет принимать те или иные значения. Согласно уравнению Шредингера, эти значения также должны быть равны целому числу (положительному или отрицательному) или нулю. То есть вектор М может принимать только определенные направления. Для их характеристики используется магнитное квантовое число m. Оно может принимать любые целочисленные значения в пределах от +l до -l. Так для s-электронов (l=0) возможно только m=0, для р-электронов (l=1) возможно три значения m: -1; 0; +1.
Состояние электрона в атоме, характеризующееся определенными значениями квантовых чисел n, l и m, то есть определенными размерами, формой и ориентацией в пространстве электронного облака называется атомной электронной орбиталью.
Спиновое квантовое число.
Исследования атомных спектров привели к выводу, что помимо квантовых чисел n, l и m электрон характеризуется еще одной квантовой величиной, не связанной с движением электрона вокруг ядра, а определяющей его собственное состояние. Эта величина получила название спинового квантового числа (s). Считается, что спин электрона может иметь только два значения: +1/2 и -1/2. Таким образом, возможные значения спинового квантового числа различаются на единицу.
Как уже сообщалось, в многоэлектронных атомах энергия электрона зависит не только от главного, но и от орбитального квантовых чисел. Главное квантовое число (n) определяет здесь лишь некую энергетическую зону в пределах которой точное значение энергии электрона определяется числом l. В результате возрастание энергии по энергетическим подуровням происходит примерно в следующем порядке:
1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<4f~5d<6p<7s<5f~6d<7p
Принцип Паули, электронная емкость атомной орбитали, спаренные и неспаренные электроны.
Для определения состояния электрона в многоэлектронном атоме важное значение имеет положение, сформулированное Паули:
В атоме не может быть двух электронов, у которых бы все четыре квантовых числа были бы одинаковые.
В связи с этим одна атомная орбиталь, определяемая числами n,m и s, может быть занята не больше чем двумя электронами, спины которых имеют противоположные знаки. Два таких электрона, находяшихся на одной орбитали и имеющие противоположно направленные спины, называются спаренными в тличие от одиночного неспаренного электрона на орбитали.
Пользуясь принципом Паули, можно подсчитать, сколько электронов может находиться на различных энергетических уровнях и подуровнях в атоме.
Максимальное число электронов не энергетических уровнях и подуровнях атома.
|
Энергктический Уровень |
Энергетический подуровень |
Возможное Значение магнитного Квантового числа m |
Число орбиталей |
Максимальное число электронов |
||
|
В подуровне |
В уровне |
На подуровне |
На уровне |
|||
|
К (n=1) |
S(l=0) |
0 |
1 |
1 |
2 |
2 |
|
L (n=2) |
S(l=0); P(l=1) |
0 -1;0;+1 |
1 3 |
4 |
2 6 |
8 |
|
M (n=3) |
S (l=0); P (l=1); D (l=2) |
0 -1;0;+1 -2;-1;0;+1;+2 |
1 3 5 |
9 |
2 6 10 |
18 |
|
N (n=4) |
S (l=0); P (l=1); D (l=2); F (l=3) |
0 -1;0;+1 -2;-1;0;+1;+2 -3;-2;-1;0;+1;+2; +3 |
1 3 5 7 |
16 |
2 6 10 14 |
32 |
Принцип наименьшей энергии, правило Клечковского.
Исходя из законов термодинамики, наиболее устойчивым состоянием электрона в атоме будет состояние с минимальным возможным значением энергии. Любое другое состояние является возбужденным - неустойчивым.
Энергетическое состояние электрона определяется главным, а также орбитальным квантовыми числами. В соответствии с этим логично ожидать, что заполнение атомных электронных орбиталей будет происходить от орбиталей с минимальным возможным значением электрона к таковым с максимальным возможным значением. В соответствии с данными исследований Клечковского В.М., сформулированы два правила, носящие его имя.
Первое: при увеличении заряда ядра атома последовательное заполнение электронных орбиталей происходит от орбиталей с наименьшим значением суммы главного и орбитального квантовых чисел (n+l), к орбиталям с большим значениям этой суммы.
Например, для 3d-орбиталей n=3, l=2, n+l=5. Для 4s-орбитали n=4, l=0, n+l=4. То есть сначала заполняется 4s подуровень, а затем 3d.
Второе: при одинаковых значениях суммы (n+l) заполнение орбиталей происходит последовательно в направлении возрастания значения главного квантового числа n.
В соответствии с этим правилом в случае n+l=5 сначала должен заполниться 3d подуровень (n=3, l=2), затем 4p подуровень (n=4, l=1), и затем 5s подуровень (n=5, l=0).
Устойчивые состояния энергетических подуровней. Правило Хунда.
Исходя из анализов атомных спектров, пришли к заключению, что устойчивому состоянию атома соответствует такое распределение электронов в пределах энергетического подуровня, при котором абсолютное значение суммарного спина атома максимально. Это правило назвали правилом Хунда. Возможны и другие состояния. Но они менее устойчивы.
4