4. Для расчетов в электрохимии

m – масса вещества (г), V – объем вещества(л);

I – сила тока, А;

t– время, с.

F = 96500 Кл/моль (F = 26,8 А∙ч/моль) (Кл = Кулон) ;

Q – количество электричества (А ^.с; А^.ч).

КВАНТОВОМЕХАНИЧЕСКОЕ ПРЕДСТАВЛЕНИЕ О СТРОЕНИИ АТОМА. ПРАВИЛА И ПОРЯДОК ЗАПОЛНЕНИЯ АТОМНЫХ ОРБИТАЛЕЙ.

План:

1. Различные теории о строении атома.

2. Квантовые числа, их физический смысл.

3. Принципы заполнения атомных орбиталей.

Литература:

1. Фролов В.В. Химия. Гл.V, §51-56.

2. Лучинский Г.П. Курс химии. Гл.V, §8-12, гл. VI, §13-18

3. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. Раздел V, гл.3,4.

4. Общая химия под ред. Соколовской Е.М. и др. Гл.6, §1-11.

Научные основы атомно-молекулярного учения были заложены в работах русского ученого М.В.Ломоносова, французских химиков Лавуазье и Пруста, английского химика Дальтона и т.д. Однако до начала двадцатого века, атом считался единым и не делимым. Лишь только серия открытий 1896 – 1898 гг естественной радиоактивности Анри Беккерелем (1896 г - радиоактивность урана), Марией Склодовской-Кюри и Пьером Кюри, позволила изменить представления о неделимости атома.

Атом– это электронейтральная частица, состоящая из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов (), вращающихся вокруг него. Ядра атомов имеют сложное строение и состоят из нуклонов (протонов () и нейтронов ()).

Нуклоны

Атом [Ядро[∑+ ∑] + ∑ē]← Субатомарные частицы

массовое число (А)

Масса ядра меньше суммы масс протонов и нейтронов. Эта разность называется дефектом массы. Он характеризует устойчивость атомных ядер и энергию связи нуклонов в ядре (7^.10⁶ эВ), которая в миллионы раз превышает энергию связи атомов в молекуле (5 эВ). Поэтому при химических реакциях ядра атомов не изменяются.

Таблица № 1

		Система СИ		Система атомных единиц
Наименование субатомарной частицы		Масса, кг	Заряд, Кл	Масса, а.е.м.	Заряд, а.е.з.
Электрон		9,109•10-31	1,602•10-19	0,0005486	-1
Нук- лоны	Протон	1,673•10-27	1,602•10-19	1,007277	+1
	Нейтрон	1,673•10-27	0	1,008695	0

Вид атомов с одинаковым зарядом ядра и, следовательно, с одинаковым атомным номером называется химическим элементом.

Каждый химический элемент имеет несколько изотопов.

Атомы с одинаковым зарядом ядра, но разными массовыми числами называют изотопами.

Таблица №2

Изотопы водорода	Наименование изотопа			Массовое число (А)
	- протий -дейтерий - тритий	1 1 1	0 1 2	1 2 3
Изотопы углерода	углерод-12 углерод-13 углерод-14	6 6 6	6 7 8	12 13 14

Кроме изотопов существуют изотоны и изобары.

Изотоны - это атомы с одинаковым числом, но различным

количеством (т.е. с разным зарядом ядра).

(=140)

Изобары – это атомы с одинаковыми массовыми числами, но разными атомными номерами, например,

В период открытия первых трех фундаментальных частиц (е; ; ) , был выдвинут целый ряд моделей строения атома.

1. 1903 г. Модель Д.Томсона, В. Томсона (модель « пудинга с изюмом»), согласно которой в положительно заряженную сферу атома вкраплены электроны:

Рис. 1

2. 1911 г. Э.Резерфорд в результате знаменитых экспериментов по рассеянию золотой фольгой α - частиц установил, что атом:

- имеет достаточно массивное положительно заряженное ядро, имеющее очень малые размеры, которое окружено электронами;

- атом электронейтрален, т.е. положительный заряд ядра численно равен отрицательному суммарному заряду электронов, окружающих это ядро;

• заряд ядра численно равен порядковому номеру элемента в периодической системе Д.И.Менделеева.

Рис.2

Однако, согласно законам классической механики и электродинамики, вращение электрона вокруг ядра должно сопровождаться электромагнитным излучением с непрерывным спектром, что противоречило известным с 1880г. линейчатым спектрам газов и паров элементов. Противоречие разрешил ученик Резерфорда Нильс Бор.

3. 1913 г. Н. Бор разработал планетарную модель атома, которая используется и в наше время. Подобно Резерфорду, Бор представлял себе атом в виде положительно заряженного ядра, окруженного электронами. Однако он предположил, что электроны двигаются вокруг ядра по устойчивым круговым орбитам. Этим орбитам соответствуют различные энергии. Переходя с одной орбиты на другую, электроны могут приобретать либо терять энергию. Н. Бору удалось объяснить и рассчитать теоретически линейчатые спектры испускания атомов водорода, а также серии линий в рентгеновских спектрах элементов.

рис.3

4. 1924 г. Луи де Бройль показал, что элементарная частица, движущаяся с определенной скоростью, может рассматриваться не только как частица, обладающая массой покоя, но и как волна с определенной частотой колебаний (), удовлетворяя условию равенства энергий:

h=6,626 ^. 10 ^–34 Дж ^. с (постоянная Планка);

с=3 ^. 10 ⁸ м/с (скорость света);

λ=h/mc (взаимосвязь длины волны (λ) и массы частицы (m) обратнопропорциональная).

Результатом работ де Бройля, Дирака, Гейзенберга, Шредингера и других было создание новой физической теории - КВАНТОВОЙ МЕХАНИКИ, которая заявила о корпускулярно-волновом дуализме микрочастиц (например, электрон имеет массу покоя 9,109•10^-31 кг., проявляя свойства частицы, а в опытах по дифракции он проявляет свойства волны). В квантовой механике классическое понятие «траектория» заменяется понятием «волновая функция ψ» или «атомная орбиталь (АО)».

АО – это область около ядерного пространства, где электрон может находиться с достаточно высокой степенью вероятности. Термин орбиталь созвучен термину орбита, однако смысл их различен. Орбита - это траектория движения, атомная орбиталь – волновая функция. Если волновая функция (ψ) частицы известна, можно рассчитать вероятность (ψ²) нахождения частицы в различных областях пространства.

В 1925 г. Эрвин Шредингер предложил уравнение, позволяющее математически описывать волновые функции частиц.

- где Н – Гамильтон

- оператор кинетической энергии,

U - оператор потенциальной энергии.

Это дифференциальное линейное уравнение второго порядка в частных производных имеет бесчисленное множество решений. Из них интерес представляют лишь такие значения, для которых найденные значения ψ² (плотность вероятности) не противоречат физическим представлениям. Таковыми являются квантовые числа n, , m_, s.

n - ГЛАВНОЕ КВАНТОВОЕ ЧИСЛО

n – характеризует энергетическое состояние электрона в атоме. Принимает положительные целочисленные значения от 1 до  (n=1...7…).

n 1 2 3 4 5

энергетический K L M N O

уровень,оболочка

Номер периода в периодической системе Д.И. Менделеева совпадает со значением главного квантового числа.

С увеличением значения главного квантового числа n энергия АО увеличивается. При n=1 энергия минимальна, электрон находится в наиболее устойчивом из всех стационарном состоянии.

-ОРБИТАЛЬНОЕ КВАНТОВОЕ ЧИСЛО

(ПОБОЧНОЕ;АЗИМУТАЛЬНОЕ)

-Определяет энергию электрона на энергетическом подуровне (подоболочке);

- Форму атомной орбитали (=0, соответствует s- подуровень, сферическая форма атомной орбитали; =1, соответствует р - подуровень, форма атомной орбитали напоминает гантель; = 2, соответствует d- подуровень, форма атомной орбитали представляет собой «четырех лепестковую» фигуру).

-Указывает на количество атомных орбиталей (подуровней).

-Допустимые значения 0,1,2,3,..,n-1.

Таблица №3

Оболочка Энергетический уровень	K	L		M			N
n	1	2		3			4
	0	0	1	0	1	2	0	1	2	3
Подоболочка (подуровень)	s	s	p	s	p	d	s	p	d	f
Мах число электронов на оболочке, 2n2	2	2	6	2	6	10	2	6	10	14
	2	18		18			32

Буквенные символы s;p;d;f-были введены в 1890г. при описании спектра щелочных металлов : 0-s (sharp-резкий);1-p (principal-главный);2-d (diffuse-диффузный);3-f (fundamental-фундаментальный ). Эти буквы не являются сокращениями слов , описывающих “форму” орбитали.

m_ – МАГНИТНОЕ КВАНТОВОЕ ЧИСЛО

Определяет ориентацию атомной орбитали в пространстве

Таблица №4

	Подобо-лочка (АО)	m	Число орбиталей m = 2+1	Графическое изображение числа свободных орбиталей	максимальное число электронов на атомной орбитали
0	s	0	1		2
1	p	- 1 0 +1	3		6
2	d	- 2 - 1 0 +1 +2	5		10
3	f	-3 -2 -1 0 +1 +2 +3	7		14

В отсутствии внешнего магнитного поля электроны на орбиталях с одинаковым значением орбитального квантового числа  энергетически равноценны. Однако в постоянном магнитном поле некоторые спектральные линии расщепляются. Это означает, что электроны становятся энергетически неравноценными. Например, р-состояния в магнитном поле принимают три значения (р_х, р_y, p_z),d – состояния -5 значений и т.д.

m_S- СПИНОВОЕ КВАНТОВОЕ ЧИСЛО

-Не связано с движением электрона вокруг ядра;

-Характеризует собственный момент вращения электрона вокруг своей оси;

-Значения: +¹/2(движение электрона по часовой стрелке); -¹/2(против).

Голландские физики Уленбек и Гоудсмит открыли спин электрона в 1925 г. Спин это не просто вращение электрона как «волчка», а сложное физическое явление. Дирак в 1928 г. показал наличие параллельных () и антипараллельных () спинов.

Для определения состояния электрона в атоме важное значение имют: принцип минимума энергии, определяющий заполнение АО с наименьшей энергией (1s2s2p3s4s3d4p5s4d5p6s4f5d6p7s); принцип Паули, диктующий присутствие на АО не более 2-х электронов, с противоположно направленными спинами, и правило Хунда, предписывающее заполнение АО электронами так, чтобы их суммарный спин был максимальным.

ПРИНЦИП ПАУЛИ - В атоме не может быть двух электронов, у которых все четыре квантовых числа были бы одинаковы (1925 г). Попробуем «создать» электронные оболочки атомов, пользуясь принципом Паули. Минимальное значение главного квантового числа n равно 1. Ему соответствует только одно значение орбитального квантового числа равное нулю (s-орбиталь). Сферическая симметрия s-орбиталей выражается в том, что при =0 в магнитном поле существует только одна орбиталь с m_=0 . На этой орбитали может находиться один электрон с любым значением спина (водород, его электронная формула 1s¹) или два с противоположным значением спинов (гелий, его электронная формула 1s²). Таким образом, при значении n=1 может существовать на первом энергетическом уровне не более двух электронов.

Теперь начнем заполнять орбитали с n=2 (на первом уровне уже есть два электрона). Величина n=2 соответствуют два значения орбитального числа: 0(s-орбиталь )и 1(р-орбиталь ). При =0 существует одна орбиталь,при =1-три орбитали(со значениями m_:-1, 0, +1) .На каждой из орбиталей может находиться не более двух электронов, так что значению n=2 соответствует максимум 8 электронов . Общее число электронов на уровне с заданным n можно вычислить , таким образом , по формуле 2n².(Далее смотрите табл.№3,№4).

ПРАВИЛО ХУНДА - устойчивому состоянию атома соответствует такое распределение электронов в пределах энергетического подуровня, при котором абсолютное значение суммарного спина атома |S| максимально. Устойчивое состояние атома - это состояние с максимальным числом неспаренных электронов. Например: электронное строение атома углерода ₆С 2s²2p² может быть описно различными вариантами электронно-графических формул а-в.