Строение атома.

Вещества состоят из атомов известно с 400д.н.э (Демокрит). 1808 Дальтон разработал атомистическую теорию, на основании которой в дальнейшем устанавливались массы и размеры атомов хим.эл. Диаметр атомов 0.2нм. До 19 века атом считался неделимым. 1895 Крукс открыл «катодные лучи». Пропускание эл.тока через вакуумированную трубку. Лучи распр. Прямолинейно, отклоняются в магнитном поле. Лучи - материальные частицы вертят детскую вертушку. 1897 Дж.ДЖ.Томнсон измерил соотношение между массой и зарядом электрона e/m = -1.76*10¹¹ Кл/кг. 1911 Малликен измерил величину заряда эклектрона - 1.6*10^-19 Кл – то, что теперь считается единицей заряда .Масса электрона 9.1*10^-19г или 1/1837 массы атома водорода.

Модели атома.

1898 Томсон. Атом это «кекс с изюмом», изюм – электроны, кекс – положительно заряженная субстанция. Опыты Гейгера и Марсдена, обстреливали золотую фольгу а-частицами. Большая их часть проходила через фольгу не задерживаясь. На основании этих опытов в 1911 Резерфорд предложил ядерную модель атома: если атом имеет диаметр 1А, то его ядро 10^-5А. Атомные эмиссионные спектры, свет, проходя через призму, дает сплошной спектр – радугу. Свет от разогретых атомов дает линейчатый спектр – линии различного цвета на черном фоне. Ридберг изучал частоты в линейчатых эмиссионных спектрах химических элементов и обнаружил, что все они подчиняются соотношению V=R(1/n²-1/m²), где R- константа, названная константой Ридберга.

Строение атома по теории Бора.

Электрон в атоме водорода движется вокруг протона по замкнутой круговой орбите. Условие устойчивости орбиты – равенство центробежной силы и силы кулоновского притяжения mv²/r=e²/r². Энергия движущейся частицы равна сумме кинетической и потенциальной энергий. E=T+U=mv²/2 – e²/r. Получаем mv²=e²/r, подставляем и получаем E= -e²/2r. Согласно этому уравнению энергия может принимать любые значения и радиус тоже, тогда атом будет постоянно излучать энергию, электрон упадет на ядро. Но этого не происходит. 1911 постулат Планка: свет излучается и поглощается квантами E=hv. Постулаты Бора: 1)электрон в атоме находится в «стационарном» состоянии (движется по стационарной орбите) и ни какой энергии не излучает. 2)будучи выведен из стационарного состояния(переведен на другую орбиту), электрон, возвращаясь, излучает квант света hv=E₂-E_1. 3) электрон в атоме может находиться только на трех разрешенных орбитах, для которых момент количества движения (mvr) принимает некие дискретные значения, а именно mvr=nh/2π, где n – целое число 1,2,3…Решая, относительно v, получаем v=n(h/2π)1/mr, подставив в условие стационарности орбиты получим радиусы разрешенных орбит r=n²h²/4π²me². Значения энергии для этих орбит E= - 2π²me⁴/n²h². Подставив соотв.константы, получим радиус первой Боровской орбиты для атома водорода r=0/529A. В невозбужденном состоянии электрон находится на ближайшей к ядру орбите, т.н. основное состояние. Он может быть возбужден – переброшен на другую орбиталь, а затем вернуться в основное состояние, излучая кванты света, отвечающие линейчатому спектру. Достижения Бора: 1)описал радиус атома водорода.2)определил энергию его ионизации.3)описал количественно спектр атома водорода. Недостатки теории: не удается описать спектры многоэлектронных атомов, поведение атомов в магнитном поле.

Представления о корпускулярно-волновом дуализме частицы.

1924 Де Бройль, Шредингер, Гейзенберг установлено, что свет представляет собой волны и частицы – фотоны. Электрон – частица: имеет массу, оказывает физическое воздействие (вертушка), имеет скорость. Электрон – волна: имеет фазу, можно определить длину волны, пучок электронов испытывает дифракцию, интерференцию. В 1924 де Бройль предположил, что электроны, подобно фотонам, распространяются волнами. Для фотонов Эйнштейн предложил уравнение, связывающее массу и энергию E=mc², энергия фотона определяется через его частоту E=hv. Сделав преобразования, Де Бройль получил mv²=hv=hv/λ, где λ – длина волны электрона. Фундаментальное соотношение между корпускулярными и волновыми свойствами частиц λ=h/mv. Предположение Де Бройля: если электрон двигается по круговой орбите не как шарик, а как волна, то на окружности орбиты должно укладываться целое число волн, иначе произойдет затухание волны, то есть электрон должен образовывать стоячую волну. Из этого следует, λ=2πr/n, приравнивая к фундаментальному соотношению, получаем 2πr/n=h/mv, отсюда следует mvr=nh/2π. Это тот же самый постулат Бора, но на более научных основаниях. Принцип неопределенности Гейзенберга – невозможно в любой данный момент времени определить и положение в пространстве и импульс электрона. Математически это выражается (Δp_x)(Δx)≥h/4π. Δp_x – неопределенность в величине импульса, а Δx – неопределенность в положении частицы в пространстве. Т.о. чем точнее мы можем измерить импульс, тем менее точно мы можем определить положение электрона. Т.к. движение электрона надо описывать, как волновое, нужно вводить волновую функцию ψ (х, y, z), описывающую движение электрона как волны. Надо определить наиболее вероятное нахождение электрона в атоме. Eψ=(T+U)ψ . T+U превращается в оператор, оператор Гамильтона. Шредингер записал уравнение для энергии электрона Hψ=Eψ. Уравнение Шредингера имеет множество решений, надо выбрать лишь необходимое. Для этого надо знать физический смысл функции ψ. 1)она физического смысла не имеет, смысл имеет квадрат ее модуля, он называется вероятностью нахождения электрона в определенной точке. Но надо искать электрон в некотором объеме dv, на некотором расстоянии r от ядра, определяется величиной ІψІ²dv. Функция может быть положительной, отрицательной, мнимой. 2) уравнение Шредингера имеет решение только для одного электрона в поле одного ядра. Надо определить «граничные условия» для ψ. Она должна быть непрерывной, монотонной, убывающей с ростом расстоянии от ядра и образовывать стоячую волну. Решение существует, но функции будут зависеть от параметров: n,l,m. Ψ_n,l,m=N[R_n,l(r)][Ф_l,m(x/r,y/r,z/r)]. N –нормированный множитель. Вводится для того, чтобы вероятность нахождения электрона где-то в пространстве была равна 1. ∫∫∫ІψІ²dv=1. n,l,m – квантовые числа. n – главное квантовое число, опред. энергию электрона и расстояние его наиболее вероятного нахождения вблизи ядра. n = 1,2,3…∞. l – орбитальное квантовое число, опред. момент количества движения электрона mvr – вектор. l = 0,1,2,3…(n-1). Для удобства вместо числовых значений исп. буквенные. 0=s, 1=p, 2=d, 3=f. m – магнитное квантовое число, опред. проекцию вектора момента количества движения на направление магнитного поля m= -1,…0…+1. Если заданы все три квантовых числа, то задана орбиталь. Чтобы выяснить, на каком расстоянии от ядра наиболее вероятна возможность встретить электрон, введем функцию D=ІψІ²4πr²dr, где 4πr²dr – объем узкого шарового слоя между r и r+1. Наибольшая вероятность встретить электрон на расстоянии r₀ от ядра. При этом, для атома водорода r₀ = 0.5285А, как и посчитал Бор. Если считать D для других s – электронов, то количество максимумов будет равно n, а в целом количество максимумов равно для разных орбиталей n-1. Электрон имеет и собственный момент количества движения – спин, квантовое число, его определяющее может имеет 2 значения +1/2 и -1/2 (↑↓). Для многоэлектронного атома теряется принцип сферической симметрии. Для двухэлектронного атома Не потенциальная энергия в операторе Гамильтона U= - ze²/r₁-ze²/r₂+e²/d. Где первые два члена отвечают за взаимодействие каждого электрона с ядром, а последний – это отталкивание двух электронов друг от друга. В этом случае уравнение Шредингера не имеет решения. Электронным отталкиванием пренебречь нельзя. В атоме водорода орбитали с разным l имеют одинаковую энергию, они вырождены. Во многоэлектронных атомах эта вырожденность снимается. Причина: 2s электроны имеют 2 максимума электронной плотности, а 2p – 1, следоват. 2s электроны сильнее притягиваются к ядру, их энергия меньше. Слэтер придумал, как учесть отталкивание электронов и при этом восп. одноэлектронными функциями для атома водорода для описания многоэл. атомов. Заряд ядра уменьшается на некоторую величину, разную для разных орбиталей, получаем z_эфф. Принципы заполнения атомных орбиталей: 1)принцип минимума энергии.Электроны стремятся прежде всего занять ближние к ядру орбитали с наименьшей энергией. 2) принцип Паули:в атоме не может быть двух электронов, характ.одним и тем же набором квантовых чисел=на одной орбитали могут находиться только 2 электрона, различные по спину. 3) правило Хунда: каждая система стремится иметь максимальный спин(макс.число несп. электронов). В таком случае макс число электронов в слое с главным квантовым числом n равно 2n². n=1 →2e; n=2→8e итд. Сначала заполняются орбитали с наименьшим n. Но сущ правило Клячковского – заполнение орбиталей происходит не по возрастанию n, а по возрастанию n+1, при одинаковых n+1 сначала заполняется орбиталь с меньшим n. 5 эл. – 1s²2s²2p¹. Осн. Понятия, необходимые для изучения реакц способности и хим связи. 1) потенциал ионизации I_i-мера подвижности электронов в атоме. Энергия, которую необходимо затратить для полного удаления электрона с атома. I_i возрастает по мере увеличения i.Первый потенциал ионизации соотв положению посл занятой орбитали по шкале энергии. Пример: Li 1s²2s¹ – I₁=5.39 eV, I₂=75.62 eV. 2) остов и валентные электроны. Валентность – способность атома образ хим св. Наиболее подвижны электроны, находящиеся на посл эл уровне, в верхнем слое – валентные эл. Все ост – эл остова, они неохотно и редко участв в хим св. 3) основное и возб сост: пример: Be 1s²2s²-осн сост. 1s²2s¹2p¹-возб сост 4)сродство к электрону E_a-энергия, кот выделяется при присоед к атому 1 эл. Не может быть полож сродства ко 2му эл – он добровольно сядет на отриц ион 5)ЭО – способность атомов притягивать к себе эл(но не сажать на свои оболочки).