4. Развитие представлений о строении атома. Планетарная модель атома Резерфорда, противоречия модели. Модель строения атома водорода Бора. Условие стационарности орбит.

Демокрит назвал атомом мельчайшую неделимую частицу образующую вещество (атом в переводе с др. греч «неделимый»). Лишь в конце XIX в. были сделаны открытия, показавшие сложность строения атома, что атомы разлагаются на более мелкие элементарные частицы и таким образом «атомами» в Демокритовском смысле не являются. Демокрит считал, что если разделить, например, яблоко на две половины, затем одну из них еще на две части, и продолжать деление таким образом до тех пор, пока результат деления перестанет быть яблоком, то мельчайшая частица, которая все еще сохраняет свойство яблока является атомом яблока (т.е. неделимой частью яблока). Он утверждал, что атомы существуют вечно; они настолько малы, что их размеры не поддаются измерению; все атомы одинаковы, но они различаются внешне (атомы воды, например, гладкие, они способны перекатываться, и поэтому жидкости свойственна текучесть; атомы железа имеют зубчики, которыми они зацепляются друг за друга, что придает железу свойства твердого тела).

Представления Демокрита были умозрительными. В 1808 г. физик Дальтон Джон (1766–1844) возродил атомизм, доказал реальность существования атомов. Он писал: «Атомы — химические элементы, которые нельзя создать заново, разделить на более мелкие частицы, уничтожить путем каких-либо химических превращений. Любая химическая реакция просто изменяет порядок группировки атомов». Джон Дальтон ввёл понятие «атомный вес», первым рассчитал атомные веса (массы) ряда элементов и составил первую таблицу их относительных атомных весов, заложив тем самым основу атомной теории строения вещества.

В 1897 г. английский физик Дж. Томсон, изучая катодные лучи, пришел к выводу, что атомы любого вещества содержат отрицательно заряженные частицы, которые он назвал электронами. Огромной заслугой Томсона явилось доказательство того, что все частицы, образующие катодные лучи, тождественны друг другу и входят в состав вещества. Он предложил первую модель атома — «пудинг с изюмом» 1904 г.

По мысли Томсона, положительный заряд атома занимает весь объем атома и распределен в этом объеме с постоянной плотностью, в положительно заряженной сфере находится несколько электронов, так что атом подобен кексу, в котором роль изюминок играют электроны.

Ядерная модель атома (планетарная)

Резерфорд вследствие своего опыта находился в резком противоречии с моделью атома Томсона, согласно которой положительный заряд распределен по всему объему атома. При таком распределении положительный заряд не может создать сильное электрическое поле, способное отбросить α-частицы назад.

Эти соображения привели Резерфорда к выводу, что атом почти пустой, и весь его положительный заряд сосредоточен в малом объеме. Эту часть атома Резерфорд назвал атомным ядром. Так возникла ядерная модель атома (планетарная):

1. В центре атома находится положительно заряженное ядро, занимающее ничтожную часть пространства внутри атома.

2. Весь положительный заряд и почти вся масса атома сосредоточены в его ядре (масса электрона равна 1/1823 а.е.м.).

3. Вокруг ядра вращаются электроны. Их число равно положительному заряду ядра.

Но на основе этой модели нельзя объяснить факт существования атома, его устойчивость. Ведь движение электронов по орбитам происходит с ускорением, причем весьма немалым. Ускоренно движущийся электрон по законам электродинамики должен терять энергию и приближаться к ядру. Как показывают расчеты, основанные на механике Ньютона и электродинамике Максвелла, электрон за ничтожное время должен упасть на ядро. Атом должен прекратить свое существование. В действительности ничего подобного не происходит. Атомы устойчивы и в невозбужденном состоянии могут существовать неограниченно долго, совершенно не излучая электромагнитные волны. Не согласующийся с опытом вывод о неизбежной гибели атома вследствие потери энергии на излучение — это результат применения законов классической физики к явлениям, происходящим внутри атома. Отсюда следует, что к явлениям атомных масштабов законы классической физики неприемлемы.

  В 1913 г. Н. Бор показал, что "спасти" планетарную модель атома можно, вводя в теорию атома идеи квантования и выделяя при этом некоторые орбиты, разрешенные для движения электрона. Очевидно, что в правилах квантования должна фигурировать квантовая постоянная Планка. И так как квант действия ħ  имеет размерность момента импульса, то Бор добавляет в теорию условие квантования момента импульса движущегося вокруг ядра электрона.

      Простейшим атомом является атом водорода, содержащий один единственный электрон, движущийся по замкнутой орбите в кулоновском поле ядра. В первом приближении ядро атома можно считать неподвижным, а электронные орбиты - круговыми орбитами.

      При этих предположениях Бор сформулировал основные положения теории атома водорода в виде трех постулатов:

   1. Электрон в атоме может двигаться только по определенным стационарным орбитам, каждой из которых можно приписать определенный номер  . Такое движение соответствует стационарному состоянию атома с неизменной полной энергией . Это означает, что движущийся по стационарной замкнутой орбите электрон, вопреки законам классической электродинамики, не излучает энергии.

      2. Разрешенными стационарными орбитами являются только те, для которых угловой момент импульса  электрона равен целому кратному величины постоянной Планка . Поэтому для -ой стационарной орбиты выполняется условие квантования

     

.

(5.3)

      3. Излучение или поглощение кванта излучения происходит при переходе атома из одного стационарного состояния в другое (рис. 5.4). При этом частота  излучения атома определяется разностью энергий атома в двух стационарных состояниях

5. Основные положения квантовой механики. Уравнение Планка. Уравнение волны де Бройля. Принцип минимальной энергии. Принцип неопределенности Гейзенберга. Уравнение Шредингера. Понятие электронного облака. Функция радиального распределения для электронов.

Основ. Положения

1. Энергия распространяется и принимается квантами – маленькими порциями энергии.

2. Корпускулярно волновой дуализм: микрообъекты ведут себя и как частицы, и как волны.

3. Принцип неопределенности Гейзенберга: невозможно одновременно точно определить координату, импульс, скорость частицы. Т. е. чем точнее определяется координата, тем менее точны измерения скорости и импульса. Δq Δv>=h/m (Δq -неопределенность положения, Δv – неопределенность скорости)

В 1926 Ш. вывел волновое ур-е состояния e в атоме, удовлетворяющем принципу неопр. Гейзенберга. При этом энергия e оказалось зависимой только от некоторой волновой функции Ψ(пси), характеризующей движение электронов.

1. Уравнение Ш. имеет решения только при определенных дискретных значениях энергии электронов. Квантование энергии является следствием решения уравнения Ш

2. Решения ур-я Ш показывают вероятность нахождения е в той или иной точке пространства вокруг ядра.

3. Сложность решения уравнения Ш для многоэлектронных атомов, оно имеет точное решение только для атома водорода и водородоподобных атомов.

4. Волновая функция, являющаяся решением у. Ш - орбиталь. – область пространства, где e находится большую часть времени.

На графике показано радиальное распределение на s p d орбиталях водорода. Число максимумов определяется главным квантовым числом. Нулевые значения Ψ² наз узлами. Они отвечают изменению знака волновой функции Ψ. r – расстояние от ядра.

Разность орбитали и электронного облака

6. Квантовые числа: главное, побочное, магнитное, спиновое. Их физический смысл и допустимые значения. Принцип Паули. Многоэлектронные атомы. Правила Хунда, Клечковского. Электронные формулы строения атомов. Валентные возможности атомов в основном и возбужденном состоянии

n	l	Название подуровня	m	Число орбиталей	Число е- на орбитали	Σ е-
1	0	1s	0	1	2	2
2	0 1	2s 2p	0 -1 0 +1	1 3	2 6	8
3	0 1 2	3s 3p 3d	0 -1 0 +1 -2 -1 0 +1 +2	1 3 5	2 6 10	18

Уровень (оболочка) энергии – совокупность электронов с одинаковым значением главного квантового числа.

Подуровень энергии – совокупность электронов с одинаковыми значениями главного и орбитального квантовых чисел.

1. n - главное квантовое число, определяет энергию электронов и размер электронного облака (чем больше n, тем больше энергия электронов и больше размер электронного облака)

n: 1,2,3,4,5, …, +∞

2. l–побочное (орбитальное) квантовое число (определяет форму электронного облака и число подуровней на уровне)

l: 0,1,2,3, …, (n-1)

n=1 =>l=0 подуровень 1s

n=2 =>l=0 подуровень 2s; l=1 подуровень 2p

3. m - магнитное квантовое число (определяет расположение в пространстве и указывает число орбиталей на подуровне)

n=1 =>l=0 =>m=0

n=2 =>l=0 =>m=0

l=1 =>m: -1 0 +1 следовательно 3 орбитали на p- подуровне

4. S - спиновое число (учитывает собственный вращательный момент движения объекта микромира). S: +/- ½

Принцип запрета Паули: в атоме не может быть двух электронов с одинаковыми квантовыми числами.

Многоэлектронные атомы. В многоэлектронном атоме на электрон действует не только сила притяжения со стороны положительного заряженного ядра, но и отталкивание со стороны других электронов. Электроны внутренних электронных уровней атома ослабляют притяжение внешнего электрона ядром – экранируют внешний электрон от ядра. Это экранирование оказывается различным для электронов с разной формой электронного облака. Поэтому в многоэлектронных атомах энергия электрона зависит не только от главного квантового числа, но и от орбитального квантового числа, которое определяет форму электронной орбитали.

Правило Хунда: электроны заполняют подуровни таким образом, чтобы спиновой момент был максимальным

Электронные формулы химических элементов. Расположение электронов на энергетических оболочках или уровнях записывают с помощью электронных формул химических элементов. Электронные формулы или конфигурации помогают представить структуру атома элемента.

Запись формулы. Электронные конфигурации атомов химических элементов записываются по следующим принципам:

• каждому энергетическому уровню соответствует порядковый номер, обозначаемый арабской цифрой;

• за номером следует буква, означающая орбиталь;

• над буквой пишется верхний индекс, соответствующий количеству электронов на орбитали.

Примеры записи: кальций – 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²; кислород – 1s²2s²2p⁴; углерод – 1s²2s²2p².

Валентные возможности атомов. Количество ковалентных связей, которые может образовывать атом, называется валентностью элемента. Валентные возможности атомов обусловлены наличием валентных электронов на внешнем энергетическом уровне.

В таблице Менделеева высшая валентность соответствует номеру группы, в которой находится элемент. Количество энергетических уровней совпадает с номером периода, а количество электронов – с порядковым номером. Валентность соответствует числу неспаренных электронов, располагающихся на s- и р-орбиталях внешнего энергетического уровня. Валентные электроны атомов элементов, входящих в побочные группы периодической таблицы, располагаются на s-орбитали внешнего уровня и d-орбиталях, образующих внешний подуровень. В обычном (стационарном) состоянии электроны занимают определённое положение в атоме. Стационарная электронная конфигурация зафиксирована в таблице Менделеева. При возбуждённом состоянии (реакции с другими элементами) энергия атома перераспределяется, и электроны меняют своё положение.

Рассмотрим пример. Атом фосфора в стационарном положении имеет электронную конфигурацию 1s²2s²2p⁶3s²3p³. Это значит, что 15 электронов распределены по трём уровням. На внешнем уровне, включающем s- и p-орбитали, находятся пять валентных электронов. При этом три электрона на p-орбитали неспаренные, а два электрона на s-орбитали образуют пару. Соответственно, три неспаренных электрона могут образовывать ковалентные связи, и валентность фосфора равна трём. Фосфор находится в V группе, главной подгруппе. Это значит, что в атоме находится пустой d-подуровень. В возбуждённом состоянии спаренные электроны s-уровня распариваются, и один электрон переходит на d-подуровень. Образуется пять свободных, неспаренных электронов. Соответственно, атом фосфора приобретает пятую валентность.

Распаривание происходит с затратой энергии. Расход энергии компенсируется образованием ковалентных связей с высвобождением энергии. Из-за возможности переходить в возбужденное состояние большинство элементов имеют непостоянную валентность. Одинаковую валентность в любом состоянии сохраняют активные металлы и фтор. Инертные газы не вступают в реакции, поэтому считается, что валентность у них отсутствует.