Строение вещества

Первые модели строения атомов.

В 1897 г. Дж. Томсон (Англия) открыл электрон, а в 1909 г. Р. Малликен определил его заряд, который равен 1,6*10^-19Кл. Масса электрона составляет 9,11*10^-28г. В 1904 г. Дж. Томсон предложил модель строения атома, согласно которой атом можно представить в виде положительно заряженной сферы с вкрапленными электронами.

В 1910 г. в лаборатории Э. Резерфорда (Англия) в опытах по бомбордировке металлической фольги α-частицами было установлено, что α-частицы рассеиваются фольгой. Отсюда Резерфорд заключил, что в центре атома существует положительно заряженное ядро малого размера, окруженное электронами.

В 1910 г. Резерфорд предложил ядерную планетарную модель атома, состоящую из тяжелого ядра, вокруг которого двигаются по орбитам электроны, подобно планетам Солнечной системы. Однако, как показывает теория электромагнитного поля, электроны в этом случае должны двигаться по спирали, непрерывно излучая энергию и падая на ядро.

В 1900 г. М. Планк (Германия) высказал предположение, что вещества поглощают и излучают энергию дискретными порциями, названными им квантами.

В 1910 г. датский ученый Н. Бор, используя модель Резерфорда и теорию Планка, предложил модель строения атома водорода. Основные положения своей теории Бор сформулировал в виде постулатов:

► Электрон может вращаться вокруг ядра не по любым, а по некоторым определенным круговым орбитам. Эти орбиты получили название стационарных.

► Двигаясь по стационарной орбите, электрон не излучает электромагнитной энергии.

► Излучение происходит при скачкообразном переходе электрона с одной стационарной орбиты на другую. При этом испускается или поглощается квант электромагнитного излучения, энергия которого равна разности энергий атома в конечном и исходном состояниях.

Теория Бора страдала внутренней противоречивостью, однако она была важным этапом в развитии представлений о строении атома. Она показала, что нельзя автоматически распространять законы природы, справедливые для больших тел – объектов макромира, на ничтожно малые объекты микромира – атомы, электроны, фотоны.

Вскоре было установлено, что представление об электроне как частице, подчиняющейся законам классической механики, является ошибочным. Изучение природы и распространения света показало, что он обладает как корпускулярными, так и волновыми свойствами. На первые указывает явление фотоэффекта, на вторые – явления интерференции и дифракции света.

В 1924 г. Луи де Бройль распространил идею о двойственности природы света на вещество, предположив, что поток материальных частиц должен обладать и волновыми свойствами, однозначно связанными с массой и энергией.

Корпускулярные свойства электрона выражаются в его способности проявлять свое действие как целого. Волновые свойства электрона проявляются в особенностях его движения, в дифракции и интерференции электронов.

Электрон в атоме и молекуле обладает как свойствами частицы, так и волновыми свойствами. Частицы, размер которых соизмеримы с их длинной волны или меньше, называются микрочастицами и микрообъектами.

В 1927 г. В. Гейзинберг (Германия) постулировал принцип неопределенности, согласно которому положение и импульс субатомной частицы (микрочастицы) принципиально невозможно определить в любой момент времени с абсолютной точностью. В связи с этим в квантовой механике состояние микрочастицы полностью описывается не ее координатой и скоростью, а некоторой функцией. Эта функция носит вероятностный характер и обозначает греческой буквой «пси» ψ.

Функция ψ, описывающая состояние электрона в атоме или молекуле и являющаяся обычной математической функцией, часто называется волновой функцией или орбиталью.

Величина ψ²всегда положительна. ψ²*ΔV– мера вероятности нахождения электрона в элементе пространства ΔV.

В наиболее простом случае эта функция зависит от трех координат и называется орбиталью. В соответствии с определением ψ, орбиталью называется область околоядерного пространства, в которой наиболее вероятно нахождение электрона.

Представление об электроне, как о материальной точке не соответствует его истиной физической природе. Поэтому орбиталь правильнее рассматривать как схематическое изображение электрона, «размазанного» по всему объему атома в виде так называемого электронного облака. Иначе говоря, плотность электронного облака пропорциональна квадрату волновой функции.

Движение электрона и других микрочастиц описывают квантово-механические законы, в частности уравнение Шредингера.

При решении уравнения Шредингера, можно найти, что распределение электрона по энергиям и в пространстве определяется волновой функцией ψ, зависящей от сферических координат электрона и от трех параметров (n, l, m_l).

Параметры n, l, m_l– называются квантовыми числами. В простейших приложениях квантовой механики иногда удобно вместо самой волновой функции пользоваться квантовыми числами, представляющими ее.

Квантовые числа электронов

Состояние каждого электрона в атоме обычно описывают с помощью четырех квантовых чисел: главного (n), орбитального (l), магнитного (m) и спинового (s). Первые три характеризуют движение электрона в пространстве, а четвертое - вокруг собственной оси.

Главное квантовое число (n). Определяет энергетический уровень электрона, удаленность уровня от ядра, размер электронного облака. Принимает целые значения (n = 1, 2, 3 ...) и соответствует номеру периода. Из периодической системы для любого элемента по номеру периода можно определить число энергетических уровней атома и какой энергетический уровень является внешним.

Пример.

Элемент кадмий Cd расположен в пятом периоде, значит n = 5. В его атоме электроны раcпределены по пяти энергетическим уровням (n = 1, n = 2, n = 3, n = 4, n = 5); внешним будет пятый уровень (n = 5).

Орбитальное квантовое число (l) характеризует геометрическую форму орбитали. Принимает значение целых чисел от 0 до (n - 1). Независимо от номера энергетического уровня, каждому значению орбитального квантового числа соответствует орбиталь особой формы. Набор орбиталей с одинаковыми значениями n называется энергетическим уровнем, c одинаковыми n и l - подуровнем.

Для

l=0 s- подуровень, s- орбиталь – орбиталь сфера

l=1 p- подуровень, p- орбиталь – орбиталь гантель

l=2 d- подуровень, d- орбиталь – орбиталь сложной формы

f-подуровень, f-орбиталь – орбиталь еще более сложной формы

s-орбиталь p- орбиталь

d-орбиталь

На первом энергетическом уровне (n = 1) орбитальное квантовое число l принимает единственное значение l = (n - 1) = 0. Форма обитали - сферическая; на первом энергетическом только один подуровень - 1s. Для второго энергетического уровня (n = 2) орбитальное квантовое число может принимать два значения: l = 0, s- орбиталь - сфера большего размера, чем на первом энергетическом уровне; l =  1, p- орбиталь - гантель. Таким образом, на втором энергетическом уровне имеются два подуровня - 2s и 2p. Для третьего энергетического уровня (n = 3) орбитальное квантовое число l принимает три значения: l = 0, s- орбиталь - сфера большего размера, чем на втором энергетическом уровне; l = 1, p- орбиталь - гантель большего размера, чем на втором энергетическом уровне; l = 2, d- орбиталь сложной формы.

Таким образом, на третьем энергетическом уровне могут быть три энергетических подуровня - 3s, 3p и 3d.

Магнитное квантовое число (m) характеризует положение электронной орбитали в пространстве и принимает целочисленные значения от -I до +I, включая 0. Это означает, что для каждой формы орбитали существует (2l + 1) энергетически равноценных ориентации в пространстве.

Для s- орбитали (l = 0) такое положение одно и соответствует m = 0. Сфера не может иметь разные ориентации в пространстве.

Для p- орбитали (l = 1) - три равноценные ориентации в пространстве (2l + 1 = 3): m = -1, 0, +1.

Для d- орбитали (l = 2) - пять равноценных ориентаций в пространстве (2l + 1 = 5): m = -2, -1, 0, +1, +2.

Таким образом, на s- подуровне - одна, на p- подуровне - три, на d- подуровне - пять, на f- подуровне - 7 орбиталей.

Спиновое квантовое число (s) характеризует магнитный момент, возникающий при вращении электрона вокруг своей оси. Принимает только два значения +1/2 и –1/2 соответствующие противоположным направлениям вращения

Принципы заполнения орбиталей

Принцип Паули. В атоме не может быть двух электронов, у которых значения всех квантовых чисел (n, l, m, s) были бы одинаковы, т.е. на каждой орбитали может находиться не более двух электронов (c противоположными спинами)

Правило Клечковского (принцип наименьшей энергии). В основном состоянии каждый электрон располагается так, чтобы его энергия была минимальной. Чем меньше сумма (n + l), тем меньше энергия орбитали. При заданном значении (n + l) наименьшую энергию имеет орбиталь с меньшим n. Энергия орбиталей возрастает в ряду:

1S < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 5d » 4f < 6p < 7s

Правило Хунда. Атом в основном состоянии должен иметь максимально возможное число неспаренных электронов в пределах определенного подуровня.

Полная электронная формула элемента

Запись, отражающая распределение электронов в атоме химического элемента по энергетическим уровням и подуровням, называется электронной конфигурацией этого атома. В основном (невозбужденном) состоянии атома все электроны удовлетворяют принципу минимальной энергии. Это значит, что сначала заполняются подуровни, для которых:

главное квантовое число n минимально;

внутри уровня сначала заполняется s- подуровень, затем p- и лишь затем d- (l минимально);

в пределах одного подуровня электроны располагаются таким образом, чтобы их суммарный спин был максимален, т.е. содержал наибольшее число неспаренных электронов (правило Хунда);

при заполнении электронных атомных орбиталей выполняется принцип Паули. Его следствием является, что энергетическому уровню с номером n может принадлежать не более чем 2n² электронов, расположенных на n² подуровнях.

Полная электронная формула элемента

Пример.

Цезий (Сs) находится в 6 периоде, его 55 электронов (порядковый номер 55) распределены по 6 энергетическим уровням и их подуровням. Cоблюдая последовательность заполнения электронами орбиталей получим:

₅₅Cs: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 4p⁶ 4d¹⁰ 5s² 5p⁶ 5d¹⁰ 6s¹