Лекция №1 Строение атома

лекция № 1

Тема: «Строение атома»

1. Основы квантовой теории

2. Квантовые числа

3. Принцип Паули

4. Правило Гунда

5. Принцип минимальной энергии

6. Правило Клечковского

Основы квантовой теории

Атомы элементов имеют очень сложное строение. В недрах атома найдено огромное множество частиц, названных элементарными.

Атом - наименьшая частица химического элемента, носитель его свойств. Каждому химическому элементу соответствует совокупность определенных атомов. Атомы всех элементов состоят из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов. Атомы элементов характеризуются атомной массой. За единицу атомной массы принята 1/12 часть атома углерода - 12 (изотоп ₁₂С). Эту единицу называют углеродной единицей.

Ядро занимает очень небольшую часть всего объема атома. Однако при этом почти вся масса атома сосредоточена в его ядре, и поэтому плотность ядра чрезвычайно велика. Ядро состоит из протонов и нейтронов, которые вместе взятые имеют название - нуклоны. Протон - устойчивая элементарная частица с массой, близкой к углеродной единице. Заряд протона равен заряду электрона, но имеет обратный знак. Если заряд электрона принять за -1, то заряд протона равен +1. Нейтрон - нейтральная элементарная частица, масса нейтрона приблизительно равна массе протона. Число нуклонов в ядре определяет массу атома и называется массовым числом. Зависимость между числом протонов Z, числом нейтронов N и массовым числом атома А выражается уравнением: А = Z+N. Атомы, в состав ядер которых входит Одинаковое число протонов, но различное число нейтронов называются изотопами. Атомы с одинаковым числом нейтронов, но различным числом протонов и различным массовым числом называют изотонами. Изобары имеют одинаковое массовое число, но различное число протонов и нейтронов. Относительная атомная масса элемента является средней величиной массовых чисел его природных изотопов с учетом их распространенности. Количество электронов в атоме равно количеству протонов в его ядре, поэтому заряд электронной оболочки компенсирует положительный заряд ядра.

Основой современной теории строения атома являются законы и положения квантовой (волновой) механики — раздела физики, изучающего движение микрообъектов (электронов, протонов и других частиц, обладающих ни­чтожной массой).

Согласно квантовомеханическим представлениям, дви­жущимся микрообъектам присуща двойственная природа: они являются частицами, но имеют волновой характер движения, т. е. микрообъекты обладают одновременно корпускулярными и волновыми свойствами Из волновых свойств микрообъектов вытекает очень важный вывод, известный под названием принципа не­определенности Гейзенберга: ,

Движение электрона в атоме не может быть описано определённой траекторией

Положение и скорость движения электрона в атоме можно найти лишь с определенной долей точности

Это проявляется в том, что чем точнее определяются координаты частицы, тем неопределеннее ее импульс (или связанная с ним скорость), и наоборот. Поэтому для опи­сания движения микрочастиц используется вероятност­ный подход, т. е. определяется не их точное положение, а вероятность нахождения в той или иной области около­ядерного пространства.

• Состояние электрона в атоме описывается с помощью квантовомеханической модели — электронного облака, плот­ность соответствующих участков которого пропорциональ­на вероятности нахождения там электрона.

• Положение электрона характеризуется вероятностью пребывания частицы в конкретной области пространства

• Область наиболее вероятного пребывания электрона в атоме называют атомной орбиталью - АО

• Вероятность обнаружения электрона определяется квадратом волновой функцией - y2

Волновая функция Ψ есть амплитуда трехмерной элек­тронной волны, т. е. является амплитудой вероятности присутствия данного электрона в данной области про­странства

Расчет волновой функции Ψ, т. е. полное описание со­стояния электронного облака, в квантовой физике осуще­ствляется с помощью уравнения Шредингера

Решение этого уравнения, т. е. математическое описа­ние орбитали, возможно лишь при вполне определенных, дискретных значениях характеристик, получивших назва­ние квантовых чисел.

Главное квантовое число п определяет основной запас энергии электрона, иными словами, степень его удаления от ядра, или размер электронного облака (орбитали). Оно может принимать целочисленные значения от 1 до оо.

Состояние электрона, характеризующееся определен­ным значением п, называется энергетическим уровнем электрона в атоме. Электроны, имеющие одинаковые зна­чения п, образуют электронные слои (электронные обо­лочки), обозначаемые цифрами 1, 2, 3, 4, 5 ... или соответ­ствующими буквами К, L, М, N, О ... .

Наименьшее значение энергии Е соответствует п= 1. Остальным квантовым состояниям отвечают более высо­кие значения энергий, и электроны, находящиеся на этих энергетических уровнях, менее прочно связаны с ядром.

Орбитальное (побочное или азимутальное) квантовое число I определяет орбитальный момент количества движения электрона и характеризует форму электронного облака. Оно принимает все целочисленные значения от 0 до (п—1). Каждому п соответствует опре­деленное число значений орбитального квантового числа, т. е. энергетический уровень представляет собой совокуп­ность энергетических подуровней, несколько различаю­щихся по энергиям. Число подуровней, на которые рас­щепляется энергетический уровень, равно номеру уровня(т. е. численному значению п). Эти подуровни имеют сле­дующие буквенные обозначения:

Орбитальное квантовое число 0 12 3 4 Подуровень s р d f g

Таким образом, энергетический подуровень — это со­стояние электрона в атоме, характеризующееся опреде­ленным набором квантовых чисел п и l. Такое состояние электрона, соответствующее определенным значениям п и I (т.е. тип орбитали), записывается в виде сочетания цифрового обозначения п и буквенного I, например Ар («=4; / = 1); 5d (я=5; 1=2).

Магнитное квантовое число mi определяет значение проекции орбитального момента количества движения электрона М на произвольно выделенную ось

, т. е. характеризует пространственную ориентацию электронного облака. Оно принимает все целочислен­ные значения от —L до + L, например, при 1=0 mi — 0; 1=1 mi——1; 0; +1; 1=2 m_t=—2; —1; 0; +1; +2.

В общем виде любому значению I соответствует (21 +1) значений магнитного квантового числа, т.е. (21+ 1) воз­можных расположений электронного облака данного типа в пространстве. Следовательно, можно говорить, что чис­ло значений mi указывает на число орбиталей с данным значением I. s-Состоянию соответствует одна орбиталь, р-состоянию — три, d-состоянию — пять, f-состоянию — семь и т. д. Все орбитали, соответствующие какому-либо состоянию, имеют одинаковую энергию и называются вы­рожденными.

Общее число орбиталей, из которых состоит любой энергетический уровень, равно п², а число орбиталей, со­ставляющих подуровень,— (2L+1).

Состояние электрона в атоме, характеризующееся определен­ными значениями квантовых чисел п, L и mi, т. е. определенными размерами, формой и ориентацией в пространстве электронного облака, называется атомной электронной орбиталью.

Спиновое квантовое число т., характеризует собствен­ный механический момент электрона, связанный с враще­нием его вокруг своей оси. Оно может иметь только два значения — +1/2 или —1/2.

Распределение электронов в атомах элементов определяется основными положениями: принципом Паули, принципом наименьшей энергии, правилом Гунда и правилом Клечковского.

Принцип Паули.

В атоме не может быть двух электронов с одинаковыми значениями всех четырех квантовых чисел. Другими словами, на одной орбитали не может быть двух электронов с одинаковыми спинами, то есть допускается заполнение  и не допускается . Из принципа Паули вытекает следствие: максимально возможное число электронов на каждом энергетическом уровне равно удвоенному значению квадрата главного квантового числа: N = 2n².

Принцип минимальной энергии

Согласно этому принципу электроны в основном состоянии заполняют орбитали в порядке повышения уровня их энергии. Первыми заполняются орбитали с минимальными уровнями энергии. Так как энергия электрона в основном определяется значениями главного и орбитального квантовых чисел, то сначала заполняются те подуровни, для которых сумма значений квантовых чисел m и l является наименьшей.

Правило Гунда

Правило Гунда применяется при заполнении электрoнами энергетических подуровней. В данном подуровне электроны стремятся занять энергетические состояния таким образом, чтобы их суммарный спин был максимальным, суммарный спин спаренных электронов равен нулю.

Так, если в трех р — ячейках надо разместить три электрона, то каждый из них будет располагаться в отдельной ячейке следующим образом:

Правило Клечковского

Увеличение энергии и заполнение орбиталей происходит в порядке возрастания суммы квантовых чисел n+1, а при равной сумме n+1 в порядке возрастания числа n. Соответственно этому правилу подоболочки выстраиваются в следующий ряд: 1s<2s<3s <3р<4s<3d<4р<5s<4d<5р<6s<5d  4f < 6 р < 7s и так далее. Исключение составляют d и f элементы с полностью и наполовину заполненными подоболочками, у которых наблюдается провал электронов - например, медь, серебро, хром, палладий, молибден, ниобий, платина.

4