3.4.5. Модель атома н. Бора

Построение теории атома на основе планетарной модели наталкивалось на обилие противоречий. Для их устранения пришлось отказаться от традиционных представлений классической механики. Это сделал в 1913 г. датский физик Нильс Бор (см. 1.5.5), который работал сначала в Кембридже у Дж. Томсона, но из-за научных расхождений с ним переехал в Манчестер, где нашел поддержку у Резерфорда. Бор взялся согласовать теорию строения атома с проблемой происхождения спектров.

Н. Бор обратился к задаче устойчивости атома и установил, что вопреки классической физике должны существовать дискретные стационарные орбиты, на которых электрон вовсе не излучает энергию.

Н. Бор представил первую, самую существенную часть своей работы «О строении атомов и молекул».

Н. Бор основывался:

1) на планетарной модели атома Резерфорда;

2) представлении о том, что электрон может находиться не на любой орбите, а только на дозволенных. Линейчатый спектр атомов;

3) представлении, что электрон испускает свет только при переходе с одной дозволенной орбиты на другую, т. е. дискретными порциями, и не излучает, находясь на дозволенной орбите.

Правильность его предположений мог подтвердить только эксперимент. Н. Бор, применив свою полуклассическую теорию к строению простейшего атома – атома водорода, сумел объяснить две известные в то время спектральные серии и предсказал еще две, пока, не открытые.

Хотя полученные в области ультрафиолета данные по спектрам водорода уже на следующий год были подтверждены, но, пока, согласия с опытом было немного.

Модель Бора была первой квантовой моделью атома.

Объединив в себе результаты, полученные при исследованиях радиоактивности, оптических и электромагнитных явлений, она положила начало новой эпохе в развитии теории атома и сразу же обнаружила свою плодотворность в спектроскопии и химической связи.

За создание квантовой теории атома Н. Бор стал лауреатом Нобелевской премии по физике в 1922 г.

3.4.6. Современное представление об атомно-молекулярном учении

По современным представлениям, квантовая механика позволяет получить исчерпывающее описание атомно-молекулярных систем, а также рассчитать пространственное распределение вероятностей обнаружения всех частиц, составляющих молекулу, и измеряемые на опыте средние значения количественных параметров, характеризующих молекулу.

Молекула (лат. molecula – масса) – это наименьшая частица вещества, обладающая его химическими свойствами. Каждая молекула, в свою очередь, состоит из атомов, соединенных химическими связями. Число атомов колеблется от 2-х до сотен и тысяч.

Атом (гр. atomos – неделимый) – мельчайшая частица химического элемента, носитель его свойств, образующая с атомами того же элемента или атомами других элементов более сложные химические комплексы – молекулы. Химические свойства эле­мента определяются строением его атомов. Атомы разных наименований веществ различаются атомной массой. При обычных условиях атомы от­дельно существовать не могут. Ввиду их способности соединяться одно­именные атомы образуют молекулы элементов, а разноименные – молеку­лы соединений. Атомы не меняются в результате химического процесса. Молекулы при любой химической реакции изменяются.

Согласно современным представлениям, атом является сложной электромагнитной системой, включающей элементарные частицы: прото­ны, нейтроны, входящие в состав ядра атома, и электроны, движущиеся относительно ядра подобно планетам Солнечной системы (электронная оболочка). Атом в целом электронейтрален – ядро атома заряжено положительно и равно заря­ду отрицательно заряженных электронов, т.е. число электронов оболочки равно числу протонов ядра атома.

В ядрах атома одного и того же элемента при одинаковом числе про­тонов может содержаться разное число нейтронов. Такие атомы имеют различную массу, но одинаковый заряд ядра и, следовательно, одинаковое число электронов и называются изотопами.

При химическом взаимодействии ядра атомов элементов остаются без изменения, а строение внешних электронных оболочек их атомов из­меняется вследствие перераспределения электронов между ними. Способ­ность атома отдавать или присоединять электроны, зависящая от заряда ядра, от строения электронной оболочки атома и его радиуса, определяет химические свойства соответствующего элемента.

По современным представлениям, электрон имеет двойственную (корпускулярно-волновую) природу, проявляя одновременно свойства, как корпускулы (частицы), так и волны. Наличие у электрона массы и заряда характеризует его как корпускулу, а способность пучка электронов к явле­ниям дифракции и интерференции свидетельствует о волновых свойствах электрона. Особенности поведения электрона в атоме вызваны, прежде все­го, его волновыми свойствами. При описании движения волны нельзя поль­зоваться понятием траектории, поэтому для характеристики движения электрона применяют вероятностный подход, т.е. движение электрона описывают через вероятность нахождения электрона и данной точке атом­ного пространства. Таким образом, электрон в атоме оказывается как бы «размазанным» по всему объему атома, образуя электронное облако с не­равномерной плотностью, т.е. атомную орбиталь.

Для полного описания состояния каждого электрона в атоме в кван-тово-волновой механике используется система четырех параметров, назы­ваемых квантовыми числами.

1. Главное квантовое число n (n =1, 2, 3,...,∞) характеризует энергию электрона, т.е. энергетический уровень, а также удаленность данного элек­трона от ядра r. Чем больше величина п, тем дальше находится электрон от ядра и тем больше его энергия.

Е₁ < Е₂ < Е₃ <...< Е„ r₁ < r₂ < r₃...r_n

Кроме того, значение главного квантового числа указывает на число энергетических подуровней, соответствующих данному уровню, – оно равно значению п.

2. Орбитальное квантовое число l характеризует энергетический поду­ровень и определяет форму атомных орбиталей электрона, соответствую­щих данному подуровню; принимает целочисленные значения от 0 до (n – 1). Число 1 обычно обозначают следующим образом:

1 = 0 1 2 3

s p d f

3. Магнитное квантовое число m₁ характеризует ориентацию элек­тронной орбитали в магнитном поле; принимает целочисленные значения от -1 до +1.

4. Спиновое квантовое число m_s характеризует собственный момент количества движения (спин) электрона, который в виде не строгой, но наглядной модели можно считать соответствующим направлению вращения электрона вокруг собственной оси. Спиновое число может принимать два значения: +1/2 и -1/2, отвечающие вращению электрона по часовой стрелке и против часо­вой стрелки.

Заполнение электронами уровней, подуровней и орбиталей в элек­тронной оболочке атома определяется следующими закономерностями:

1. Принцип минимума энергии. Электроны в невозбужденном атоме распределяются по энергетическим уровням и подуровням так, чтобы их суммарная энергия была минимальна.

Энергия электрона в атоме в основном определяется главным n и ор­битальным l квантовыми числами, поэтому сначала заполняются те поду­ровни, для которых сумма n + 1 является наименьшей (первое правило В.М. Клечковского).

2. Принцип Паули. В атоме не может быть двух электронов, у которых все четыре квантовых числа были бы одинаковыми.

3. Правило Гунда. В невозбужденных атомах электроны в пределах данного подуровня занимают максимальное число свободных орбиталей, при этом суммарное спиновое число максимально. Согласно этому прави­лу, вначале происходит последовательное заполнение всех орбиталей дан­ного подуровня по одному электрону, причем спины этих электронов оди­наковы. Только после этого будет происходить окончательное заполнение орбитали двумя электронами.