Лекция № 2

Тема: Строение атома. Периодический закон Д.И. Менделеева.

1. Освоить основные положения современной квантово-механической теории строения атома.

2. Применять значение квантовых чисел, правил и принципы, что определяют последовательность заполнения электронами атомных орбиталей, для изображения электронно-графических формул атомов и ионов элементов.

3. Усвоить современное определение периодического закона.

4. Трактовать периодичность изменения атомных радиусов, энергии ионизации, сродства к электрону, электроотрицательности и химических свойств простых веществ и соединений элементов на основе электронного строения их атомов.

План.

1. Основные этапы и диалектика развития учения о строении атома.

2. Корпускулярно-волновой характер микрочастиц. Уравнивание де Бройля. Принцип неопределенности Гейзенберга.

3. Квантовые числа. Их физический смысл.

4. Формы s-, ρ-, d- орбиталей атома. Принцип и правила заполнения атомных орбиталей. Принцип Паули, правило Хунда, правило Клечковского.

5. Электронные и электронно-графические формулы атомов элементов и их ионов.

6. Радиоактивность. Виды. Радиофармацевтические препараты.

7. Периодический закон Д.И. Менделеева.

8. Основные свойства элементов:

• атомный радиус и атомный объем,

• энергия ионизации,

• электроотрицательность,

• сродство к электрону.

Строение атома.

В 1974г. Известный американский ученый Лайнус Полинг в своей книге «Общая химия» писал, что «величайшую помощь всякому изучающему химию прежде всего окажет хорошее знание атома».

Созданию современной научной модели строения атома предшествовал ряд открытий:

1.М.Фарадей (Англия), 80-е гг. XIX в.: опыты доказывали, что электричество существует в виде отдельных единичных зарядов.

Отрицательно заряженные частицы позже были названы электронами.

2.А.Беккерель (Франция), 1896г., М.Складовская, П.Кюри – открытие радиоактивности – самопроизвольного распада атомов некоторых элементов.

3.Э.Э.Резенфорд (Англия), 1899г. – установление природы α, β, γ – лучей при радиоактивном распаде; 1909-1911гг. – открытие ядер атомов; 1920г. – открытие протонов.

4.Р.Милликен (США), 1909–1914гг.: определение заряда электрона.

5.Дж.Франк, Г.Герц (Германия), 1912г.: доказательство дискретности энергии электрона в атоме.

6.Г.Мозли (Англия), 1913г.: доказательство соответствия заряда атома порядковому номеру элемента в ПСЭ Д.И.Менделеева.

7.Дж.Чедвик (Англия), 1932г.: открытия нейтронов.

Теория строения атома.

I. Планетарная модель Резерфорда (1911г.):

1. В центре атома находится положительно заряженное ядро, занимающее незначительную часть пространства внутри атома. (10^-15м: размер ядра;10^-10м – размер атома).

2. Весь положительный заряд и масса атома сосредоточена в его ядре.

3. Ядро состоит из протонов и нейтронов. Число протонов равно порядковому номеру элемента. Сумма протонов и нейтронов равна его массовому числу.

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

5. Различные виды атомов называют нуклидами. Они характеризуются массовым числом (А), зарядом ядра (Z), числом нейтронов (N).

A = Z + N

Недостатки теории: электрон, двигаясь вокруг ядра, должен был бы непрерывно излучать энергию и упасть на ядро. Но никакого излучения не происходит.

II. Теория Бора (1913г., Дания) основана на основных постулатах:

1. Электрон может вращаться вокруг ядра не по произвольным, а только по строго определенным (стационарным) круговым орбиталям.

2. При движении по орбиталям электрон не излучает и не поглощает энергии. Излучение или поглощение энергии определяется переходом с одной стационарной орбиты на другую.

∆Е = Е₁ – Е₂ = hυ,

где ∆Е – энергия, υ – частота излучения, h = 6,62∙10^-34Дж.∙ с

Недостатки теории Бора: теория не давала удовлетворительных результатов для сложных атомов.

III. Квантовая теория строения атома.

Основные положения квантовой механики сформулировали: Л.Де Бройль (Франция), В.Гейзенберг (Германия), Э.Шредингер (Австрия), П.Дирак (Англия, 1925-1926гг.).

Для электрона невозможно одновременно точно измерить координату и скорость

; (∆x – неопределенность положения координаты, ∆υ – погрешность измерения скорости, m – масса электрона, ћ – постоянная Планка).

Принцип неопределенности В.Гейзенберга.

Дополнение к теме: Квантовая теория строения атома.

Механику, основанную на законах Ньютона, используют для объяснения свойств макрочастиц. Механику называют классической механикой. Свойства макрочастиц видны невооруженным взглядом. Она не пригодна для объяснения микрочастиц.

Квантовая механика отличается от классической тем, что:

1. Классическая механика основана на законах, утверждающих беспрерывное изменение свойств объектов. Классическая механика считает, что все существующее и происходящее в окружающей среде, является дискретным (прерывистым).

Впервые положение о дискретности сформулировал Планк в 1900г. Он считал, что процесс излучения атомами световой энергии происходит не беспрерывно, а порциями, величина которых зависит от частоты излучения:

hν

В классической механике различают понятие «частичка» и «волна».

Свойства частичек описывают их массой m, скоростью движения v, импульсом p.

Волновое движение характеризуют длиной волны λ, частотой излучения υ, амплитудой колебаний φ ( ).

2. Квантовая механика считает, что микрообъекты имеют корпускулярно-волновые свойства.

Это можно доказать следующим образом:

Выражение для энергии в уравнении Эйнштейна

E = mc²,

где m – масса тела; Е – его энергия, с – скорость света в вакууме ~ 300000 км/с.

Приравнять к выражению энергии в уравнении Планка:

hν

получаем mc² = hν

Длина волны связана с частотой соотношением

λν ν = , тогда и (Уравнение де Бройля).

h=6,62∙10^-34 Дж∙с

Приведенная зависимость длины волны от массы частицы подтверждает, что фотон проявляет одновременно свойства частички и волны.

Электрон, как всякая микрочастичка, проявляет корпускулярно-волновую двойственность.

Электрон в атоме не движется по определенным траекториям, а может находиться в любой части околоядерного пространства.

Пространство вокруг ядра, в котором наиболее велика вероятность нахождения электрона, называют орбиталью.

Электроны в атоме располагаются на разном расстоянии от ядра, формируя электронные уровни, которые распадаются на подуровни, имеющие орбитали разной формы ( s- сферическая, p- форма гантели, d-, f- в форме цветка).

Состояние электрона в атоме характеризуется набором 5-ти (4-х) квантовых чисел.

1. n – главное квантовое число; имеет значения (1,2,3….). Определяет общую энергию электрона на данной орбитали.

n может обозначаться буквами: 1- K; 2-I; 3-M; 4-N; 5-O; 6-P; 7-Q.

Номер главного квантового числа совпадает с номером периода.

n– позволяет рассчитать предельное число электронов на энергетических уровнях (в периоде).

; число электронов

1 период; n = 1; (He, H)

2 период; n = 2;

4 период n = 4;

Уровень, на котором находится максимальное число электронов, называется завершенным.

2. l – орбитальное (азимутальное, побочное) квантовое число.

Имеет значение от 0 до n – 1

(1,2,3….. n – 1);

1 период: l = 1 – 1 = 0; n = 1

2 период: l = 2 – 1 = 1; n = 2

3 период: l = 3 – 1 = 2; n = 3

4 период: l = 4 – 1 = 3; n = 4

l – определяет форму атомной орбитали.

См.рис

3.Магнитное квантовое число

Имеет любые целые числа, как положительные, так и отрицательные или 0. Определяет ориентацию орбитали в пространстве относительно внешнего магнитного или электрического поля. связано с l, изменяясь от + l до – l. Каждому значению l соответствует 2 l + 1 значений магнитного квантового числа.

4 . - проекция спина (магнитное спиновое число) принимает только два значения : и

5. S – спиновое квантовое число. Спин – величина постоянная. Квантовое свойство электрона, не связанное с движением электрона в пространстве.