Принадлежность атома конкретному химическому элементу определяется чем

Атом и структура атома

Смотреть что такое «Атом и структура атома» в других словарях:

Атом — У этого термина существуют и другие значения, см. Атом (значения). Атом гелия Атом (от др. греч … Википедия

Структура — В этой статье не хватает ссылок на источники информации. Информация должна быть проверяема, иначе она может быть поставлена под сомнение и удалена. Вы можете … Википедия

АТОМ — (от греч. atomos неделимый), часть в ва микроскопич. размеров и массы (микрочастица), наименьшая часть хим. элемента, являющаяся носителем его св в. Каждому хим. элементу соответствует определ. род А., обозначаемый хим. символом. А. существуют в… … Физическая энциклопедия

АТОМА СТРОЕНИЕ — раздел физики, изучающий внутреннее устройство атомов. Атомы, первоначально считавшиеся неделимыми, представляют собой сложные системы. Они имеют массивное ядро, состоящее из протонов и нейтронов, вокруг которого в пустом пространстве движутся… … Энциклопедия Кольера

Атом — (от греч. atomos неделимый) частица вещества микроскопических размеров и очень малой массы (микрочастица), наименьшая часть химического элемента, являющаяся носителем его свойств. Каждому элементу соответствует определённый род А.,… … Большая советская энциклопедия

АТОМ — (от греч. atomos неделимый), наименьшая возможная частица любого из простейших химических веществ, называемых элементами. Понятие атома, как и само слово, древнегреческого происхождения, но только в 20 в. истинность атомной гипотезы была твердо… … Энциклопедия Кольера

АТОМ — (от греч. atomos неделимый), наименьшая частица хим. элемента, носитель его св в. Каждому хим. элементу соответствует совокупность определенных А. Связываясь друг с другом, А. одного или разных элементов образуют более сложные частицы, напр.… … Химическая энциклопедия

МЮОННЫЙ АТОМ — мезоатом с отрицательно заряж. мюоном. Физический энциклопедический словарь. М.: Советская энциклопедия. Главный редактор А. М. Прохоров. 1983. МЮОННЫЙ АТОМ … Физическая энциклопедия

Боровская модель атома — Боровская модель водородоподобного атома (Z заряд ядра), где отрицательно заряженный электрон заключен в атомной оболочке, окружающей малое, положительно заряженное атомное ядро … Википедия

Источник

Строение атома, строение вещества (тесты)

Онлайн-конференция

«Современная профориентация педагогов
и родителей, перспективы рынка труда
и особенности личности подростка»

Свидетельство и скидка на обучение каждому участнику

Контрольная работа по теме: «Строение атома, строение вещества».

Правильный ответ выделен жирным шрифтом.

1. Принадлежность атома к определённому химическому элементу определяется:

а) количеством нейтронов в ядре;

г) количеством электронов на внешнем энергетическом уровне.

2. В состав атома входят:

а) протоны и нейтроны;

в) протоны, нейтроны и электроны;

г) нейтроны и электроны.

3. Атом фтора содержит:

а) 9 протонов и 9 электронов;

б) 9 протонов и 19 электронов;

в) 19 протонов и 19 электронов;

г) 19 протонов и 9 электронов.

4. Атомы одного и того же элемента могут содержать:

а) разное число протонов;

б) разное число нейтронов;

в) разное число электронов;

г) только одинаковое число и протонов, и нейтронов, и электронов.

5. Число электронов на внешнем уровне атома углерода равно:

6. Электронную конфигурацию внешнего слоя 3 S 2 3 P 1 имеет атом:

7. Вещества с атомной кристаллической решёткой:

г) могут отвечать всем агрегатным состояниям.

8. Вещества, обладающие твердостью, тугоплавкостью, хорошей растворимостью в воде, как правило, имеют кристаллическую решётку:

9. Молекулярную кристаллическую решетку имеет соединение:

10. Ионное строение имеет:

4) оксид углерода (IV).

11. Немолекулярное строение имеет

12. Кристаллическая решетка хлорида кальция:

13. Формулы веществ с ионной и ковалентной неполярной связью входят в пару:

14. Электронная конфигурация Is 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 соответствует иону:

15. Общее число электронов у иона Mn 2+ :
1)23;
2)25;
3)27;
4) 55.

1. Порядковый номер элемента равен:

а) числу электронов на внешнем слое атома;

б) числу электронов в атоме;

в) числу нейтронов в ядре атома;

г) сумме числа протонов и нейтронов в ядре атома.

2. Атом хлора содержит:

а) 17 протонов и 35 электронов;

б) 35 протонов и 7 электронов;

в) 17 протонов и 17 электронов;

г) 7 протонов и 7 электронов.

3. Заряд ядра атома равен:

а) числу нейтронов в ядре;

б) сумме числа протонов и нейтронов в ядре атома;

г) числу протонов в ядре.

4. Число электронов в атоме не равно:

а) числу протонов в ядре этого атома;

б) порядковому номеру элемента;

в) заряду ядра атома;

г) числу нейтронов в ядре ятома.

5. Число электронов на внешнем уровне атома кислорода равно:

6. Электронную конфигурацию внешнего слоя 2 S 2 2 P 3 имеет атом:

7. Все вещества с ионной связью:

не растворимы в воде.

8. В веществах, образованных путем соединения одинаковых атомов, химическая связь:

б) ковалентная полярная;

г) ковалентная неполярная

9. Между атомами элементов с порядковыми номерами 11 и 17 возникает связь:

10. Молекулярное строение имеет

11. Молекулярное строение имеет:

12. Кристаллическая решетка твердого оксида углерода (IV)

13. Формулы веществ с ковалентной полярной и ионнной связью входят в пару:

14. Электронная конфигурация Is 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 соответствует иону

15. 1. Заряд ядра атома железа равен:

Курс повышения квалификации

Дистанционное обучение как современный формат преподавания

Курс повышения квалификации

Современные педтехнологии в деятельности учителя

Курс профессиональной переподготовки

Методическая работа в онлайн-образовании

Ищем педагогов в команду «Инфоурок»

Номер материала: ДБ-443654

Не нашли то что искали?

Вам будут интересны эти курсы:

Оставьте свой комментарий

Авторизуйтесь, чтобы задавать вопросы.

Более 50 российских школ перешли на дистанционку из-за коронавируса

Время чтения: 1 минута

Путин поручил не считать выплаты за классное руководство в средней зарплате

Время чтения: 1 минута

В Оренбурге школьников переведут на дистанционное обучение с 9 декабря

Время чтения: 1 минута

Минпросвещения намерено расширить программу ускоренного обучения рабочим профессиям

Время чтения: 2 минуты

Учителям предлагают 1,5 миллиона рублей за переезд в Златоуст

Время чтения: 1 минута

ВПР для школьников в 2022 году пройдут весной

Время чтения: 1 минута

Подарочные сертификаты

Ответственность за разрешение любых спорных моментов, касающихся самих материалов и их содержания, берут на себя пользователи, разместившие материал на сайте. Однако администрация сайта готова оказать всяческую поддержку в решении любых вопросов, связанных с работой и содержанием сайта. Если Вы заметили, что на данном сайте незаконно используются материалы, сообщите об этом администрации сайта через форму обратной связи.

Все материалы, размещенные на сайте, созданы авторами сайта либо размещены пользователями сайта и представлены на сайте исключительно для ознакомления. Авторские права на материалы принадлежат их законным авторам. Частичное или полное копирование материалов сайта без письменного разрешения администрации сайта запрещено! Мнение администрации может не совпадать с точкой зрения авторов.

Источник

Периодический закон Д.И. Менделеева и периодичность свойств атомов. Конспект

Оглавление

1. Современная формулировка периодического закона и структура периодической системы Д.И.Менделеева

В 1869 г. Д.И. Менделееву удалось сформулировать периодический закон – важнейший закон природы:

свойства химических элементов, а, следовательно, и свойства образуемых ими простых и сложных веществ состоят в периодической зависимости от их атомного веса.

Согласно этой формулировке наблюдалось несоответствие положения некоторых элементов в периодической системе Менделеева:

В начале 20 века закон Менделеева и его система были обоснованы на квантово-механическом уровне. Существо этого закона было полностью сохранено, а в качестве фундаментальной константы атома стал использоваться

заряд ядра атома

(соответствующий порядковому номеру элемента),

что позволило устранить наблюдавшиеся несоответствия.

Исходя из структуры электронной оболочки атомов число элементов

в III периоде – должно было бы быть 18;

в IV периоде – должно было бы быть 32;

в V периоде – должно было бы быть 50.

Это обусловлено тем, что заполнение d-состояний электронами запаздывает на один период, а заполнение f-состояний – на два периода.

Отличие реальной системы от теоретически возможной заключается в том, что в первой не учитывалось электрон-электронное взаимодействие. Теоретический учет этого взаимодействия – чрезвычайно сложная задача. На качественном уровне приходится учитывать три эффекта –

эффект экранирования электронами ядра атома,

эффект проникновения электронов к ядру,

взаимное отталкивание электронов, принадлежащих одному и тому же энергетическому слою

Эффект экранирования ядра связан с тем, что внутренние электроны атома частично заслоняют ядро, в результате чего уменьшается его воздействие на внешний электрон. Эффект экранирования учитывается некоторой постоянной S_экр, называемой константой экранирования. Заряд ядра с учетом экранирования называется эффективным зарядом и определяется соотношением Z_эфф. = Z – S_экр. Экранирование внешнего электрона возрастает с увеличением общего числа электронов в атоме.

Эффект проникновения электронов к ядру обусловлен тем, что электрон, согласно положениям квантовой механики, может находиться в любой точке атома. Это означает, что внешний электрон часть времени находится вблизи ядра, проникая через слои внутренних электронов, и не испытывает при этом их экранирующего действия.

Распределение электронной плотности относительно ядра изображают кривой распределения вероятности нахождения электрона в шаровом слое радиуса r толщиной dr, объем которого dV = 4pr 2 dr.

Для одного и того же энергетического слоя наибольшую проникающую способность проявляют s-электроны, меньшую – p-электроны, еще меньшую – d-электроны (рис.1). Число максимумов на кривой определяется числом n. Для 3s-электрона N_max = n, для р-электрона N_max = (n – 1), для d-электрона N_max = (n – 2). Эффект проникновения увеличивает прочность связи электрона с ядром.

Взаимное отталкивание электронов, принадлежащих одному и тому же энергетическому слою, оказывает большое влияние на прочность связи электрона с ядром. Это отталкивание особенно сильно проявляется между двумя электронами с противоположными спинами, находящимися на одной орбитали.

Эти эффекты приводят к изменению эффективного заряда ядра атома, что позволяет объяснить реальную структуру электронной оболочки атома.

В настоящее время система Д.И. Менделеева представляет собой предельно краткую и четкую физико-химическую энциклопедию. В современной формулировке периодический закон Д.И.Менделеева звучит следующим образом: свойства элементов, а также свойства и формы образуемых ими соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядра атомов элементов.

На основе периодического закона разработаны графические системы Д.И. Менделеева. В настоящее время их насчитывается более 3 тысяч.

Наиболее распространены два варианта таблицы – короткопериодный и длиннопериодный.

Периоды – горизонтальные ряды, объединяющие элементы с одинаковым значением главного квантового числа n. Номер периода соответствует числу заполненных электронами энергетических уровней атома каждого конкретного элемента.

Группы – вертикальные ряды, объединяющие элементы с одинаковым числом валентных электронов.

Современная периодическая таблица состоит из 7 периодов: первый содержит всего два элемента, второй и третий – по 8 элементов (малые периоды), четвертый и пятый – по 18 элементов, шестой – 32 элемента, седьмой период не завершен, но должен содержать также 32 элемента (большие периоды).

Каждый период начинается с двух s-элементов, в атомах которых впервые появляется электрон со значением n, соответствующим номеру заполняемого периода, и заканчивается шестью p-элементами. В больших периодах между s- и р-элементами размещается по десять d- элементов. Все f-элементы условно помещаются в ячейки лантана (лантаноиды) и актиния (актиноиды), а их символы обычно выносятся за пределы периодической таблицы в виде рядов.

2. Радиус атома и энергия ионизации

Периодичностью называется повторяемость химических и физических свойств атомов химических элементов, их простых веществ и сложных соединений при изменении порядкового номера элемента в периодической таблице Д.И.Менделеева. Основная причина периодичности свойств элементов связана с электронным строением их атомов.

Рассмотрим 2 вида периодичности (горизонтальную и вертикальную) на примере таких свойств атомов как орбитальный радиус и его энергия ионизации.

Горизонтальная периодичность проявляется в появлении максимальных и минимальных значений для различных свойств элементов и их соединений в пределах каждого периода. Связана горизонтальная периодичность с изменением числа электронов на внешних энергетических уровнях атома с ростом заряда атомного ядра при движении от начала периода к его концу.

Вертикальная периодичность – вид периодичности, по которому элементы объединяют в группы: элементы одной группы имеют одинаковые конфигурации валентных электронов. Вертикальная периодичность заключается в повторяемости свойств атомов и их соединений и закономерном их изменении при увеличении заряда ядра в пределах каждой группы элементов.

Размеры атомов обычно оценивают по величине их радиуса. Однако вследствие волнового характера движения электрона радиус атома невозможно точно определить. Поэтому за радиус принимают различные условно выбранные величины. Различают орбитальный, атомный (ковалентный, металлический), ван-дер-ваальсов, ионный радиусы.

За орбитальный радиус (r_орб) свободного атома принимают расстояние от центра атома до максимума, соответствующего внешнему электронному облаку, на теоретически рассчитанной кривой распределения вероятности нахождения электрона в атоме от расстояния r (см. рис. 1, табл. 1).

Рис.1. График зависимости величины 4πr 2 R 2 (r) от расстояния r для 1s-орбитали

На практике химиков больше интересуют радиусы атомов, связанных между собой. При рассмотрении простых веществ и органических соединений обычно пользуются понятием об атомном радиусе. Атомные радиусы (табл. 1) подразделяют на радиусы атомов металлов (металлический радиус), радиусы атомов неметаллов (ковалентные радиусы) и радиусы атомов благородных газов.

Под металлическим радиусом (r_ме) понимают половину расстояния между ближайшими соседними атомами металла в кристаллической решетке.

Радиусы атомов благородных газов (r_благ.г) рассчитаны из межатомных расстояний в кристаллах этих веществ, которые существуют при низких температурах.

Рис. 2. Ковалентные и ван-дер-ваальсовы радиусы молекулы Cl₂ в кристалле

Часто для оценки размеров групп атомов или выяснения того, как могут взаимодействовать отдельные части молекулы, бывает интересно знать размер атома в том направлении, в котором он не образует химической связи. Половина расстояния между несвязанными атомами называется ван-дер-ваальсовым радиусом (r_В). Другими словами, ковалентный радиус – это радиус атома в направлении химической связи, а ван-дер-ваальсов радиус – радиус атома в любом другом направлении. Из рис. 2 видно, что ван-дер-ваальсов радиус находят по расстоянию между двумя ядрами хлора в соседних молекулах, и величина его всегда больше, чем ковалентный радиус атома (табл. 1).

В неорганической химии чаще всего оперируют понятием ионного радиуса. Ионный радиус (r_ион) характеризует размер иона. Ионные радиусы оценивают различными способами из экспериментальных данных. Для положительно заряженного иона (катиона) ионный радиус всегда меньше, чем ковалентный, для отрицательно заряженного иона (аниона) – больше, чем ковалентный радиус (табл. 1). Ионные радиусы одного и того же элемента изменяются в зависимости от координационного числа (к.ч.) иона и степени его окисления.

Таблица 1. Значения радиусов (в пм) для атомов и ионов I – III периодов

(1пм = 10 -9 см =10 3 нм).

Способность атомов отдавать электроны характеризует величина, называемая энергией ионизации. Энергия ионизации Eи (energy of ionization) – это количество энергии, необходимое для отрыва электрона от невозбужденного атома в газообразном состоянии.

Элемент

Для d-элементов радиус увеличивается при переходе от IV к V периоду и уменьшается при переходе от V к VI периоду. Аналогичные тенденции наблюдаются и в изменении ван-дер-ваальсовых, атомных и ионных (при одинаковом заряде) радиусов. Уменьшение радиусов d-элементов при переходе от V к VI периоду обусловлено тем, что увеличение числа электронных слоев в них компенсируется f-сжатием, связанным с заполнением электронами 4f-подслоя у f-элементов VI периода. Отмеченным закономерностям не подчиняются d-элементы 3-й и 11-й групп. Для них типичны закономерности, наблюдаемые для s- и р-элементов.

Для d-элементов значения Eи₁ в группе в общем увеличиваются. Это можно объяснить эффектом проникновения электронов к ядру.

3. Сродство атома к электрону

Сродство атомов к электрону определено для многих элементов. Положительное значение Е_срод1 означает поглощение энергии при присоединении электрона (эндотермический процесс) – невыгодно, отрицательное значение Е_срод1 – экзотермический процесс – выделение энергии при присоединении электрона (выгодно).

4. Электроотрицательность

Электроотрицательность (ЭО) характеризует способность атома притягивать к себе электроны при образовании химической связи. Электроотрицательность не является физическим свойством, которое можно измерить. Величину электроотрицательности вычисляют, используя различные свойства веществ (энергию ионизации, сродство атома к электрону, межъядерные расстояния, энергии связи электрона с ядром и др.).

Шкала электроотрицательности по Малликену. Р.Малликеном (США) был предложен способ вычисления ЭО как среднего арифметического первой энергии ионизации атома Eи и его сродства к электрону E_срод.:

.

Из уравнения следует, что атомы с большими значениями E_и и E_срод. сильнее притягивают к себе электроны, обобществляемые при образовании связи. Так, атомы металлов имеют низкие значения электроотрицательности, так как для них характерны небольшие значения энергии ионизации и сродства к электрону. Атомы неметаллов, наоборот, характеризуются высокой электроотрицательностью вследствие того, что имеют существенно большие значения E_и и E_срод.. Недостаток этого подхода связан с тем, что сродство к электрону установлено не для всех элементов, поэтому электроотрицательность по Малликену определена также не для всех элементов.

Шкала электроотрицательности по Полингу. Допустим, что связь в молекуле АВ – ковалентная, тогда энергию связи Е_АВ в молекуле АВ можно представить как среднее между энергиями связи в молекулах А₂ и В₂, обозначенных соответственно Е_А-А и Е_В-В. Однако найденная из опыта энергия связи Е_АВ обычно оказывается больше, то есть:

> 0

Причина этого заключается в некоторой поляризации связи А-В, т.е. по значению величины Δ можно судить о степени полярности ковалентной связи и, следовательно, о способности атомов притягивать к себе электроны. Л. Полинг предположил, что величина Δ зависит от разности электроотрицательностей элементов следующим образом:

.

В группах р-элементов устойчивость высшей степени окисления уменьшается, но уменьшается немонотонно. Это связано с тем, что энергетическое различие между валентными s- и р-орбиталями в группах также изменяется немонотонно, то есть наблюдается четко выраженная вторичная периодичность. ΔЕ_sp для элементов 3-го и 5-го периодов ниже, чем для элементов 4-го периода (Ge, As, Se, Br). Поэтому устойчивость соединений в высшей степени окисления у элементов 3-го и 5-го периодов обычно выше, чем для аналогичных соединений 4р-элементов. Например, устойчивость галогенидов элементов 4-го периода мышьяка (AsСl₅) и cелена (SeF₆) в их высшей степени окисления меньше, чем устойчивость подобных галогенидов элементов 3-го (PCl₅, SF₆) и 5-го (SbCl₅, TeF₆) периодов. Для атомов р-элементов 6-го периода, имеющих большие различия между валентными s- и р-орбиталями, высшая степень окисления неустойчива.

Источник

Современные представления о строении атома. Конспект

Оглавление

1. Краткие сведения о строении атома

2. Изотопы

Изотопы бывают стабильные (устойчивые) и неустойчивые. Число устойчивых изотопов значительно меньше, чем неустойчивых. Элементы с зарядом ядра +83…+92 состоят только из нестабильных изотопов. Изотопы элементов с зарядом ядра больше +92 чрезвычайно неустойчивы, поэтому они не существуют в природе, а были получены искусственно. Неустойчивость изотопов связана с явлением радиоактивности.

3. Радиоактивность

Неустойчивость изотопов связана с явлением радиоактивности.

В настоящее время известно несколько видов радиоактивности (табл. 2).

Таблица 2. История открытия различных видов радиоактивности

Тип радиоактивности ядер

Вид обнаруженного излучения

Год открытия

Авторы открытия

Радиоактивность атомных ядер

и др.

.

.

Еще один вид b-распада называется электронным захватом и связан с захватом протоном атомного электрона и испусканием нейтрино:

.

γ-Излучение – родственник светового и рентгеновского излучения и является потоком высокочастотных электромагнитных квантов, испускаемых атомными ядрами при переходе из возбужденных в более низкие по энергии состояния.

Четвертый вид радиоактивности, открытый в России в 1940 г. физиками Г.Н. Флеровым и К.А. Петржаком, связан со спонтанным делением ядер, в процессе которого некоторые достаточно тяжелые ядра распадаются на два (реже три или четыре) осколка с излучением нейтронов, например:

.

При протонной радиоактивности ядро, находящееся в основном состоянии, должно самопроизвольно испускать протон, то есть необходимо, чтобы энергия отделения протона от ядра была положительной. Но таких ядер в земных условиях не существует, и их необходимо было создать искусственно. К получению таких ядер были очень близки российские физики в Дубне, но протонную радиоактивность открыли в 1982 г. немецкие физики в Дармштадте, использовавшие самый мощный в мире ускоритель многозарядных ионов.

Наконец, в 1984 г. независимые группы ученых в Англии и России открыли кластерную радиоактивность некоторых тяжелых ядер, самопроизвольно испускающих кластеры – атомные ядра с атомным весом от 14 до 34. Известно 25 ядер от франция до америция, испускающих из основных состояний кластеры типа .

Как оказывается, все виды радиоактивных превращений ядер удовлетворяют экспоненциальному закону:

.

Таблица 3. Ядерные реакции синтеза некоторых элементов

Ядерная реакция синтеза

Изотопы и выделены из продуктов облучения нейтронов U-потоком при термоядерном взрыве

Открытие возможности ядерных реакций и искусственной радиоактивности имело огромное значение для развития науки и техники. Были синтезированы неизвестные ранее элементы. Так, в июне 1937 г. искусственным путем Э. Сегре и К. Перье удалось воссоздать сорок третий элемент таблицы Д.И.Менделеева, который они назвали технецием, что с греческого значит «искусственный»:

.

Позже были синтезированы так называемые трансурановые элементы с зарядом ядра от +93 до +112 (табл.4).

Живая природа и радиоактивное излучение

— гамма-излучение радиоактивных материалов и горных пород Земли (кальций-силикат, гранит и др.), а также радиоактивного газа радона, который выделяет уран, широко распространенный в земной коре;

— космическое излучение, которое приходит к нам из глубин Вселенной, а также от Солнца вследствие солнечных вспышек;

— излучение радионуклидов, попавших в наш организм с пищей и водой.

Все виды радиоактивного излучения способны проникать даже через непрозрачные предметы и вызывать изменения в живых клетках. Степень воздействия излучения характеризуется поглощенной дозой. Попадая внутрь клеток, излучение либо приводит к их гибели, либо к возбуждению, ионизации и выбиванию атомов из сложных биологических молекул. В результате этого запускаются не свойственные организму химические реакции, накапливаются вредные для него вещества и возникают различные заболевания. Проникающая способность α-, β- и γ-лучей различна: γ-лучи пронизывают тело человека насквозь, β-лучи проникают под кожу человека на глубину около 10 см; α-лучи останавливаются кожей человека, но проникают внутрь человека с пищей и при дыхании. Обладая большой массой и скоростью, α-частицы способны ионизировать большое число атомов и поэтому, попадая в организм, наносят больший вред, чем β- и γ-лучи. Однако небольшие дозы облучения помогают, например, в лечении больных раком.

4. Модели строения атома

Основы современного представления о строении атома формировались на рубеже XIX–XX веков. До этого времени атом считали неделимым. В 1896 г. было открыто явление радиоактивности, которое нельзя было объяснить исходя из представления о неделимости атома. В 1897 г. Дж. Томсон открыл электрон, а в 1903 г. предложил одну из первых моделей атома, предположив, что атом – это положительно заряженная сфера с вкрапленными в нее электронами. В 1904 г. Томсон высказал идею о том, что электроны в атоме образуют различные конфигурации, обусловливающие периодичность химических элементов; тем самым он попытался установить связь между электронной структурой атома и его химическими свойствами. В 1910 г. Э. Резерфордом была предложена ядерная планетарная модель атома, согласно которой отрицательно заряженные электроны движутся вокруг положительно заряженного ядра по круговым или эллиптическим орбитам. В 1913 г. Н. Бором была предложена квантовая модель строения атома. В отличие от модели Резерфорда, в квантовой модели электроны движутся вокруг ядра не по произвольным орбитам, а только по орбитам со строго определенной энергией и удерживаются на некотором расстоянии от ядра, благодаря тому, что центробежная сила, уводящая электрон с орбиты, совпадает по величине с силой притяжения между электроном и ядром.

5. Основные положения квантовой механики

Понятие о квантовании энергии

Модель Н.Бора опиралась на предложенную М.Планком в 1900 г. теорию о квантовании энергии: вещества поглощают и испускают энергию не непрерывно, а мельчайшими неделимыми (дискретными) порциями – квантами. А.Эйнштейн в своей теории пошел дальше и постулировал квантование светового излучения: в 1905 году он показал, что свет – это поток материальных частиц, энергия которых определяется как

,

Теория Бора была важным достижением в развитии атомной теории: она подтверждалась спектроскопическими данными, позволила рассчитать энергию электронов и величину квантов энергии, испускаемых и поглощаемых при переходах электрона с одного энергетического уровня в атоме водорода на другой. Однако модель атома Н. Бора не могла объяснить ряд экспериментальных данных, например поведение электрона в магнитном поле, и оказалась недейственной для многоэлектронных атомов.

Работы Дж.Томсона, Э.Резерфорда, М.Планка, А.Эйнштейна, Н.Бора заложили фундамент современной квантовой механики – науки, изучающей движение и взаимодействие микрочастиц, то есть частиц, обладающих малой массой. Основные законы, описывающие движение различных микрочастиц, и в частности движение электронов, были сформулированы к концу 20-х годов XX века и связаны с исследованиями таких выдающихся ученых, как Луи де Бройль, В. Гейзенберг, В. Паули, Э. Шредингер и др.

В основе современной теории строения атома наряду с теорией о квантовании энергии лежат представления о двойственной природе микрообъектов (корпускулярно-волновой дуализм) и соотношение неопределенностей Гейзенберга.

Корпускулярно-волновой дуализм

Двойственная природа свойств микрообъектов впервые была установлена для света. Еще в первой половине XIX века при изучении явлений интерференции (усиление или ослабление волнового движения при наложении волн) и дифракции (явлений, происходящих при огибании волнами препятствий и обусловленных разделением волны на несколько групп волн, интерферирующих друг с другом) было установлено, что свет представляет собой поперечные электромагнитные колебания, то есть имеет волновой характер. В XX веке появилось большое число открытий, не укладывавшихся в рамки волновой теории света, например обнаруженное в 1886 г. Г.Герцем явление фотоэлектрического эффекта – выбивания электронов из металла световыми лучами. Это явление было объяснено А.Эйнштейном на основе представления о свете как потоке материальных частиц (корпускул), а в 1923 г. реальность фотонов стала очевидной с открытием эффекта Комптона (рассеяние рентгеновских лучей на электронах, слабо связанных с атомами).

Таким образом, фотоэффект и эффект Комптона определенно указывают на корпускулярную природу видимого и рентгеновского излучения, а его интерференция и дифракция – на волновой характер. То есть движение фотонов должно описываться особыми законами, сочетающими в себе обе эти характеристики. В 1924 г. французский физик Луи де Бройль предположил, что корпускулярно-волновой дуализм (двойственность) свойственна не только фотонам, но и всем другим материальным частицам. Единство корпускулярной и волновой природы он выразил соотношением

,

Принцип неопределенности В. Гейзенберга

В 1925-1926 гг. В.Гейзенбергом был сформулирован принцип неопределенности, свойственный описанию микрообъектов по причине их двойственной природы. Согласно этому принципу невозможно одновременно с одинаковой точностью определить координату микрообъекта и момент количества его движения. Математически запись принципа неопределенности можно записать соотношением

,

где — неопределенность координаты; — неопределенность проекции импульса на ось x; — приведенная постоянная Планка.

6. Уравнение Э. Шредингера и квантовые числа

Уравнение Э. Шредингера

В это же время, базируясь на приведенных выше положениях, Э. Шредингер предложил вариант новой механики для описания движения электрона. Согласно теории Шредингера поведение электрона в пространстве имеет вероятностный характер и описывается так называемой волновой функцией , зависящей от декартовых координат электрона x, y, z.

В 1926 г. Э.Шредингер получил уравнение для волновой функции электрона. Один из вариантов его записи можно представить в следующем виде:

,

— оператор полной энергии системы (гамильтониан), представляющий собой сумму операторов кинетической и потенциальной энергии системы .

В этом случае говорят о квантовании энергии электрона, а набор допустимых значений энергии принято называть энергетическим спектром.

Рис. 1. Связь декартовой и сферической системы координат

Эти параметры называют квантовыми числами: n — главное квантовое число, l — орбитальное квантовое число и — магнитное квантовое число.

Электронные волновые функции, получаемые решением уравнения Шредингера, называются атомными орбиталями (АО). Орбитальное квантовое число l определяет форму атомных орбиталей (s, p, d, f, g, h…) – области пространства вокруг ядра, в которой может двигаться электрон.

На рис. 2 дано графическое изображение пространственной формы s-, p- и d-орбиталей, «+» и «-» обозначают знак волновой функции. Как видно, орбитали различаются формой и симметрией. Так, s-орбиталь сферически симметрична относительно ядра, и волновая функция электрона имеет постоянный знак. Для р- и d- орбиталей знак волновой функции меняется.

Рис.2. Графическое изображение атомных орбиталей

Для атомных орбиталей используются упрощенные обозначения, где первая цифра равна главному квантовому числу n, а последующая за ней латинская буква соответствует определенному значению орбитального квантового числа l :

На энергетических диаграммах состояния электронов с α- и β-спином условно изображают стрелками вверх или вниз:

Решение уравнения Шредингера для многоэлектронного атома

В многоэлектронном атоме следует учитывать не только взаимодействие электронов с ядром, но и межэлектронное электростатическое отталкивание. Это приводит к тому, что уравнение Шредингера не может быть решено в аналитическом виде, как в атоме водорода, и приходится использовать приближенные методы вычисления. Оказывается, что в этом случае волновую функцию отдельного электрона можно также представить в виде произведения радиальной и угловой частей. При этом угловая часть Y(сохраняет свою прежнюю форму, как и в атоме водорода, и можно, как и прежде, говорить об s-, p- и d-орбиталях электронов в многоэлектронном атоме. Однако радиальная часть R(r) уже не может быть представлена в аналитическом виде. Значения энергии и радиальные части волновой функции становятся зависимыми от числа электронов в атоме. При этом собственные значения энергии электрона становятся зависящими не только от главного квантового числа n, как это было для атома водорода, но и от орбитального квантового числа l . Иными словами, каждый энергетический уровень с главным квантовым числом n расщепляется на подуровни в соответствии с возможными значениями орбитального квантового числа l . Эти подуровни располагаются по энергии в следующей последовательности:

Величина R 2 (r) для 1s-орбитали наибольшее значение имеет вблизи ядра и быстро уменьшается с увеличением расстояния от ядра, достигая нуля при r → _∞ (рис. 4).

Рис.4. График зависимости величины R 2 (r) от расстояния r для 1s-орбитали

Очевидно, что электрон, удерживаемый у ядра силой электростатического притяжения, имеет небольшую вероятность нахождения далеко от ядра. Для описания плотности вероятности нахождения электрона в пространстве используют также функцию радиального распределения 4πr 2 R 2 (r), показывающую вероятность нахождения электрона в тонком шаровом слое радиусом r и толщиной dr вокруг ядра, то есть в трехмерном пространстве. Для 1s-орбитали вид этой функции показан на рис. 5.

Рис. 5. График зависимости величины 4πr 2 R 2 (r) от расстояния r для 1s-орбитали

Пик на кривой распределения показывает область пространства, где вероятность обнаружить электрон максимальна. По мере удаления от ядра атома вероятность обнаружения электрона приближается к нулю. В случае 2s-орбитали на кривой радиального распределения появляются два максимума и узловая точка (УТ), где вероятность обнаружения электрона равна нулю, то есть 4πr 2 R 2 (r)=0 (рис. 6).

Рис. 6. График функции радиального распределения электронной плотности для 1s-, 2s- и 3s-атомных орбиталей

Рис. 7. График функции радиального распределения электронной плотности

Из рис. 7а видно, что 2s-орбиталь имеет узловую точку, проникает ближе к ядру и экранирует (заслоняет) 2р-орбиталь. Поэтому заряд ядра, действующий на 2р-электрон, меньше заряда, действующего на 2s-электрон. Величина этого заряда называется эффективным ядерным зарядом и обозначается Z_эфф. Для каждого конкретного атома величина Z_эфф зависит от числа и расположения электронов в нем и изменяется для различных орбиталей. Экранирование 2р-орбитали приводит к тому, что электроны на этой орбитали испытывают меньшее притяжение к ядру и имеют более высокую энергию по сравнению с 2s-электронами. Аналогично 3d-обиталь экранируется 3р-орбиталью, которая экранируется 3s-орбиталью (рис. 7б). В результате энергия орбиталей возрастает в ряду 3s, 3р, 3d, и 3d-орбиталь оказывается менее стабилизированной.

8. Электронная структура атомов

Химические свойства элементов, характер их изменения в группах и периодах определяются конкретным распределением электронов в атоме, а главным образом распределением валентных электронов внешней оболочки.

— с принципом последовательного заполнения орбиталей с минимальной энергией;

Принцип последовательного заполнения орбиталей с минимальной энергией. В атоме в основном состоянии заполнение орбиталей начинается с орбитали, имеющей самую низкую энергию; электрон не может находиться на орбитали с более высокой энергией, если не заполнены электронами орбитали с более низкой энергией. Заполнение орбиталей электронами осуществляется по мере увеличения энергии орбиталей в следующей последовательности:

1s 5 4s 1 (вместо 3d 4 4s 2 ), Cu 3d 10 4s 1 (вместо 3d 9 4s 2 ), Mo, Pd, Pt, Ag, Au. Связан провал электронов с высокой устойчивостью наполовину и полностью заполненных d-подуровней.

Правило Хунда. В основном состоянии атома при заполнении орбиталей, имеющих одинаковую энергию (вырожденных орбиталей), спаривание электронов невозможно, пока каждая орбиталь не будет содержать по одному электрону (рис.8). То есть суммарный спин системы должен быть максимальным. Одиночные электроны на вырожденных орбиталях имеют параллельные спины.

Рис. 8. Распределение электронов на вырожденных орбиталях в основном состоянии атома

Принцип Паули. Каждый электрон в атоме характеризуется своим набором квантовых чисел (n, l, m_l, m_s). Это означает, что на одной орбитали может быть максимально два электрона, отличающиеся своими спинами.

Рис. 9. Энергетическая диаграмма для атома ванадия

В общем случае принадлежность элемента к s-, p-, d— или f-элементам определяется тем, какую орбиталь (s-, p-, d- или f-) занимает последний электрон в атоме. Валентными электронами для s-элементов являются внешние s-электроны, для p-элементов – внешние s- и p-электроны, для d-элементов – внешние s-электроны и d-электроны предшествующего (n-1) энергетического слоя.

Таблица 4. Электронные конфигурации атомов элементов

Источник