При решении уравнения Шредингера вводятся три постоянные (три квантовых числа): главное квантовое число п, орбитальное квантовое число l и магнитное квантовое число ml.

С Т Р О Е Н И Е А Т О М А И П Е Р И О Д И Ч Е С К И Й З А К О Н

Основные понятия
Атом – одно из основных понятий химии и других естественных наук. Этот термин имеет давнее происхождение и насчитывает уже около 2500 лет. Впервые понятие атома зародилось в Древней Греции, примерно в V в. до н. э. Основоположниками атомистического учения были древнегреческие философы Левкипп и его ученик Демокрит. Именно они выдвинули идею о дискретном строении материи и ввели термин «АТОМ». Демокрит определял атом как наименьшую, далее неделимую, частицу материи.
Учение Демокрита не получило широкого распространения, и в течение большого исторического периода в химии (а во времена средневековья - алхимии) господствовала теория Аристотеля (384 – 322 гг. до н. э.). Согласно учению Аристотеля, основными началами природы являются абстрактные «принципы»: холод, тепло, сухость и влажность, при комбинации которых образуются четыре основных «элемента-стихии»: земля, воздух, огонь и вода.
Только в начале XIX столетия английский ученый Джон Дальтон возвращается к атомам как наименьшим частицам материи и вновь вводит в науку этот термин. Этому предшествовали работы таких замечательных ученых, как Р. Бойль (в книге «Химик-скептик» он нанес сокрушительный удар по представлениям алхимиков), Дж. Пристли и К. В. Шееле (открытие кислорода), Г. Кавендиш (открытие водорода), А. Л. Лавуазье (попытка составить первую таблицу простых веществ), М. В. Ломоносов (основные положения атомно-молекулярного учения, закон сохранения массы), Ж. Л. Пруст (закон постоянства состава) и многие другие.
Открытия в области физики, сделанные в конце XIX – первой трети ХХ
столетий, заставили ученых совершенно иначе смотреть на атомно-молекулярное учение. Оказалось, что атом обладает сложным строением и не является наименьшей частицей материи.
Мы не будем приводить устаревшее определение понятия атом, а сразу дадим формулировку, базирующуюся на современных представлениях.
Атом (греч.
·– неделимый) – это наименьшая частица химического элемента, способная к самостоятельному существованию и являющаяся носителем его свойств. Атом представляет собой электронейтральную микросистему, состоящую из положительно заряженного ядра и соответствующего числа отрицательно заряженных электронов.
Ядро, в свою очередь, состоит из протонов и нейтронов, которые называются нуклонами. Почти вся масса атома сосредоточена в ядре.
Электроны находятся в пространстве вокруг ядра (диаметр ядра ~ 10-12 см), которое в несколько тысяч раз превышает размер атома (диаметр атома ~ 10-8 см). Химические свойства атомов зависят исключительно от электронной структуры атома.

13 SHAPE \* MERGEFORMAT 1415
Химический элемент – это вид атомов, имеющих одинаковый заряд ядра.
Химический элемент – это понятие, а не материальная частица. Это не атом, а совокупность атомов, характеризующихся определенным признаком – одинаковым зарядом ядра.
Электрон [др.греч.– янтарь (хорошо электризуется при трении)] – стабильная элементарная частица, имеющая массу покоя, равную 9,109(10–31 кг = 5,486(10–4 а.е.м., и несущая элементарный отрицательный заряд, равный 1,6(10–19 Кл.
В химии и в физике заряд электрона условно принимают за – 1 и заряды всех остальных частиц выражают в этих единицах. Электроны входят в состав всех атомов.
Протон (греч.
·– первый) – элементарная частица, являющаяся составной частью ядер атомов всех химических элементов, обладает массой покоя mp=1,672(10–27 кг = 1,007 а.е.м. и элементарным положительным электрическим зарядом, равным по величине заряду электрона, т. е. 1,6(10–19 Кл.
Число протонов в ядре определяет порядковый номер химического элемента.
Нейтрон (лат. neutrum – ни то, ни другое) – электрически нейтральная элементарная частица с массой покоя, несколько превышающей массу покоя протона mn = 1,675(10–27 кг = 1,009 а.е.м.
Наряду с протоном нейтрон входит в состав всех атомных ядер (за исключением ядра изотопа водорода 1Н, представляющего собой один протон).
Основные свойства (заряд и масса) элементарных частиц приведены в таблице 1.
Таблица 1
Основные характеристики элементарных частиц, входящих в состав атома

Частица

Обозначение(
Масса покоя
Заряд



абсолютная,
кг
относительная,
а. е. м.
электрический,
Кл
относительный

Протон
13 EMBED Equation.1415
1,672(10–27
1,00728
1,6(10–19
+1

Нейтрон
13 EMBED Equation.3 1415
1,675(10–27
1,00866
0
0

Электрон
13 EMBED Equation.1415(е-)
9,109(10–31
0,00055
1,6(10–19
-1

Позитрон
13 EMBED Equation.3 1415(е+)
9,109(10–31
0,00055
1,6(10–19
+1

( верхний индекс обозначает массовое число (а.е.м.), а нижний - относительный заряд


Строение атомного ядра. Радиоактивность.
Теория строения ядра атома, предложенная в 1932 году нашими исследователями Иваненко и Гапоном и немецким ученым Гейзенбергом, названа протонно–нейтронной теорией ядра. Согласно этой теории:
– ядро атома состоит из нуклонов (протоны и нейтроны);
– число протонов в ядре равно порядковому номеру элемента (Z) в Периодической системе и обуславливает величину положительного заряда ядра.
От него зависит также число электронов в электронейтральном атоме.
– массы ядра (А) определяется суммой числа нейтронов (N) и числа протонов (Z) в ядре. Эту величину называют также массовым числом (А):
A = N + Z
Массовое число А равно целому числу, наиболее близкому по значению к атомной массе данного элемента Аэ;
–зная заряд ядра и массовое число, можно определить количество протонов в ядре: N = А–Z
Нуклиды (лат. nucleus – ядро) – общее название атомных ядер, характеризуются определенным числом протонов и нейтронов (величиной положительного заряда и массовым числом).
Для того чтобы указать химический элемент, достаточно назвать только одну величину – заряд ядра, т. е. порядковый номер элемента в Периодической системе. Для определения нуклида этого недостаточно – надо указать также и его массовое число.
Изотопы (греч. – одинаковый +
·– место) – нуклиды, имеющие одинаковое число протонов, но различающиеся массовыми числами, т.е. содержащие различное количество нейтронов. Это нуклиды, занимающие одно и то же место в Периодической системе, т. е. атомы одного и того же химического элемента.
Например, у хлора изотопы 13 EMBED Equation.3 1415, где нижний индекс – порядковый номер элемента в Периодической системе, соответствующий заряду ядра (Z = 17) и количеству протонов в нем, а верхний индекс - массовое число (A = 35; 37). Количество нейтронов (N) в представленных изотопах соответственно равно - 18, 20.
Изобары (греч.
· – равный +
·– вес) – нуклиды, имеющие одинаковые массовые числа, но различные заряды ядер, т.е. содержащие различное число протонов и относящиеся к различным химическим элементам. Например, 13 EMBED Equation.3 1415.
Так как в природе существуют разные изотопы одного и того же элемента, то средняя относительная атомная масса определяется соотношением природных изотопов. Например, относительная атомная масса хлора равна 35,45 а.е.м. Это объясняется тем, что изотопы 13 EMBED Equation.3 1415 существуют в природе в соотношении 77,5% (масс.) и 22,5% (масс.) соответственно.
Природные изотопы бывают как стабильными, так и радиоактивными (нестабильными). Радиоактивные изотопы претерпевают радиоактивный распад, т.е. самопроизвольное превращение неустойчивого изотопа одного химического элемента в изотоп другого элемента, сопровождающееся испусканием элементарных частиц или ядер. Это явление называют радиоактивностью. По тому, какие частицы испускаются в результате радиоактивного распада можно различить следующие виды радиоактивного распада.

· – Распад. Ядро испускает
·-частицу, т.е. ядро атома гелия 13 EMBED Equation.3 1415. При
·-распаде получается ядро элемента, стоящего на 2 клетки левее в периодической таблице элементов и имеющего массовое число на 4 меньше, чем у распадающегося атома. Например, 13 EMBED Equation.3 1415.

· – Распад. Ядро испускает
·-частицу – электрон (
·-) или позитрон (
·+). При этом изменяется число нейтронов и протонов в ядре, так как происходят следующие превращения:
Электронный распад: 13 EMBED Equation.3 1415; 13 EMBED Equation.3 1415.
Позитронный распад: 13 EMBED Equation.3 1415; 13 EMBED Equation.3 1415.
При
·-распаде получается ядро элемента, находящегося на 1 клетку правее в периодической таблице (
·-) или на 1 клетку левее (
·+) и имеющего такое же массовое число, как и у распадающегося ядра.
Электронный захват. При захвате ядром электрона с ближайшего к ядру К-слоя в ядре уменьшается число протонов вследствие протекания процесса:13 EMBED Equation.3 1415. При этом получается ядро элемента, имеющего заряд на единицу меньше и находящегося в периодической таблице на 1 клетку левее, а массовое число остается прежним: 13 EMBED Equation.3 1415. При переходе периферийного электрона на освободившееся в К-слое место выделяется энергия в виде кванта рентгеновского излучения.

· – Распад. Ядро испускает электромагнитное излучение с очень большой частотой и энергией (
·-излучение); при этом энергия ядра уменьшается, но ни заряд, ни массовое число его не изменяются.
·-Распад обычно сопровождает другие ядерные реакции.
Уравнения ядерных реакций (в том числе и реакций радиоактивного распада) должны удовлетворять правилу равенства сумм индексов: а) сумма массовых чисел частиц, вступающих в реакцию, равна сумме массовых чисел частиц-продуктов реакции; при этом массы электронов, позитронов и фотонов не учитываются; б) суммы зарядов частиц, вступающих в реакцию и частиц-продуктов реакции, равны между собой.
Скорость радиоактивного распада или продолжительность жизни радиоактивных изотопов сильно отличается друг от друга и не зависит от внешних условий, таких как температура или состояние атома: нейтральный или в виде иона. Продолжительность жизни характеризуется периодом полураспада (Т1/2), т.е. временем, за которое распадается половина атомов исходного количества радиоактивного изотопа. Например, для урана-235 (13 EMBED Equation.3 1415) Т1/2 = 7.108 лет, а для полония-214 (13 EMBED Equation.3 1415)Т1/2 = 1,5.10-4 с. Количество вещества пТ, оставшегося через время (Т) можно рассчитать по формуле:
13 EMBED Equation.3 1415,
где п0 – начальное количество вещества.
Кроме естественной радиоактивности, существуют также искусственные ядерные реакции, при которых ядра стабильных изотопов бомбардируются потоком частиц (13 EMBED Equation.3 1415,13 EMBED Equation.3 1415), которые поглощаются ядром. При этом образуется ядро нового элемента и другие частицы.
Электронное строение атома
Ядро занимает примерно 1/2000 часть объема атома. В остальной части объема находятся электроны. Информация об энергии электронов и вероятности их нахождения в каждой точке пространства наиболее важна для понимания химических свойств элементов. Для описания поведения электронов в атоме необходимо основываться на следующих положениях квантовой механики.
1) Для микрочастиц, таких как е-
·, существенно, что они обладают свойствами как частицы, так и волны.

· = h/mv,
где
· – длина волны, m – масса, v – скорость, h – постоянная Планка: 6,62.10-34 Дж . с.
2) Невозможно одновременно точно определить положение и импульс частицы – принцип неопределенности Гейзенберга:
(
·х)(
·тv)
·h/4
·,
где
·х – точность определения координаты (неопределенность положения), а
·тv – точность определения импульса (неопределенность импульса). В каждый момент времени можно определить только лишь одно из этих свойств.
3) Энергия электромагнитного излучения меняется не непрерывно, а порциями – квантами
Е2 – Е1 = h
·,
где Е – энергия,
· – частота излучения, (
· = 1/
·).
Поведение электрона в атоме математически описывается волновым уравнением Шредингера – фундаментальным уравнением квантовой механики. Оно имеет некоторые аналогии с уравнением колебаний струны в классической механике и связывает энергию, координаты и волновую функцию (
·), являющуюся аналогом амплитуды в уравнении колебания струны. Квадрат волновой функции |
·|2 определяет вероятность нахождения электрона в данной точке пространства. В наиболее простом случае это функция зависит от трех пространственных координат и называется орбиталью.
Орбиталь – область пространства, в котором наиболее вероятно нахождение электрона. Необходимо заметить, что понятие орбиталь существенно отличается от понятия орбита, которая в планетарной модели атома означала путь электрона вокруг ядра. Орбиталь характеризует вероятность нахождения электрона в определенном пространстве вокруг ядра атома. Орбиталь ограничена в трехмерном пространстве поверхностями той или иной формы. Величина области пространства, которую занимает орбиталь, обычно такова, чтобы вероятность нахождения электрона внутри ее составляла не менее 95%. Так как электрон несет отрицательный заряд, то его орбиталь представляет собой определенное распределение заряда, которое получило название электронного облака.
При решении уравнения Шредингера вводятся три постоянные (три квантовых числа): главное квантовое число п, орбитальное квантовое число l и магнитное квантовое число ml. Кроме этих трех квантовых чисел, для описания поведения самого электрона необходимо четвертое квантовое число – спиновое ms.
Главное квантовое число п характеризует энергию (Е) и размеры электронных орбиталей.
Главное квантовое число может принимать любые целые значения, начиная с единицы (п = 1, 2, 3,...
·). Чем больше n, тем выше энергия. Значение п, равное
·, означает, что электрон улетает из атома и атом превращается в ион.
Совокупность всех орбиталей с одним и тем же значением п называют энергетическим уровнем, или оболочкой. Оболочки (уровни) имеют буквенные обозначения: К (n = 1), L (n = 2), M (n = 3), N (n = 4), Q (n= 5), переходы электронов с одной оболочки (уровня) на другую сопровождаются выделением квантов энергии, которые могут проявиться в виде линий спектров.
Орбитальное квантовое число l характеризует форму атомной орбитали. Оно принимает целые значения от 0 до (n - 1) (l = 0, 1,n - 1). Всего п значений. 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, l... 0 1 2 3
Подуровень....... s p d f
Энергия орбиталей (Е), которые находятся на одном энергетическом уровне, но имеют различную форму, неодинакова:
Еs < Еp < Еd < Еf .
Орбитали, для которых l = 0, имеют форму шара (сферы) и называются s-орбиталями. Они имеются на всех энергетических уровнях.
Орбитали, для которых l = 1, имеют форму гантели (объемной восьмерки) и называются р-орбиталями. Они имеются на всех энергетических уровнях, кроме первого.
Орбитали с большими значениями l имеют более сложную форму и обозначаются так: l = 2, d-орбитали; l = 3, f-орбитали. Они появляются соответственно на третьем и четвертом энергетических уровнях.
Таким образом, энергетический подуровень – это совокупность электронных состояний, характеризующихся определенным набором квантовых чисел п и l. Такое состояние электрона, соответствующее определенным значениям п и l, записывается в виде сочетания цифрового обозначения п и буквенного l, например, 4р (п = 4, l = 1); 5d (п = 5, l = 2).
Магнитное квантовое число ml. характеризует ориентацию орбитали в пространстве. В отсутствие внешнего магнитного поля все орбитали одного подуровня (подоболочки) имеют одинаковое значение энергии. Под воздействием внешнего магнитного поля происходит расщепление энергии подоболочек.
Магнитное квантовое число принимает значения: ml = - l0l. Всего 2l + 1 значений. Например, для l = 3, магнитные квантовые числа имеют значения -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3. Таким образом, в данном f-подуровне существует семь орбиталей.
Соответственно в подуровне s (l = 0) имеется одна орбиталь (тl = 0), в подуровне р (l = 1) - три орбитали (ml = - 1, 0, +1), в подуровне d (l = 2) пять орбиталей (ml = - 2, - 1, 0, +1, +2).
Общее число орбиталей, из которых состоит энергетический уровень равно n2, а число орбиталей, составляющих подуровень, - (2l + 1).
Состояние электрона в атоме, характеризующееся определенными значениями квантовых чисел п, l и ml, т.е. определенными размерами, формой и ориентацией в пространстве электронного облака, называется атомной орбиталью (АО).
Условно атомную орбиталь обозначают в виде клеточки (квантовой ячейки) (. Соответственно для s-подуровня имеется одна АО (, для р-подуровня три АО (((, для d-подуровня пять AO (((((, для f- подуровня семь AO (((((((.
Спиновое квантовое число ms. Изучение атомных спектров показало, что трех квантовых чисел недостаточно для описания свойств электронов. Каждый электрон также характеризуется собственным моментом импульса, который получил название спина. Он не связан с движением электрона в пространстве. Спин – это чисто квантовое свойство электрона, не имеющее классических аналогов. Для всех электронов абсолютное значение спина всегда равно s = Ѕ. Проекция спина на ось z (магнитное спиновое квантовое число ms) может иметь лишь два значения: ms = + Ѕ. или ms = - Ѕ. Электроны с разными значениями ms обычно обозначаются противоположно направленными стрелками ((.
Таким образом, состояние электрона в атоме полностью характеризуется четырьмя квантовыми числами: n, 1, тl и ms
Электронные конфигурации атомов
Запись распределения электронов в атоме по уровням и подуровням получила название электронной конфигурации атома. Обычно электронная конфигурация приводится для основного состояния атома. В случае если один или несколько электронов находятся в возбужденном состоянии, то и электронная конфигурация будет характеризовать возбужденное состояние атома. При записи электронной конфигурации указывают цифрами главное квантовое число (n), буквами - подуровни (s, р, d или f), а степень буквенных обозначений подуровней обозначает число электронов в данном подуровне. Например, электронная конфигурация водорода 1s1, лития 1s2 2s1, бора 1s2 2s2 2р1, магния 1 s2 2s2 2р6 З s2, титана 1 s2 2 s2 2р6 З s2 З р6 З d2 4 s2.
При составлении электронных конфигураций многоэлектронных атомов учитывают: принцип наименьшей энергии, принцип Паули, правило Хунда.

Принцип наименьшей энергии используют для того, чтобы определить последовательность заполнения орбиталей электронами. Согласно этому принципу, в основном состоянии атома каждый электрон располагается так, чтобы его энергия была минимальной.
Основное состояние – это наиболее устойчивое состояние атома, в котором он имеет наименьшую энергию.
Конкретная реализация этого принципа может быть осуществлена на основе правила Клечковского: с ростом атомного номера элемента электроны размещаются последовательно на орбиталях, характеризуемых возрастанием суммы главного и орбитального квантовых чисел (п + l); при одинаковых значениях этой суммы раньше заполняется орбиталь с меньшим значением главного квантового числа п.
В большинстве атомов и ионов энергия орбиталей увеличивается в ряду:
1s<2s<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<4f<5d<6p<7s<5f<6d<7p и т. д.
Исключение составляют d- и f-элементы с полностью и наполовину заполненными подуровнями, у которых наблюдается так называемый «провал» электронов, например Cu, Ag, Аu, Cr, Мо, Pd, Pt (наиболее устойчивы конфигурации d5 и d10).
Принцип Паули. В 1925 г. П. Паули постулировал принцип запрета, согласно которому в атоме не может быть двух электронов, обладающих одинаковым набором квантовых чисел n, l, тl и тs. Отсюда следует, что на каждой орбитали может быть не более двух электронов, причем они должны иметь противоположные (антипараллельные) спины, т.е. допускается заполнение (( и не допускается заполнение (( и ((. На основании этого принципа определяется максимальная заселенность каждого уровня: 2п2.
Правило Хунда. В соответствии с этим правилом в пределах одного подуровня (т.е. орбиталь с одним и тем же значением l) электроны располагаются так, чтобы суммарный спин был максимален.
Это значит, что заполнение орбиталей одного подуровня в основном состоянии атома начинается одиночными электронами с одинаковыми спинами. После того как одиночные электроны займут все орбитали в данном подуровне, заполняются орбитали вторыми электронами с противоположными спинами.
Графически это правило можно проиллюстрировать так:














можно, ms=Ѕ + Ѕ +Ѕ = 3/2
нельзя, ms=Ѕ - Ѕ +Ѕ = Ѕ


Применим указанные правила для определения электронной конфигурации основного состояния 25-го элемента, марганца. Согласно принципц наименьшей энергии, 25 электронов последовательно заполняют орбитали 1s, 2s, 3s, 3p, 4s, 3d; при этом (по принципу Паули) на s-орбиталях находится по два электрона, на р-орбиталях – по шесть электронов. На долю незавершенного 3d-подуровня приходится пять электронов. Электронная конфигурация основного состояния имеет вид: 1s22s23s23p64s23d5, причем все 3d-электроны – неспаренные (по правилу Хунда).









13PAGE 15


13PAGE 141215



определяют массу
атома

определяют химические
свойства


ПРОТОНЫ И НЕЙТРОНЫ


ЭЛЕКТРОНЫ


ЯДРО


АТОМ




Приложенные файлы

  • doc 13187746
    Размер файла: 125 kB Загрузок: 0

Добавить комментарий