Правило Клечковского.

СТРОЕНИЕ АТОМА

Развитие представлений о сложной внутренней структуре атома

Долгое время господствовало мнение, что атомы неделимы. Однако по мере накопления опытных данных, от таких представлений пришлось отказаться. В конце XIX - начале XX вв. были поставлены эксперименты, которые доказали сложность строения атомов.

В 1896 году А. Беккерель открыл явление радиоактивности. В 1898 году Мария и Пьер Кюри открыли два новых радиоактивных элемента - Ро и Ra. Было предложено, что явление радиоактивности связано с самопроизвольным распадом атомов. Так была поставлена проблема внутренней структуры атома.

Изучение прохождения электрического тока через газы и растворы позволило обнаружить одну из составных частей атома - электрон. Исследования явлений термо-, фотоэмиссии, катодных лучей (1895г. - Томсон, 1909г. - Милликен) показало, что они являются потоком отрицательно заряженных частиц, названных электронами. Так как атом в целом электронейтрален, можно представить, что это сложное образование, состоящее из электронов в области, несущей положительный заряд. В 1904 году Д. Томсон предложил первую модель строения электронейтрального атома, представляющего собой сферу, заполненную положительной материей, в которую внедрены отрицательно заряженные электроны, компенсирующие положительный заряд.

Планетарная модель атома Резерфорда

Резерфорд, изучая отклонения a-частиц, проходящих через тонкие пластинки металлов, открывает ядра атомов, что позволяет ему в 1911г предложить планетарную модель атома, по которой атом построен по аналогии с солнечной системой. Почти вся масса атома сконцентрирована в небольшом по сравнению с атомом объеме, заряженном положительно - ядре атома. Вокруг ядра вращаются электроны, число которых зависит от положительного заряда ядра.

Rядра 10-14м. Rатома 10-10м.

1918г Резерфорд открывает протон, а в 1930г Чадвик – нейтрон.

Планетарная модель ознаменовала новый этап в изучении внутренней структуры атома, однако она не давала сведений ни о числе, ни о расположении электронов в атомах элементов, а также не могла объяснить факта устойчивости атома с позиций классической физики.

Закон Мозли

В 1912г. Мозли, изготавливая антикатод из различных тяжелых металлов, нашел зависимость между длиной волны () получаемого рентгеновского луча и порядковым номером (Z) элемента.

Корень квадратный из величины, обратной длине волны рентгеновских лучей, испускаемых атомами различных элементов является линейной функцией атомного номера - закон Мозли.

,

,

где: - постоянная, одинаковая для всех элементов.

Порядковый номер элемента - не простая нумерация, а выражение внутреннего свойства атома – величины заряда ядра.

Итак, каждое атомное ядро характеризуется зарядом или атомным номером (Z) и массой или массовым числом (А). А - есть сумма числа протонов и нейтронов, т.е. число нуклонов.

Атомы - это наименьшие частицы химических элементов, являющиеся носителями их химических свойств. Атомы, характеризующиеся одинаковыми Z, но различными А, называют изотопами.

Атомы, содержащие одинаковое число нуклонов А, но разное число протонов Z называют изобарами.

Таблица - Основные атомные частицы и их характеристика

Частица ↓ характеристика	протон	нейтрон	электрон
р
заряд Z			-1
массовое число А
масса, а.е.м.	1,00728	1,00866	0,000549
масса, кг	1,6725∙10-27	1,6748∙10-27	9,108∙10-31

Постулаты Бора

В 1913 г. Н.Бор предложил модель атома водорода, исходя из гипотезы Резерфорда, дополненной новыми положениями:

1. Электрон вращается только по дозволенным орбитам, кинетический момент количества движения которого принимает только дискретные значения:

где: m – масса электрона; - скорость движения электрона на орбите; r – радиус орбиты; h – постоянная Планка; n - ряд натуральных чисел.

2. Когда электрон находится на разрешенной орбите, атом энергии не излучает.

3. Атом излучает или поглощает энергию только при переходе электрона с одной орбиты на другую.

Однако теория Бора была не пригодна для объяснения строения сложных атомов.

Квантово-механические представления о строении атома

В 1900 году М. Планком было предположено, что процесс излучения световой энергии происходит порциями, квантами, энергия € которых зависит от частоты () испускаемого света (2.1); где h – постоянная Планка, h=6,62∙10^-34Дж/сек.

В 1905 году А. Эйнштейн показал, что масса тела (m) связана с его энергией соотношением (2.2). Следовательно, (2.3).

В 1924 году Луи де Бройль предположил, что корпускулярно-волновая природа присуща не только свету, но и любым другим частицам.

Эта формула, где фигурируют (2.4) одновременно и масса и длина волны, отражает двойственную природу электрона.

Рассмотрим частицу массой 1г, перемещающуюся со скоростью 1 м/сек. На основании формулы (2.4): м. Следовательно, волновой характер даже атомов ускользает от нашего прямого восприятия.

В 1927 году Девиссон и Джермер экспериментально обнаружили дифракцию электронов, позже волновые свойства были обнаружены для нейтронов, атомов водорода и гелия.

В волновых свойствах электрона заложен один из двух основных принципов волновой механики. Вторым является принцип неопределенности Гейзенберга (1925 г.). Он показал, что точное определение положения электрона на орбите и количество движения не могут быть точно зафиксированы. Представление об атоме с определенными орбитами электронов заменяется в волновой механике представлением об области вероятности нахождения электрона в той или иной части атома, называемой орбиталью. Оценка этой вероятности производится при решении уравнения Шредингера, описывающего волновое движение электрона. Поскольку движение электрона происходит в трехмерном пространстве, для решения уравнения Шредингера необходимы три квантовых числа:

- главное квантовое число, характеризующее размер электронного облака (запас энергии электрона);

- побочное квантовое число, определяющее форму зоны вероятности (орбитали);

- магнитное квантовое число, определяющее ориентацию орбитали в магнитном поле, т.е. возможное число орбиталей на подуровне.

Позднее было введено четвертое квантовое число , называемое спиновым, описывающее собственный момент количества движения электрона.

Квантовые числа n, l, m, m_s полностью характеризуют движение электрона. Два электрона, обладающие одинаковыми значениями квантовых чисел n, l, m, но разными m_s (противоположные спины) обозначаются символом , называемым квантовой ячейкой или орбиталью, заполненной двумя электронами.

Таблица – Квантовые числа, уровни, подуровни энергии и их электронная емкость

Значение главного квантового числа	Обозначе- ние уровня энергии	Значение побочного квантового числа	Обозначение подуровня энергии	Значение магнитного квантового числа	Число орбиталей в подуровне	Число орбита-лей в уровне	Электронная емкость уровня
	К		s
	L		s p	-1, 0, +1
	М		s p d	-1, 0, +1 -2, -1, 0, +1, +2
	N		s p d f	-1, 0, +1 -2, -1, 0, +1, +2 -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3

- Каждому значению n соответствует n² волновых функций или орбиталей.

- Ансамбль n² орбиталей, соответствующих данному значению n составляет уровень энергии.

- орбиталей, соответствующих данному значению составляют подуровень энергии.

Таблица – Орбитали слоев К, L и М

-1

+1

-1

+1

-2

-1

+1

+2

символ

1s

2s

2рх

2ру

2pz

3s

3рх

Зру

Зрz

3dxy

3dyz

3dz2

3dxz

3dx2-y2

Не следует терять из виду, что решение уравнения Шредингера, позволяет выразить вероятность присутствия электрона, т.е. появляется возможность представления волновой функции в форме зон вероятности или орбиталей.

Конфигурация и пространственное расположение орбиталей s, p

Орбитали состояния s (). Это сферы, центрированные вокруг ядра, им соответствует одна энергетическая ячейка

Рис. Конфигурация и пространственное

расположение s орбитали

Орбитали состояния р ().

Рис. 2. 2. Конфигурация и пространственное

расположение p орбитали

Порядок заполнения электронами энергетических уровней и подуровней

Порядок заполнения электронами энергетических уровней и подуровней подчиняется следующим правилам:

Принцип Паули.

В любой атомной или молекулярной системе не может быть двух электронов, у которых все четыре квантовых числа были бы одинаковыми.

- квантовая ячейка с 2^мя электронами с противоположно направленными спинами.

- один электрон;

- второй электрон.

Правило Хунда.

Заполнение электронных оболочек атомов происходит таким образом, чтобы суммарный спин был максимальным.

Т.е. электроны занимают сначала максимум вакантных орбиталей, при дальнейшем заполнении, в ячейках появляется по 2 электрона с противоположно направленными спинами.

Например: (3 электрона)

(5 электронов)

Неправильно, или

возбужденное состояние.

Правильно, нормальное состояние

Правило Клечковского.

(Принцип наименьшей энергии)

В атоме каждый электрон стремится занять положение, соответствующее минимальному значению энергии, что отвечает наибольшей связи с ядром. Последовательность заполнения энергетических уровней и подуровней в атоме электронами происходит в соответствии с принципом наименьшей энергии. Энергия электрона определяется в основном главным квантовым числом и побочным , поэтому сначала заполняются те подуровни, для которых сумма значений наименьшая. Если для двух подуровней суммы значений и одинаковы, то сначала идет заполнение подуровня с меньшим значением . Таким образом, заполнение энергетических уровней и подуровней происходит в следующей последовательности: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p

Электронные формулы элементов и периодическая система

Исходя из электронной емкости орбиталей, подуровней и уровней энергии (табл.3) и правила Клечковского рассмотрим связь порядка их заполнения электронами с периодической системой элементов Д.И. Менделеева. При этом следует иметь ввиду, что при создании периодической системы Д.И. Менделеев не имел представления об электронных конфигурациях атомов и тем удивительнее точное совпадение электронных представлений о строении атома с открытием Д.И. Менделеева!

Таблица - Электронные формулы элементов и периодическая система

Примеры составления электронной формулы элемента:

Марганец

У марганца (Мn) порядковый номер 25, следовательно, заряд ядра атома +25, а так как атом - система электронейтральная, то вокруг ядра вращается 25 электронов. Элемент находится в четвертом периоде, значит энергетических уровней 4. Первый уровень состоит из одного подуровня, второй - из двух, третий - из трех, четвертый - из четырех. Марганец -элемент побочной подгруппы, следовательно, на внешнем уровне находится 2 электрона и поэтому элемент отрицательной степени окисления не имеет, высшая степень окисления равна номеру группы +7.

Электронная схема Электронная формула

Распределение электронов по энергетическим ячейкам.

(нормальное состояние)

Хлор

Электронная схема Электронная формула

Распределение электронов по энергетическим ячейкам

(нормальное состояние)

Следовательно, электрон в атоме не имеет траектории движения. Квантовая механика рассматривает вероятность нахождения электрона в пространстве вокруг ядра. Это пространство, в котором наиболее вероятно нахождение электрона, называется орбиталью. Орбитали атома имеют разные размеры и формы. Орбитали близких размеров образуют электронные слои или энергетические уровни.

Заполнение орбиталей электронами происходит в соответствии с принципом Паули, правилом Хунда и правилом Клечковского.

Электронные формулы атомов элементов находятся в полном соответствии с расположением химических элементов в периодической системе Д.И. Менделеева.

Не нашли, что искали? Воспользуйтесь поиском: