Строение атома. Лекция 3 презентация

(греч.ατομοζ – неделимый). Этот термин имеет давнее происхождение; он 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.

Левкипп

Демокрит

История развития атомно-молекулярного учения

понимал качественно новое образование, составленное путем соединения нескольких атомов.
По мысли английского ученого Р. Бойля, мир корпускул (частиц, молекул), их движение и «сплетение» очень сложны. Мир в целом и его мельчайшие части – это целесообразно устроенные механизмы.
Великий русский ученый М. В. Ломоносов развил и обосновал учение о материальных атомах и корпускулах. Он приписывал атомам не только неделимость, но и активное начало – способность к движению и взаимодействию.
Английский ученый Дж. Дальтон (1808 г.) рассматривал атом как мельчайшую неделимую частицу химического элемента, отличающуюся от атомов других элементов прежде всего массой.
Большой вклад в атомно-молекулярное учение внесли французский ученый Ж. Гей-Люссак, итальянский ученый А. Авогадро, русский ученый Д. И. Менделеев..

XIX век

итальянского ученого С. Канниццаро были приняты следующие определения атома и молекулы:
молекула – «количество тела, вступающее в реакции и определяющее химические свойства»;
атом – «наименьшее количество элемента, входящее в частицы (молекулы) соединений. Установленные С. Канниццаро атомные массы элементов послужили Д. И.Менделееву основной при открытии периодического закона.

и исследование радиоактивности (А.Беккерель, М.Склодовская-Кюри, П.Кюри 1896-1899 г.), показали, что атом имеет сложное строение и неделим лишь в химическом отношении.

Первая гипотеза строения атома предложена английским учёным Томсоном (1903 г.) так называемая статическая или электронно-ионная теория, согласно которой атом состоит из положительно заряженной сферы, в которую вкраплены отрицательные электроны (можно для простоты представить булка с изюмом, где вся масса заряжена положительно, а изюминки − это электроны).

входят в состав всех атомов. Но атом, как известно, электрически нейтрален, из этого следовало, что в его состав должна была входить ещё одна составная часть, уравновешивавшая сумму отрицательных зарядов электронов. Эта положительно заряженная часть атома была открыта в 1911 г. Резерфордом при исследовании движения α-частиц в газах и других веществах

Резерфорд Эрнест
(1871-1937)

гелия, скорость движения которых достигает 20000 км/сек.

Исследования Резерфорда

В 1910 г. студенты Резерфорда Ханс Гейгер и Эрнест Марсден проводили эксперименты по бомбардировке α-частицами тонких металлических пластинок. Они обнаружили, что большинство α –частиц проходят через фольгу, не изменяя своей траектории. Некоторые частицы отклонялись от первоначальной траектории и к всеобщему удивлению примерно 1 из 20 000 α-частиц отклонялась на угол близкий к 1800 , т. е. отскакивала обратно.

имеет положительный заряд (иначе положительно заряженные α-частицы не отражались бы назад); 3) ядро имеет очень маленькие размеры по сравнению с размерами самого атома (лишь незначительная часть α -частиц изменяла направление движения); 4) ядро имеет большую массу, по сравнению с массой α -частиц. Эксперименты по рассеянию α -частиц позволили также оценить размеры ядер и атомов: - ядра имеют диаметры порядка 10-15-10-14 м, - атомы имеют диаметры порядка 10-10 м.

рассматривал атом как подобие Солнечной системы:
в центре – ядро, содержащее основную массу и
весь положительный заряд атома, а вокруг, по
разным орбитам, вращаются электроны.
Эта модель довольно хорошо объясняла
накопившийся к тому времени экспериментальный материал, но страдала двумя недостатками:
1) В соответствии с уравнениями классической электродинамики заряженная частица, движущаяся с ускорением (а электрон в атоме движется с центростремительным ускорением), должна излучать энергию. При этом потеря энергии должна приводить к уменьшению радиуса орбиты и падению электрона на ядро. 2) Непрерывное изменение траектории электрона должно способствовать и непрерывному изменению частоты излучения и, следовательно, непрерывному спектру испускания. Но эксперименты показывали, что спектр испускания водорода, а также других атомов, находящихся в газообразном состоянии, состоит из нескольких полос, т. е. имеет дискретный характер.

электродинамики, по которым в результате потери энергии на излучение электрон должен упасть на ядро, и спектр излучения атомов должен быть сплошным.

Модель Резерфорда
"электронный рой" в пространстве вокруг ядра
Электрон движется по различным траекториям, в том числе и спиралевидным орбитам

оС. Если с помощью стеклянной или кварцевой призмы разложить солнечный свет на составляющие его волны, то мы увидим красивую радугу, называемую солнечным спектром - СПЛОШНОЙ

Спектр испускания водорода оказался не сплошным, как у солнечного света, а линейчатым. Обнаруженное явление требовало объяснения, которое долгое время не могли найти.

Нагретые тела испускают свет, потому что это позволяет им избавиться от избытка энергии

многих лет занимался этой проблемой. В конце концов он пришел к выводу, что единственный выход – это предположить, что излучение света веществом происходит не непрерывно, а отдельными "элементарными" порциями энергии, которые рождаются колеблющимися атомами. Такие “порции” световой энергии называются квантами энергии.

Е = hν

Е-энергия
ν – частота колебаний
h- постоянная Планка 6,626•10-34(Дж•c)

Бор, который применил ее к модели атома Резерфорда и получил поразительные результаты в объяснении атомных спектров испускания водорода. Бор предположил, что электронный "рой" в модели Резерфорда не беспорядочен.

ПОСТУЛАТЫ БОРА (1913 г.)

Первый постулат Бора. Электроны могут вращаться вокруг ядра по строго определенным стационарным орбитам, при этом они не излучают и не поглощают энергию. Второй постулат Бора. При переходе с одной орбиты на другую электрон поглощает или испускает квант энергии.

ПЛАНЕТАРНАЯ МОДЕЛЬ

значение которого определяет энергию электрона в атоме

С ее позиций нельзя было описать поведение атома водорода в магнитном поле.
Не удается также объяснить образование молекулы водорода
Невозможно описать многоэлектронные атомы.

!

НЕДОСТАТКИ ТЕОРИИ БОРА:

описывающих поведение макротел.

Корпускулярно-волновые свойства микромира

В 1924 г. французский физик де Бройль исходя из представления о двойственной природе микромира, предположил, что электрон, как и другие частицы микромира обладает корпускулярно-волновой (от лат. corpusculum – частица) двойственностью, т.е. частице с массой m, движущейся со скоростью v, соответствует движение волны длиной
λ = h/mv.

Электрон как частица обладает массой (9,1∙10-31 кг) и зарядом.
Электрону как волне присущи волновые явления дифракции (способность электронной волны огибать препятствие).

линией, а движение электрона нельзя рассматривать как движение точечного заряда (пули) по определённой замкнутой траектории-орбите.


Принцип неопределённости Гейзенберга (1927):
невозможно одновременно точно измерить скорость и положение (координаты) электрона.

2 КИТА: Принцип неопределенности Гейзенберга Уравнение Шредингера

пространстве и направление движения.
Можно указать только вероятность нахождения электрона в определенном положении в любой момент времени.

Электронное облако −
это квантовомеханическая модель электрона в атоме.

Схема строения атома водорода

Орбиталь − это та часть пространства атома, где наиболее вероятно нахождение электрона в атоме.

Максимальная электронная плотность находится на расстоянии 0,53А (0,053нм), здесь наиболее вероятно нахождение движущегося электрона. По современным представлениям, ядро атома водорода окружено электронным облаком, т.е. электрон находится на атомной орбитали (АО).

электрона в атоме была введена волновая функция ψ. Для одноэлектронного атома водорода уравнение Шредингера может быть выражено так:

где E – полная энергия электрона,
U – потенциальная энергия электрона,
m – волновая функция,
h – постоянная Планка,
ψ 2 – оператор Гамильтона.
Уравнение Шредингера точно решается для водорода и водородоподобных атомов (т. е. для систем, состоящих из ядра и одного электрона).

|ψ| 2 определяет вероятность нахождения электрона в данной области пространства.

координате свое квантовое число.
Размер, энергия, форма и ориентация электронного облака изменяются в атоме скачками (квантами)

l = 0, 1 n = 3 l = 0, 1, 2 n = 4 l = 0, 1, 2, 3

Орбитальное квантовое число определяет энергию электрона на подуровне и форму электронного облака.

Энергетические уровни подразделяются на подуровни.
Число подуровней равно номеру уровня.

принимает значения всех целых чисел от –l через нуль до +l. Магнитное квантовое число определяет ориентацию электронного облака в пространстве. Данному значению l соответствует (2l+1) способов расположения электронного облака в пространстве.
s (l=0) ml=0 одна орбиталь p (l=1) ml=-1,0,1 три орбитали d (l=2) ml=-2,-1,0,1,2 пять орбиталей f (l=3) ml=-3,-2,-1,0,1,2,3 семь орбиталей

два значения:
+½ (↑) и -½(↓).

Изучение тонкой структуры атомных спектров показало, что электроны в атомах отличаются еще одной характеристикой – собственным моментом количества движения, называемым спином

формул
и энергетических ячеек так называемых
графических электронных формул.

− направление
спина,
свободная клетка − свободная
орбиталь.

свободную орбиталь с наиболее низкой энергией. С ростом порядкового номера элемента электроны заполняют орбитали и уровни в порядке возрастания их энергии

2. Принцип Паули
В атоме не существует двух электронов с одинаковым набором квантовых чисел

3. Правило Хунда
в пределах одного подуровня электроны располагаются по орбиталям таким образом, чтобы их суммарный спин был максимальным

ПРАВИЛА ЗАПОЛНЕНИЯ УРОВНЕЙ И ПОДУРОВНЕЙ

на подуровне должно быть максимальное число неспаренных электронов

электронных орбиталей происходит от орбиталей с меньшим значением суммы главного и орбитального квантовых чисел (n+l) к орбиталям с большим значением этой суммы

Второе правило: при одинаковых значениях суммы (n+l) заполнение орбиталей происходит в порядке возрастания значений главного квантового числа n.

Провал электронов наблюдается у следующих 10 элементов: Cu, Ag, Au, Cr, Nb, Mo, Ru, Rh, Рd, Pt. Исключение составляет палладий − у него 2s-электрона провалились на соседний уровень. Провал электронов энергетически более выгоден, т.к. образуются более устойчивые электронные конфигурации (p0 , p3 , p6 ; d0, d5 , d10).