Главная Случайная страница


Полезное:

Как сделать разговор полезным и приятным Как сделать объемную звезду своими руками Как сделать то, что делать не хочется? Как сделать погремушку Как сделать неотразимый комплимент Как противостоять манипуляциям мужчин? Как сделать так чтобы женщины сами знакомились с вами Как сделать идею коммерческой Как сделать хорошую растяжку ног? Как сделать наш разум здоровым? Как сделать, чтобы люди обманывали меньше Вопрос 4. Как сделать так, чтобы вас уважали и ценили? Как сделать лучше себе и другим людям Как сделать свидание интересным?

Категории:

АрхитектураАстрономияБиологияГеографияГеологияИнформатикаИскусствоИсторияКулинарияКультураМаркетингМатематикаМедицинаМенеджментОхрана трудаПравоПроизводствоПсихологияРелигияСоциологияСпортТехникаФизикаФилософияХимияЭкологияЭкономикаЭлектроника






Электрон в поле ядра может двигаться только по определенным стационарным круговым орбитам без излучения энергии





2. Энергия поглащается или выделяется при перемещении электрона с одной орбиты на другую в виде кванта электромагнитного излучения.

 

Рис.6. Иллюстрация теории Бора

 

Бор вычислил уровни энергии электрона в атоме водорода, а также радиусы “дозволенных” орбит. Энергия электрона возрастает по мере удаленности орбиты от ядра.

En = - const/n2 , где n – номер орбиты и квантовое число (далее главное квантовое число).

При переходе электрона с дальней орбиты на ближнюю к ядру энергия выделяется в виде кванта излучения определенной частоты: DE = hn. Рассчитанные частоты совпали с данными, полученными из атомных спектров атома водорода и некоторых других частиц с одним электроном, например, He+.

Недостатки теории Бора.

1. Факт наличия стационарных орбит не был теоретически обоснован. Он был постулирован.

2. Теоретические и экспериментальные данные совпадали для частиц, содержащих один электрон, но теория не могла объяснить спектральные характеристики многоэлектронных атомов (поправки Зоммерфельда).

3. Теоория не могла объяснить и другие явления, например, К-захват электронов ядром, дальнее взаимодействие атомов. Не могла быть использована для объяснения химической связи между атомами.

4. Внутренняя противоречивость теории – она ни последовательно классическая, ни квантовая.

 

Квантовая (волновая) модель атома Шредингера

 

Она базируется на следующих представлениях квантовой механики (науки о движении и взаимодействии микрочастиц).

1. Энергия в микромире поглащается или излучается дискретно в виде квантов (Планк).

2. Все микрочастицы носят двойственный характер. Электрон подобно фотону можно рассматривать и как частицу, и как волну (Луи де Бройль). l=h/mu.

3. Описание движения микрочастиц носит вероятностный характер (принцип неопределенности Гайзенберга). Dx×Dp ³ h/2p, где Dx – неопределенность координаты,

Dp – неопределенность импульса.

В 1927г. Шредингер записал волновое уравнение для описания движения электрона в поле протона (для атома водорода). При этом движение электрона он рассматривал как колебание объемной трехмерной волны.



Итак, состояние электрона в атоме водорода описывается с помощью волновой функции - Y (пси). Эта функция содержит информацию об энергии электрона и о вероятности его нахождения в различных областях пространства около ядра.

Выводы из решения уравнения Шредингера.

1. Электрон в поле ядра должен иметь дискретные значения энергиии. Таким образом, квантованность энергетических состояний электрона (т.е. первый постулат Бора) оказывается следствием присущих электрону волновых свойств.

2. Неизвестно каким образом движется электрон в поле ядра атома (нет ни круговых, ни эллептических орбит). С какой-то долей вероятности (W) мы можем говорить лишь о нахождении электрона в определнной области пространства атома (dV). W = ½Y½2× dV, где ½Y½2 – плотность

вероятности. Область пространства, где наиболее вероятно нахождение электрона, называется

атомной орбиталью. Для электрона атома водорода – это сфера, dV= 4pr2×dr. Другие орбитали

представляют в виде различных объмных геометрических фигур (это модели, но не истина).

Минимальный объем пространства наиболее вероятного нахождения электрона (около 90%), если

рассматривать его как частицу, или наибольшей плотности заряда, если электрон – волна,

называется облаком вероятности или электронным облаком.

r - радиус боровской орбиты. Электрон может с очень малой вероятностью находиться и вне

сферы – отсюда возможность К-захвата электрона ядром.

 

Рис. 7. Электронное облако или облако вероятности

 

3. Следствием решения уравнения Шредингера являются три квантовых числа (в соответствии с трехмерной волной), характеризующие энергетическое состояние и поведение электрона в поле ядра.

Квантовые числа

 

Энергетическое состояние электрона в атоме может быть полностью описано набором из четырех квантовых чисел. Три следуют из уравнения Шредингера: n, l, mL и четвертое – спиновая характеристика электрона ms.

Главное квантовое число n – принимает целочисленные значения 1,2,3,….. Оно характеризует основной уровень энергии электрона и размер электронного облака. В многоэлектронных атомах совокупность электронов с одинаковым значением n называется электронным слоем.

Главное квантовое число 1 2 3 4 5 6 ….. n - номер уровня энергии

K L M N O P - буквенное обозначение

электронного слоя

Орбитальное квантовое число L . При размещении электрона вдали от ядра происходит расщепление уровня энергии на подуровни. Чем дальше электрон от ядра, тем сильнее расщепление, больше подуровней у электрона данного уровня. Орбитальное квантовое число зависит от n и может принимать целочисленные значения от 0 до (n – 1). Сумма подуровней на уровне численно равна номеру уровня. Энергетические различия были обнаружены по атомным спектрам задолго до теории, отсюда буквенные обозначения подуровней:



 

Орбитальное квантовое число 0 1 2 3 4 …..

s p d f g - буквенное обозначение подуровня

(оболочки)

Совокупность электронов с одинаковым значением орбитального квантового числа называется электронной оболочкой. S-оболочка (s-электрон), p – оболочка (p –электрон) и т.д.

Электроны, имеющие разные орбитальные характеристики, отличаются по форме электронного облака, отсюда и название числа.

 

Рис.8. Форма орбиталей

 

 

Магнитное квантовое число m L. Характеризует результат взаимодействия магнитного поля движущегося электрона с наложенным внешним магнитным полем. Экспериментально такое взаимодействие обнаруживается по расщеплению линий в спектре атома в магнитном поле. Тип взаимодействия определяется формой орбитали, поэтому mL зависит от L . Магнитное квантовое число принимает целочисленные значения от -L …..,-1, 0, +1, ….. +L. Таким образом, любой подуровень (кроме s) может быть разбит на условные энергетические ячейки (в энергетической диаграмме атома), каждая из которых характеризуется определенным значением mL из указанного диапазона допустимых значений. Каждая ячейка представляет атомную орбиталь и характеризуется определенными значениями n, L, m.

 

Рис.9. Расщепление р-подуровня во внешнем магнитном поле

 

В отсутствии внешнего магнитного поля расщепления нет. Говорят – электроны вырождены.

 

Энергетическая характеристика электрона: уровень энергии - подуровень – эн. ячейка

Положение электрона в атоме: слой - оболочка - атомная орбиталь

 

Спиновое число mS (s) – принимает значения +1/2 или –1/2. Характеризует собственный момент количества движения электрона (наряду с зарядом, массой).

 

Рис. 10. Энергетическая диаграмма атома (заполняется по мере знакомства с квантовыми числами)

 

Многоэлектронные атомы. Принцип Паули. Правило Гунда.

 

В многоэлектронном атоме каждый электрон не только притягивается ядром, но и отталкивается другими электронами. Точное решение уравнения Шредингера неизвестно. Существует ряд приближенных методов расчета. Практически при построении электронной оболочки многоэлектронного атома руководствуются следующими тремя принципами (правилами):

1. Принцип минимума энергии. Притяжение внешних электронных слоев к ядру меньше, чем внутренних. Электроны в атоме стремятся занять самое низкое из возможных энергетическое положение, что отвечает наибольшей устойчивости. Электронные слои заполняются от 1 к 7, а электронные оболочки от s- к p-, d- и т.д.

2. Принцип Паули. Поведение электронов в атоме подчиняется принципу “запрета” Паули, сформулированному в 1925 году: «В атоме не может быть двух электронов с одинаковым набором всех четырех квантовых чисел». Как следует из этого принципа, на одной атомной орбитали могут размещаться только два электрона, отличающиеся спиновыми характеристиками: ­¯

Предельное число электронов: на оболочках в слоях

s 2 K 2

p 6 L 8

d 10 M 18 Математическое выражение

f 14 N 32 принципа Паули Se=2n2

 

3. Правило Гунда. Электроны в пределах данного подуровня распределяются таким образом, чтобы их суммарный спиновый момент был максимален (стремятся остаться “холостыми”).

 

15P 1s22s22p63s23p3 Ar 3s23p6

 

Электронные формулы атомов и Периодическая система (ПСЭ)

 

Сравним электронное строение атомов с их положением в таблице Менделеева.

Число электронов в атоме элемента численно равно номеру элемента в ПСЭ.

Число электронных слоев атома (номер последнего слоя) соответствует номеру периода.

 

 

Малые периоды 1,2,3.

 

Период Группа
I II III IV V VI VII VIII
H 1s1 He 1s2            
Li 1s22s1 Be 1s22s2 B 1s22s22p1 C 1s22s22p2 Ne 1s22s22p6
Na 1s22s22p6 3s1   Mg 1s22s22p6 3s2 Al 1s22s22p6 3s23p1 Si 1s22s22p6 3s23p2 Ar 1s22s22p6 3s23p6

144424443 14444444444244444444444444443

s- элементы р-элементы устойчивая

структура

(8 электронов)

S-элементами называются те элементы, у которых построение электронной оболочки заканчивается присоединением S-электрона. P-элементы – это те, у которых достраивается р-оболочка. Выводы:

1) Каждый новый период начинается с заполнения нового слоя.

2) Каждый период начинается с S-элементов, они находятся в I, II группах, а заканчивается

р-элементами, которые находятся в III - VIII группах (кроме 1 периода). Последний из р-элементов каждого периода – инертный газ с устойчивой восьмиэлектронной конфигурацией nS2p6. Инертные газы характеризуются наивысшими энергиями ионизации.

3) S- и p- элементы образуют главные подгруппы ПСЭ (подгруппы А).

Именно по малым периодам легко определить положение элементов главных подгрупп в больших периодах и в различных вариантах ПСЭ (слева или справа).

4) Для s- и p- элементов число электронов на внешнем слое равно номеру группы.

 

На основании положения элементов в ПСЭ запишите строение внешних электронных слоев для Si и С1. После записи внешнего слоя остальные (внутренние слои) легко записать, так как они полностью заполнены.

 

Большие периоды.

Последний элемент 3 периода Ar имеет конфигурацию внешнего слоя 3s23p6. Подуровень 3d остается пустым. Следующий за ним элемент К стоит в первой группе, т.е. является s-элементом и имеет конфигурацию …..3s23p64s1. Почему 4s-подуровень начал заполняться раньше 3d-подуровня?

Вследствие взаимодействия электронов между собой в многоэлектронных атомах, стоящих в больших периодах, порядок заполнения подуровней нарушается из-за их перекрывания по шкале энергии. Чем дальше электроны от ядра, тем больше нарушений. Возвращаясь к предыдущему примеру, можно сделать вывод, что энергия 4s-подуровня оказывается меньше, чем энергия 3d-подуровня. Причина в том, что ядро экранируется плотными и симметричными орбиталями ближайших к ядру оболочек, силы притяжения ядра не хватает для удержания электронов на 3d оболочке и состояние 4s, отвечающее более высокой симметрии, оказывается энергетически более выгодным. Экранирующий эффект зависит от заряда ядра, числа слоев, формы электронных орбиталей.

Наибольшее перекрывание слоев наблюдается у элементов конца ПСЭ. Подуровни 5d и 4f, а также 6d и 5f настолько близки по энергетическим характеристикам, что электроны легко переходят с одного на другой подуровень и бывает трудно установить их положение.

Зависимость последовательности заполнения орбиталей от значений главного и побочного (орбитального) квантовых чисел исследовал В.М.Клечковский, который сформулировал следующие правила:

1. Последовательность заполнения электронных орбиталей происходит от орбиталей с меньшим значением суммы главного и орбитального квантовых чисел (n+L) к орбиталям с большим значением этой суммы.

К, Ca 3d n=3, L=2, (n+L) = 5

4s n=4, L=0, (n+L) = 4 , т.е. подуровень 4s заполняется раньше

2. При одинаковых значениях суммы (n+L) происходит заполнение той орбитали, у которой меньше главное квантовое число. Sc (4 пер., 3 группа, побочная подгруппа). Внешний слой 4s2 (см. предыдущий элемент Са). Дальше может заполняться подуровень 4р или 3d. Проверяем сумму (n+L).

3d n=3, L=2, (n+L) = 5

4p n=4, L=1, (n+L) = 5, т.к. n=3 < n=4 заполняется сначала 3d-подуровень.

 

Таким образом, электронная конфигурация атома Sc …..3d14s2. Хотя 3d электрон появляется после 4s электронов, однако отрыв электрона происходит в первую очередь с 4s-оболочки (у нейтрального атома) из-за высокой симметрии s-орбитали и сжатия электронной оболочки атома в целом. И такая запись электронной формулы атома (на примере Sc) отражает этот факт. Элементы, у которых идет заполнение электронами d-подуровня, называются d-элементами. Они образуют побочные подгруппы ПСЭ, у них достраивается d-подуровень внутреннего (предыдущего) слоя.

 

Структура 4 периода. Первые два элемента – s-элементы (1-2 группы, главные подгруппы А), далее 10 d-элементов (с 3 по 2 группы, побочные подгруппы Б), затем 6 р-элементов (с 3 по 8 группы, главные подгруппы А). Период заканчивается инертным газом.

K Ca Sc . . . . . . . . . . . . Cr . . . . . . . . . Cu Zn Ga Ge . . . . . . . . . .. . . Kr

4s1 4s2 3d14s2 (3d44s2) (3d94s2) 3d104s2 4s24p1 4s24p2 4s24p6

3d54s1 3d104s1

14243 14444444244444444443 1444444424444443

s-элементы d-элементы p-элементы

 

Группа Последние электроны Главная п/гр А Побочная п/гр Б

1 и 2 Sе=№ группы s2p6s1, s2p6s2 d10s1, d10s2

c 3 по 7 Sе=№ группы (s + p ) (d + s)

8 Sе=№ группы только у Fe ….d6s2

 

“Провал электрона”- ускоренная достройка d- или f-подуровней до устойчивой конфигурации

d5, d10, f 7, f 14, что энергетически выгодно.

 

1 группа п/гр Б 6 группа п/гр Б

4 период Cu 3s23p63d 94s2 ------- 3s23p63d104s1 Cr 3s23p63d 44s2 ------- 3s23p63d5 4s1

5 период Ag 4s24p64d 95s2 ------- 4s24p64d105s1 Mo 4s24p64d 45s2 ------- 4s24p64d5 5s1

6 период Au 5s25p65d 96s2 ------- 5s25p65d106s1 W 5s25p65d 46s2 ------- 5s25p65d5 6s1

 

У атома Pd (5 период 8 группа п/гр Б) наблюдается “провал” двух электронов:

4s24p64d 8 5s2 ------- 4s24p64d105s0

Структура 5 периода аналогична 4 периоду, только внешний слой 5, а у d-элементов заполняется 4d-подуровень.

Структура 6 периода. В отличие от двух предыдущих периодов содержит 32 элемента. В этом периоде появляются 14 f-элементов от Ce до Lu, у которых заполняется 4f-подуровень. Церий и последующие f-элементы размещаются в одной клетке периодической системы вместе с лантаном и вынесены в отдельное семейство – лантаниды, т.е. похожие на лантан. Начинается период как все другие с двух s-элементов Cs, Ba, затем один d-элемент La (исключение из правила Клечковского), затем 14 f-элементов, начиная с Се, затем идут 9 d-элементов и 6 р-элементов. Период заканчивается инертным газом Rn .

Cs Ba La Ce . . . . … .. . . . . . . . . Gd . . . . . . . . . . . . . . . . . . Lu

4d105s25p66s1 6s2 5d 16s2 (4f 1 5s25p6 5d 16s2) 4f 7 5s25p6 5d 16s2 4f 14 5s25p6 5d 16s2

4f 2 5s25p6 5d 06s2

Hf . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .Hg

4f 14 5s25p6 5d 26s2 4f 14 5s25p6 5d 106s2

 

Tl . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . Rn

4f 14 5s25p6 5d 106s26p1 4f 14 5s25p6 5d 26s26p6

У всех лантанидов, кроме атомов Gd и Lu, наблюдается “провал” d-электрона на f-подуровень.

Структура 7 периода аналогична 6, но есть и отличия: 1) период неокончен, 2) большинство элементов (начиная с Np) получено искусственным путем, 3) все элементы радиоактивны, т.е. их ядра неустойчивы и самопроизвольно распадаются.

Для примера запишем электронные формулы некоторых элементов этого периода:

Ra …..5d106s26p67s2 s-элемент

U…… 5d10 5f 46s26p67s2 f –элемент

№ 104 (открыт в 1964г. в Дубне ) Ku….5d10 5f 146s26p6 6d 27s2 d-элемент

№ 105 1970 год

№ 106 1973 год

В последнем издании химической энциклопедии приведено 109 элементов.

С ростом числа нуклонов в ядре неустойчивость ядер возрастает, отсюда - трудность синтеза новых элементов, их идентификации, поэтому конец периодической системы связан с уровнем развития ядерной техники. В истории открытия новых элеменов можно проследить несколько этапов:

1) до открытия Периодической системы новые элементы открывали случайно;

2) после 1869 года заполняли пустые клетки Периодической системы;

3) затем синтез тяжелых элементов; здесь большую роль сыграла гипотеза Сиборга об аналогии 6 и 7 периодов;

4) сейчас занимаются поисками и синтезом сверхтяжелых элементов, поисками “островков стабильности” среди моря нестабильных элементов. Физики-теоретики считают, что ядра с большим избытком нейтронов (более 1,5) могут существовать аномально долго. Дольше, чем это следует из общей тенденции уменьшения периода полураспада по мере роста числа нуклонов в ядре. Особая устойчивость этих ядер связана с образованием в ядре нейтронной оболочки. Предполагают, что такими сверхтяжелыми ядрами должны быть экасвинец 298114Э и экаплатина 294110Э.

Главной теоретической основой прошлых и будущих поисков путей синтеза новых элементов был и остается Периодический закон и Периодическая система элементов как его наглядное отображение.

Изучение строения атомов показало, что элементы располагаются в определенном порядке в соответствии с зарядом их ядер и строением электронной оболочки их атомов.

Современная формулировка периодического закона звучит так: Свойства элементов, а так же состав и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядра.

Сейчас нам это кажется само собой разумеющимся, и мы на основе строения атома формулируем закон. А на самом деле все было наоборот: 1869 год – Менделеев формулирует закон, взяв за основу атомный вес; 1911 год – Резерфорд высказывает предположение о строении атома; 1913 год – Мозли определяет заряды ядер и подтверждает правильность распределения некоторых элементов в таблице, размещенных Менделеевым вопреки их атомным массам (Ar раньше К, Со раньше Ni и т.д.); 1913 год – боровская модель атома…. и полное подтверждение закона. Сам Бор говорил, что периодический закон был путеводной нитью в разработке теории строения атома.

За сто с лишним лет ни одно физическое или химическое открытие не поколебали этот закон, а лишь способствовали его утверждению и углублению. Он лежит в основе современной химии. Периодическая система – конспект химии всех элементов, график, по которому посвященный читает свойства любого элемента и его соединений.

 








Date: 2015-09-24; view: 69; Нарушение авторских прав

mydocx.ru - 2015-2018 year. (0.017 sec.) Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав - Пожаловаться на публикацию