Атомно-молекулярная теория. Строение атома. Атомные модели Томсона, Резерфорда, Бор-Зоммерфельда

Размещено на http://www.allbest.ru/

Министерство образования Азербайджанской Республики

Университет Хазар

Реферат

Атомно-молекулярная теория. Строение атома. Атомные модели Томсона, Резерфорда, Бор-Зоммерфельда

Выполнила:

Студентка 2-го курса

Алиева Зариф

Учитель:

Реван Рахимов

Баку 2014



Содержание

атом молекулярный химический вещество

1. Атомно-молекулярная теория

1.1 История развития атомно-молекулярного учения

1.2 Основные положения атомно-молекулярного учения

1.3 Законы химии

1.4 Основные понятия

2. Атом

2.1 Строение атома

2.2 Модели атома

2.3 Основные положения квантовой механики. Квантовые числа. Правила Хунда, Клечковского и Паули

Литература



1. Атомно-молекулярная теория

1.1 История развития атомно-молекулярного учения

Исключительное значение для развития химии имело атомно-молекулярное учение, колыбелью которого является Древняя Греция. Атомистика древнегреческих материалистов отделена от нас 25-ве-ковым периодом, однако, логика греков поражает настолько, что философское учение о дискретном строении материи, развитое ими, невольно сливается в сознании с нашими сегодняшними представлениями. Как же зародилась атомистика? Основным научным методом древнегреческих философов являлись дискуссия, спор. Для поиска “первопричин” в спорах обсуждались многие логические задачи, одной из которых являлась задача о камне: что произойдет, если начать его дробить?

Большинство философов считало, что этот процесс можно продолжать бесконечно. И только Левкип (500--440 до н.э.) и его школа утверждали, что этот процесс не бесконечен: при дроблении, в конце концов, получится такая частица, дальнейшее деление которой будет просто невозможно. Основываясь на этой концепции, Левкипп утверждал: материальный мир дискретен, он состоит из мельчайших частиц и пустоты. Ученик Левкиппа Демокрит (460--370 до н. э.) назвал мельчайшие частицы “неделимые”, что по-гречески значит “атом”. Это название мы используем и сегодня. Демокрит, развил новое учение -- “атомистику”, приписал атомам такие “современные” свойства, как размер и форму, способность к движению.

Последователь Демокрита Эпикур (342--270 до н. э.) придал древнегреческой атомистике завершенность, предположив, что у атомов существует внутренний источник движения, и они сами способны взаимодействовать друг с другом. Все положения древнегреческой атомистики выглядят удивительно современно, и нам они, естественно, понятны. Ведь любой из нас, ссылаясь на опыт науки, может описать множество интересных экспериментов, подтверждающих справедливость любой из выдвинутых концепций. Но совершенно непонятны они были 20--25 веков назад, поскольку никаких экспериментальных доказательств, подтверждающих справедливость своих идей, древнегреческие атомисты представить не могли. Итак, хотя атомистика древних греков и выглядит удивительно современно, ни одно из ее положений в то время не было доказано. Следовательно ”атомистика, развитая Левкиппом, Демокритом и Эпикуром, была и остается просто догадкой, смелым предположением, философской концепцией, но подкрепленной практикой. Это привело к тому, что одна из гениальных догадок человеческого разума постепенно была предана забвению.

Были и другие причины, из-за которых учение атомистов было надолго забыто. К сожалению, атомисты не оставили после себя систематических трудов, а отдельные записи споров и дискуссий, которые были сделаны, лишь с трудом позволяли составить правильное представление об учении в целом. Главное же заключается е том, что многие концепции атомистики были еретичны и официальная церковь не могла их поддерживать.

Об учении атомистов не вспоминали почти 20 веков. И лишь в XVII в. Идеи древнегреческих атомистов были возрождены благодаря работам французского философа Пьера Гассенди (1592--1655 гг.). Почти 20 лет он потратил; чтобы восстановить и собрать воедино забытые концепции древнегреческих философов, которые он подробно изложил в своих трудах “С) жизни, нравах и учении Эпикура” и “Свод философии Эпикура”. Эти две книги, в которых воззрения древнегреческих материалистов впервые были изложены систематически, стали “учебником” для европейских ученых и философов. До этого единственным источником, дававшим информацию о воззрениях Демокрита - Эпикура, была поэма римского поэта Лукреция “О природе вещей”. История науки знает немало удивительных совпадений. Вот одно из них: возрождение древнегреческой атомистики совпадает по времени с установлением Р. Бойлем (1627--1691 гг.) фундаментальной закономерности, описывающей изменения объема газа от его давления. Качественное объяснение фактом, наблюдаемых Бойлем, может дать только атомистика: если газ имеет дискретное строение, т. е. состоит из атомов и пустоты, то легкость его сжатия обусловлена сближением атомов в результате уменьшения свободного пространства между ними. Первая робкая попытка применения атомистики для объяснения количественно наблюдаемых явлений природы позволяет сделать два очень важных вывода:

1. Превратившись из философской гипотезы в научную концепцию, атомистика может стать мощным инструментом, позволяющим давать единственно правильную трактовку самым разнообразным явлениям природы.

2. Для скорейшего превращения атомистики из философской гипотезы в научную концепцию доказательство существования атомов необходимо, прежде всего, искать при изучении газов, а не жидких и твердых веществ, которыми до этого занимались химики. Однако пройдет еще около 100 лет, прежде чем химики вплотную займутся исследованием газов. Тогда-то и последует каскад открытий простых веществ: водород, кислород, азот, хлор. А несколько позже газы помогут установить те законы, которые принято называть основными законами химии. Они и позволят сформулировать основные положения атомно-молекулярного учения.

1.2 Основные положения атомно-молекулярного учения

1. Все вещества состоят из находящихся в непрерывном движении частиц -- корпускул (молекул).

2. Корпускулы, в свою очередь, состоят из элементов (атомов).

3. Атомы подобно молекулам находятся в состоянии непрерывного движения и характеризуются определенными химическими свойствами, весом и размерами. С беспрерывным движением молекул связан целый ряд физических явлений, подтверждающих реальное существование молекул. Одно из таких явлений -- диффузия -- проникновение молекул одного вещества в другое вещество. Диффузию в газах и жидкостях наблюдать легко: сернистый газ (который вдвое тяжелее воздуха) распространяется по всему помещению, где горела сера; кристаллик перманганата калия (марганцовки), опущенный на дно цилиндра с водой, растворяется и окрашивает весь раствор в малиновый цвет. Диффузия металлов была доказана таким опытом: две отшлифованные пластинки -- свинцовая и золотая -- были положены одна на другую и оставлены под грузом. Через несколько лет во всех частях свинцовой пластинки были найдены частицы золота (и наоборот). При нагревании твёрдого тела амплитуда колебаний его молекул всё время увеличивается.

По достижении определённой температуры взаимное притяжение частиц уже не может обеспечить строгого порядка в их расположении и вещество плавится. В жидкостях с повышением температуры всё большее число молекул приобретает энергию, позволяющую им преодолеть молекулярные силы сцепления, оторваться от поверхности жидкости и вылететь в пространство над ней. При температуре кипения парообразование происходит не только на поверхности, но и в объёме -- она закипает. Атомы также находятся в непрерывном движении, но его характер более или менее ограничен. Большинство физических явлений (переход вещества из твёрдого состояния в жидкое или газообразное, увеличение объёма при нагревании и т. п.) не сопровождается изменением химического состава молекул.

Так молекулы воды состоят из двух атомов водорода и одного атома кислорода независимо от того, в каком состоянии находится вода -- твёрдом, жидком или газообразном. В результате химических реакций атомы переходят из одних молекул в другие. Образуются молекулы новых химических веществ. До конца XIX в реальность существования атомов и молекул не могла быть подтверждена из-за невозможности непосредственно их измерить и взвесить. Считалось, что атомно-молекулярное учение не отражает объективной реальности, а введено в науку для облегчения понимания химических процессов. Этим сомнениям был положен конец классическими опытами французского физика Перрена. Он изготовил из смолистого вещества очень маленькие шарики, которые в его опытах играли роль моделей молекул газа. Шарики были приблизительно одинакового объёма, и их массу можно было вычислить. Взболтав эти шарики в воде, Перрен наблюдал в микроскоп их распределение в сосуде. Вычислив количество шариков в единице объёма на различных уровнях, учёный установил, что оно точно соответствует закону уменьшения концентрации газов с высотой. А этот закон был выведен из кинетической теории газов, в основе которой лежало атомно-молекулярное учение. Перен определил также кинетическую энергию частиц и обнаружил, что она полностью совпадает с кинетической энергией молекул газов, вычисленной при той же температуре на основании кинетической теории газов.

В настоящее время возможно не только вычислить размеры отдельных молекул и их абсолютную массу, но и определить расстояние между ними, а в некоторых случаях -- даже сфотографировать их. Однако не все окружающие нас вещества состоят из молекул. Как показали исследования в области кристаллохимии, структурными единицами не всегда являются молекулами. Если органические вещества (в газообразном, жидком и кристаллическом состоянии) образованы в основном из отдельных, относительно самостоятельных молекул, то у большинства неорганических соединений, находящихся в кристаллическом состоянии, молекул обнаружить не удавалось.

Более того, оксиды металлов, их гидроксиды, а также соли не имеют молекул не только в кристаллическом состоянии, но и в расплавах, водных растворах. Так, хлорид натрия при обычных условиях представляет собой кристаллическое вещество с ионами натрия и хлора в узлах кристаллической решётки. Каждый положительно заряженный ион натрия находится в окружении шести отрицательно заряженных ионов хлора, и наоборот: ион хлора удерживает вокруг себя шесть ионов натрия. Очевидно, что такая связь ионов натрия с ионами хлора не даёт никаких оснований для выводов о наличии обособленных, индивидуальных молекул в кристаллах данного вещества. Молекулы NaCl образуется лишь при высоких температурах, когда соль переходит в газообразное состояние. Для карбоната кальция молекулы вообще не известны: в твёрдом состоянии--это кристаллическое вещество с чередующимися в узлах решётки ионами Са2+ и СО32-, в жидкое и тем более газообразное состояние его перевести нельзя, так как при нагревании оно разлагается на оксиды. Помимо органических соединений молекулярную структуру имеют некоторые неорганические вещества. К ним относятся соединения, в состав которых входят лишь неметаллы, а именно водородные и кислородные соединения неметаллов, соединения неметаллов с азотом, кислородсодержащие кислоты.

1.3 Законы химии

а) Закон сохранения энергии и массы веществ.

Масса веществ, вступивших в реакцию, равна массе веществ, образовавшихся в результате реакции. С точки зрения атомно-молекулярного учения этот закон объясняется тем, что при химических реакциях общее количество атомов не изменяется, а происходит лишь их перегруппировка. Закон сохранения массы веществ является основным законом химии, все расчёты по химическим реакциям производятся на его основе. Именно с открытием этого закона связывают возникновением современной химии как точной науки. С законом сохранения массы веществ тесно связан закон сохранения энергии: энергия не возникает из ничего и не исчезает бесследно, но одни её виды могут превращаться в другие в строго эквивалентных количествах. Так при разложении воды, кислот, щелочей или солей посредством электрического тока электрическая энергия превращается в химическую. То же наблюдается при зарядке аккумулятора. Обратный процесс превращение химической энергии в электрическую -- происходит при разрядке аккумулятора. Альберт Эйнштейн показал, что между массой тела и его энергией Е существует связь, выражаемая соотношением:
E = mc2 где с - скорость света в вакууме, равная 300 000 км/с. Это уравнение применимо ко всем энергетическим процессам; в том числе к химическим и ядерным реакциям. Из него следует, что если масса системы изменяется, то происходит изменение и её энергии, и наоборот: изменение внутренней энергии системы всегда сопровождается изменением массы. Вследствие химических реакций всегда выделяется или поглощается энергия. Поэтому, строго говоря, масса веществ, участвующих в этих реакциях, должна изменяться: при выделении теплоты -- уменьшаться, а при поглощении -- увеличиваться. Однако вследствие очень большой величины множителя с2изменения массы при химических реакциях настолько малы, что определить их существующими методами невозможно.

б) Закон постоянства состава.

Закон сохранения массы послужил основой для изучения количественного состава различных химических соединений. Многочисленные опыты показали, что качественный и количественный состав различных сложных веществ постоянен и не зависит от способа их получения. Французский учёный Жан Луи Пруст, обобщив большой экспериментальный материал о составе различных веществ, сформулировал в 1799 г закон постоянства состава: каждое химическое соединение имеет постоянный качественный и количественный состав независимо от способа его получения.

Этот закон находится в полном соответствии с атомно-молекулярным учением. Действительно, молекула любого вещества состоит из вполне определённого количества атомов, имеющих постоянную массу. Поэтому её массовый состав и, следовательно, массовый состав вещества постоянны независимо от способа его получения. Такие соединения называются дальтониды. Современная химия располагает данными, из которых следует, что закону постоянства состава подчиняются главным образом вещества, имеющие молекулярную структуру, если же вещества не имеют молекулярной структуры, то возможны отклонения от этого закона. Действительно соединения переменного состава, называемые бертоллиды, существуют и с каждым годом их открывают всё больше. Эти соединения не имеют определённой химической формулы. Впервые бертоллиды были обнаружены в системах, состоящих их нескольких металлов (интерметаллические сплавы), затем среди оксидов, сульфидов, селенидов металлов и др. Например, оксид титана (II) имеет состав от ТiO0, 59 до TiO1, 33, в соединении таллия с висмутом на 1 часть таллия приходится от 1,24 до 1,82 частей висмута по массе. В природе бертоллиды распространены значительно шире, чем дальтониды.

Отклонения от закона постоянства состава может быть обусловлено не только изменениями атомного состава соединений, но и причинами, связанными с наличием в природе изотопов. Например, для водорода известны три изотопа с массовыми числами 1 (протий), 2 (дейтерий) и 3 (тритий). Естественно, что в молекуле воды, образованные первым, вторым или третьим изотопом, на 1 атом кислорода приходятся 2 атома водорода (атомный состав постоянен), однако процентное содержание кислорода в этих соединениях переменно и составляет соответственно 88, 89; 80 и 72, 73 %. вм Закон Авогадро.

Итальянский физик Амедео Авогадро сделал очень важное дополнение к атомистической теории. Он ввел понятие о молекуле как мельчайшей частице вещества, способной к самостоятельному существованию. Он использовал понятие молекулы для объяснения простых объёмных отношений между реагирующими газами. В 1811 году он выдвинул следующую гипотезу:

в равных объёмах различных газов при одинаковых условиях (давлении и температуре) содержится равное число молекул. Этот закон справедлив только для газов. Закон Авогадро справедлив не только для чистых газов, но и для смесей газов.

Постоянная Авогадро N_A = 6,02·10²³. Авогадро принял, что молекулы простых газов состоят из двух атомов: О2, Н2, Cl2, N2. При этом допущении реакцию между хлором и водородом, приводящую к образованию хлороводорода можно представить уравнением:

Н2 + Сl2 = 2 HСl

из которого видно, что из одной молекулы водорода и одной молекулы хлора образуются две молекулы хлороводорода. Следовательно, и объём, занимаемый хлороводорода, должен быть вдвое больше объёма вступившего в реакцию водорода или хлора. Суммарный же объём исходных газов в соответствии с приведённым уравнением должен быть равен объёму образовавшегося хлороводорода. Гипотеза Авогадро была подтверждена большим числом экспериментальных данных и вошла в науку под названием закона Авогадро. Этот закон вводил в науку представление о молекулах, как мельчайших частицах элемента.

Следствие из закона Авогадро: Одинаковое число молекул различных газов при одинаковых условиях(t,p) занимают одинаковый объём. Это следствия является обратным закону Авогадро. Из данного следствия вытекает, что если p,T,N=const, то V=const.

г) Закон Эквивалентов.

Закон Эквивалентов был открыт Рихтером. Химические элементы или вещества взаимодействуют друг с другом в количествах пропорциональных их эквивалентам.

==

E(m)=



Ar - атомная масса V-валентность.

д) Закон кратных отношений.

Закон кратных отношений был открыт Дальтоном. Если два элемента образуют друг с другом несколько различных соединений, то на одну и ту же массу одного из них приходится, такие массы другого, которые относятся между собой как простые целые числа.

1.4 Основные понятия

Атом -- наименьшая частица химического элемента, входящая в состав молекул и сохраняющая химические свойства данного элемента. Сочетание разных атомов даёт сложное вещество, т. е. химическое соединение. Многие химические элементы образуют не одно, а несколько простых веществ. Такое явление называется аллотропией, а каждое из этих простых веществ -- аллотропным видоизменением (модификацией) данного вещества. Существование аллотропных видоизменений обусловлено неодинаковой кристаллической структурой простых веществ или различным числом атомов, входящих в состав молекул отдельный аллотропных форм. Аллотропия наблюдается у углерода, кислорода, серы, фосфора и ряда других элементов. Так, графит и алмаз--аллотропные видоизменения химического элемента углерода.

При сгорании каждого из этих веществ образуется диоксид углерода (CO2). Это подтверждает то, что графит и алмаз состоят из одинаковых атомов -- атомов химического элемента углерода. Для серы известны три аллотропных модификации: ромбическая, моноклинная и пластическая (некристаллическая форма). Все они состоят из атомов серы и при их сгорании в кислороде образуется одно и то же вещество сернистый газ (SO2). Фосфор образует три аллотропные модификации - белый, красный и чёрный фосфор. Продуктом их сгорания является гемипентаоксид фосфора (Р2О5). Аллотропные видоизменения химического элемента различаются физическими свойствами и химической активностью. Так, белый фосфор светится в темноте, очень ядовит, воспламеняется на воздухе, легко вступает в химические реакции с другими элементами. Красный фосфор, напротив, не светится, не ядовит, не воспламеняется на воздухе, в химические реакции вступает при более высоких температурах, чем белый.

Химический элемент - это вид атомов с одинаковым зарядом ядра. Это означает, что если два и более атома имеют одинаковый заряд, то это атомы одного и того же элемента. В настоящие время известно 112 химических элементов, которые располагаются в Периодической таблице Менделеева. Современную химическую символику разработал шведский ученый Берцелиус. По его предложению химический элемент обозначается первой или первой и одной из последующих букв его латинского названия. Если требуются обозначить не один, а несколько атомов, то перед химическим элементом пишут соответствующую цифру, которая называется коэффициентом.

Химические элементы делятся на:

а) металлы.

б) неметаллы.

Рассмотрим таблицу Менделеева:

Если в периодической таблицу мысленно провести диагональ от бора до астата, то правее и выше окажутся элементы (главных подгрупп), которые относятся к неметаллам (их 22). Остальные химические элементы относятся к металлам.

Группа	III	IV	V	VI	VII	VIII
1-й период					H	He
2-й период	B	C	N	O	F	Ne
3-й период		Si	P	S	Cl	Ar
4-й период			As	Se	Br	Kr
5-й период				Te	I	Xe
6-й период					At	Rn



Название групп:

1) Галогены: - F, Cl, Br, I, At.

2) Халькогены: - O, S, Se, Te.

3) Инертные газы: - He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn.

Атомы одного химического элемента, с различными относительными атомными массами, называются изотопами. Изотопы водорода: протий (1p 1n 1e), дейтерий (1p 1n 1e), тритий (1p 2n 1e). Изотоп водорода протий, единственный среди всех в котором, нет атома водорода.

Суперизотопом назовем такой изотоп, у которого все элементарные частицы равны. Относительная атомная масса - является величина, равная отношению реальной массы атома конкретного химического элемента к 1/12 реальной массы атома углерода. Это безразмерная величина, так как делятся две массы.

A_r = m_ат. / (1/12) m_угл.

Молярная масса - это масса 1 моль вещества. Молярная масса равна отношению массы вещества к его количеству.

M=.



2. Атом

2.1 Строение атома

Атом -- это наименьшая частица химического элемента, сохраняющая все его химические свойства. Атом состоит из ядра, имеющего положительный электрический заряд, и отрицательно заряженных электронов. Заряд ядра любого химического элемента равен произведению Z на e, где Z -- порядковый номер данного элемента в периодической системе химических элементов, е -- величина элементарного электрического заряда.

Электрон -- мельчайшая частица вещества с отрицательным электрическим зарядом е=1,6·10^-19 кулона, принятым за элементарный электрический заряд. Электроны, вращаясь вокруг ядра, располагаются на электронных оболочках К, L, М и т. д. К -- оболочка, ближайшая к ядру. Размер атома определяется размером его электронной оболочки. Атом может терять электроны и становиться положительным ионом или присоединять электроны и становиться отрицательным ионом. Заряд иона определяет число потерянных или присоединенных электронов.

Процесс превращения нейтрального атома в заряженный ион называется ионизацией. Атомное ядро (центральная часть атома) состоит из элементарных ядерных частиц -- протонов и нейтронов. Радиус ядра примерно в сто тысяч раз меньше радиуса атома. Плотность атомного ядра чрезвычайно велика. Протоны -- стабильные элементарные частицы, имеющие единичный положительный электрический заряд и массу, в 1836 раз большую, чем масса электрона. Протон представляет собой ядро атома самого легкого элемента -- водорода. Число протонов в ядре равно Z. Нейтрон -- нейтральная (не имеющая электрического заряда) элементарная частица с массой, очень близкой к массе протона. Поскольку масса ядра складывается из массы протонов и нейтронов, то число нейтронов в ядре атома равно А -- Z, где А -- массовое число данного изотопа Протон и нейтрон, входящие в состав ядра, называются нуклонами. В ядре нуклоны связаны особыми ядерными силами. В атомном ядре имеется огромный запас энергии, которая высвобождается при ядерных реакциях.

Ядерные реакции возникают при взаимодействии атомных ядер с элементарными частицами или с ядрами других элементов. В результате ядерных реакций образуются новые ядра. Например, нейтрон может переходить в протон. В этом случае из ядра выбрасывается бета-частица, т. е. электрон. Переход в ядре протона в нейтрон может осуществляться двумя путями: либо из ядра испускается частица с массой, равной массе электрона, но с положительным зарядом, называемая позитроном (позитронный распад), либо ядро захватывает один из электронов с ближайшей к нему К-оболочки.

Иногда образовавшееся ядро обладает избытком энергии (находится в возбужденном состоянии) и, переходя в нормальное состояние, выделяет лишнюю энергию в виде электромагнитного излучения с очень малой длиной волны -- гамма-излучение. Энергия, выделяющаяся при ядерных реакциях, практически используется в различных отраслях промышленности.

Атомы не имеют отчётливо выраженной внешней границы, поэтому их размеры определяются по расстоянию между ядрами соседних атомов, которые образовали химическую связь (Ковалентный радиус) или по расстоянию до самой дальней из стабильных орбит электронов в электронной оболочке этого атома (Радиус атома). Радиус зависит от положения атома в периодической системе, вида химической связи, числа ближайших атомов (координационного числа) и квантово-механического свойства, известного как спин. В периодической системе элементов размер атома увеличивается при движении сверху вниз по столбцу и уменьшается при движении по строке слева направо. Соответственно, самый маленький атом -- это атом гелия, имеющий радиус 32 пм, а самый большой -- атом цезия (225 пм). Эти размеры в тысячи раз меньше длины волны видимого света (400--700 нм), поэтому атомы нельзя увидеть в оптический микроскоп. Однако отдельные атомы можно наблюдать с помощью сканирующего туннельного микроскопа.

Изотопы ? атомы с одинаковыми значениями Z, но различными А и N, например .

Изобары ? атомы с одинаковыми значениями А, но различными Z и N, например .

Устойчивому состоянию ядер атомов соответствует определённые соотношения A / Z ? 2 для лёгких элементов, ? 2,6 для тяжёлых.

При нарушении устойчивого протонно-нейтронного соотношения ядро (а вместе с ним и атом) становится радиоактивным. Радиоактивностью называется самопроизвольное превращение неустойчивых ядер в другие ядра, сопровождающееся испусканием различных частиц, например, б - распад. (б-частица).

2.2 Модели атома

Модель Томсона.

То, что атом имеет сложное строение и в его составе есть частицы, имеющие положительный и отрицательный заряд к концу 19-го века было уже известно. Но внутреннее строение атомы оставалось загадкой. Дж. Томсон, внесший огромный вклад в экспериментальное изучение строения атома, стремился найти модель, которая позволила бы объяснить все его известные свойства. Согласно первой пудинговой модели, предложенной английским физиком Джозефом Джоном Томсоном, положительный заряд как бы размазан внутри объема атома. Поскольку преобладающая доля массы атома сосредоточена в его положительно заряженной части, он принял, что атом представляет собой сферическое распределение положительного заряда радиусом примерно 10-10 м, а на его поверхности находятся электроны, (Об открытии узнать здесь) удерживаемые упругими силами, позволяющими им колебаться. Суммарный отрицательный заряд электронов в точности компенсирует положительный заряд, так что атом электрически нейтрален. Электроны находятся на сфере, но могут совершать простые гармонические колебания относительно положения равновесия.

Такие колебания могут происходить лишь с определенными частотами, которым соответствуют узкие спектральные линии, наблюдающиеся в газоразрядных трубках. Электроны можно довольно легко выбить с их позиций, в результате чего возникают положительно заряженные «ионы», из которых состоят «каналовые лучи» в опытах с масс- спектрографом. X-лучи соответствуют очень высоким обертонам основных колебаний электронов. Альфа-частицы, возникающие при радиоактивных превращениях, - это часть положительной сферы, выбитая из нее в результате какого-то энергичного разрывания атома. Однако эта модель вызывала ряд возражений.

Ядерная модель Резерфорда.

Изучение строения атома практически началось в 1897-1898 гг., после того как была окончательно установлена природа катодных лучей как потока электронов и были определены величина заряда и масса электрона. Факт выделения электронов самыми разнообразными веществами приводил к выводу, что электроны входят в состав всех атомов. Но атом в целом электрически нейтрален, следовательно, он должен содержать в себе еще другую составную часть, заряженную положительно, причем ее заряд должен уравновешивать сумму отрицательных зарядов электронов. Эта положительно заряженная часть атома была открыта в 1911 г. Эрнестом.

Резерфордом (1871-1937). Резерфорд предложил следующую схему строения атома. Согласно модели Резерфорда, вокруг ядра на относительно большом расстоянии непрерывно движутся электроны, причем их число таково, что в целом атом электрически нейтрален. Позднее наличии в атоме тяжелого ядра окруженного электронами, было подтверждено другими учеными. Согласно модели Резерфорда энергия атома должна уменьшатся непрерывно за счет излучения образующий сплошной спектр. Однако экспериментально установлено, что все атомные спектры имеют дискретный характер. Однако такая модель была в явном противоречии с классической электродинамикой, т.к. электрон, двигаясь по окружности, т.е. с нормальным ускорением, должен был излучать энергию, следовательно, замедлять скорость и падать на ядро. Таким образом, применение классической электродинамики к ядерной модели атома привело к полному противоречию с экспериментальными фактами. Согласно классической теории, должны иметь место:

- непрерывная потеря электроном энергии в виде излучения электромагнитных волн и неустойчивость атома;

- существование только непрерывного спектра спектральных линий не должно быть.

В действительности оказывается, что:

1) атом является устойчивой системой;

2) атом излучает энергию лишь при определенных условиях;

3) излучение атома имеет линейчатый спектр, связанный со строением и свойствами его электронной оболочки.

Размеры ядер можно определить, используя дифракционное рассеяние при высоких энергиях, а также упругое рассеяние электронов или поглощение нейтронов. Оказалось, что радиус ядра R » (10^-14 - 10^-15) м и зависит от числа нуклонов в ядре рис. Если электрон, ускоренный разностью потенциалов U «нацелен» в край ядра, имеющего заряд Ze и радиус R, то, согласно классической механике, его угол отклонения определяется соотношением.

Состав атомных ядер.

Таким образом, открытия Резерфорда положили начало ядерной теории атома. Со времен Резерфорда физики узнали еще очень многие подробности о строении атомного ядра. Самым легким атомом является атом водорода (Н). Поскольку почти вся масса атома сосредоточена в ядре, естественно было бы предположить, что ядро атома водорода представляет собой элементарную частицу положительного электричества, которая была названа протоном от греческого слова “протос”, что означает “первый”. Таким образом, протон обладает массой, практически равной массе атома водорода (точно 1,00728 углеродных единиц) и электрическим зарядом, равным +1 (если за единицу отрицательного электричества принять заряд электрона, равный -1,602*10 Кл). Атомы других, более тяжелых элементов содержат ядра, обладающие большим зарядом и, очевидно, большей массой. Измерения заряда ядер атомов показали, что заряд ядра атома в указанных условных единицах численно равен атомному, или порядковому, номеру элемента. Однако невозможно было допустить, так как последние, будучи одноименно заряженными, неизбежно отталкивались бы друг от друга и, следовательно, такие ядра оказались бы неустойчивыми.

К тому же масса атомных ядер оказалась больше суммарной массы протонов, обуславливающих заряд ядер атомов соответствующих элементов, в два раза и более. Тогда было сделано предположение, что ядра атомов содержат протоны в числе, превышающем атомный номер элемента, а создающийся таким образом избыточный положительный заряд ядра компенсируется входящими в состав ядра электронами. Эти электроны, очевидно, должны удерживать в ядре взаимно отталкивающиеся протоны. Однако это предположение пришлось отвергнуть, так как невозможно было допустить совместное существование в компактном ядре тяжелых (протонов) и легких (электронов) частиц.

В 1932 г. Дж. Чедвик открыл элементарную частицу, не обладающую электрическим зарядом, в связи, с чем она была названа нейтроном (от латинского слова neuter, что означает “ни тот, ни другой”). Нейтрон обладает массой, немного превышающей массу протона (точно 1,008665 углеродных единиц). Вслед за этим открытием Д.Д. Иваненко, Е.Н. Гапон и В. Гейзенберг, независимо друг от друга, предложили теорию состава атомных ядер, ставшую общепринятой. Согласно этой теории, ядра атомов всех элементов (за исключением водорода) состоят из протонов и нейтронов. Число протонов в ядре определяет значение его положительного заряда, а суммарное число протонов и нейтронов - значение его массы. Ядерные частицы - протоны и нейтроны - объединяются под общим названием нуклоны (от латинского слова nucleus, что означает “ядро”).

Таким образом, число протонов в ядре соответствует атомному номеру элемента, а общее число нуклонов, поскольку масса атома в основном сосредоточена в ядре, - его массовому числу, т.е. округленной до целого числа его атомной массе А. Тогда число нейтронов, а ядре N может быть найдено по разности между массовым числом и атомным номером:

N = A - Z

Таким образом, протонно-нейтронная теория позволила разрешить возникшие ранее противоречия в представлениях о составе атомных ядер и о его связи с порядковым номером и атомной массой.

Модель Бора.

Модель Бора - полуклассическая модель атома, предложенная Нильсом Бором в 1913 г. За основу он взял планетарную модель атома, выдвинутую Резерфордом. Однако, с точки зрения классической электродинамики, электрон в модели Резерфорда, двигаясь вокруг ядра, должен был бы излучать энергию непрерывно и очень быстро и, потеряв её, упасть на ядро. Чтобы преодолеть эту проблему, Бор ввёл допущение, суть которого заключается в том, что электроны в атоме могут двигаться только по определённым (стационарным) орбитам, находясь на которых они не излучают, а излучение или поглощение происходит только в момент перехода с одной орбиты на другую. Причём, стационарными являются лишь те орбиты, при движении по которым момент количества движения электрона равен целому числу постоянных Планка:



.

Используя это допущение и законы классической механики, а именно равенство силы притяжения электрона со стороны ядра и центробежной силы, действующей на вращающийся электрон, он получил следующие значения для радиуса стационарной орбиты и энергии находящегося на этой орбите электрона:

Здесь m-- масса электрона, Z -- количество протонов в ядре, e -- заряд электрона. Именно такое выражение для энергии можно получить, применяя уравнение Шредингера, решая задачу о движении электрона в центральном кулоновском поле. Радиус первой орбиты в атоме водорода R₀=5,2917720859(36)·10^?11 м^[2], ныне называется боровским радиусом, либо атомной единицей длины и широко используется в современной физике.

2.3 Основные положения квантовой механики. Квантовые числа. Правила Хунда, Клечковского и Паули

Вероятность нахождения электрона в заданной точке пространства и его энергия описываются волновой функцией. Волновая функция для данного электрона также называется орбитальной волновой функцией. Область пространства, где данный электрон может находиться с достаточно высокой вероятностью, называется орбиталью. Согласно определению В.И. Пупышева, орбиталь - функция декартовых координат электрона, т.е. вектора с координатами x, y, z, не имеющая самостоятельного физического смысла. Смысл имеет лишь ее квадрат (а если волновая функция комплексна, то квадрат ее модуля), определяющий вероятность найти электрон в данной области пространства. Следует учитывать, что изображаемые в учебниках “орбитали” - графики математической функции для решения уравнения Шредингера в одноэлектронном приближении, но ни в коем случае не физический (материальный) объект. Орбитали - математический уровень описания микрообъектов.

Для описания положения и энергии электрона в атоме используются четыре квантовых числа. Эти числа можно рассматривать как некие коэффициенты в решениях важнейшего в квантовой механике уравнения Шредингера. Важно понять, что квантовые числа в принципе невозможно описать никакими механическими и геометрическими аналогиями, поскольку постулаты квантовой механики не выводятся из законов классической физики. Главное квантовое число n характеризует энергетический уровень, или общий запас энергии электрона, а также размеры электронного облака. Для реально существующих атомов n может иметь значения целых чисел от 1 до 7, соответственно номеру периода, в котором находится элемент, соответствующие энергетические уровни (электронные слои) обозначаются большими буквами латинского алфавита. С увеличением n возрастают энергия электрона и размер электронного облака.

Орбитальное или побочное квантовое число ? характеризует энергетический подуровень и форму электронного облака. В пределах уровня электроны распределяются по подуровням. Значения ? связаны со значением n и принимают число значений, равное n. ? изменяется от 0 до n-1. Магнитное квантовое число m_l определяет ориентацию электронного облака в пространстве, связано с орбитальным квантовым числом и может принимать целочисленные значения от -l до +l через 0. Спиновое квантовое число m_s характеризует собственное вращение электрона вокруг своей оси. Может принимать всего 2 значения +Ѕ и -Ѕ, которые отличаются, как и остальные квантовые числа, на единицу. Если спин равен +Ѕ, то электрон вращается по часовой стрелке, если -Ѕ, то против часовой стрелки (в графических формулах клетка - орбиталь, стрелка - электрон).

Таким образом, состояние электрона в атоме может быть описано с помощью 4-х квантовых чисел n, ?, m_l, m_s. Они характеризуют спин, энергию электрона, объём и форму пространства, в котором вероятно его пребывание около ядра. При переходе атома из одного квантового состояния в другое, в связи, с чем меняются значения квантовых чисел, происходит перестройка электронного облака. При этом атом поглощает или испускает квант энергии.

Распределение электронов в атоме, находящемся в основном состоянии определяется зарядом ядра. При этом электроны размещаются согласно принципу наименьшей энергии. Наиболее устойчивое состояние электрона в атоме соответствует минимально возможному значению его энергии. Конкретная реализация этого принципа отражается с помощью принципа Паули и правила Хунда, а также правила Клечковского. Распределение электронов по энергетическим уровням и подуровням изображают в виде электронных формул и энергетических ячеек, так называемых графических электронных формул.

Валентность ? способность одного атома элемента присоединять определённое число электронов и определяется числом неспаренных электронов. Распределение электронов по нескольким ячейкам одного подуровня происходит в соответствии с правилом Хунда: в пределах подуровня электроны заполняют наибольшее число орбиталей, в связи, с чем сумма их спиновых чисел должна быть максимальной. В электронных формулах число впереди ? номер энергетического уровня, буквой выражается подуровень (тип орбитали), индекс справа вверху ? число электронов на подуровне.

Принцип Паули позволяет рассчитать ёмкость электронных уровней и подуровней. На N-ом уровне может разместиться столько электронов, сколько возможно сочетаний из ?, m_l, m_s. Ёмкость энергетического уровня (число электронов в уровне) легко определить по формуле.



N_n = 2n² N₁ = 2.

N₂ = 2·4 =8.

N₃ = 2·9 =18.

N₄ =2·16 =32.

Число электронов в подуровне N_l = 2 (2? + 1).

на подуровнях s ? = 0 N_s = 2 (2·0+1) = 2.

p ? = 1 N_p = 2 (2·1+1) = 6.

d ? = 2 N_d = 2 (2·2+1) = 10.

f ? = 3 N_f = 2 (2·3+1) = 14.

Общее число состояний (квантовых ячеек или орбиталей) в уровне равно n² : I - 1, II - 4, III - 9, IV - 16.

Порядок заполнения АО электронами определяется также правилом Клечковского, которое учитывает зависимость энергии орбитали от значений главного (n) и орбитального (?) квантовых чисел:

АО заполняются электронами в порядке последовательного увеличения суммы n + l, а при одинаковых значениях этой суммы ? в порядке последовательного возрастания главного квантового числа n.

1s n +? = 0 + 0 = 1

2s n + ? = 2 + 0 = 2

3s n + ? = 3 + 0 = 3

3p n + ? = 3 +1 = 4

3d n + ? = 3 + 2 = 5

4s n + ? = 4 + 0 = 4



Так, орбиталь 1s энергетически более выгодна, чем орбиталь 2s, и поэтому электронами заполняется раньше.4s орбиталь заполняется раньше 3d, так как сумма n + ? у нее меньше.

При написании электронных формул следует учитывать так называемый «проскок электрона» из ns подуровня на (n - 1) d. Так, электронная формула меди должна быть 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁹4s², однако на внешнем уровне у атома меди не 2 электрона, а один ? второй электрон «провалился» на d-подуровень второго снаружи уровня, т.е. на (n - 1) d -подуровень. Расположение электронов у ₂₈Сu 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s¹.

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). Состояние атома с полностью или наполовину заполненным подуровнем (т.е. когда на каждой орбитали имеется по одному электрону) является более устойчивым. Для атома углерода электроны разместятся по уровням и подуровням, следующим образом, что соответствуют нормальному состоянию атома, т.е. минимальному значению энергии.

Однако при затрате сравнительно незначительной энергии возможен перевод электронов в пределах одного и того же уровня, с одного подуровня на другой, энергетически более высокий. Углерод переходит в возбуждённое состояние, что сопровождается разъединением спаренных электронов, т.е. распадом двух электронных облаков на одноэлектронные. Такой процесс называют промотированием. Такое состояние атома, в котором при незаполненном нижнем подуровне имеются электроны на более высоком подуровне, называется возбуждённым.

В нормальном состоянии углерод двухвалентен, в возбуждённом ? четырёхвалентен. Бериллий в нормальном состоянии нульвалентен, только при возбуждении атома бериллия, связанного с затратой энергии (Ве + 324 кДж/моль > Ве^*) происходит разделение электронной пары и он становится способным проявлять валентность, равную 2.



Литература

1. Основы общей химии. Б.В. Некрасов (стр.523-545).

2. Курс общей химии. Н.В. Коровин, Г.Н. Масленникова, Э.И. Мингулина.

3. Общая Химия. Н.Л. Глинка.

4. Сборник практических работ по химии Ю.И. Павлов.

5. Лекция Санкт-Петербургского университета лектор Н.С. Татьяна.

6. Лекция Иркутского Государственного Университета.

7. Лекция Новосибирского Университета.

8. Лекция Гродненский Государственный Университет.

9. Лекция Пензенского Университета.

10. Журнал Химия и Химики.

Размещено на Allbest.ru

...