Строение атома
До конца 19 в. считалось, что атом неделим. Изучение радиоактивности и электрического тока позволило говорить о сложности строения атома |
1911. г Эрнст Резерфорд - планетарная модель строения атома: В центре положительно заряженное ядро, в котором сосредоточена вся масса атома. Ядро состоит из протонов и нейтронов. Вокруг ядра вращаются электроны, имеющие отрицательный заряд. |
1913 г – Нильс Бор дополнил теорию - электроны вращаются вокруг атома по строго определенным (стационарным орбитам) - электроны могут переходить с одной орбиты на другую, излучая или поглощая энергию |
Квантовая теория: (Луи де Броль, В.К. Гайнзберг, Эрвин Шрёдингер) - двойственная природа электрона (волна, частица) *масса покоя–1,1•10-31кг (в1836раз < протона); *υдв. = 3,00•106 м/сек; *заряд =-1,6•10-19Кл (условно -1), *длина волны 2,4•10-10м - быстродвижущиеся электроны образуют вокруг ядра электронное облако; - пространство вокруг ядра, в котором наиболее вероятно нахождение электрона (ē) , называется орбиталью. |
|||||||||||||||||||||||||||||||||||
Атом – электронейтральная система взаимодействующих элементарных частиц, состоящая из ядра (образованного протонами и нейтронами - общее их название нуклиды) и электронов. |
||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
При химических реакциях претерпевает изменения электронная оболочка. Характеристика электрона |
||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
n – главное квантовое число |
l- орбитальное квантовое число ( побочное) |
ml- магнитное квантовое число |
ms - спин |
|||||||||||||||||||||||||||||||||||
Количество ē на уровне 2n2, т.е N= 2n2 |
s- орбиталь р- орбиталь
сферическая форма форма гантели
d и f – орбитали более сложная форма
I ур. IIур. III ур. IV ур. s sp s p d s p d f l = 0 01 0 1 2 0 1 2 3
|
s- орбитали – одно положение
р- орбитали 3- положения (-1, 0, +1)
э лектронные облака вытянуты по координатным осям и ось каждого перпендикулярна двум другим. d- орбитали – 5; f – орбитали – 7 |
- постоянная ве-личина, это соб-ственный мо-мент импульса электрона, не связанный с движением. S= ½ - для всех электронов ms = +1/2 или ms = −1/2 |
|||||||||||||||||||||||||||||||||||
Распределение электронов в атоме по энергетическим уровням изображается в виде: |
||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
1,2,3 – номер энергетического уровня (n); s, p, d - подуровни |
|
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|
||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Принцип Паули: в атоме не может быть двух электронов, у которых все квантовые числа были бы одинаковы. Следовательно: на одной орбитали не может находиться более 2-х электронов. |
||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Правило Гунда: при данном значении l (т.е. в пределах определенного уровня) электроны располагаются таким образом, чтоб суммарный спин был максимальным. Например, размещение 3 электронов р-подуровня может быть следующим: Верное расположение первое, т.к. ms= +1/2 +1/2 +1/2=3/2, а во втором случае ms = +1/2 -1/2 +1/2 = 1/2
|
Правило Клечковского (принцип наименьшей энергии): заполнение электронных уровней происходит последовательно с ростом суммы n+l, а при одинаковом значении осуществляется там, где > число l (или с меньшим значением n) Например, на подуровнях 3d, 4p, 5s сумма n+l =5. Значит, сначала заполняются подуровни с меньшим значением 3d- 4p - 5s. Правило справедливо только для основных состояний атома. |