Строение атома по модели Бора

Атом (от греч. «неделимый») – мельчайшая частица, которую химическим путем невозможно разделить на составные части, превратить в другой атом или уничтожить. Атом – носитель химических свойств элемента.

Н. Бор исходил из планетарной модели атома. Основываясь на квантовой теории света о прерывистой, дискретной природе излучения, он сделал вывод, что энергия электронов в атоме не может меняться непрерывно, а меняется скачками – т.е. дискретно. Поэтому энергетические состояния электронов в атоме квантованы, и переход из одного состояния в другое сопровождается поглощением или излучением кванта э/м излучения.

Постулаты Бора (1913):

· Электрон может вращаться вокруг ядра не по любым, а только по некоторым круговы орбитам. Эти орбиты получили названия стационарных.

· Двигаясь по стационарной орбите, электрон не излучает э/м энергии.

· Излучение происходит при скачкообразном переходе электрона с одной стационарной орбиты на другую. При этом испускается или излучается квант э/м излучения, энергия которого равна разности энергии атома в конечном и исходном состояниях. Энергия электрона, вращающегося вокруг ядра, зависит от радиуса орбиты. Наименьшей энергии обладает, находясь на ближайшей к ядру орбите (это так называемое нормальное состояние атома). Для того, чтобы перевести электрон на другую орбиту нужно преодолеть притяжение у ядру и затратить энергию. Этот процесс осуществляется при поглощении кванта света. При этом энергия атома увеличивается, и он переходит в возбужденное состояние. В обратном случае происходит выделение кванта э/м излучения: h˟v (ур-ие Планка)=Е=Е_н - Е_к

Теория Бора объяснила физическую природу атомных спектров как результата перехода атомных электронов с одних стационарных орбит на другие. Кроме того, модель по Бору успешно объяснила появление линейчатого спектра и наличие серий в видимой части спектра испускания атомов водорода.

Но были и явные противоречия: например, где расположен электрон при переходе с одной орбиты на другую? Как вытекает из классической теории относительности, ни один физический процесс не может протекать со скоростью света. Поэтому переход электрона на новую орбиту, не совершается мгновенно, а длится некоторое время. Значит, электрон в этот момент находится между орбитами. Но как раз такие «промежуточные» положения электрона запрещаются теорией, поскольку постулируется возможность пребывания электрона только на стационарных орбитах.

4. Строение электронных оболочек атомов. Атомные орбитали. Квантовые числа.

Атомная орбиталь – область пространства, в которой вероятность обнаружения электрона максимальна.

Любое устойчивое состояние электрона в атоме характеризуется определенными значениями квантовых чисел, определяющих ее энергию, форму и пространственное расположение.

· Главное квантовое число (n) характеризует энергию электрона в атоме: n=1 – первый энергетический уровень (наименьшая энергия), n=2 – второй и т.д. Чем меньше значение n, тем отрицательнее энергия электрона, тем более он связан и находится в устойчивом состоянии с ядром. Энергетические уровни, начиная с 5 и до бесконечности, находятся настолько близко друг к другу, что почти сливаются. Главное квантовое число также определяет характер радиальной зависимости орбитали, т.е. размеры электронного облака. Другими словами, n определяет средний радиус нахождения электрона в атоме. При больших значениях n (нпример 1000) размер атома становится микроскопическим, уменьшается энергия ионизации и увеличивается время жизни возбужденного состояния. Такие атомы, находящиеся в высоковозбужденном состоянии, называются ридберговскими.

· Орбитальное квантовое число (l) определяет не радиальную, а угловую зависимость угловой функции, т.е. форму электронного облака. Возможные значения на 1 меньше главного квантового числа: l = 0 (s-электроны), 1 (p-электроны), 2(d-), 3(f-), 4(g-), 5(h-)… (n-1). Меньшей энергией обладают s-электроны, затем идут p-, d-, и т.д.

· Магнитное квантовое число (m) определяет возможные ориентации электронного облака в пространстве: m=-l,..-2,-1,0,+1,+2,..+l.

· Спиновое квантовое число (s) отражает наличие у электрона собственного момента движения. Проекция собственного значения количества движения электрона на избранное направление (например, на ось z) и называется спином. Принимает два значения: +½ или – ½. Указывают стрелками вниз или вверх в ячейках.

Правило Клечковского (правило n+l): в многоэлектронном атоме электрон занимает в основном состоянии уровень с наименьшим значением суммы n+l. Если для нескольких подуровней эти сумы одинаковы, то сначала идет заполнение подуровня с меньшим значением n. Распределение электронов по АО – электронная конфигурация атома.

Принцип Паули: в атоме не может быть двух электронов, обладающих одинаковыми свойствами, т.е. имеющих одинаковый набор всех четырех квантовых чисел. Поэтому максимальное число электронов для одной АО – 2.

Правило Хунда: в пределах одного электронного подуровня электроны располагаются таким образом, чтобы их суммарный спин был максимален.

Гибридизация АО: гипотетический процесс смешения разных (s, p, d) орбиталей центрального атома многоатомной молекулы с возникновением того же числа орбиталей, эквивалентных по своим характеристикам: sp, sp², sp³, dsp², sp³d, sp³d².

Дата добавления: 2015-04-24