Тема 1.3. Будова речовин

План

Тема 1.2. Будова атома

1. Сучасні уявлення про будову атома. *

1. Характеристика квантових чисел. **
2. Розподіл електронів по рівнях і підрівнях. **

1. Довго в науці панувала думка, що атоми неподільні, тобто не містять простіших складових частин. Вважалося також, що атоми незмінні: атом певного елемента ні за яких умов не може перетворитися в атом будь-якого іншого елемента. Проте наприкінці ХІХст. було встановлено ряд фактів, які свідчать про складну будову атомів і про можливість взаємоперетворень їх.

Резерфорд у 1911р. запропонував схему будови атома, згідно якої він містив позитивно заряджене важке ядро, оточене електронами. Проте модель Резерфорда у деяких відношеннях суперечила твердо встановленим фактам:

• не пояснювала стійкості атома (за законами електродинаміки електрон, обертаючись навколо ядра, повинен в результаті втрати енергії на випромінювання «впасти» на ядро і атом припинить своє існування)
• при наближенні до ядра довжини хвиль, що випромінюються електроном, повинні безперервно змінюватися, утворюючи суцільний спектр. А спектр є лінійчатим.

Істотний крок у розвитку уявлень про будову атома зробив у 1913р. Нільс Бор, який запропонував теорію, що об’єднує ядерну модель атома з квантовою теорією світла.

Основні положення своєї теорії Бор сформулював у вигляді таких постулатів:

• Електрон може обертатися навколо ядра не по будь-яких, а тільки по деяких певних колових орбітах (стаціонарних). рухаючись по стаціонарній орбіті, електрон не випромінює електромагнітну енергію.
• При переході з однієї орбіти на іншу електрон поглинає або випромінює квант енергії.

Проте залишалось незрозумілим: де перебуває електрон у процесі переходу з однієї орбіти на іншу? Зомерфельд вдосконалив теорію Бора. Він припустив, що в атомі можуть бути не тільки кругові, а й еліптичні орбіти електронів. Недоліки теорії Бора-Зомерфельда:

• не пояснює всі деталі спектральних характеристик атомів
• не дає можливості кількісно розрахувати хімічний зв'язок.

У 1924р. де Бройль припустив, що корпускулярно-хвильова двоїстість властива електронам. Тому електрон повинен мати хвильові властивості, і для нього справджується рівняння де Бройля. Для електрона з масою і швидкістю можна написати:

Корпускулярні властивості електрона виявляються у його здатності проявляти свою дію тільки як цілого. Хвильові властивості виявляються в особливостях його руху, дифракції і інтерференції електронів.

2. Існує система квантових характеристик електрона (квантові числа), яка визначає стан електрона в атомі.

Характеристика квантових чисел

Головне	n	Визначає можливі енергетичні стани електрона в атомі. Чим більше n, тим більший розмір електронної хмаринки і більша енергія електрона. Набуває позитивні цілочисельні значення – 1, 2, 3, 4…, які відповідають енергетичному рівню електрона.
Орбітальне	l	Визначає форму електронної орбіталі. Може приймати значення від 0 до (n-1). Таким чином для: 1) n =1 - підрівень l = 0(s-стан) – сферична форма орбіта лі; 2) n =2 - підрівень l = 0(s-стан) – сферична форма орбіта лі; підрівень l = 1(p-стан) – гантелеподібна форма орбіта лі; 3) n =3 - підрівень l = 0(s-стан) – сферична форма орбіта лі; підрівень l = 1(p-стан) – гантелеподібна форма орбіта лі; підрівень l = 2(d-стан) – складна гантелеподібна форма 4) n =4 - підрівень l = 0(s-стан) – сферична форма орбіта лі; підрівень l = 1(p-стан) – гантелеподібна форма орбіта лі; підрівень l = 2(d-стан) – складна гантелеподібна форма; підрівень l = 3(f-стан) 5) n =5- підрівень l = 0(s-стан) – сферична форма орбіта лі; підрівень l = 1(p-стан) – гантелеподібна форма орбіта лі; підрівень l = 2(d-стан) – складна гантелеподібна форма; підрівень l = 3(f-стан) підрівень l = 4(g- стан)
Магнітне	m	Визначає орієнтацію орбіта лі в просторі. Набуває цілочисленних значень від +l до –l, включаючи 0.
Спінове	s	Визначає стан електрона. Крім орбітального момента кількосиі руху, електрон володіє власним моментом кількості руху в результаті руху навколо своєї осі. Цей рух має назву «спін». Може приймати два значення +1/2 і -1/2 або просто + і -.

Приклад: для атому Гідрогену характерний набір квантових чисел: n=1; l=0; m=0; s=+1/2 або -1/2.

Електронні стани, які відповідають певним значенням n, l, m позначають коміркою. Таких стани два, і вони відрізняються лише s. Комірка являється символічним зображенням певної орбіталі.

3. Заповнення електронних оболонок атомів електронами головним чином визначається принципом Паулі і правилом Гунда (Хунда).

Принцип Паулі:

В атомі не може бути двох електронів в станах, які характеризуються чотирма однаковими квантовими числами.

Цей принцип дає можливість визначити число електронів на енергетичному рівні і підрівні.

Правило Гунда (заповнення орбіталей підрівня):

В межах підрівня електрони заповнюють максимальне число орбіталей.

або

Сумарний спін електронів в даному підрівні повинен бути максимальним.

Послідовність заповнення атомних орбіталей залежно від значень головного і орбітального квантових чисел дослідив Клечковський, який встановив, що енергія електрона зростає із збільшенням суми цих двох квантових чисел.

Правила Клечковського:

1) При збільшенні заряду ядра атома послідовне заповнення електронних орбіталей відбувається від орбіталей з меншим значенням суми головного і орбітального квантових чисел до орбіталей з більшим значенням цієї суми.

Електронна будова атомів калію і кальцію відповідає цьому правилу. Для 3d-орбіталей (n=3, l=2) сума дорівнює 5, а для 4s-орбіталі (n=4, l=0) дорівнює 4. Раніше заповнюється 4s-підрівень.

2) При однакових значеннях суми (n+l) заповнення орбіталей відбувається послідовно у напрямі зростання значення головного квантового числа n.

Контрольні запитання:

1. Постулати Бора. Недоліки теорії Бора.
2. Запишіть квантові числа для останнього електрона атома Карбону.
3. Сформулюйте правила Клечковського.
4. Яка орбіталь буде заповнюватися першою 5s або 4f? Відповідь обґрунтуйте розрахунками.
5. Складіть електронні та графічні формули атомів алюмінію, кадмію, вольфраму.

Література:

1. Глинка Н.Л. Общая химия: Учебное пособие для вузов. – Л.: Химия, 1979. - Гл. ІІІ, §§ 20-32 с. 57-99.

2. Хомченко Г.П. Химия. – М.: Высшая школа, 1981. – Ч. І, Гл. 2, §§ 9-12, 14, с. 16-23.

Дата добавления: 2015-05-24