Строение атома. Химическая связь

План:

1. Строение атома. Состояние электрона в атоме.

2. Понятие об энергетических уровнях и электронных орбиталях.

3. Периодический закон и периодическая система Д.И.Менделеева. s-, p-, d- и f- элементы.

4. Основные виды и характеристики химической связи (ковалентная, ионная, межмолекулярная, водородная.

1. АТОМ – наименьшая частица элемента, сохраняющая его химические свойства.

Первая модель 1898 г. Модель Томсона - атом -“кекс с изюмом” изюм - электроны, кекс - положительно заряженная субстанция.

На основании опытов Гейгера и Марсдена (обстреливали золотую фольгу a-частицами. Оказалось, что большая часть их проходит через фольгу не задерживаясь. Небольшая часть отклонялась от фольги на 45 градусов) Резерфорд (1911) предложил ядерную модель атома, согласно которой в центре атома находится ядро, вокруг которого по круговым орбитам вращаются электроны. За схожесть с галактикой данная модель получила название планетарной. Основные черты этой модели – наличие в атоме положительного заряженного ядра, окруженного электронами – выдержали испытание временем и подтверждены большим числом экспериментов. Однако модель Резерфорда в некоторых отношениях противоречила установленным фактам.

1. Не могла объяснить устойчивости атома. Электрон, вращающийся вокруг ядра должен был постоянно испускать электромагнитную энергия в виде световых волн. Но, излучая свет, он теряет часть своей энергии, что неизбежно приведет к нарушению равновесия между центробежной силой и силой электростатического притяжения к ядру. Результат этого- электрон неизбежно должен упасть на ядро. Атом перестанет существовать.

2. Модель Резерфорда приводила к неправильным выводам о характере атомных спектров. При пропускании излучения от раскаленного простого вещества через призму на экране появляется серия прерывистых линий, что свидетельствует о наличии электромагнитного излучения только определенного диапазона. Согласно Резерфорду электрон, двигаясь вокруг ядра должен постоянно излучать энергию, соответственно спектр должен быть непрерывным. На самом деле этого не наблюдается.

Все эти недостатки и несоответствия говорили о том, что законы классической механики, прекрасно описывающие объекты макромира абсолютно неприменимы к микромиру. В современной науке существует раздел механики описывающий объекты микромира – квантовая механика. Три основных положения квантовой механики: 1. Дискретность или квантование; 2. Корпускулярно-волновой дуализм; 3. Вероятностный характер законов микромира.

1. Квантование. В 1900 году Макс Планк пришел к выводу, что тепловое излучение абсолютно черного тела не является непрерывным, а состоит из дискретных порций энергии, квантов, которые впоследствии назвали фотонами. DЕ = hg.

Опираясь на теорию Планка, Нильс Бор в 1913 году создает свою теорию строения атома, основные положения которой следующие:

1. В изолированном атоме электрон движется по круговым стационарным орбитам.

2. Находясь на этих орбитах электрон не излучает и не поглощает энергии.

3. Переход электрона с одной стационарной орбиты на другую сопровождается испусканием кванта

В невозбужденном состоянии электрон находится на ближайшей к ядру орбите, так называемом - основном состоянии. Он может быть возбужден - переброшен на более высокие, но разрешенные, орбитали, а затем вернется в основное состояние, излучая кванты света, отвечающие линейчатому спектру.

Достижения Бора:

1. Описал радиус атома водорода,

2. Определил энергию его ионизации,

3. Описал количественно спектр атома водорода.

Недостатки теории: не удается описать спектры многоэлектронных атомов, поведение атомов в магнитном поле

Существующее в настоящее время представление о копускулярно-волновом дуализме электрона опирается на следующие положения:

Электрон - частица: имеет массу, оказывает физическое воздействие, имеет скорость.

Электрон - волна: имеет фазу, можно определить длину волны, пучок электронов испытывает дифракцию, интерференцию.

В 1924 г. Луи де Бройль предположил, что электроны, подобно фотонам, распространяются волнами.

Согласно принцип неопределенности Гейзенберга (1927) - невозможно в любой данный момент времени определить и положение в пространстве и импульс электрона. В связи с этим мы говорим не об отдельном электроне, а об электронном облаке.

Исходя из представления о наличии у электрона волновых свойств Шредингер в 1925 году предположил, что состояние движущегося в атоме электрона должно описываться уравнением стоячей электромагнитной волны. Решение этого уравнения дает плотность вероятности нахождения электрона в малой области пространства. Область пространства, для которой вероятность нахождения электрона равна 95%, называется атомной орбиталью.

II. Волновое уравнение Шредингера имеет ограниченное число решений, следовательно полная энергия электрона в атоме может иметь только определенные значения. Это согласуется с представлениями Бора о том, сто энергия в атоме квантована. Решение уравнения Шредингера можно получить, если орбитали охарактеризованы четырьмя квантовыми числами.

Главное квантовое число – n – характеризует совокупность энергетических состояний электрона в пределах энергетического уровня. Энергетический уровень – совокупность энергетических состояний электрона характеризующихся одним и тем же значением главного квантового числа. Также главное квантовое число характеризует размеры электронного облака и число энергетических уровней. n- может принимать значение от 1 до бесконечности. Для существующих элементов главное квантовое число соответствует номеру периода в П.С. Д.И. Менделеева. Для энергетических уровней электрона в атоме, соответствующих различным значениям n приняты следующие буквенные обозначения.

Главное квантовое число
Обозначение энергетического уровня	K	L	M	N	O	P	Q

Орбитальное квантовое число. Не только энергия электрона может принимать определенное значение, но и форма электронного облака. Она определяется орбитальным (азимутальным или побочным) квантовым числом – l, которое характеризует форму и число энергетических подуровней, которые возникают при взаимном отталкивании (эффект экранирования от ядра) электронов в многоэлектронном атоме. l- может принимать значение о 0 до n -1. Существует четыре различные формы атомных орбиталей s – сфера, р- гантель, d – две перекрещенных гантели, f- клеверный лист. Эти обозначения условны и соответствуют значениям орбитального квантового числа. Так же l характеризует энергию электрона в пределах энергетического подуровня.

Водород Н имеет один энергетический уровень, т.е. n = 1. На первом энергетическом уровне находится только один подуровень l = 0 (s –подуровень). У многоэлектронных атомов происходит расслоение подуровней из за взаимного отталкивания электронов. Так на втором энергетическом уровне появляется два подуровня s и p (l = 0,1).

Магнитное квантовое число. Ориентация электронного облака в пространстве характеризуется значением магнитного квантового числа – m, которое принимает значение от –l до + l. Вообще любому значению l соответствует (2l + 1) значений магнитного квантового числа.

Спиновое квантовое число. Доказано, что электроны вращаются не только вокруг ядра атома, но и вокруг собственной оси. Такая особенность поведения электронов называется спин. Существует две возможности такого вращения - по часовой и против часовой стрелки. Принятые обозначения спина + ½ и – ½.

Дата добавления: 2014-01-06