Строение атома презентация

Лекция СТРОЕНИЕ АТОМА

Свидетельства сложности строения атома Электролиз (1800 г.) Фотоэффект ( Герц, Столетов, 1887-1888г.) Теория электролитической диссоциации ( Аррениус, 1887 г.)

Свидетельства сложности строения атома Катодные лучи (Томсон, 1897), частицы которых получили название электроны е- (несут единичный отрицательный заряд); Естественная радиоактивность элементов (Беккерель и Пьер Кюри, М. Склодовская-Кюри 1896);

Основные понятия и определения Атом это наименьшая частица химического элемента, способная к самостоятельному существованию, подчиняющаяся квантовым законам и являющаяся носителем его свойств. Атом состоит из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов.

Основные понятия и определения Электрон – стабильная элементарная частица, имеющая массу покоя 9,109 · 10-31 кг , Несущая элементарный отрицательный заряд 1,60 · 10-19 Кл. Заряд электрона принимают за -1

Основные понятия и определения Протон – ядро атома легкого изотопа водорода 1, элементарная частица, несущая положительный заряд 1,60 · 10-19 Кл, имеющая массу 1,672 · 10-27 кг. Заряд ядра определяется числом находящимся в нем протонов и определяет число электронов в атоме элементов, его химическую индивидуальность (Номер химического элемента)

Основные понятия и определения Нейтрон – электрически нейтральная элементарная частица с массой покоя 1,675 · 10-27 кг. Ядра атомов состоят из элементарных частиц двух видов – протонов и нейтронов. Вся масса атома сосредоточена в его ядре. rя = 10-15 М rа = 10-10 М

Атомные спектры Данные о спектрах химических элементов - экспериментальное основание теории строения атома. Спектры, получаемые разложением излучения, испускаемого телами – эмиссионные. Непрерывные спектры – при излучении раскаленных твердых и жидких тел. Линейчатый спектр – от излучения, испускаемого атомами, полосатый – молекулами. (У железа – свыше 5000 линий)

Спектр водорода

Атомный спектр водорода в видимой и ближней УФ-области (серия Бальмера)

Уровни энергии электрона в атоме водорода

Наличие в центре атома положительно заряженного ядра (Резерфорд, 1911)

Планетарная модель строения атома.(Бор,1910г.) Постулаты Бора. 1. Электрон вращается по строго определенным стационарным орбитам. При этом он не излучает энергии.

Планетарная модель строения атома.(Бор,1910г.) Постулаты Бора

Постулаты Бора 2. Поглощение и излучением атомом энергии имеет место при переходе с одной орбиты на другую. М. Планк (1900 г.): энергия излучается и поглощается отдельными порциями – квантами, пропорциональными частоте, колебаний, излучения

Основные понятия и определения

Теория ЗОММЕРФЕЛЬДА Стационарные орбиты в атомах могут быть не только круговыми, но эллиптоидными и могут различным образом располагаться в пространстве. Удалось объяснить многие закономерности для спектров.

Недостатки теории Бора-Зоммерфельда 1. При расчете ряда спектральных характеристик теория дает результаты, не совпадающие с опытом. 2. При расчете энергии электронов дает не соответствующие эксперименту результаты 3. Теорию невозможно применить для количественного объяснения химической связи.

Квантово-механическая модель строения атома Двойственная природа электрона. Электрон обладает корпускулярно-волновым дуализмом, т.е. может вести себя и как частица и как волна. Его длина может быть рассчитана по уравнению Луи де Бройля: Закон де Бройля (открыт в 1924 г): любая частица, а не только фотон, имеет корпускулярно-волновой характер движения

Квантово-механическая модель строения атома Принцип неопределенности Гейзенберга (1927 г.): невозможно в любой момент времени определить и положение электрона в пространстве и его импульс с одинаковой точностью.

Уравнение Шредингера Э. Шредингер предложил описывать движение микрочастиц с помощью уравнения, которое связывает энергию, координаты и волновую функцию ψ – характеризует свойства квантовой системы

Квантовые числа Для описания орбитали (электрона) используют квантовые числа (параметры в уравнении Шредингера) 1. Главное квантовое число (n) Может принимать значения n = 1,2,3,4,5...∞

n характеризует: а) номер энергетического уровня; б) интервал энергии электронов, находящихся на этом уровне; в) размеры орбиталей; г) в ПС соответствует номеру периода; Емкость энергетического уровня определяется по формуле 2n2

Энергия связи электрона с ядром определяется формулой: Энергия связи электрона с ядром определяется формулой: E = -Rz2/n2 R -постоянная Ридберга Z- заряд ядра n – главное квантовое число R=1314 кДж/моль или 13,6 эВ При возникновении связей между протоном и электроном энергия понижается (-)

2. Орбитальное квантовое число (l)

2. Орбитальное квантовое число (l)

3. Магнитное квантовое число (m) m = -l…0…+ l определяет возможные ориентации электронного облака в пространстве. Количество чисел m равно числу возможных ориентаций электронного облака: 2l + 1 Если l = 0, m = 0, s-орбиталь может иметь 1 ориентацию Если l = 1, m = -1,0, +1 р-орбиталь может иметь 3 ориентации Если l = 2, m = -2, -1,0, +1,+2 d-орбиталь может иметь 5 ориентаций Если l = 3, m = -3, -2, -1,0, +1,+2, +3 f-орбиталь может иметь 7 ориентаций

Спиновое квантовое число S s = ± 1/2 отражает у электрона наличие собственного момента движения В отличие от теории Бора-Зоммерфельда квантовая механика показывает, что электрон может находиться в любой точке атома, но вероятность его пребывания в разных областях пространства различна.

Возбужденные состояния атомов

Основные и возбужденные состояния атомов

Третий период заканчивается Ar+18 1S22S22p63S23p6 Третий период заканчивается Ar+18 1S22S22p63S23p6

Заполнение электронами внешнего уровня начинается у Заполнение электронами внешнего уровня начинается у Ga+31 1S22S22p63S23p63d104S24p1 , a заканчивается у криптона Kr+36 1S22S22p63S23p63d104S24p6

Принцип Паули и правило Хунда Принцип Паули. В атоме не может быть двух электронов, состояние которых описывается одинаковым набором всех четырех квантовых чисел . Вывод: на каждой орбитали может находиться не более двух электронов (с противоположными спинами). Правило Хунда. В пределах одного подуровня электроны распределяются так, чтобы суммарный спин был максимален.

Многоэлектронные атомы 1. Принцип минимума энергии В атоме каждый электрон занимает тот подуровень на котором его энергия будет минимальной 2. Правила Клечковского Первое правило Клечковского: Заполнение подуровней электронами происходит в последовательности увеличения суммы главного и орбитального квантовых чисел Е = min при n + l = min Второе правило Клечковского: в случае одинаковых значений этой суммы заполняется сначала тот подуровень, для которого меньше n Е = min при n = min, если n + l = const

Схема изменений энергии подуровней с ростом заряда ядра

Максимальное число электронов на атомных энергетических уровнях и подуровнях

Максимальное число электронов на атомных энергетических уровнях и подуровнях