Embedded Files
Тема 3. Современные представления о строении атома. Строение электронной оболочки атома
Тема 3. Современные представления о строении атома. Строение электронной оболочки атома
3.1. Современные представления о строении атома
3.1. Современные представления о строении атома
3.1.1. Состав атома
3.1.1. Состав атома
До конца XIX в. атом считали неделимой частицей, но последовавшие позже открытия (радиоактивность, фотоэффект) поколебали это убеждение. Сейчас известно, что атом состоит из элементарных частиц, основные из которых – протон, нейтрон, электрон.
После открытия основных элементарных частиц, входящих в состав атома, встал вопрос об их местонахождении, т.е. о строении атома. В 1911 г. Томсон предложил свою модель строения атома, которая получила условное название «пудинг с изюмом». Согласно этой модели атом представляет собой некую субстанцию, в которой равномерно распределены протоны, нейтроны и электроны. Число протонов равно числу электронов, поэтому атом в целом электронейтрален.
Рис 1. Схема установки в опыте Резерфорда:1 – источник α-излучения;2 – золотая фольга;3 – экран с покрытием из сульфида цинка
В 1913 г. Резерфорд ставит опыт, результаты которого модель Томсона объяснить не может (рис.1).Это заставляет Резерфорда предложить свою модель строения атома, получившую название планетарной. Согласно этой модели атом состоит из ядра, в котором сконцентрирована основная масса атома, поскольку ядро содержит протоны и нейтроны; вокруг ядра на огромной скорости вращаются электроны. Поскольку модель Резерфорда содержала ряд противоречий, Н.Бором были введены постулаты, устраняющие эти противоречия.
1-й постулат. Электроны вращаются вокруг ядра не по произвольным, а по строго определенным, стационарным орбитам.
2-й постулат. При движении по стационарной орбите электрон не излучает и не поглощает энергию. Изменение энергии происходит при переходе электрона с одной стационарной орбиты на другую.
Но теория Резерфорда–Бора дает удовлетворительные результаты только для атома водорода. Современные представления о строении атома подчиняются квантовой модели строения атома, которая учитывает волновые свойства элементарных частиц. Приведем ее основные положения.
Электрон имеет двойственную (корпускулярно-волновую) природу, т.е. ведет себя и как частица, и как волна. Как частица, электрон обладает массой и зарядом; как волна, он обладает способностью к дифракции.
Для электрона невозможно одновременно точно измерить координату и скорость.
Электрон в атоме не движется по определенным траекториям, а может находиться в любой части околоядерного пространства, однако вероятность его нахождения в разных частях этого пространства неодинакова. Область пространства, где вероятнее всего находится электрон, называется орбиталью*.
Ядра атомов состоят из протонов и нейтронов, имеющих общее название – нуклоны.
3.1.2. Параметры для характеристики атомов
3.1.2. Параметры для характеристики атомов
Массовое число А – сумма чисел протонов и нейтронов атома.
Заряд ядра Z – число протонов, определяется по порядковому номеру элемента в таблице Д.И.Менделеева. В 1913 г. английским физиком Г.Мозли было установлено, что положительный заряд ядра атома (в условных единицах) равен порядковому номеру элемента в периодической системе Д.И.Менделеева.
Число нейтронов N определяется как разность между массовым числом и зарядом ядра (учитывая, что массой электрона можно пренебречь).
Изотопы – атомы одного элемента, имеющие одинаковый заряд ядра (следовательно, и количество электронов), но различное число нейтронов (следовательно, различные массовые числа). Например, элемент водород имеет три изотопа: протий, дейтерий и тритий. Первые два существуют в природе, тритий получен искусственным путем. Подавляющее большинство химических элементов имеет разное число природных изотопов с разным процентным содержанием каждого из них. Относительная атомная масса элемента, которая приводится в периодической системе, – это средняя величина массовых чисел природных изотопов данного элемента с учетом процентного содержания каждого из этих изотопов. Химические свойства всех изотопов одного химического элемента одинаковы. Следовательно, химические свойства элемента зависят не от атомной массы, а от заряда ядра.
Помимо изотопов существуют изобары – атомы разных химических элементов, которые имеют одинаковые массовые числа, и изотоны – атомы разных химических элементов, которые имеют одинаковое число нейтронов.
3.1.3. Радиоактивность. Ядерные реакции
3.1.3. Радиоактивность. Ядерные реакции
Радиоактивностью называют самопроизвольное превращение неустойчивого изотопа одного химического элемента в изотоп другого элемента, сопровождающееся испусканием элементарных частиц или ядер.
Периодом полураспада (Т1/2) называется время, за которое распадается половина исходного количества радиоактивного изотопа.
где m0 – начальная масса вещества, mост – масса остатка, t – время процесса, Т1/2 – период полураспада.
К основным видам радиоактивного распада относятся:
α-распад (α-частица – ядро атома 42He). При испускании α-частицы ядро теряет два протона и два нейтрона, например:
β–-распад (β–-частица – электрон). При испускании электрона заряд ядра увеличивается на 1, а массовое число не изменяется, например: β
Позитронный (β+) распад (β+-частица – позитрон, обладает массой электрона и положительным зарядом). Число протонов в ядре при позитронном распаде уменьшается на 1, а массовое число не изменяется, например:
Электронный захват. При захвате ядром электрона заряд ядра уменьшается на 1, а массовое число остается прежним, например:
Уравнения ядерных реакций должны удовлетворять правилу равенства сумм индексов:
а) сумма массовых чисел частиц, вступающих в реакцию, равна сумме массовых чисел частиц – продуктов реакции;
б) сумма зарядов частиц, вступающих в реакцию, и сумма зарядов образовавшихся частиц – продуктов реакции – равны между собой.
3.2. Строение электронной оболочки атома
3.2. Строение электронной оболочки атома
3.2.1. Определения понятий: «электронная оболочка», «электронное облако», «энергетический уровень», «энергетический подуровень», «электронный слой»
3.2.1. Определения понятий: «электронная оболочка», «электронное облако», «энергетический уровень», «энергетический подуровень», «электронный слой»
Атом состоит из ядра и электронной оболочки.
Электронная оболочка атома – это совокупность всех электронов в данном атоме. От строения электронной оболочки атома напрямую зависят химические свойства данного химического элемента. Согласно квантовой теории каждый электрон в атоме занимает определенную орбиталь и образует электронное облако, которое является совокупностью различных положений быстро движущегося электрона.
3.2.2. Квантовые числа (главное, побочное, магнитное, спиновое)
3.2.2. Квантовые числа (главное, побочное, магнитное, спиновое)
Для характеристики орбиталей и электронов используют квантовые числа.
Главное квантовое число n характеризует энергию и размеры орбитали и электронного облака, принимает значения целых чисел – от 1 до бесконечности (n = 1, 2, 3, 4, 5, 6…). Орбитали, имеющие одинаковые значения n, близки между собой по энергии и по размерам, они образуют один энергетический уровень.
Энергетический уровень – это совокупность орбиталей, имеющих одинаковое значение главного квантового числа. Энергетические уровни обозначают либо цифрами, либо большими буквами латинского алфавита (1 – K, 2 – L, 3 – M, 4 – N, 5 – O, 6 – P, 7 – Q). С увеличением порядкового номера энергия орбиталей увеличивается.
Электронный слой – это совокупность электронов, находящихся на одном энергетическом уровне.
На одном энергетическом уровне могут находиться электронные облака, имеющие различные геометрические формы.
Побочное (орбитальное) квантовое число l характеризует формы орбиталей и облаков, принимает значения целых чисел от 0 до n – 1.
Орбитали, для которых l = 0, имеют форму сферы и называются s-орбиталями. Они содержатся на всех энергетических уровнях, причем на К-уровне есть только s-орбиталь.
Орбитали, для которых l = 1, имеют форму вытянутой восьмерки и называются р-орбиталями. Они содержатся на всех энергетических уровнях, кроме первого (К).
Орбитали, для которых l = 2, называются d-орбиталями. Их заполнение электронами начинается с третьего энергетического уровня.
Заполнение f-орбиталей, для которых l = 3, начинается с четвертого энергетического уровня.
Энергия орбиталей, находящихся на одном энергетическом уровне, но имеющих разную форму, неодинакова: Es < Ep < Ed < Ef, поэтому на одном уровне выделяют разные энергетические подуровни.
Энергетический подуровень – это совокупность орбиталей, которые находятся на одном энергетическом уровне и имеют одинаковую форму. Орбитали одного подуровня имеют одинаковые значения главного и побочного квантовых чисел, но отличаются направлением (ориентацией) в пространстве.
Магнитное квантовое число ml характеризует ориентацию орбиталей (электронных облаков) в пространстве и принимает значения целых чисел от –l через 0 до +l. Число значений ml определяет число орбиталей на подуровне, например:
s-подуровень: l = 0, ml = 0 – одна орбиталь;
p-подуровень: l = 1, ml = –1, 0, +1 – три орбитали;
d-подуровень: l = 2, ml = –2, –1, 0, +1, +2 – пять орбиталей.
Таким образом, число орбиталей на подуровне равно 2l + 1. Общее число орбиталей на одном энергетическом уровне – n2. Общее число электронов на одном энергетическом уровне – 2n2. Графически любая орбиталь изображается в виде клетки (квантовой ячейки).
Итак, каждая орбиталь и электрон, находящийся на этой орбитали, характеризуются тремя квантовыми числами: главным, побочным и магнитным. Электрон характеризуется еще одним квантовым числом – спином.
Спиновое квантовое число ms, спин (от англ. spin – кружение, вращение) – характеризует вращение электрона вокруг своей оси и принимает только два значения: +1/2 и –1/2. Электрон со спином +1/2 условно изображают так: ; со спином –1/2: .
3.2.3. Закономерности заполнения электронной оболочки атома: принцип Паули, принцип наименьшей энергии, правило Клечковского, правило Гунда
3.2.3. Закономерности заполнения электронной оболочки атома: принцип Паули, принцип наименьшей энергии, правило Клечковского, правило Гунда
Заполнение электронной оболочки атома подчиняется следующим законам:
Принцип Паули. В атоме не может быть двух электронов с одинаковым набором всех четырех квантовых чисел.
Принцип наименьшей энергии. Основное (устойчивое) состояние атома характеризуется минимальной энергией. Поэтому электроны заполняют орбитали в порядке увеличения их энергии.
Правило Клечковского. Электроны заполняют энергетические подуровни в порядке увеличения их энергии.
Этот порядок определяется значением суммы главного и побочного квантовых чисел (n + l):
1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d.
П р а в и л о Х у н д а. На одном подуровне электроны располагаются так, чтобы абсолютное значение суммы спиновых квантовых чисел (суммарного спина) было максимальным. Это соответствует устойчивому состоянию атома.
Например, электронные формулы магния, железа и теллура имеют вид:
(+12) Mg 1s22s22p63s2;
(+26) Fe 1s22s22p63s23p64s23d6;
(+52) Te 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p4.
Исключения в четвертом периоде составляют атомы хрома и меди, в которых происходит проскок (переход) одного электрона с 4s-подуровня на 3d-подуровень, что объясняется большой устойчивостью образующихся при этом электронных конфигураций 3d5 и 3d10. Таким образом, электронные формулы атомов хрома и меди имеют вид:
(+24) Cr 1s22s22p63s23p64s13d5;
(+29) Cu 1s22s22p63s23p64s13d10.
Для характеристики электронного строения атома можно использовать схемы электронного строения, электронные и электронно-графические формулы, например:
Page updated
Report abuse