Общая химия (стр. 3 )

Поскольку атом в целом является электронейтральным, а заряд электрона численно равен заряду протона и противоположен ему по знаку, то общее число электронов в атоме равно числу протонов и, следовательно, равно порядковому номеру элемента в периодической системе элементов.

2.2. Развитие представлений о строении атома

До конца 19 столетия большинство учёных представляло атом как неразложимую и неделимую частицу элемента – "конечный узел" материи. Считалось также, что атомы неизменны: атом данного элемента ни при каких условиях не может превращаться в атом какого – либо другого элемента.

Конец 19 и начало 20 веков характеризуется новыми открытиями в физике и химии, изменившими взгляд на атом, как на неизменимую частицу, свидетельствовавшими о сложном составе атомов и о возможности их взаимопревращений.

Сюда относится, прежде всего, открытие электрона английским физиком Томсоном в 1897 г., открытие и изучение радиоактивности в конце 90 – х годов 19 в. А. Беккерелем, Марией и Пьером Кюри, Э. Резерфордом.

Примерно в начале ХХ в. исследования ряда явлений (излучений раскалённых тел, фотоэффект, атомные спектры) привели к выводу, что энергия распространяется и передаётся, поглощается и испускается не непрерывно, а дискретно, отдельными порциями – квантами. Энергия системы микрочастиц также может принимать только определённые значения, которые являются кратными числами квантов.

Предположение о квантовой энергии впервые было высказано М. Планком (1900). Энергия кванта Е пропорциональна частоте излучения ν:

Е=h·ν,

где h – постоянная Планка (6,626 10-34 Дж×с), ν=, с – скорость света, l – длина волны.

В 1905 г. А. Эйнштейн предсказал, что любое излучение представляет собой поток квантов энергии, называемых фотонами. Из теории Эйнштейна следует, что свет имеет двойственную природу.

В 1911 г. Резерфорд предложил ядерную планетарную модель атома, состоящего из тяжёлого ядра, вокруг которого двигаются по орбитали электроны, подобно планетам солнечной системы. Однако, как показывает теория электромагнитного поля, электроны в этом случае должны двигаться по спирали, непрерывно излучая энергию, и падать на ядро.

Датский учёный Н. Бор, используя модель Резерфорда и теорию Планка, предложил первую квантовую модель (1913г.) строения атома водорода, согласно которой электроны двигаются вокруг ядра не по любым, а лишь по разрешённым орбитам, на которых электрон обладает определёнными энергиями. При переходе электрона с одной орбиты на другую атом поглощает или испускает энергию в виде квантов. Теория Бора позволила рассчитать энергию электронов, значения квантов энергии, испускаемых при переходе электрона с одного уровня на другой. Она не только объяснила физическую природу атомных спектров как результат перехода электронов с одних стационарных орбит на другие, но и впервые позволила рассчитывать спектры. Расчёт спектра простейшего атома – атома водорода, выполненный Бором, дал блестящие результаты: вычисленное положение спектральных линий в видимой части спектра совпало с их действительным местоположением в спектре. Но теория Бора не смогла объяснить поведение электрона в магнитном поле и все атомные спектральные линии, оказалась непригодной для многоэлектронных атомов. Возникла необходимость в новой модели атома, основанной на открытиях в микромире.

2.3. Квантово – механическая модель атома водорода. Исходные представления квантовой механики

В 1924г. Луи де Бройль (Франция) выдвинул предположение, что электрон, как и другие микрочастицы, характеризуется корпускулярно – волновым дуализмом. Де Бройль предложил уравнение, связывающее длину волны λ электрона или любой другой частицы с массой m и скоростью v:

λ=h/(mv).

Волны частиц материи де Бройль назвал материальными волнами. Они свойственны всем частицам или телам, но, как следует из уравнения, для макротел длина волны настолько мала, что в настоящее время не может быть обнаружена. Так, для тела с массой 1000 кг, двигающегося со скоростью 108 км/ч (30 м/с), λ=2,21 10-38 м.

Гипотеза де Бройля была экспериментально подтверждена обнаружением дифракционного и интерференционного эффектов потока электронов. В настоящее время дифракция потоков электронов, нейтронов, протонов широко используется для изучения структуры веществ.

В 1927г. В. Гейзенберг (Германия) постулировал принцип неопределённости, согласно которому положение и импульс движения субатомной частицы (микрочастицы) принципиально невозможно определить в любой момент времени с абсолютной точностью. В каждый момент времени можно определить только лишь одно из этих свойств. Э. Шредингер (Австрия) в 1926г. вывел математическое описание поведения электрона в атоме. Сущность его заключается в том, что движение электронов в атоме описывается волновым уравнением, а определение местоположения электрона производится по вероятностным принципам. Уравнение Шредингера, являющееся основой современной квантово – механической теории строения атома, имеет вид (в простейшем случае):

– ( + + ) + U= E,

где h – постоянная Планка; m – масса частицы; U – потенциальная энергия; Е – полная энергия; x, y, z – координаты; ψ – волновая функция.

Особо важное значение для характеристики состояния электрона имеет волновая функция ψ. Определённый физический смысл имеет её квадрат – ψ2. Величина ψ2 dv выражает вероятность нахождения электрона в объёме пространства dv, окружающего атомное ядро. В настоящее время уравнение имеет точное решение только для водорода и водородоподобных частиц Не+, Li2+, т. е. для одноэлектронных частиц. Решение этого уравнения – задача сложная и рассмотрение её выходит за рамки данного курса.

Работы Планка, Эйнштейна, Бора, де Бройля, Гейзенберга, Шредингера заложили основу квантовой механики, изучающей движение и взаимодействие микрочастиц. Она основывается на представлении о квантовой энергии, волновом характере движения микрочастиц и вероятностном (статистическом) методе описания микрообъектов.

2.4. Модель состояния электрона в атоме

В соответствии с квантово – механическими представлениями, электрон – это такое образование, которое ведёт себя и как частица, и как волна, т. е. он обладает, как и другие микрочастицы, корпускулярно – волновым дуализмом (двойственностью). С одной стороны, электроны, как частицы, имеют массу покоя и заряд, производят давление, с другой стороны, это волны, характеризующиеся длиной волны λ и частотой излучения ν, обладающие такими свойствами, как интерференция и дифракция.

Согласно квантовой механике, невозможно точно определить энергию и положение электрона, поэтому используют вероятностный подход для характеристики положения электрона. Квантовая механика рассматривает вероятность нахождения электрона в пространстве вокруг ядра.

Быстро движущийся электрон, обладающий свойствами волны, может находиться в любой части пространства, окружающего ядро, и совокупность различных его положений рассматривается как электронное облако с определённой плотностью отрицательного заряда. Более наглядно это можно представить так. Если бы удалось через ничтожно малые промежутки времени сфотографировать положение электрона в атоме водорода (оно отразится на фотографии в виде точки), то при наложении множества таких фотографий получилась бы картина электронного облака (рис. 2.1). Плотность электронного облака неравномерна. Там, где точек наибольшее число, облако будет наиболее плотным, что будет отвечать наибольшей вероятности пребывания электрона в данной части атомного пространства.

Электронное облако – это квантово – механическая модель движения электрона в атоме.

Если в планетарной модели строение простейшего атома водорода представлялось так: вокруг ядра по орбите вращается электрон, то с точки зрения квантовой механики, ядро атома водорода окружено пульсирующим электронным облаком с неравномерной плотностью. Форма облака – сферическая. Как видим, орбита заменена представлением об электронном (зарядовом) облаке, однако термин “атомная орбита” или “атомная орбиталь” применяется и поныне.

Атомная орбиталь (АО) или электронное облако – это пространство вокруг ядра, в котором вероятность пребывания электрона составляет не менее 90%. АО могут различаться размерами, формой, ориентацией в пространстве.

2.5. Квантовые числа

Для характеристики поведения электрона в атоме введены квантовые числа: главное, орбитальное, магнитное и спиновое.

Главное квантовое число n определяет энергию электрона на энергетическом уровне и размер атомной орбитали. Оно может принимать целочисленные значения от 1 до (практически от 1 до 7 соответственно номеру периода, в котором находится элемент). Чем больше n, тем больше энергия электрона и размер атомной орбитали (электронного облака).

Энергия электрона, главным образом, зависит от расстояния электрона от ядра: чем ближе к ядру находится электрон, тем меньше его энергия и размер электронного облака.

Состояние электрона, характеризующееся определённым значением главного квантового числа, принято называть энергетическим уровнем электрона в атоме. Энергетические уровни обозначают прописными буквами согласно схеме:

Значение n : 1 2 3 4 5 6 7.

Обозначение: K, L,M, N,O, P,Q.

Так, если n=3, то электрон находится на третьем уровне от ядра или на М уровне и, наоборот, для пятого уровня (О – уровня) n=5.

Конечно, никаких уровней в атоме нет; говоря так, понимают лишь энергетическое состояние электрона, что и определяет его положение в атоме. Электроны, характеризующиеся одним и тем же значением главного квантового числа, образуют в атоме электронные облака приблизительно одинаковых размеров, поэтому можно говорить о существовании в атоме электронных слоев, или электронных оболочек, отвечающих определенным значениям главного квантового числа. При переходе электрона с уровня на уровень выделяются или поглощаются кванты энергии, которые могут проявиться в виде линий спектров (рис. 2.2) .