Основные сведения о строении атомов. Квантово-механическая модель атома. Волновые свойства электронов.

Квантово-механическая модель атомов. Уравнение Луи де Бройля. В1920-х годах доказано двойственная природасфера, согласно которой свет - двойственный объект, в одних экспериментах как волновой объект, в других – как состоящий из материальных частиц.

Длина волны =h/m

Гейзинберг предложил принцип неопределённости: невозможно одновременно с одинаково большой точностью указать положение электрона в атоме и его импульс.

Шредингер сказал, что характер волнового движения электрона в атоме близок волновому движению типа «стоячая» волна. Квадрат волновой функции характеризует вероятность нахождения электрона в данной области пространства атома.

Область пространства, в которой можно найти электрон – электронное облако.

Атом состоит из положительно заряженного ядра, в котором сосредоточена преобладающая часть массы атома, и вращающихся вокруг него электронов. Положительный заряд ядра нейтрализуется суммарным отрицательным зарядом электронов, так что атом в целом электронейтрален. Возникающая вследствие вращения электронов центробежная сила уравновешивается силой электростатического притяжения электронов к противоположно заряженному ядру. Размеры ядра очень малы по сравнению с размерами атома в целом: диаметр атома — величина порядка 10~8 см, а диаметр ядра — порядка 1(Н3)

4.Квантовые числа электронов. Распределение электронов по орбиталям. Принцип Паули. Порядок заполнения атомных орбиталей электронами.

Возможные энергетические состояния электрона в атоме определяются

величиной главного квантового числа п, которое может принимать положительные целочисленные значения: 1, 2, 3... и т. д. Наименьшей энергией электрон обладает при n = 1; с увеличением п энергия электрона возрастает. Поэтому состояние- электрона, характеризующееся определенным значением главного квантового числа, принято называть энергетическим уровнем электрона в атоме: при п — 1 электрон находится на первом энергетическом уровне

Не только энергия электрона в атоме (n связанный с ней размер электронного облака) может принимать лишь определенные значения. Произвольной не может быть и форма электронного облака. Она определяется орбитальным квантовым числом/ (его называют также побочным, или азимутальным), которое может принимать целочисленные значения от 0 до (п—1), где п — главное квантовое число.

Размеры и формы электронных облаков в атоме могут быть не любыми, а только такими, которые соответствуют возможным значениям квантовых чисел п и I. Из уравнения Шредингера следует, что и ориентация электронного облака в пространстве не может быть произвольной: она определяется значением третьего, так называемого магнитного квантового числа т.

Магнитное квантовое число может принимать любые целочисленные значения — как положительные, так и отрицательные — в пределах от +/ до —/. Таким образом, для разных значений / число возможных значений т раз-лично. Так, для s-электронов (/==0) возможно только одно значение т (т = 0); для р-электронов (/=1) возможны три различных значения т (—1,0, +1); при 1 = 2 (f-электроны) т может принимать пять различных значений (—2,—1,0,+1,4-2). Вообще, некоторому значению I соответствует (2/+ 1) возможных значений магнитного квантового числа, т. е. (2/+I) возможных расположений электронного облака в пространстве.

Исследования атомных спектров привели к выводу, что, помимо квантовых чисел п, I и т, электрон характеризуется еще одной квантованной величиной, не связанной с движением электрона вокруг ядра, а определяющей его собственное состояние. Эта величина получила название спинового квантового числа или просто спина (от английского spin — кручение, вращение); спин обычно обозначают буквой s. Спин электрона может иметь только два значения: +1/2 или —1/2; таким образом, как и в случае остальных квантовых чисел, возможные значения спинового квантового числа различаются на единицу.

(Принцип Паули), согласно которому в атоме не может быть двух электронов, у которых все четыре квантовых числа были бы одинаковыми.

Первое правило Клечковского: заполнение подуровней происходит в направлении увеличения суммы главного и орбитального квантовых чисел.

Второе правило К л е ч к о в с к о г о: если для 2-х подуровней сумма главного и орбитального квантовых чисел одинаковы, то в начале полностью заполняется подуровень с меньшим значением главного квантового числа.

С особенностью заполнения электронами подуровней связана возможность переменной валентности.

5. Электронные и электронно-графические формулы. Привести конкретные примеры указанных формул для элементов 3, 5,7 периодов.

Согласно представлениям Гейтлера и Лондона, валентность элементов определяется числом неспаренных электронов. Рассмотрим электронно-графические формулы некоторых элементов, в которых орбитали представляют в виде ячеек- квадратов, а электрон в виде стрелок + ½; -1/2.

Из этих формул следует, что в нормальном (неспаренном) состоянии углерод имеет II валентность, Sc – I.Атомы могут переходить в возбуждённое состояние, при котором с ниже лежащих подуровней могут переходить выше лежащие пустые подуровне (в пределах одного подуровня).

6. Периодический закон и периодическая система д.И. Менделеева Структура периодической системы (период, группа, подгруппа). Значение периодического закона и периодической системы.

Периодический закон Д. И. Менделеева: Свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины атомных весов элементов.(Свойства эл-тов находятся в периодической зависимости от заряда атомов их ядер).

Периодическая система элементов. Ряды элементов, в пределах которых свойства изменяются последовательно, как, например, ряд из восьми элементов от лития до неона или от натрия до аргона, Менделеев назвал периодами. Если напишем эти два периода один под другим так, чтобы под литием находился натрий, а под неоном — аргон, то получим следующее расположение элементов:

При таком расположении в вертикальные столбцы попадают элементы, сходные по своим свойствам и обладающие одинаковой валентностью, например, литий и натрий, бериллий и магний и т. д.

Разделив все элементы на периоды и располагая один период под другим так, чтобы Сходные по свойствам и типу образуемых соединений элементы приходились друг под другом, Менделеев составил таблицу, названную им периодической системой элементов по группам и рядам.

Значение периодической системы. Периодическая система элементов оказала большое влияние на последующее развитие химии. Она не только была первой естественной классификацией химических элементов, показавшей, что они образуют стройную систему и находятся в тесной связи друг с другом, но и явилась могучим орудием для дальнейших исследований.