Лекции по "Химии"

Согласно  Бору, излучение или поглощение энергии определяется переходом из одного состояния, например с энергией E₁, в другое — с энергией E_2, что соответствует переходу электрона с одной стационарной орбиты на другую. При таком переходе излучается или поглощается энергия ∆Е, величина которой определяется соотношением

                                                ∆E = E₁ - E₂ =  hν,                                                 (2.3)

где ν — частота излучения, h = 2π ћ = 6,62 -10^-34 Дж • с.

      Используя уравнение (2.3), были рассчитаны частоты линий спектров атома водорода и многих других атомов элементов, которые очень хорошо согласовывались с экспериментальными значениями. Однако, было обнаружено также и то, что для сложных атомов теория Бора не давала удовлетворительных результатов. После Бора многие ученые пытались усовершенствовать его теорию, но все усовершенствования предлагались исходя из тех же законов классической физики.

Квантовая теория строения атома. В последующие годы некоторые положения теории Бора были переосмыслены, видоизменены, дополнены. Наиболее существенным нововведением явилось понятие об электронном облаке, которое пришло на смену понятию об электроне только как частице. На смену теории Бора пришла квантовая теория строения атома, которая учитывает волновые свойства электрона.

В основе современной  теории строения атома лежат следующие основные положения:

1. Электрон, имеет двойственную (корпускулярно-волновую) природу. Он может вести себя и как частица, и как волна: подобно частице, электрон обладает определенной массой и зарядом; в то же время движущийся поток электровоз проявляет волновые свойства, например, характеризуется способностью к дифракции. Длина волны электрона   и его скорость и связаны соотношением де Бройля:

                                                            λ= h/ mv,                                                 (2.4)

где т — масса электрона.

2. Для электрона   невозможно  одновременно  точно измерить координату и скорость. Чем точнее мы измеряем скорость, тем больше неопределенность в координате и наоборот. Математическим выражением принципа неопределенности служит соотношение

                                                         Dx • m • Dv  > ћ/2,                                                 (2.5)

где Dx — неопределенность положения координаты,  Dv  - погрешность измерения скорости.

3. 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. Пространство вокруг ядра, в котором вероятность нахождения   электрона   достаточно   велика,   называют   орбиталью.

Эти положения  составляют суть новой теории, описывающей движение микрочастиц, — квантовой механики. Наибольший вклад в развитие этой теории внесли француз Л. де Бройль, немец В. Гейзенберг, австриец Э. Шредингер и англичанин П.Дирак.

      Наиболее  важным  следствием   из   квантовой   механики  является то, что вся   совокупность  сложных  движений в  атоме  описывается   пятью   квантовыми числами: главным n, побочным l, магнитным m_l, спиновым s и проекцией спина m_s.

Квантовые числа электронов. Главное квантовое число п определяет общую энергию электрона на данной орбитали. Оно может принимать любые целые значения, начиная с единицы (n = 1, 2, 3,...). Под главным квантовым числом, равным бесконечности, подразумевают, что электрону сообщена энергия, достаточная для его полного отделения от ядра (ионизация атома).

Кроме того, оказывается, что в пределах определенных уровней энергии электроны могут отличаться своими энергетическими подуровнями. Существование различий в энергетическом состоянии электронов, принадлежащих к различным подуровням данного энергетического уровня, отражается побочным (иногда его называют орбитальным) квантовым числом l. Это квантовое число может принимать целочисленные значения от 0 до n - 1 (l = 0, 1, …, n - 1). Обычно численные значения I принято обозначать следующими буквенными символами:

 

Значение I 0 1 2 3 4

Буквенное обозначение s   p   d    f   g

В этом случае говорят о s-, p-, d , f-, g -состояниях электронов, или о s-, p-, d-, f-, g –орбиталях.

Орбиталь — совокупность положений электрона, в атоме, т. е. область пространства, в которой наиболее вероятно нахождение электрона.

Побочное (орбитальное) квантовое число l характеризует различное энергетическое состояние электронов на данном уровне, определяет форму электронного облака, а также орбитальный момент р — момент   импульса электрона при его вращении вокруг ядра (отсюда и второе название этого квантового числа — орбитальное).

     Таким образом, электрон, обладая  свойствами частицы и волны, с наибольшей вероятностью движется вокруг ядра, образуя электронное облако, форма которого в s-, p-, d-, f-, g –состояниях различна.

Движение  электрического заряда (электрона) по замкнутой орбите вызывает появление магнитного поля. Состояние электрона, обусловленное орбитальным магнитным моментом электрона (в результате его движения по орбите), характеризуется третьим квантовым числом — магнитным m_l. Это квантовое число характеризует. ориентацию орбитали в пространстве, выражая проекцию орбитального момента импульса на направление магнитного поля.

Соответственно ориентации орбитали относительно направления вектора напряженности внешнего магнитного поля магнитное квантовое число m_l может принимать значения любых целых чисел, как положительных, так и отрицательных, от -l до +l, включая 0, т. е. всего (2l + 1) значений. Например, при l = 0 m_l = 0; при 1 = 1 m_i = -1, 0, +1; при l = 3, например, магнитное квантовое число может иметь семь (2l + 1 = 7) значений: -3, -2, -1, О, +1, + 2, +3.

Таким образом, m_l характеризует величину проекции вектора орбитального момента количества движения на выделенное направление.

Для полного  объяснения всех свойств атома в 1925 г, была выдвинута гипотеза о наличии у электрона так называемого спина (сначала в самом простом приближении — для наглядности — считалось, что это явление аналогично вращению Земли вокруг своей оси при движении ее по орбите вокруг Солнца). Спин — это чисто квантовое свойство электрона, не имеющее классических аналогов. Строго говоря, спин. — это собственный момент импульса электрона, не связанный с движением в пространстве. Для всех электронов абсолютное значение спина всегда равно s =  ¹/₂. Проекция спина (магнитное спиновое число m_s) может иметь лишь два значения: m_s = - ¹/₂ или m_s = + ¹/₂.

      Поскольку спин электрона s является величиной постоянной, его обычно не включают в набор квантовых чисел, характеризующих движение электрода в атоме, и говорят о четырех квантовых числах.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Лекция 3. Электронные конфигурации атомов.

      Электронные конфигурации атомов. Физические и химические свойства атомов зависят прежде всего от строения их электронных оболочек. Поэтому подробно рассмотрим распределение электронов в атоме и главным образом тех из них, которые обусловливают химические свойства атомов (так называемые валентные электроны), а следовательно, и периодичность в свойствах атомов и их соединений.

Состояние электронов можно описать набором четырех квантовых чисел, но для объяснения строения электронных оболочек атомов нужно знать еще три основных положения: 1) принцип Паули, 2) принцип наименьшей энергии и 3) правило Гунда.

Принцип Паули. В 1925 г. швейцарский физик В. Паули установил правило, названное впоследствии принципом Паули (или запретом Паули): В атоме не может быть двух электронов, у которых все  четыре квантовых числа были бы одинаковы.

Хотя бы одно из квантовых чисел n, l, m_l и m_s должно обязательно отличаться. Так, электроны с одинаковыми квантовыми числами n, I и m_l должны обязательно различаться проекцией спина. Поэтому в атоме могут выть лишь два электрона с одинаковыми n, l и m_l: один с m_s = -1/2,  другой с m_s = + 1/2. Напротив, если проекции спина двух электронов одинаковы, должно отличаться одно из квантовых чисел n, l или m_l.

Зная принцип  Паули, посмотрим теперь, сколько  же электронов в атоме может находиться на определенной «орбите» с главным квантовым числом п. Первой «орбите» соответствует n =1. Тогда l= 0, m_s= 0 и m_s может иметь произвольные значения: + 1/2 или - 1/2. Мы видим, что, если n =1, таких электронов может быть только два. В общем случае при любом заданном значении п электроны прежде всего отличаются побочным, квантовым числом l, принимающим значения от 0 до n - 1. При заданных n и l, может быть (2l + 1) электронов с разными значениями магнитного квантового числа m_l .Это число должно, быть удвоено, так как заданным значениям n, l и m_l соответствуют два разных значения проекции спина m_s .

Следовательно, максимальное число электронов с одинаковым квантовым числом n выражается суммой

                               n-1

                         N=   ∑   =2(2l + 1) = 2(1+ 3+5+…) = 2n² .                                          (2.7)

                                   l=0

      Отсюда ясно, почему на первом энергетическом уровне может быть не больше 2 электронов, на втором -8, на третьем — 18 и т.д.     

 Рассмотрим, например, атом водорода ₁H. В атоме водорода ₁H имеется один электрон, и спин этого электрона может быть направлен произвольно (т. е, m_в = +¹/₂ или m_в = - ¹/₂), и электрон находится в s-состоянии на первом энергетическом уровне с n ==^:1 (первый энергетический уровень состоит из одного подуровня — 1s, второй энергетический уровень — из двух подуровней — 2s и 2р, третий — из трех подуровней -3s, 3р, 3d и т. д.). Подуровень, в свою очередь, делится на квантовые ячейки (энергетические состояния, определяемые числом возможных значений m_l , т. е. 2l + 1.                                                                                                     Ячейку принято графически изображать прямоугольником, направление спина электрона — стрелками. Поэтому состояние электрона в атоме водорода ₁H можно представить как 1s¹, а для двух электронов в атоме гелия ₂Не (квантовые числа n = 1, l = 0 и m_l = 0 одинаковы для обоих его электронов, а квантовое число m_в отличается; проекции спина электронов гелия могут быть m_s = +¹/₂ или m_в = - ¹/₂) как 1s² или, что то же самое

1s

↑

1s

↑↓

                                                                                 

 

      Ниже представлено строение электронных оболочек пяти атомов элементов второго периода периодической таблицы Менделеева (₆C , ₇N , ₈O ,  ₉F , ₁₀Ne). To, что электронные оболочки ₆С, ₇N и _SO должны быть заполнены именно так, заранее не очевидно. Приведенное расположение спинов определяется так называемым правилом Гунда (впервые сформулировано в 1927 г. немецким физиком Ф. Гундом).

↓↑	↓↑	↑	↑
↓↑	↓↑	↑	↑	↑
↓↑	↓↑	↓↑	↑	↑
↓↑	↓↑	↓↑	↓↑	↑
↓↑	↓↑	↓↑	↓↑	↓↑

                                                                            1s     2s               2p

6C	1s22s22p2
7N	1s22s22p3
8O	1s22s22 p4
9F	1s22s22p5

                                                          

                                                                       

  

 

 

 

 

                                                                        ₁₀Ne    Is²2s²2p⁶

 

 

		1s	2s		2p
6C	1s22s22p2	↓↑	↓↑	↑	↑
7N	1s22s22p3	↓↑	↓↑	↑	↑	↑
8O	1s22s22 p4	↓↑	↓↑	↓↑	↑	↑
9F	1s22s22p5	↓↑	↓↑	↓↑	↓↑	↑
10Ne	Is22s22p6	↓↑	↓↑	↓↑	↓↑	↓↑

 

 

 

 

      Правило Гунда. При данном значении I (т. е. в пределах определенного подуровня) электроны располагаются таким образом, чтобы суммарный спин был максимальным.