Строение атома
- квантами энергии. Запас энергии
излучающего тела изменяется скачками, квант за квантом; дробное число
квантов тело не может ни испускать, ни поглощать.
Величина кванта энергии зависит от частоты излучения: чем больше
частота излучения, тем больше величина кванта. Обозначая квант энергии
через Е, запишем уравнение Планка:
Е = h_
где h - постоянная величина, так называемая константа Планка, равная
6,626*10 Дж*с., а - частота волны Деброиля.
Кванты лучистой энергии называются также фотонами. Применив
квантовые представления к вращению электронов вокруг ядра, Бор положил в
основу своей теории очень смелые предположения, или постулаты. Хотя эти
постулаты и противоречат законам классической электродинамики, но они
находят свое оправдание в тех поразительных результатах, к которым
приводят, и в том полнейшем согласии, которое обнаруживается между
теоретическим результатами и огромным числом экспериментальных фактов.
Постулаты Бора заключаются в следующем:
Электрон может двигаться вокруг не по любым орбитам, а только по
таким, которые удовлетворяют определенными условиям, вытекающим из теории
квантов. Эти орбиты получили название устойчивых, стационарных или
квантовых орбит. Когда электрон движется по одной из возможных для него
устойчивых орбит, то он не излучает электромагнитной энергии. Переход
электрона с удаленной орбиты на более близкую сопровождается потерей
энергии. Потерянная атомом при каждом переходе энергия превращается в один
квант лучистой энергии. Частота излучаемого при этом света определяется
радиусами тех двух орбит, между которыми совершается переход электрона.
Обозначив запас энергии атома при положении электрона на более удаленной
от ядра орбите через Е(, а на более близкой через Е( и разделив потерянную
атомом энергию Е( - Е( на постоянную Планка, получим искомую частоту:
= (Е( - Е( ) / h
Чем больше расстояние от орбиты, на которой находится электрон,
до той, на которую он переходит, тем больше частота излучения. Простейшим
из атомов является атом водорода, вокруг ядра которого вращается только
один электрон. Исходя из приведенных постулатов, Бор рассчитал радиусы
возможных орбит для этого электрона и нашел, что они относятся, как
квадраты натуральных чисел: 1 : 2 : 3 : ...: n . Величина n получила
название главного квантового числа.
В дальнейшем теория Бора была распространена и на атомную структуру
других элементов, хотя это было связано с некоторыми трудностями из-за ее
новизны. Она позволила разрешить очень важный вопрос о расположении
электронов в атомах различных элементов и установить зависимость свойств
элементов от строения электронных оболочек их атомов. В настоящее время
разработаны схемы строения атомов всех химических элементов. Однако надо
иметь в виду, что все эти схемы - это лишь более или менее достоверная
гипотеза, позволяющая объяснить многие физические и химические свойства
элементов.
Как было уже сказано раньше, число электронов, вращающихся вокруг
ядра атома, соответствует порядковому номеру элемента в периодической
системе. Электроны расположены по слоям, т.е. каждому слою принадлежит
определенное заполняющее или как бы насыщающее его число электронов.
Электроны одного и того же слоя характеризуются почти одинаковым запасом
энергии, т.е. находятся примерно на одинаковом энергетическом уровне. Вся
оболочка атома распадается на несколько энергетических уровней. Электроны
каждого следующего слоя находятся на более высоком энергетическом уровне,
чем электроны предыдущего слоя. Наибольшее число электронов N, имеющих
возможность находиться на данном энергетическом уровне, равно
удвоенному квадрату номера слоя:
N=2n
где n - номер слоя. Таким образом на 1-2, на 2-8, на 3-18 и т.д.
Кроме того, установлено, что число электронов в наружном слое для всех
элементов, кроме палладия, не превышает восьми, а в предпоследнем -
восемнадцати.
Электроны наружного слоя, как наиболее удаленные от ядра и,
следовательно, наименее прочно связанные с ядром, могут отрываться от
атома и присоединяться к другим атомам, входя в состав наружного
слоя последних. Атомы, лишившиеся одного или нескольких электронов,
становятся положительно заряженными, так как заряд ядра атома
превышает сумму зарядов оставшихся электронов. Наоборот, атомы,
присоединившие электроны становятся отрицательно заряженными.
Образующиеся таким путем заряженные частицы, качественно отличные от
соответствующих атомов, называются ионами. Многие ионы в свою очередь
могут терять или присоединять электроны, превращаясь при этом или в
электронейтральные атомы, или в новые ионы с другим зарядом.
8. Квантовая (волновая) механика. Характеристика поведения электронов в
атомах.
Теория Бора оказала огромные услуги физике и химии. Однако оставалось
еще много явлений в этой области, объяснить которые теория Бора не могла.
Движение электронов в атомах рисовалось Бору до известной степени как
простое механическое перемещение, между тем как оно является весьма сложным
и своеобразным.
Своеобразие движения электронов было раскрыто новой теорией -
квантовой, или волновой, механикой. Квантовая механика показывает, что
законы движения электронов имеют много общего с законами распространения
волн. Для электрона с массой m и скоростью v можно записать:
= h / (m*v)
где - длина волны Деброиля, h- постоянная Планка.
Атомы различных элементов характеризуются определенным значением
заряда ядра и равным ему числом электронов, которые распределяются по
энергетическим уровням. Поведение электронов в атоме характеризуется
четырьмя квантовыми числами:
1) Главное квантовое число n определяет уровень энергии, которому
отвечает данная орбита, и ее удаленность от ядра. Число может принимать
значения ряда натуральных чисел (в реальных атомах от одного до семи). Эти
числа соответствуют электронным слоям атома или его энергетическим уровням,
которые обозначаются прописными буквами латинского алфавита:
|1 |2 |3 |4 |5 |6 |7 |
|К |L |M |N |O |P |Q |
Помимо главного квантового числа, состояние электрона в атоме
характеризуется еще тремя другими квантовыми числами: l, m, s.
2) Орбитальное, побочное или азимутальное квантовое число l
характеризует момент количества движения электрона относительно центра
орбиты. Оно определяет форму электронного облака (форму орбиты), его
сплошность или разрывы и его вытянутость. Принимает целые значения от 0 до
(n-1). Для данного значения n имеется n различных орбиталей, т.е. число
значений l определяет количество атомных орбиталей. Энергетические
подуровни обозначаются следующим образом:
|0 |1 |2 |3 |
|s |p |d |f |
3) Магнитное квантовое число m определяет положение плоскости
орбиты электрона в пространстве или, в соответствии с представлениями
волновой механики, то направление, в котором вытянуто электронное облако.
Может принимать целые значения от -l до l (включая 0), всего (2*l+1)
значений. Число значений m определяет число орбиталей данного (s-, p-, d-,
f- типа).
4) Спиновое квантовое число s определяет направление вращения
электрона, может принимать только два значения: 1/2 и -1/2.
Изучению распределения электронов в атомах уделяется большое внимание,
так как поведение атомов в химических реакциях в значительной мере зависит
от того, насколько прочно их электроны удерживаются на своих орбиталях.
СПИСОК ИСПОЛЬЗОВАННОЙ ЛИТЕРАТУРЫ:
1. Бердоносов С.С. “Химия” М., 1994.
2. Браун Т., Лемей Г.Ю. “Химия - в центре наук”, часть 1, М., 1983.
3. “Введение в общую химию”. Под редакцией проф. Г. П. Лучинского.
M., 1980.
4. Глинка Н.Л. Общая химия Л., 1985.
5. Г. П. Лучинский “Курс химии”. М., 1985.
| |  скачать работу |
Строение атома |
