close

Вход

Забыли?

вход по аккаунту

?

1

код для вставкиСкачать
Дж.Дж.Томсон
в 1903 году выдвинул гипотезу о том, что электрон находится внутри атома. Но атом в целом
нейтральный, поэтому ученый предположил, что отрицательные электроны окружены в атоме положительно заряженным
веществом. Атом, по мысли Дж. Томсона, очень похож на пудинг с изюмом: электроны, как "изюминки", а "каша" -
положительно заряженное вещество атома
Модель Резерфорда
. Суть планетарной модели строения атома (Э.Резерфорд, 1911 г.) можно свести к следующим
утверждениям:
1. В центре атома находится положительно заряженное ядро, занимающее ничтожную часть пространства внутри атома.
2. Весь положительный заряд и почти вся масса атома сосредоточены в его ядре (масса электрона равна 1/1823 а.е.м.).
3. Вокруг ядра вращаются электроны. Их число равно положительному заряду ядра.
Эта модель оказалась очень наглядной и полезной для объяснения многих экспериментальных данных, но она сразу
обнаружила и свои недостатки. В частности, электрон, двигаясь вокруг ядра с ускорением (на него действует
центростремительная сила), должен был бы, согласно электромагнитной теории, непрерывно излучать энергию. Это привело
бы к тому, что электрон должен был бы двигаться вокруг ядра по спирали и в конце концов упасть на него. Никаких
доказательств того, что атомы непрерывно исчезают, не было, отсюда следовало, что модель Резерфорда в чем-то
ошибочна.
Теория Бора
. В 1913 г. датский физик Н.Бор предложил свою теорию строения атома. Как и Резерфорд, он считал, что
электроны двигаются вокруг ядра подобно планетам, движущимся вокруг Солнца. Однако к этому времени Дж.Франк и Г.Герц
(1912 г.) доказали дискретность энергии электрона в атоме и это позволило Бору положить в основу новой теории два
необычных предположения (постулата):
1. Электрон может вращаться вокруг ядра не по произвольным, а только по строго определенным (стационарным)
круговым орбитам.
Радиус орбиты r
и скорость электрона v
связаны квантовым соотношением Бора:
mr
v
= n
ћ
где m
— масса электрона, n
— номер орбиты, ћ — постоянная Планка (ћ = 1,05∙10
-34
Дж∙с).
2. При движении по стационарным орбитам электрон не излучает и не поглощает энергии.
Таким образом, Бор предположил, что электрон в атоме не подчиняется законам классической физики. Согласно Бору,
излучение или поглощение энергии определяется переходом из одного состояния, например с энергией Е
1
, в другое — с
энергией Е
2
, что соответствует переходу электрона с одной стационарной орбиты на другую. При таком переходе излучается
или поглощается энергия ∆
E
, величина которой определяется соотношением
∆
E
= E
1
– E
2
= hv
,
где v — частота излучения, h
= 2
p
ћ = 6,62∙10
-34
Дж∙с.
Бор, используя данное уравнение, рассчитал частоты линий спектра атома водорода, которые очень хорошо
согласовывались с экспериментальными значениями, но было обнаружено также и то, что для других атомов эта теория не
давала удовлетворительных результатов.
Корпускулярно-волновой дуализм
— принцип
, согласно которому любой объект может проявлять как волновые
, так и
корпускулярные
свойства. В частности, свет
— это и корпускулы (
фотоны
), и электромагнитные волны
. Де Бройлю
удалось сформулировать соотношение
, связывающее импульс квантовой частицы
р
с длиной волны
λ, которая ее
описывает:
p
=
h
/
λ
или
λ
=
h
/
p
где h
—
постоянная Планка
.
Волновая функция в квантовой механике, величина, полностью описывающая состояние микрообъекта (например,
электрона, протона, атома,
молекулы) и вообще любой квантовой системы (например, кристалла).
Описание состояния микрообъекта с помощью Волновая функция имеет статистический, т. е. вероятностный характер:
квадрат абсолютного значения (модуля) Волновая функция указывает значение вероятностей тех величин, от которых
зависит Волновая функция Например, если задана зависимость Волновая функция частицы от координат х
, у
, z
и времени t
,
то квадрат модуля этой Волновая функция определяет вероятность обнаружить частицу в момент t в точке с координатами х
,
у
, z
. Поскольку вероятность состояния определяется квадратом Волновая функция, её называют также амплитудой
вероятности.
Волновая функция одновременно отражает и наличие волновых свойств у микрообъектов. Так, для свободной частицы с
заданным импульсом р
и энергией E,
которой сопоставляется волна де Бройля
с частотой v = E/h и длиной волны λ = h/p
(где
h —
постоянная Планка), Волновая функция должна быть периодична в пространстве и времени с соответствующей
величиной λ и периодом Т =
1/
v
.
Для Волновая функция справедлив суперпозиций принцип
: если система может находиться в различных состояниях с
Волновая функция ψ
1
, ψ
2
.., то возможно и состояние с Волновая функция, равной сумме (и вообще любой линейной
комбинации) этих Волновая функция Сложение Волновая функция (амплитуд вероятностей), а не вероятностей (квадратов
Волновая функция) принципиально отличает квантовую теорию от любой классической статистической теории (в которой
справедлива теорема сложения вероятностей).
Квантовое число
n – главное. Оно определяет энергию электрона в атоме водорода и одноэлектронных системах (He
+
,
Li
2+
и т.
д.). В этом случае энергия электрона
где n принимает значения от 1 до ∞. Чем меньше n, тем больше энергия взаимодействия электрона с ядром. При n = 1
атом водорода находится в основном состоянии, при n
> 1 – в возбужденном.
В многоэлектронных атомах электроны с одинаковыми значениями n образуют слой или уровень, обозначаемый буквами
K, L, M, N, O, P и Q. Буква K соответствует первому уровню, L – второму и т.
д.
Орбитальное квантовое число
l характеризует форму орбиталей и принимает значения от 0 до n – 1. Кроме числовых l
имеет буквенные обозначения Электроны с одинаковым значением l образуют подуровень. Квантовое число l определяет квантование орбитального момента количества движения электрона в сферически
симметричном кулоновском поле ядра.
Квантовое число m
l
называют магнитным. Оно определяет пространственное расположение атомной орбитали и
принимает целые значения от –l до +l через нуль, то есть 2l + 1 значений. Расположение орбитали характеризуется
значением проекции вектора орбитального момента количества движения M
z
на какую-либо ось координат (обычно ось z):
Все вышесказанное можно представить таблицей:
Орбитальное
квантовое число
Магнитное
квантовое
число
Число
орбиталей с
данным значением l
l
m
l
2l + 1
0 (s)
0
1
1 (p)
–1, 0, +1
3
2 (d)
–2, –1, 0, +1,
+2
5
3 (f)
–3, –2, –1, 0,
+1, +2, +3
7
Таблица 2.1
Число орбиталей на энергетических подуровнях Орбитали одного подуровня (l = const) имеют одинаковую энергию. Такое состояние называют вырожденным по энергии.
Так p-орбиталь – трехкратно, d – пятикратно, а f – семикратно вырождены.
Граничные поверхности s-,
p-,
d-,
f- орбиталей показаны на рис. 2.1.s-Орбитали сферически симметричны для любого n и
отличаются друг от друга только размером сферы. Их максимально симметричная форма обусловлена тем, что при l = 0 и μ
l
= 0.
p-Орбитали существуют при n ≥ 2 и l = 1, поэтому возможны три варианта ориентации в пространстве: m
l
= –1, 0, +1. Все
p-орбитали обладают узловой плоскостью, делящей орбиталь на две области, поэтому граничные поверхности имеют форму
гантелей, ориентированных в пространстве под углом 90° друг относительно друга. Осями симметрии для них являются
координатные оси, которые обозначаются p
x
, p
y
, p
z
.
d-Орбитали определяются квантовым числом l = 2 (n ≥ 3), при котором m
l
= –2, –1, 0, +1, +2, то есть характеризуются
пятью вариантами ориентации в пространстве. d-Орбитали, ориентированные лопастями по осям координат, обозначаются
d
z²
и d
x²–y²
, а ориентированные лопастями по биссектрисам координатных углов – d
xy
, d
yz
, d
xz
.
Семь f-орбиталей, соответствующих l = 3 (n ≥ 4), изображаются в виде граничных поверхностей, приведенных на рис. 2.1.
Квантовые числа n, l и m
l
не полностью характеризуют состояние электрона в атоме. Экспериментально установленно,
что электрон имеет еще одно свойство – спин. Упрощенно спин можно представить как вращение электрона вокруг
собственной оси. Спиновое квантовое число
m
s
имеет только два значения m
s
= ±1/2, представляющие собой две проекции
углового момента электрона на выделенную ось. Электроны с разными m
s
обозначаются стрелками, направленными вверх
и вниз .
В многоэлектронных атомах, как и в атоме водорода, состояние электрона определяется значениями тех же четырех
квантовых чисел, однако в этом случае электрон находится не только в поле ядра, но и в поле других электронов. Поэтому
энергия в многоэлектронных атомах определяется не только главным, но и орбитальным квантовым числом, а вернее их
суммой: энергия атомных орбиталей возрастает по мере увеличения суммы n + l; при одинаковой сумме сначала
заполняется уровень с меньшим n и большим l. Энергия атомных орбиталей возрастает согласно ряду 1s
<
2s
<
2p
<
3s
<
3p
<
4s
≈
3d
<
4p
<
5s
≈
4d
<
5p
<
6s
≈
4f
≈
5d
<
6p
<
7s
≈
5f
≈
6d
<
7p.
Итак, четыре квантовых числа описывают состояние электрона в атоме и характеризуют энергию электрона, его спин,
форму электронного облака и его ориентацию в пространстве. При переходе атома из одного состояния в другое происходит
перестройка электронного облака, то есть изменяются значения квантовых чисел, что сопровождается поглощением или
испусканием атомом квантов энергии.
Правило Хунда
(Гунда)
определяет порядок заполнения орбиталей
определённого подслоя и формулируется следующим
образом: суммарное значение спинового
квантового числа
электронов
данного подслоя должно быть максимальным.
Это означает, что в каждой из орбиталей подслоя заполняется сначала один электрон, а только после исчерпания
незаполненных орбиталей на эту орбиталь добавляется второй электрон. При этом на одной орбитали находятся два
электрона с полуцелыми спинами
противоположного знака, которые спариваются (образуют двухэлектронное облако) и, в
результате, суммарный спин орбитали становится равным нулю. правило Клечковского
— эмпирическое правило,
описывающее энергетическое распределение орбиталей
в многоэлектронных атомах
.
Заполнение электронами орбиталей в атоме происходит в порядке возрастания суммы главного и
орбитального квантовых чисел . При одинаковой сумме раньше заполняется орбиталь с меньшим
значением .
Паули (или запретом Паули):
В атоме не может быть двух электронов, обладающих одинаковыми свойствами.
Автор
zimin
Документ
Категория
Без категории
Просмотров
136
Размер файла
34 Кб
Теги
1/--страниц
Пожаловаться на содержимое документа