Основные сведения о строении атомов. Электронные оболочки атомов

Первые указания о сложном строении атома были получены при изучении процессов прохождения электрического тока через жидкости. Опыты выдающегося английского ученого М.Фарадея в тридцатых годах XIX в. навели на мысль о том, что электричество существует в виде отдельных единичных зарядов. Прямым доказательством сложности строения атома было открытие самопроизво-льного распада атомов некоторых элементов, названное радиоактивностью. Последовавшее за этим установление природы α-, β-, и γ-лучей, образующихся при радиоактивном распаде, открытие ядер атомов, определение заряда электрона (Р.Милликен, 1909 г.) позволили Э.Резерфорду в 1911 г. предложить одну из первых моделей строения 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 эксперимен-тальных 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.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. Квантовая модель строения атома. В последующие годы некоторые положения теории Бора были переосмыслены и дополнены. Наиболее существенным нововведением явилось понятие об электронном облаке, которое пришло на смену понятию об электроне только как частице. Теорию Бора сменила квантовая теория, которая учитывает волновые свойства электрона и других элементарных частиц, образующих атом. 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 электрон проявляет волновые свойства, например, характеризуется способностью к дифракции. 2. Для электрона невозможно одновременно точно, измерить координату и скорость. Чем точнее мы измеряем скорость, тем больше неопределенность в координате, и наоборот.

3. Электрон в атоме не движется по определенным траекториям, а может находиться в любой части около ядерного пространства, однако вероятность его нахождения в разных частях этого пространства неодинакова. 4. Ядра атомов состоят из протонов и нейтронов (общее название — нуклоны). Число протонов в ядре равно порядковому номеру элемента, а сумма чисел протонов и нейтронов соответствует его массовому числу.

2.Волновые свойства электорна. Уравнение Де –Бойля, Планка, Эйнштейна, Шредингера. Изучение природы и распрастронение светапоказало, что электрон обладает как корпускулярными, так и волновыми св/вами. Корпускул св/ва выраж уравн Планка: E=h*.., согласно кот электрон неделим и существ в виде дискретного образ/Ия. Волновые же св/ва фотона находят выраж/ие в уравн:..*v=c, связыв длину волны электром колеб с его частотатой и скоростью распрас. Испол здесь понятия о длине волны предполаг, что электрон обладает волновыми св/ми. Из этих уравн получаем соотн, связыв корпускул характер электорона Е с его волновой характер..:Е=(h*c)/..Но фотон с энергие обладает и некот массой в соотв с уравн Эйнш: E=m*c² Из двух послед уравн следует, что (h*c)/..=m*c². Откуда находим, что длина волны и масса электорона связаны выражением:..=h/(m*c). Получен выражение описывает соотв друг другу волновых и корпуск св/в электрона.Для движения электрона и других микрочастиц сформулированы свои-квантоех законы, в частности, уравн Шредингера. Если состояние системы не измен во времени, то говорят, что система находится в сатционарном состоянии. Н..=Е..-это уравнение известно как уравн Шредингера для стационарн состояний. Первое слагаемое отвечает кинет энергии электрона, а второе-потенц.Изучение состояний микрочастиц теперь сводится к тому, чтобы описать потенц. энергию частицы в явном виде изатем решить конкрнетную форму уравн Шредингера.

3.Общая характеристика состояния электрона в многоэлектронном атоме. Принцип Паули. Правило Гунда, Клечковского.Принцип минимума. Распределение электронов в многоэлектрон атомах основано на трех положениях: принцип минимума энергии, принципеПаули и правило Ф. Гунда.Принцип минимума энергии закл в том, что электрон в первую очередь располаг электронной подоболочки с наинизшей энергией. В многоэлектрон атомах энергия электрона зависит не только от главного, но и от орбитального квантового числа. Главное квантовое число определяет здесь лишь некоторую энергетическую зону, в пределах кот точное значение энергии электрона определяется величиной L/ При эотм справедливо первое правило клечк/го: электрон обладает наинизшей энергией на той электрононной подоболочке, где сумма квантовых чисел n и L минимальна E=min при n+L=min. В тех случаях, когда сумма(n+L) одинакова для рассматриваемых подоболочек, при распределении электоронов используется второе правило Клечков/го:электрон обладает наинизшей энергией на подоболочке с наименьшим значением главного квантового числа E= min при n=min, если n+L=const

Принцип Паули. Данный принцип состоит в том, что: в атоме не может быть электронов, имеющих одинаковый набор всех четырех квантовых чисел. Пользуясь принципом Паули подсчитаем, какое максимал число электронов может находится на различных энергетических уровнях в атоме. При L=0, т.е. на s подуровне, маганитное квантовое число тоже равно нулю. Следоват-но, на s подуровне лишь одна орбиталь. Итак, максимал число электронов на s подуровне каждой электронной оболочки равно 2. При L=1 возможны уже 3 различных значения магнитного квантового числа, следоват на p-подуровне имеется 3 орбитали, каждая кот может быть занята не более чем двумя электронами. Всего на p подуровне может разместится 6 электронов. Поуровень d(L=2) состоит из пяти орбиталей, сооств пяти разным значениям m_L; здесь максим число электронов равно 10. Максим количество электронов в оболчке можно получить суммированием числа электронов на подоболочках, учитывая арифметич прогрессию:Σ2(2L+1)=2n²/

Правило Гунда. Это правило опред порядок размещения электронов в пределах одной электронной подоболочки для наиболее устойчивого состояния аотма. Оно гласит: в наиболее устойчивом состоянии атома электроны размещаются в пределах электронной подоболочки так, чтобы их суммарный спин был максимален.Правило Гунда не запрещает другого распределения электронов в пределах электроноой подоболочки. Состояния атома с меньшим, по сравнению с максимальным, значениями суммарного спина электронов будут энергетически менее выгодными и, в отличие от первого, называемого основным, будут относится к возбужденным состояниям.Напр у атома азота орбитали в основном состоянии заполняют p-подоболочку 2p² по одному

электрону …………, а у атома кислорода начинается заполнение p-орбитали 2p⁴ вторым электороном………. Правило Клечковского. Увеличение энергии и соотв-но заполнение орбиталей происходит в порядке возрастания суммы квантовых чисел n+L, а при равной сумме n+L в порядке возрастания числа n. Соотв-но этому правилу подоболочки выстраи-ваются в след ряд:1s<2s<3s<3p<4s=3d<4p<5s= 4d<5p<6s=5d=4f<6p<7s и т.д. Искл составл d- и

f- элементы с полностью и наполовину заполненными подоболочками, у кот наблюд-ся так наз-мый провал электронов, например, Cu,Ag,Cr,Pd,Pt. доболочками, у кот наблюд-ся так наз-мый пи ся в след ряд:уммы квантовых чисел