Презентации 1 строение атома

История создания учения о строении атома
Впервые вопрос из чего состоят все тела был зафиксирован в сочинениях древнегреческих философов.
Они высказали мысль, что существуют мельчайшие неделимые частицы, из которых и состоит всё. Чтобы подчеркнуть, что частицы эти — предел дробления, они назвали их атомами (по-древнегречески слово „атом“ означает неделимый)
Греческий философ Демокрит первым произнёс слово „атом“. Согласно его учению, атомы неделимы, неуничтожимы и находятся в постоянном движении. Они бесконечно разнообразны, имеют впадины и выпуклости, которыми сцепляются, образуя все материальные тела. В природе существуют только атомы и пустота
Демокрит родился около 460 или 470 года до новой эры, умер в глубокой старости) и Эпикур (341–270 годы до новой эры). Итак, атомному учению почти 2500 лет

История развития учения о строении атома в начале 20 века.
1898 Мария Склодовская-Кюри и Пьер Кюри выделяют радий и полоний из урана
1900 Эрнест Резерфорд обнаруживает источник радиоактивности как распадающиеся атомы
1904 Хантаро Нагаока предлагает раннюю ядерную модель атома, в которой электроны вращаются вокруг плотного массивного ядра
1905 Альберт Эйнштейн объясняет броуновское движение способом, который базируется на атомной теории.
1911 Эрнест Резерфорд, Ганс Гейгер и Эрнест Марсден проводят эксперимент с золотой фольгой (опыт Резерфорда), который доказывает ядерную модель атома с маленьким плотным положительным ядром, окруженным диффузным электронным облаком.

1912 Уильям Генри Брэгг и Уильям Лоуренс Брэгг предлагают закон Брэгга и основывают область рентгеновской кристаллографии, важный инструмент для выяснения кристаллической структуры веществ
1912 Питер Дебай развивает концепцию молекулярного диполя для описания асимметричного распределения заряда в некоторых молекулах
1924 Луи де Бройль вводит волновую модель атомной структуры, основанную на идеях дуальности волна-частица.
1925 Вольфганг Паули развивает принцип исключения, согласно которому никакие два электрона вокруг одного ядра не могут иметь одно и то же квантовое состояние, описываемое четырьмя квантовыми числами
1927 Вернер Гейзенберг развивает принцип неопределенности, который, среди прочего, объясняет механику движения электрона вокруг ядра
1927 Эрвин Шредингер предлагает уравнение Шредингера, которое обеспечивает математическую основу для волновой модели атомной структуры.

Косвенные свидетельства сложности строения атомов
химических элементов
Электролитическая диссоциация
Электролиз
Фотоэффект
Естественная радиоактивность (Беккерель, 1896 г, засвечивание
фотопластинки солями урана)
Ионизация газов, спектры испускания атомов
Свечение флуоресцирующих веществ, рентгеновское излучение
Анри Беккерель (1852-1908)
Пьер (1859–1906) и Мария (1867–1934) Кюри

Исторические модели строения атома

Английский физик Эрнст Резерфорд открыл α- и β-излучение короткоживущих изотопов радона и множество других изотопов. Объяснил радиоактивность тория, открыл и объяснил радио-активное превращение химических элементов, создал теорию радиоактивного распада, обнаружил протон. Доказал, что α-частица — ядро гелия. Поставив опыт по рассеянию α-частиц на металлической фольге, сделал вывод о существовании в атоме массивного ядра. Предложил планетарную модель атома. Открыл образование новых химических элементов при распаде тяжелых радиоактивных элементов.
Эрнст Резерфорд (1871-1937)

Опыт Э.Резерфорда. Поток альфа-частиц проникает сквозь тонкую золотую фольгу толщиной приблизительно 10000 атомов. Пройдя сквозь золото, альфа-частицы вызывают вспышку при ударе об экран. По вспышкам на экране можно видеть отклонения части альфа-частиц от прямолинейной траектории.

Э. Резерфорд показал, что почти вся масса атома сосредоточена в его ядре — небольшой (даже по сравнению с атомом) области пространства: радиус ядра приблизительно в 100 тысяч раз меньше радиуса атома.
Когда Резерфорд производил свои эксперименты, ещё не был открыт нейтрон. С открытием нейтрона стало понятно, что ядра состоят из протонов и нейтронов, а атом естественно представлять как ядро, окружённое электронами, число которых равно числу протонов в ядре — ведь в целом атом нейтрален.
Протоны и нейтроны, как строительный материал ядра, получили общее название — нуклоны (с латинского nucleus — ядро).

В 1913 г. Нильс Бор опубликовал серию статей «О строении атомов и молекул», открывших путь к атомной квантовой механике.
Выдающийся датский физик Нильс Бор построил теорию атома на основе планетарной модели Э. Резерфорда и идеи М. Планка о квантовании энергии, сформулировав два постулата.
1. Электроны в атоме двигаются по стационарным орбитам вокруг ядра, не излучая энергию вопреки классическим законам. Однако электрон в атоме не может обладать произвольной энергией, разрешены орбиты только определенных радиусов, находясь на которых электрон обладает определенными энергиями. Эта идея является дальнейшим развитием представления Планка о квантовании энергии.
2. В отсутствии лучистой энергии электрон в атоме остается сколь угодно долго на одной из орбит с разрешенным энергетическим состоянием. При наличии лучистой энергии атом может поглощать ее. Когда это происходит, электрон переходит из одного разрешенного состояния в другое. Частота поглощаемой лучистой энергии ν точно соответствует разности энергий между двумя разрешенными энергетическими состояниями: ∆E=h·ν. Переходя с удаленной от ядра орбиты на более близкую к ядру, электрон испускает квант света.

Нильс Бор (1885-1962)
Теория Бора позволила объяснить экспериментальные факты (спектры атома водорода), чего не могла сделать классическая механика. Создание Бором квантовой модели атома было отмечено Нобелевской премией 1922 года

Квантово-механическая модель строения атома.
Составные части атома
Субатомные элементарные частицы

Сравнение элементарных частиц:
-протоны и нейтроны почти в 1836 раз тяжелее электронов. Следовательно, масса любого тела почти целиком определяется массой протонов и нейтронов.
Нейтрон, как это следует из его названия, нейтрален — его заряд равен нулю. А протон и электрон имеют одинаковые по величине, но противоположные по знаку заряды. Электрон заряжен отрицательно, а протон — положительно.
Среди характеристик частиц нет важной характеристики — их размера. Описывая строение атомов и молекул, электроны, протоны и нейтроны можно считать материальными точками. О размерах протона и нейтрона придётся вспомнить только при описании атомных ядер.
По сравнению с размерами атомов протоны и нейтроны очень малы (порядка 10–16 метра).

mатома = mядра + mэлектронов ≈ mядра
mатома ≈ mядра ≈ Z·mp + N·mn ≈ (Z + N)·1 [а.е.м.]
A = (Z + N)
mатома ≈ A [а.е.м.],где
A — массовое число;
Z —число протонов; заряд ядра; порядковый номер элемента в Периодической Системе;
N — число нейтронов.
Химический элемент — это совокупность атомов с одинаковыми зарядами ядер: Z = const.
Атомы одного химического элемента, различающиеся массовыми числами называют изотопами:
Z = const; N — переменная.
Понятие о химическом элементе

Химический элемент является смесью изотопов с постоянным относительным содержанием изотопов.
Определяемая экспериментально средняя атомная масса элемента является средневзвешенным атомных масс изотопов элемента

Двойственная природа электромагнитного излучения
λДе Бройля - длина материальной волны де Бройля;
mчастицы — масса частицы, Vчастицы — скорость движения частицы
λДе Бройля = h/(mчастицы·Vчастицы),
Постулат де Бройля : любая движущаяся частица обладает волновыми свойствами и может быть охарактеризована длиной волны и частотой.

Двойственная корпускулярно-волновая природа микрочастиц (электрона). Постулат де Бройля
Французский ученый Луи де Бройль (1892—1987), развивая представления о двойственной корпускулярно-волновой природе света, выдвинул в 1923 году гипотезу об ее универсальности. Он предположил, что не только фотоны, но и электроны и любые другие частицы материи наряду с корпускулярными обладают также волновыми свойствами. Согласно де Бройлю, с каждым микрообъектом связываются, с одной стороны, корпускулярные характеристики — энергия E и импульс P, а с другой стороны — волновые характеристики — частота ν и длина волны λ. Таким образом, для атомного объекта существует возможность проявлять себя, в зависимости от внешних условий, либо как волна, либо как частица.

Волна де Бройля для электрона сравнима с размерами атомов и соответствует диапазону рентгеновского излучения.
Волновые свойства электронов экспериментально проявляются при дифракции электронов на кристаллах.
Волна де Бройля пули с mпуля =25 г, Vпуля = 9·102 м/с:
λпуля = 2,94·10-35 м, что гораздо меньше размеров пули.
Волновые свойства пули не проявляются!
Рассчитаем и сравним длины волн де Бройля
для двух частиц: электрона и пули

Принцип неопределенности Гейзенберга
1. Невозможно с высокой степенью точности установить координаты местоположения и величину скорости движения микрочастицы для которой присущи двойственные корпускулярно-волновые свойства, т.е. для электрона.
2. Применительно к электрону в атоме нельзя говорить о стационарном движении электрона по орбитам – стационарных орбит нет.
.
∆X·∆V ≥ h/(2πme),
где ∆X — абсолютная величина погрешности в измерении координаты;
∆V — абсолютная величина погрешности в измерении скорости движения частицы.

Уравнение Шредингера
В 1926 году австрийский физик Э. Шредингер предложил уравнение, описывающее движение микрочастиц, проявляющих волновые свойства, которое связало энергию, координаты и волновую функцию ψ, квадрат которой пропорционален вероятности нахождения электрона в некотором объеме пространства, окружающего точку с координатами x, y и z.
Шредингеру удалось отразить корпускулярные и волновые свойства электрона, основываясь на постулатах Луи-де-Бройля и принципе неопределенности Гейзенберга и точно решить уравнение для простейшего атома водорода.

Уравнение Шредингера

Вероятность нахождения электрона на расстоянии
r от ядра в основном состоянии атома H
Область пространства вокруг атомного ядра, в которой вероятность нахождения электрона составляет не менее
90 %, называют атомной орбиталью.
Атомная орбиталь задается волновой функцией Ψi или набором трех квантовых чисел (n, l, ml)

Протяженность орбиталей
1pm =1 пм =10-12м

Квантовые числа, характеризующие
состояния электронов в атоме
Главное квантовое число (n) – характеризует энергию электрона в атоме и размер атомной орбитали (электронного облака), принимает значения целых положительных чисел от 1 до ∞:
n = 1, 2, 3 …∞. Используются буквенные символы K, L, M, N и т. д.
Орбитальное квантовое число (l) характеризует орбитальный момент количества движения электрона в атоме (и форму орбитали), принимает значения целых положительных чисел от 0 до … (n-1):
l = 0, 1, 2 … (n-1), всего n значений для данного n. Используются буквенные символы s, p, d, f, g.
Магнитное квантовое число (ml) характеризует расположение орбитали в пространстве, принимает значения –l …0 …+l, всего (2l+1) значений для данного l.
Спиновое квантовое число (ms или s) характеризует собственный магнитный момент электрона, принимает значения +½ или -½.

Главное квантовое число n
Принимает положительные целочисленные значения от 1 до ∞
Характеризует энергию электрона в атоме и размеры
электронного облака: чем больше n тем большей энергией
обладает электрон, и больше размеры электронного облака.
n = 1, 2, 3, 4, ….∞
Энергия уровней в атоме водорода :
En = - 2,18·10-18 /n2 [дж/ат] = - 13,6/n2[эВ/ат]
E∞ = 0
Атомные орбитали с одинаковым значением главного квантового числа n образуют один энергетический уровень (электронный слой)

Энергетическая диаграмма возможных состояний электрона в атоме водорода
En = - 2,18·10-18 /n2 [дж/ат]

Еизл = Екон – Енач = Е2 – Е1
hν = 2,18·10-18(-1/n2кон +1/n2нач)
Электронные переходы между энергетическими уровнями
Энергия излучения поглощаемого или испускаемого равна разности энергий тех уровней, между которыми происходит переход. Разность энергий ∆Е связана с частотой излучения соотношением ∆Е = Еизл = hν

Длины волн и названия некоторых видимых и невидимых областей солнечного спектра.

Спектр солнечного излучения, полученный с помощью простейшего спектрометра
Водород в водородной лампе разогревается сильным электрическим разрядом. Испускаемый атомами водорода свет, пройдя через призму, дает спектр, состоящий из отдельных линий. На рисунке показана только видимая область спектра. Позже, с совершенствованием спектрометров, были открыты серии линий в ультрафиолетовой и в инфракрасной области.
Спектр испускания раскаленного атомарного водорода.

Водородоподобные атомы. Спектральные переходы
Лаймен

Атомный спектр испускания водорода

Орбитальное (побочное) квантовое число
Принимает положительные целочисленные значения от 0 до (n-1)
l = 0, 1, 2, 3,…..(n - 1)
l– определяет форму электронного облака (и энергию подуровня в многоэлектронных атомах)
связано с орбитальным моментом импульса электрона при его движении вокруг ядра

Атомные подуровни
Энергетический подуровень – это совокупность электронных состояний, характеризующихся определенным набором двух квантовых чисел n и l

Формы s, p, d, f -орбиталей

Число подуровней, на которые расщепляется энергетический уровень равно номеру уровня.
Атомные орбитали с одинаковыми значениями двух квантовых чисел (n и l) образуют один энергетический подуровень

Магнитное квантовое число ml
Магнитное квантовое число ml принимает отрицательные и положительные целочисленные значения от – l до + l
Например, при l =0 ml = 0;
при l =1 ml = – 1; 0 ; +1;
при l =2 ml = –2; –1; 0 ;+1;+2;
Любому значению l соответствует (2l+1) возможных расположений электронного облака данного типа в пространстве, именно (2l+1) возможных ориентаций
Определяет число различных возможных ориентаций атомных орбиталей (электронных облаков) в пространстве
связано с проекцией орбитального момента импульса электрона на направление оси Z магнитного поля
Энергетические состояния электрона при разных ml на одном подуровне в отсутствии магнитного поля не отличаются, т.е. атомные орбитали энергетически вырождены.

Следовательно, число значений ml это число орбиталей с данным значением l
ns - состоянию соответствует одна атомная орбиталь (одно значение ml ): n; l=0; ml =0 (1 атомная орбиталь)
np - состоянию – три атомные орбитали (три значения ml ):
n; l=1; ml = -1; 0; 1 (3 атомные орбитали)
nd - состоянию – пять атомных орбиталей (пять значений ml )
n; l=2; ml = -2; -1; 0; 1; 2 (5 атомных орбиталей)
nf - состоянию – семь атомных орбиталей (семь значений ml )
n; l=3; ml = -3; -2; -1; 0; 1; 2; 3 (7 атомных орбиталей)
Число орбиталей на подуровне равно (2l+1),
а общее число орбиталей на энергетическом уровне равно n2
Все орбитали, принадлежащие одному подуровню данного энергетического уровня, имеют одинаковую энергию в отсутствии магнитного поля (энергетически вырожденные)

Энергетическая диаграмма возможных состояний электрона в атоме водорода
En = - 2,18·10-18 /n2 [дж/ат]

Формы s, p, d, f -орбиталей

Спиновое квантовое число ms или S
характеризует собственный магнитный момент электрона, связанный с вращением его вокруг своей оси - по часовой стрелке или против часовой стрелки. Спиновое квантовое число может принимать только два значения и в квантовой механике они приняты равными: ms= + 1/2 и ms= –1/2

Состояние электронов в многоэлектронных атомах
Особенности:
1. Заряд ядра увеличивается, электронные оболочки сильнее притягиваются к ядру, уплотняются.
2. Электроны в многоэлектронном атоме движутся не только в поле ядра большего заряда, но и в поле других электронов, между которыми возникает отталкивание.
Энергия подуровней одного уровня в многоэлектронном атоме различна и определяется двумя квантовыми числами: n и l.

С ростом заряда ядра электроны сильнее притягиваются к ядру, и энергии атомных орбиталей понижаются.
Энергия 1s-орбитали у He (заряд ядра +2), гораздо меньше, чем энергия 1s-орбитали у атома H (заряд ядра +1).
Следовательно, энергия необходимая для отрыва электрона от атома — энергия ионизации — увеличивается, у He больше, чем у H.

Энергия электронов в многоэлектронных атомах

Эффективный заряд ядра
В таблице приведены эффективные заряды ядер (Zэфф), которые воздействуют на электроны соответствующих подуровней.

Правила расчета постоянной экранирования (σ)

Расчет эффективного заряда
Пример 1: для валентного 2p электрона в атоме N
Электронная конфигурация атома:
N (1s2)(2s22p3)
Ϭ= (2·0,85 + 4·0,35) = 3,1; Zэфф = Z - Ϭ = 7 - 3,1 = 3,9
Пример 2: для валентного 4s электрона в атоме Zn
Электронная конфигурация атома:
Zn (1s2)(2s22p6)(3s23p6)(3d10)(4s2)
Ϭ= (10·1,0 + 18·0,85 + 1·0,35) = 25,65;
Zэфф = Z - Ϭ = 30 – 25,65 = 4,35
Пример 3: для валентного 3d электрона в атоме Zn
Электронная конфигурация атома:
Zn (1s2)(2s22p6)(3s23p6)(3d10)(4s2)
Ϭ= (18·1,0 + 9·0,35) = 21,15;
Zэфф = Z - Ϭ = 30 – 21,15 = 8,85

Правила заполнения атомных орбиталей электронами
Правила Клечковского (применимы только для определения
последовательности заполнения атомных орбиталей)
1. Принцип наименьшей энергии: первой заполняется атомная орбиталь , имеющая наименьшую энергию.

Заполнение электронами энергетических уровней и подуровней идет в следующем порядке:
Например:…3s 3p 3d 4s 4p…
(3+0)
(3+1)
(3+2)
(4+0)
(4+1)
3
4
5
4
5
…3s 3p 4s 3d 4p…
Увеличение Е
Применяем второе правило Клечковского.
(n+ l)
Сумма (n+ l)
Получаем следующую последовательность заполнения электронами атомных орбиталей:

Последовательность заполнения электронами уровней и подуровней
1s 2s2p 3s3p 4s3d4p 5s4d5p
(n+l) 1 2 3 3 4 4 5 5 5 6 6
Период 1 2 3 4 5
6s5d14f5d6p 7s6d15f6d7p…
(n+l) 6 7 7 7 7 7 8 8 8 8
Период 6 7

«Проскок» электрона
Экспериментально установлено, что у d-орбиталей особо устойчивыми конфигурациями являются d5 и d10 , а у f-орбиталей f7 и f14.
Поэтому в основном состоянии атома наблюдается проскок электрона с ns-подуровня на (n-1)d-подуровень.
Сr* : ….3d44s2 – неверно, возбужденное состояние
Сr : …...3d54s1 – верно, основное состояние
d-Элементы с проскоком электрона
Проскок электронов наблюдается для элементов семейств лантаноидов и актиноидов с порядковыми номерами:
57, 58, 64, 89, 91, 92, 93, 96

Расположение энергетических уровней многоэлектронных атомов в зависимости от атомного номера элемента. На выделенном фрагменте в увеличенном виде показан участок вблизи Z=20, где появляются d –электроны

2. Принцип запрета Паули:
в атоме не может быть двух электронов, у которых все четыре квантовых числа были бы одинаковыми
Выводы:
На одной АО могут находиться максимум 2 электрона, отличающихся друг от друга спинами :
АО: n, l, m, +1/2
n, l, m, -1/2
2. Максимально число электронов для данного энергетического подуровня l будет определяться по формуле 2(2l +1 ) электронов
3. Максимально число электронов на данном энергетическом уровне n будет определяться по формуле N=2n2

3. Правило Гунда: энергетически вырожденные атомные орбитали одного подуровня заполняются последовательно по одному электрону с параллельными спинами так, чтобы суммарный спин был максимальным.
+
Не верно
Не верно
Верно
Верно
Не верно
Не верно

Правило Гунда
Распределение электронов на внешнем уровне
для элементов 1 и 2 периодов
2s
2p
3s
3p 3d
1s

1. Полная электронная формула:
34Se 1s22s22p63s23p64s23d104p4
2. Краткая электронная формула составляется, учитывая, что конфигурация внутренних электронов совпадает с конфигурацией благородного газа, завершающего предыдущий период
18Ar [1s22s22p63s23p6]
34Se [1s22s22p63s23p6]4s23d104p4
34Se [Ar]4s23d104p4 или 34Se [Ar] 3d104s24p4
3. Электронно-графическая формула
Распределение электронов по атомным орбиталям называется электронной конфигурацией атома
Электронные конфигурации атомов
6С 1s22s22p2
Полная электронная формула атома 6С

Валентные электроны — электроны внешнего уровня и того предвнешнего подуровня, который заполняется у данного атома.
Валентные атомные орбитали — орбитали внешнего уровня, как занятые так и свободные, и орбитали предвнешнего подуровня, который заполняется у данного атома, как занятые так и свободные.
34Se [Ar] 3d104s24p4
валентные электроны 34Se …4s24p4
24Cr[Ar]4s13d5 валентные электроны 24Cr….4s13d5

Типы элементов
s-элементы:
Элементы 1 и 2 групп (главные подгруппы I-II групп), имеющие в качестве валентных электронов только s – электроны
например: Li (литий) – 2s1, Ca (кальций) – 4s2,
p – элементы:
Элементы 13-18 групп (главные подгруппы III-VIII групп), имеющие в качестве валентных электронов только s и p электроны
например: N (азот) – 2s22p3; S (сера) – 3s23p4 .
d-элементы:
Элементы 3-12 групп (побочные подгруппы), имеющие в качестве валентных электронов s и d электроны
например: Sc (скандий) – 4s23d1.
f-элементы:
Элементы –лантаноиды и актиноиды, имеющие в качестве валентных электронов s, d и f электроны
например: U (уран) - 5f37s26d1; Pu (плутоний) – 5f67s2

Электронные конфигурации ионов
Положительно заряженные ионы (катионы) образуются при отрыве электронов от атома
А – ne → An+
Легче всего отрываются электроны внешнего подуровня внешнего уровня (правила Клечковского не соблюдаются)
34Se [Ar]4s23d104p4 25Mn [Ar]3d54s2 24Cr [Ar] 3d54s1
34Se4+ [Ar]4s23d104p0 25Mn2+[Ar]3d54s0
34Se6+ [Ar]3d104s04p0 24Cr3+ [Ar] 3d34s0
Отрицательно заряженные ионы (анионы) образуются в результате присоединения электронов к атому (по правилам Клечковского) А + ne → An-
34Se2- [Ar]3d104s24p6
Изоэлектронные частицы имеют одинаковое число электронов и совпадающие (по формуле) электронные конфигурации.
17Cl- 1s22s22p63s23p6
18Ar 1s22s22p63s23p6
19K+ 1s22s22p63s23p6

Электронные конфигурации атомов в основном состоянии
элементов 1-5 периодов

Электронные конфигурации атомов в основном состоянии
элементов 6 и 7 периодов
*желтым цветом выделены элементы с «проскоком электронов»