Развитие представлений о строении атома. Первоначальные теории строения в-ва.
В V в до н.э. филос: Левкип, Демокрит – первые упомин. 1661 г. англ. уч. Р.Бойль. PV=const. Если T=const – Мариотт. 1748 – Россия, Ломоносов откр. закон сохр. массы (1766 Лавуазье откр. тот же закон).
В нач. XIX были откр. кол-ые (стехиометр. з-ны, подтвердивш. атомарное строение в-в):
- з-н постоянства состава, Пруст (Фр)
- з-н эквивалентов, Рихтер (Герм)
- з-н кратн. отнош., Дальтон (Анг)
- з-н простых объемн. отнош., Гей-Люссак (Фр)
- з-н Авогадро (Ит)
1860 – атомно-мол. учение получ. всеобщ. признан. на I м/ународн. конгрессе.
Во 2 полов. XIX в - откр. х-ные разруш. представл. об атоме, как о не делимой частице.
1869 – табл. Менделеева, периодич. Закон.
1879 – катодные лучи, (Англ) Крукс.
1889 – фотоэффект, Столетов (Рос).
1896 – откр. γ-лучи, Рентген (Герм).
1896 – радиоактивн, Беккерель (ФР).
1897 – откр. электрон, Томсон (Англ), q=1,6*10(-19) Кл, m=6,1*10(-31).
1903 – появ. Первая атомн. Модель – электрон. Модель, Томсон (Англ).
1911 – Резерфорд (Анг) – ядерная модель mv(2)/r(2)=e(2)/r(2)
1913 – Бор (Дания) – квантовая модель mvr=nh/2π, h=6.63*10(-37) Дж
Модель основана на принципе квантовой энергии E= hν
Совр. Модель атома. Ур-ие волны де Бройля. Принцип неопредел. Гейзенберга. Волновое Ур-ие Шредингера.
Сов. Модель атома основ. на 3-ех полож:
- квантование энергии из модели Бора
- корпускулярно-волновой дуализ
- вероятный метод описания движ-я е-на. Луи де Бройль в 1924 высказал гипотезу о том, что V материальной частицы, имеющей массу m и движ. Со скоростью v, соответств. Волна , длина кот. λ.
E=me(2). Эйнштейн: E=hν. Планк: me(2)= hν
Ур-ие де Бройля: e, имеющий массу m и движ. Со скоростью v, соотвт. Волна λ=h/mv, h – постоянная планка = 6,615*10(-34) Дж.
Принцип неорпедел. Гейзенберга: е также как и волна не имеет одноврем точных знач корд и импульса.
В 1926 Шредингер
(Австрия)
Если е облад волновыми свойствами, то его движ в атоме можно описать волнов Ур-ями, подобно тому, как опис движ светов и звуков волн.
Хар-ки электрон облака: размер, форма, располож и ориент в пространстве.
Квантовые числа электрона.
n-характ.общую энергию эл-ектрона или его энергич. уровень,чем<n,тем<размер орбитали,чем дальше нах. эл.от ядра,чем <’энерг.облод.Орбиталь(электрон.облоко)- Облоко вокруг ядра, заполн-ся эл,но не всегда. Орбита-льное:L-опр.форму орбита-ли,однозначно для H(водород) Каждому знач.L соот.подуровень
L=0=s;1=p;2=d;3=f
Магнитное
:харак.ориентац.эл.облака
в простран. и опр. вытянутость орбитали
вдоль оси
Спиновое
внутр.движ.эл—спин
и опр.направл. вращ. эл.вокруг собств.оси
Гл квант число опред запас энергии, степень уго удален от ядра, размер Эл-го облака. Оно показыв на каком энерг-ом уровне наход данный электрон.
Распред е-ов по орбиталям в атоме опред 3 осн правила: 1) Принцип Паули, 2) принцип наим энергии, 3) правило Гунда.
4-5. Эл-ая структура сложных атомов. Принцип Паули, наим энергии, правило Клечковского, Гунда.
В атоме не может быть двух электронов с одинак.знач.всех 4-ёх квантовых чисел, должны отличаться значен 1-го кван. чис-ла.Наим.Энергия:электрон не занимает вышележащего энерг
уровня или подуровн
до тех пор пока на ниже лежащем есть свободные места. Клечковский:1)1-ым заполн.подуровень, для которого s+l меньше;2) n+l равны, то заполн.тот у кот n<
Гунд:орбитали в пре-делах дан..подуровня
заполн.сначало по одному электрону
1s*2 2s*2 2p*6 3s*2 3p*6 4s*2 3d*10 4p*6
5s*2 4d*10 5p*6 6s2 5d*1 4f*14 5d*9 6p*6
7s*2 6d*1 5f*14 6d*9 7p*6