Строение атома

До конца 19 в. считалось, что атом неделим. Изучение радиоактивности и электрического тока позволило говорить о сложности строения атома

1911. г Эрнст Резерфорд - планетарная модель строения атома:

В центре положительно заряженное ядро, в котором сосредоточена вся масса атома. Ядро состоит из протонов и нейтронов.

Вокруг ядра вращаются электроны, имеющие отрицательный заряд.

1913 г – Нильс Бор дополнил теорию

- электроны вращаются вокруг атома по строго определенным (стационарным орбитам)

- электроны могут переходить с одной орбиты на другую, излучая или поглощая энергию

Квантовая теория: (Луи де Броль, В.К. Гайнзберг, Эрвин Шрёдингер)

- двойственная природа электрона (волна, частица)

*масса покоя–1,1•10^-31кг (в1836раз < протона); *υ_дв. = 3,00•10⁶ м/сек;

*заряд =-1,6•10^-19Кл (условно -1), *длина волны 2,4•10^-10м

- быстродвижущиеся электроны образуют вокруг ядра электронное облако;

- пространство вокруг ядра, в котором наиболее вероятно нахождение электрона (ē) , называется орбиталью.

Атом – электронейтральная система взаимодействующих элементарных частиц, состоящая из ядра (образованного протонами и нейтронами - общее их название нуклиды) и электронов.

При химических реакциях претерпевает изменения электронная оболочка. Характеристика электрона

n – главное квантовое число

l- орбитальное квантовое число ( побочное)

m_l- магнитное квантовое число

m_s - спин

• характеризует удаленность ē от ядра атома, общую энергию электрона на данной орбитали.

• электроны обладают определенным запасом энергии (Е) и находятся на различном рас-стоянии от ядра (чем>Е, тем дальше от ядра)

• при вращении формируются электронные слои (энергетические уровни).

• кол-во энергетических уровней→№ периода

Количество ē на уровне 2n², т.е N= 2n²

• характеризует различный запас энергии одного энергетического уровня (их подуровни: s, p, d, f )

• определяет форму орбитали (электронных облаков)

s- орбиталь р- орбиталь

сферическая форма форма гантели

d и f – орбитали более сложная форма

• число подуровней на уровне равно n (номеру уровня)

I ур. IIур. III ур. IV ур.

s sp s p d s p d f

l = 0 01 0 1 2 0 1 2 3

• д вижущиеся ē создают магнитные поля, взаимодействие которых определяет направление (положение) орбиталей в пространстве:

s- орбитали – одно положение

р- орбитали 3- положения

(-1, 0, +1)

э лектронные облака вытянуты по координатным осям и ось каждого перпендикулярна двум другим.

d- орбитали – 5; f – орбитали – 7

- постоянная ве-личина, это соб-ственный мо-мент импульса электрона, не связанный с движением.

S= ½ - для всех электронов

m_s = +1/2 или m_s = −1/2

Распределение электронов в атоме по энергетическим уровням изображается в виде:

• Электронных формул: 1s² 2s²2 p⁶3s²3p⁴3d^{0 ← количество электронов на подуровне}

1,2,3 – номер энергетического уровня (n); s, p, d - подуровни

• Г рафических электронных формул – с помощью квантовых ячеек (орбиталь→ энергетическая ячейка→ клетка)

• При распределении электронов пользуются: 1) принципом Паули 2) принципом наименьшей энергии 3) правилом Гунда

Принцип Паули: в атоме не может быть двух электронов, у которых все квантовые числа были бы одинаковы.

Следовательно: на одной орбитали не может находиться более 2-х электронов.

Правило Гунда: при данном значении l (т.е. в пределах определенного уровня) электроны располагаются таким образом, чтоб суммарный спин был максимальным.

Например, размещение 3 электронов р-подуровня может быть следующим:

Верное расположение первое, т.к. m_s= +1/2 +1/2 +1/2=3/2, а во втором случае m_s = +1/2 -1/2 +1/2 = 1/2

1. 2. Т.е сначала заполняются свободные орбитали подуровня.

Правило Клечковского (принцип наименьшей энергии): заполнение электронных уровней происходит последовательно с ростом суммы n+l, а при одинаковом значении осуществляется там, где > число l (или с меньшим значением n)

Например, на подуровнях 3d, 4p, 5s сумма n+l =5. Значит, сначала заполняются подуровни с меньшим значением 3d- 4p - 5s.

Правило справедливо только для основных состояний атома.