1-21 (Теория + Практика)

1.Развитие представлений о строении атома. Модель Резерфорда. Положения теории строения атома Н.Бора. Копускулярно-волная природа (дуализм) микрочастиц. Волны Де Бройля. Принцип неопределенности Гейзенберга.
· Демокрит: атом – мельчайшая, неделимая частица вещества.
· Томсон – «Пудинг с изюмом», протонное пространство, внутри которого, как изюм, располагаются электроны.
· Резерфорд, Бор (1913 г.) – планетарная модель атома (положительное ядро (нуклид) в центре, сосредотачивающее почти всю массу атома; вокруг ядра вращаются отрицательно заряженные электроны.)
Модель атома Резерфорда:
Атом представляет собой положительно заряженное ядро, занимающее ничтожную часть пространства атома, при этом в ядре сосредоточен весь положительный заряд атома и почти вся его масса. Вокруг ядра вращаются отрицательно заряженные электроны, их суммарный заряд равен заряду ядра.
Свою теорию строения атома, предложил датский физик Нильс Бор. Простейшим атомом является атом водорода, содержащий один электрон, движущийся по замкнутой орбите в кулоновском поле ядра. В первом приближении ядро атома можно считать неподвижным, а электронные орбиты - круговыми орбитами. Основные положения он сформулировал в виде постулатов:
I. Атом и атомные системы могут длительно пребывать только в особенных стационарных или квантовых состояниях, каждому из которых отвечает определенная энергия. В стационарном состоянии атом не излучает электромагнитных волн.
II. Излучение света происходит при переходе электрона из стационарного состояния с большей энергией в стационарное состояние с меньшей энергией. Энергия излученного фотона равна разности энергий стационарных состояний.
Корпускулярно-волновой дуализм – свойство микрочастицы проявлять признаки частицы и волны. Электрон, нейтрон, фотон в одних условиях ведут себя как локализованные в пространстве материальные объекты, двигающиеся с определёнными энергиями и импульсами по классическим траекториям, а в других – как волны, что проявляется в их способности к интерференции и дифракции. Импульс фотона р = h/λ формула сама по себе – свидетельство дуализма. В ней слева – импульс отдельной частицы (фотона), а справа – длина волны фотона.
Волны де Бройля – волны, связанные с любой движущейся материальной частицей. Любая движущаяся частица ведёт себя не только как локализованный в пространстве перемещающийся объект - корпускула, но и как волна, причём длина этой волны даётся формулой λ = h/р, где h = 6.6·10^-34 Дж^.сек – постоянная Планка, а р – импульс частицы.
Принцип неопределенности Гейзенберга
Результат объединения корпускулярной и волновой теории. Нельзя одновременно узнать точно и положение, и скорость объекта. Частица находится точно в одном месте, а волна во многих местах одновременно. Можно создать график с волнами в небольшой области, объединяя волны с разной длиной волны, давая т.о. квантовому объекту и вероятность обладания разными квантовыми импульсами. Однако если этот квантовый объект одновременно и частица, и волна, то теряется уверенность и в положении (нет единственной точки), и в импульсе (т.к. сложили много волн). Если мы хотим уменьшить неопределенность положения, надо сложить больше волн, что увеличивает неопределенность импульса. То есть невозможно одновременно получить точные сведенья и о скорости (импульсе) −, и о его координате в пространстве.

ħ=h/2π; _х=^_∙_х; ∆ — неопределенность (изменение).

2. Квантово-механическая теория строения атома. Уравнение Шредингера. Волновая функция. Квантовые числа. Радиальная и угловая составляющие. Атомные уровни, подуровни и орбитали. Формы s-, p-, d-орбиталей.

В основу Квантово-механической модели (КММ) положена квантовая теория атома, согласно которой электрон обладает как свойствами частицы, так и свойствами волны. Другими словами, о местоположении электрона в определенной точке можно судить не точно, а с определенной долей вероятности. Поэтому в КММ орбиты Бора заменили орбиталями 
(эдакие "электронные облака" - области пространства в которых существует вероятность пребывания электрона). Состояние электрона в атоме описывают с помощью 4 чисел, которые называют квантовыми (n,l,m,s).
Согласно квантово-механической теории строения атомов и молекул, электроны в атоме пребывают в непрерывном движении, даже когда атом находится в основном состоянии. В результате этого нулевого движения все атомы обладают быстро изменяющимися дипольными моментами. Электрическое поле мгновенного диполя одного атома индуцирует дипольный момент в любом соседнем атоме и, как и в индукционном эффекте Дебая, относительные ориентации мгновенного момента и момента, индуцированного в другом атоме, всегда приводят к возникновению сил притяжения между двумя атомами. Другими словами, при сближении двух атомов, их электроны стремятся двигаться так, чтобы энергия понижалась.
 

Законы движения частиц в квантовой механике выражаются уравнением Шредингера. В простейшем случае для частицы, движущейся в силовом поле U, вдоль координаты x оно выглядит так:

Где ψ - волновая функция (аналог амплитуды для волнового движения в классической механике), которая характеризует движение электрона в пространстве как волнообразное возмущение; первое слагаемое представляет собой вторую производную от Ψ по координате x; h – постоянная Планка, m- масса частицы, Е – полная энергия частицы, U – потенциальная энергия частицы.
Чтобы решить волновое уравнение (будем говорить о пространственном случае), надо разделить его переменные. Для этого заменяют декартовы координаты x, y, z на сферические r, θ, φ. Тогда волновую функцию можно представить в виде произведения трех функций, каждая из которых содержит только одну переменную:
ψ(x,y,z) = R(r) Θ(θ) Φ(φ)

Функцию R(r) называют радиальной составляющей волновой функции, а Θ(θ) Φ(φ) - ее угловыми составляющими.
В ходе решения волнового уравнения вводятся целые числа - так называемые квантовые числа (главное n, орбитальное l и магнитное m). Функция R(r) зависит от n и l, функция Θ(θ) - от l и m, функция Φ(φ) - от m.

Волновую функцию описывающую состояние электрона, называют атомной орбиталью. Атомная орбиталь – это геометрический образ, отвечающий объему пространства вокруг атомного ядра, который соответствует 90%-ой вероятности нахождения в этом объеме электрона (как частицы) и одновременно 90%-ой плотности заряда электрона (как волны).

– спиновое число, которое определяет проекцию вектора углового момента по отношению к внешнему магнитному полю и может принимать 2 значения: -1/2;1/2

При l=0 – s-орбиталь

При l=1 – p-орбиталь

При l=2 – d-орбиталь

При l=3 – f-орбиталь

1. Строение многоэлектронных атомов. Принцип наименьшей энергии. Принцип Паули. Правило Хунда. Правило Клечковского. Электронные и электронно-графические формулы атомов элементов в основном и возбужденном состоянии.

Число электронов, которые могут находиться

на одном энергетическом уровне, определяется

формулой 2n², где n – номер уровня.

Запись распределения электронов в атоме по уровням, подуровням и орбиталям получила название электронной конфигурации (формулы) атома элемента.

Принцип min энергии: электроны заполняют орбитали в порядке повышения уровня энергии орбиталей: 1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<4f<5d<6p<7s…

Принцип Паули: в атоме не может быть двух электронов с одинаковым набором всех 4-х квантовых чисел.

Правило Хунда: суммарный спин электронов на подуровне должен быть максимален, т.е. электроны на подуровне стремятся занять максимальное число свободных квантовых состояний.

Правило Клечковского: Заполнение орбиталей происходит в порядке возрастания суммы n+l. Если суммы n+l равны друг другу, то заполнение орбиталей происходит в порядке возрастания числа n.

Существует два способа составления

распределения электронов в многоэлектронных атомах.

1. В виде электронных формул (конфигураций);

2. В виде схем электронно-графического распределения. (Энергия S следующего уровня ниже энергии d предыдущего уровня).

Полностью заполненные энергетические уровни, кроме цифр, можно обозначать буквами:

n: 1-K, 2-L, 3-M, 4-N, 5-O, 6-P, 7-Q

Пример: Фосфор (P) в возбужденном и невозбужденном состоянии сответственно.

4. Периодический закон Д.И. Менделеева. Основные энергетические характеристики атома: энергия ионизации и сродства к электрону. Электроотрицательность. Закономерности их изменения по периодам и группам периодической таблицы.

Периодический закон Д.И.Менделеева(1869): Д.И. Менделеев сформулировал сам закон: "Свойства элементов, а потому и свойства образуемых ими простых и сложных тел находятся в периодической зависимости от их атомного веса".

Вертикальные столбцы таблицы называют группами. Элементы, внутри каждой

группы, обладают сходными химическими и физическими свойствами. Это объясняется тем, что элементы одной группы имеют сходные электронные конфигурации внешнего слоя, число электронов на котором равно номеру группы. При этом группа разделяется на главные и побочные подгруппы. Все элементы в периодической таблице, в зависимости от того, на каком подуровне (s-, p-, d- или f-) находятся валентные электроны, классифицируются на: s- элементы (элементы главной подгруппы I и II групп), p-элементы (элементы главных подгрупп III — VII групп), d- элементы (элементы побочных подгрупп), f- элементы (лантаноиды, актиноиды).

Энергия ионизации (мера проявления металлических свойств) — это наименьшая энергия, необходимая для отрыва электрона от атома в его основном энергетическом уровне на бесконечность.

На нее влияют:

1. эффективный заряд ядра

2. межэлектронное отталкивание среди наружних (валентных) электронов (чем больше электронов на внешнем электронном слое, тем больше энергия ионизации);

3. радиальное расстояние от ядра до максимума зарядовой плоскости наружного электрона (с увеличением радиуса атома энергия ионизации уменьшается);

4. мера проникающей способности электрона

ЭИ всегда положительна. По периоду возрастает, по группе убывает.

Энергия сродства — выделяющаяся или поглощающаяся при присоединении электрона к нейтральному атому, находящемуся в газообразном состоянии с обретением отрицательно заряженного иона. Равна по модулю энергии ионизации, противоположна по знаку. По периоду и группе изменяется так же, как энергия ионизации (кДж/моль).

Электроотрицательность — условная величина, характеризующая способность атома в химическом соединении притягивать к себе электроны. По периоду увеличивается, по группе уменьшается.

5. Химическая связь. Основные характеристики химической связи: длина, энергия, кратность связи, валентный угол. Виды химических связей. Ионная связь. Металлическая связь. Межмолекулярные взаимодействия. Водородная связь.

Химическая связь — это взаимодействие атомов, обуславливающее устойчивость молекулы или кристалла как целого. Химическая связь определяется взаимодействием между заряженными частицами (ядрами и электронами). Условием образования химической связи является понижение полной E системы.

Длина химической связи — расстояние между ядрами химически связанных атомов.