1598085291-e9a6c4eef7863c3d04894ea4da133f9d (Все лекции (2014))

Лекция 1Введение. Квантово-механическая модель строения атомаПлан лекции1.2.3.4.5.Введение. Предмет изучения химии.Основные теории строения атома.Квантово-механическая модель атома. Основные положения квантовой механики.Квантовые числа. Атомные орбитали.Выводы.ВведениеХимия – естественная наука, изучающая состав, строение, свойства и превращения веществ,а также явления, сопровождающие эти превращения.Изучение химии в техническом вузе имеет два аспекта:1) общеобразовательный – для создания целостного естественно-научного мировоззрения;2) прикладной – для решения химических вопросов специальности.Химия в энергетике – это реакции горения, это химия воды и топлива, решение проблемновых источников энергии, новых материалов, технологий и процессов, решениеэкологических проблем.М.В.Ломоносов (1741 г.) – “Химическая наука рассматривает свойства и изменения тел…,состав тел…, объясняет причину того, что с телами при химических превращенияхпроисходит”.Д.И.Менделеев (в “Основах химии” 1871 г.) – “Химия – это учение об элементах и ихсоединениях”.Электронное строение атомаАтом - сложная электромагнитная микросистема, являющаяся носителем свойствхимического элемента.протоны (р, р+)ядроотносятся к нуклонам, состоят из трех кварковoатомнейтроны (n, n )электроны (е-) – относятся к лептонам (размер <10-16см)Число протонов в ядре равно числу электронов в электронной оболочке атома.→ Атом в целом нейтрален, не имеет заряда.Изотопы – разновидности атомов одного химического элемента, имеющие одинаковыйпорядковый номер, но разные массовые числамассовое число35заряд ядра17Cl (17p+, 18n, 17e-)Мr(Cl)=35∙0,7543 + 37∙0,2457 = 35,491 атм.ед.массыЧастицаер+n0Кто и когдаоткрылДж.Томсон,1897Э.Резерфорд1911-1919Дж.Чедвик,1932Система СИЗаряд, Кл1,6.10-191,6.10-190Атомныеед.заряда-1Система СИмасса, кг9,11.10-31Атомныеед.

массы0,000548+11,6.10-271,00701,6.10-271,008Основные теории строения атомаПочему атом – устойчивая, стабильная система?Почему электрон не излучает энергии при движении?Ответ дает квантовая механика:поведение движущихся микрообъектов (элементарных частиц, в том числе и электронов)не подчиняется законам классической механики, а подчиняется законам квантовоймеханики.Планетарная модель Резерфорда (1911):атом состоит из положительного ядра, малого по объему(10-14м), но в котором сосредоточена почти вся масса, иотрицательных электронов, вращающихся вокруг ядра покруговым орбитам.Квантовая модель Бора (1913):Энергия и импульс электрона квантованы;Электрон движется только по разрешенным орбитам,которым отвечает определенная энергия;Электрон поглощает или испускает энергию только припереходе с одной разрешенной орбиты на другую.Квантово-механическая модель (середина 20-х годов).Основные положения квантовой механикиКвантование энергии:Макс Планк (1900 г., Германия) – вещества испускают и поглощают энергию дискретнымипорциями (квантами).

Энергия кванта пропорциональна частоте излучения (колебания) ν:E = hν-34h – постоянная Планка (6,626·10 Дж·с); ν=с/λ, с – скорость света, λ – длина волны.Дуализм электромагнитных волн:Альберт Эйнштейн(1905 г.) - любое излучение - это поток квантов энергии (фотонов).E = mс2m – масса фотона, с – скорость света, 3.108 м/сДуализм электрона:Луи де Бройль (1924 г., Франция): электрон также характеризуется корпускулярно-волновойдвойственностью.С одной стороны, электрон - частица с энергией Eе =mеv2, с другой,волна Eе = hν = hv/.

Приравнивая оба уравнения, получаемуравнение де Бройля:=h/ mеvmе – масса электрона (9,1*10-31кг); v – скорость движения электрона.Электрон в атоме – стоячая волна, которая должна укладываться на круговой орбите целоечисло раз.!Уравнение Шредингера:(Шредингер 1926 г., Германия)- математическое описание состояния электрона в атоме,основное уравнение квантовой механики. Шредингер распространил волновое уравнение длястоячей волны на «волны материи», ввел знаменитую ψ-функцию:ψЕ=ψU + ψНψ – амплитуда колебания этой волны, когда микрочастица движется во внешнем поле,например, ядра атома.

Форма колебаний зависит от квантовых чисел (n, l, ml), которыеполучаются как численные решения уравнения Шредингера.1933 год – Нобелевская премия за создание волновой механики.Таким образом, ψ-функция описывает некий волновой процесс, но не имеетопределенного физического смысла, так как этот процесс не является каким-тореальным физическим полем.Истинный смысл волновой функции можно понять на основе принципа неопределенности.Принцип неопределенности:Вернер Гейзенберг (1927г., Германия) – произведение неопределенности положения(координаты) частицы х и импульса (mv) не может быть меньше h/2 .х(mv)  h/2( - погрешность, неопределенность в измерении).Смысл: принципиально невозможно определить одновременно положение и импульсдвижения микрочастицы с абсолютной точностью.Макс Борн:вероятность найти электрон в той или иной точке пространства в данный моментвремени равна |ψ|2.|ψ|2 – плотность вероятности.Решить уравнение Шредингера - значит найти в явном видеψ-функцию и полную энергию Е частицы.В простейшем случае  = (х,у,z).

(Точное решение - только для простейших систем,например, для атома водорода).Решение уравнения:  = (х,у,z) – орбиталь.Орбиталь – ограничивает область пространства, в котором наиболее высока вероятность(неменее 95%) обнаружить электрон.Энергия и форма орбитали зависят от квантовых чисел, которые непосредственно входят врешение уравнения Шредингера. Три квантовых числа n, l, ml полностью определяюторбиталь.=  (х,у,z)= (n,l,ml).Графически АО изображаетсяТак как электрон несет отрицательный заряд, то его орбиталь представляет собойопределенное распределение заряда, которое получило название электронного облака.Квантовые числа1. Главное квантовое число (n): определяет энергетический уровень (оболочку) атома определяет размер орбитали (электронного облака) принимает целые положительные значения от 1 до n (номер энергетического уровня): 1 2 3 4 и т.д.название оболочкиK L M NЕ увеличиваетсяЧем дальше от ядра энергетический уровень, тем больше его энергия и больше размератомной орбитали)2.

Орбитальное квантовое число (l): определяет – орбитальный момент количества движения электрона показывает – форму орбитали принимает значения – от 0 до (n-1)Графически любая АООрбитальное кв. число (l)Энергетический подуровень-0s1p2 3d f4gzl = 0 s –подуровень  s –АО сферическаяyl = 1  p-подуровень  р-АО форма объемной восьмеркиyxхОрбиталисорбитальнымквантовымчислом2d-орбиталями и имеют более сложную форму (см.рисунок), чем р-орбитали.Электроны с l = 2 называются d-электронами.называютсяФормы электронных облаков различных атомных орбиталей и их ориентация впространствеНаконец, орбитали с орбитальным квантовым числом 3 получили название fорбиталей. Их форма еще сложнее, чем форма d-орбиталей. (см.Интернет).

Электроны с l =3 получили название f-электронов.Каждому n соответствует определенное число значений l, т.е. каждый энергетическийуровень расщепляется на подуровни.Число подуровней равно номеру уровня.1-ый энерг.уровень  1 подуровень  1s2-ой энерг.уровень  2 подуровня  2s2p3-ий энерг.уровень  3 подуровня  3s3p3d4-ый энерг.уровень  4 подуровня  4s4p4d4f и т.д.3.

Магнитное квантовое число (ml) определяет – значение проекции орбитального момента количества движенияэлектрона на произвольно выделенную ось показывает – пространственную ориентацию АО принимает значения – от –l до + lЛюбому значению l соответствует (2l+1) значений магнитного квантового числа, т.е. (2l+1)возможных расположений электронного облака данного типа в пространстве.s-состояние – одна орбиталь (20+1=1) ml=0, т.к. l=0p-состояние – три орбитали (21+1=3)zml=1zml=0ml: +1 0 -1, т.к.l=1zml = -1Вывод – АО характеризуется определенным набором n, l, ml, т.е. определенными размерами,формой и ориентацией в пространстве.ПодуровниБуквеноеЗначениеобзначениеls0s0p1ОболочкаЭнерг.уровеньKLГлкв.ч.n12M3spd0120–1, 0, +1–2, –1, 0, +1, +2N4spdf01230–1, 0, +1–2, –1, 0, +1, +2–3, –2, –1, 0, +1, +2, +3Значения ml001, 0, +1ЧислоАО: N=n2113∑4135∑91357∑164. Cпиновое квантовое число (ms) определяет - собственный механический момент электрона, связанный с движениемего вокруг своей осипринимает значения +1/2 или – 1/2, обозначается графически стрелкамиорбиталиспин электрона s = 1/2· h/2иливВывод:Состояние любого электрона в атоме может быть полностьюохарактеризованоопределеннымнабором изчетырех рассмотренныхквантовыхчисел.При этом в атоме не может быть двух электронов с одинаковым набором всех четырехквантовых чисел.Лекция 2Электронные структуры многоэлектронных атомовПлан лекции1.Основные принципы распределения электронов в атоме (принцип Паули,правило Клечковского, правило Гунда).2.Формирующий электрон.

Валентная конфигурация.3.Валентность в возбужденном и основном состоянии.В многоэлектронном атоме состояние электрона определяется 1) принципомПаули:– в атоме не может быть двух электронов, у которых всечетыре квантовых числа были бы одинаковы.Следствия из принципа Паули:1. На одной орбитали могут находиться не более двух электронов,отличающихся друг от друга спинами.2. Максимальное число электронов на энергетическом подуровне:2(2l+1)3. Максимальное число электронов на энергетическом уровне:2n22. Принцип минимальной энергии:Электроны занимают наиболее низкое энергетическоесостояние, отвечающее наиболее устойчивому егосостоянию.3.

Правило Клечковского:Электроны размещаются последовательно на орбиталях,характеризуемых возрастанием суммы главного иорбитального квантовых чисел (n+l); при одинаковыхзначениях этой суммы раньше заполняется орбиталь сменьшим значением главного квантового числа n4. Правило Хунда:В пределах энергетического подуровня электронырасполагаются так, чтобы их суммарный спин былмаксимальным.Способы составления схем распределения электронов в атоме:– в виде формул электронных конфигураций1s22s22p63s23p64s119К– в виде графических формул АОЕpsn=28Оsn=1Электрон, который завершает электронную конфигурацию данного элемента,отличает его от предшествующего, называется формирующим.По формирующему электрону элементы подразделяются на:s-, p- , d- и f- элементы.Пример:для атома кислорода 8О формирующим является 2р4электрон;для атома кальция 20Ca формирующим является 4s2электрон;для атома скандия 21Sc формирующим является 3d1электрон.Электронные конфигурации элементов первых двух периодовдля основного состояния*Атомный номерЭлементЭлектроннаяконфигурация123ВодородГелийЛитий1s12s21s22s145БериллийБор1s22s21s22s22p1ЭлектроннаяАтомныЭлемент конфигураций номеря2 26Углерод1s 2s 2p27Азот1s22s22p38Кислоро1s22s22p4д9Фтор1s22s22p510Неон1s22s22p6*Основное состояние – наиболее устойчивое состояние атома.Возбужденное состояние – с повышенной энергией.При переходе атома в возбужденное состояние электроны поглощаюткванты энергии и переходят на орбитали с более высокой энергией.Пример: атом магнияОсновное состояниеВозбужденное состояние«Провал электрона»:для ряда d и f –элементов имеет место «проскок» или «провал» электрона сподуровня ns в (n-1)d : (Cu, Ag, Au, Pt, Pd, Rh, Ru, Cr, Mo, Nb).Например, экспериментально установлено, чтоосновная конфигурация атома меди Cu 1s22s22p63s23p63d104s1 ,а не …3d94s2Причина - более низкая энергия конфигурации 3d104s1 по сравнению с 3d94s2 .Повышенная устойчивость 3d10состояния.Валентная конфигурация илисокращенная электронная формула– содержит только валентные электроны (наиболее активные, которыемогут участвовать в образовании химических связей).