Терней - Органическая химия I (1125892), страница 4
Текст из файла (страница 4)
Электрон не следовал предписаниям классической физики! АТОМНЫЕ СПЕКТРЫ ИСПУСКАНИЯ. При нагревании до достаточно высокой температуры элемент начинает испускать свет. Если испускаемый свет пропустить через призму, то выходящий свет обычно не дает непрерывного спектра (например, типа радуги). Вместо этого наблюдаются вполне дискретные цветные линии («линейчатый спектр»), соответствующие харак-- теристическим длинам волн. Для того чтобы объяснить это явление, Нильс Бор, ученик Резерфорда, сконструировал модель атома, в которой электрон движется по круговым орбитам вокруг ядра. По Бору, число этих орбит ограниченно, и они соответствуют определенным уровням энергии- («квантовым уровням»).
Иными словами, электронам запрещено существование вне этих орбиталей, и об их энергии говорят, что она квантована.. Перемещение электрона с орбиты с низкой энергией на орбиту с высокой энергией требует поглощения определенного количества («кванта») энергии.
При переходе электрона с высокоэнергетической орбиты на низкоэнергетическую излучается точно определенный квант энергии. Последняя особенность служит причиной появления ярких спектральных линий. Картина атома, предложенная Бором, объясняет появление линейчатого спектра, но требует введения числа, описывающего каждую из отдельных орбит. Это число является постоянным для каждой орбиты и отражает энергию орбиты. Оно называется «главным», или «основным», квантовым числом. Главное квантовое число обозначают символом и. Для первой орбиты («главный квантовый уровень») и = 1, для второй — и = 2 и т.
д. Можно вычислить разность энергий (ЛЕ) между двумя энергетическими уровнями. Для этого требуется только знать длину волны (Х) света, испускаемого при переходе электрона с более высокого энергетического уровня на более низкий энергетический уровень. Зависимость разности энергий от длины волны выражается следующим уравнением: ДЕ = Ьс/Х, где ЛŠ— разность энергий, Ь вЂ” константа Планка (6,6 10 " эрг с или 6,625 10 " Дж с), с — скорость света (3,0 10'~ см с ~ или 3,0 10 м*с '), Х вЂ” длипа волны испускаемого света (см). Модель Бора оставалась непоколебленной до тех пор, пока А. Дя«. Зоммерфельд пе предположил, что некоторые иа орбит являются эллиптическими и что для описания орбиты необходимо использовать два квантовых числа: первое (главное квантовое число п) характеризует большую ось эллипса, а второе (1) — его меньшую ось.
В 1896 г. Потер Зееман заметил, что если возбужденные атомы, использовавшиеся для получения линейчатого спектра, поместить в сильное магнитное поле, то число наблюдаемых линий возрастет. Это явление, так называемый эффект Зеемана, наводит на мысль о том, что описание энергетических состояний электрона должно также включать другое квантовое число т— магнитное квантовое число. Наконец, результаты исследований Штерна 16 глАвА ~ и Герлаха (1921) потребовали введения четвертого квантового числа в— спинового квантового числа.
Эти исследователи обнаружили, что в неоднородном магнитном поле поток газообразных атомов серебра разделяется на два луча, отклоняющихся от исходного пути на равное расстояние в противоположных направлениях. Особенность четырех квантовых чисел атома была сформулирована в 1925 г. Вольфгангом Паули и известна теперь как «запрет Паули»: два элек,трона одного и того же атома не могут иметь четыре одинаковых квантовых числа. ВОЛНОВАЯ КАРТИНА ЭЛЕКТРОНА. Альберт Эйнштейн в 1905 г.
первый предположил, что свет может вести себя и как частйца, и как волна. Однако только в 1924 г. де Бройль количественно охарактеризовал отношение между массой частицы и ее длиной волны. Именно де Бройль обосновал дуалистическую точку зрения на природу электрона, когда электрон рассматривают как структуру, обладающую свойствами и волны и частицы. Приведенное ниже уравнение дает соотношение между длиной волны частицы, такой, как электрон, и ее моментом: Х = Ь/тэ, где Х вЂ” длина волны частицы, й — постоянная Планка, т, — масса частицы и и — скорость частицы. В 1927 г. Гейзенберг указал на невозможность точного одновременного определения положения и момента (энергии) электрона.
Согласно принципу неопределенности Гейзенберга (который важен только для малых частиц, таких, как электрон), увеличение'точности определения положения частицы вызывает увеличение ошибки определения момента частицы, если эти определения проводятся одновременно. На основании результатов, полученных усилиями многих исследователей, Эрвин Шредингер в 1926 г. применил математическое описание волнового движения к электрону, создав тем самым фундамент современной квантовой механики — волновое уравнение Шредингера. Волновое уравнепие описывает субатомные частицы с точки зрения их волновой природы и, таким образом, противоречит боровской картине электрона, находящегося на вполне определенной орбите. Волновое уравнение позволяет рассматривать свойства электрона как вероятностные (наиболее вероятное расстояние от ядра и т.
д.), оно дает физическую картину характеристических величин энергии и соответствующей волновой функции ~ для электрона. Одпоэлектронная волновая функция, характеризующая положение электрона, пазывается орбиталью. Таким образом, мы будем говорить об электроне, занимающем какую-то орбиталь, а не орбиту. КВАНТОВЫЕ ЧИСЛА. Мы уже знаем, как возникла необходимость в четырех числах для описания любого электрона даже до появления волновой механики. В связи с этим следует отметить, что попытка решить волновое уравнение для водорода также требует введения четырех «квантовых чисел»: и (основное, или главное, квантовое число), 1 (азимутальное квантовое число), т (магнитное квантовое число) и г (спиповоо квантовое число).
Главное квантовое число характеризует основное расстояние (и энергию) от ядра до электрона. Азимутальное квантовое число определяет угловой момент электрона. 11аиболее важно для нас то, что величина 1 определяет геометрию наиболее вероятной области нахождения электрона. магнитное квантовое число объясняет ориентации различных орбиталей относительно друг друга. Спиповое квантовое число описывает «спиповую природу» (нет точной аналогии с обычным значением спина) электрона. четыре квантовых числа связаны друг с другом следующими правилами: 1.
Главное квантовое число может принимать любое целое значение от +1 до со, т. е. и = 1, 2, 3, 4,.... Атом 17 2. Для любого данного значения и азимутальное квантовое число 1 может принимать значения в области от 0 до и — 1, т. е. 1 = О, 1, 2, 3, ... ..., (и — '1). 3. Для любого значения 1 магнитное квантовое число т может принимать любое целое значение (включая нулевое) от — 1до +1, т. е. т = — 1, — 1+1, — 1+2,...,0,1,2,...,+1. 4. Для любого значения т спиновое квантовое число г может иметь только два значения: — '/2 или + '/2. Первые три квантовых числа, взятые вместе, описывают некоторую определенную орбиталь.
Каждая орбиталь может содержать максимум два электрона. Два электрона на одной орбитали будут характеризоваться одинаковыми значениями и, 1 и т, но один из них будет иметь г = — '/2, н=з г'= о~ 2(с7) Д. т= О Принятое ооозначенио орбцтали: Рис. 1-1. Орбитали внутри третьего главного квантового уровня. а второй г=+'/2.
Если бы это было не так, то нарушался бы запрет Паули. Для иллюстрации на рис. 1-1 представлена классификация орбиталей, которые могут быть образованы, когда и = 3. На основании периодического закона предположили, что общее число электронов, которые могут находиться на основном энергетическом уровне (орбита Бора или «оболочка»), равно 2и',,где и — квантовое число Бора. Это предположение более понятно теперь, когда стало очевидным, что «оболочки» состоят из орбиталей.
Поскольку данному значению и соответствует и' орбнталей (рис. 1-1), то, следовательно, обиднее число электропов равно 2и'-. Химики-органики редко используют численные значения азимутальных квантовых чисел. Вместо этого они значительно чаще применяют буквенные обозначения; электрон, для которого 1 = О, называют г-электроном, в случае 1 =1 — р-электроном, при 1 =2 — д-электроном и при 1 =3 — /'- электроном.
Например, электрон,' находящийся на втором главном квантовом уровне (и = 2) на орбитали ~ = О, называется, 2г-электроном. В 'настоящее время волновая механика 'применяет вместо термина «орбита» 'термин «орбиталь». Ниже мы опишем некоторые свойства орбиталей без привлечения математики. КАК ДАЛЕКО ОТ ЯДРА НАХОДИТСЯ ЭЛЕКТРОН? На старой картине атомов можно было провести линию от ядра до окружности орбиты и принять, что полученное расстояние является расстоянием до ядра. Как же мы теперь понимаем термин «расстояние до ядра», отбросив представление об электроне на орбите? Рассмотрим зависимость г'ф'(г). Она даст нам вероятность нахождения электрона в тонком слое толщиной дг при, данном расстоянии г от ядра. Подобные графики, называемые кривыми «радиального вероятностного распределения», показывают, где с наибольшей вероятностью можно обнаружить данный электрон. На рис.
1-2 представлены вероятностные распределения для орбиталей, представляющих наибольший интерес. Из этих кривых видно, что для 1г-орбитали область максимальной1вероятности нахождения электрона находится на расстоянии 0,5 А от ядра. г-о» з 18 глАвА 1 Это расстояние соответствует боровскому радиусу атома водорода, и, таким образом, модели Бора и волновой механики совпадают по крайней мере для водорода. Несмотря на то что в принципе имеется конечная вероятность нахождения электрона на бесконечном расстоянии от ядра, при удалении до 5 А эта вероятность падает до одной миллионной.
![](https://s.studizba.com/z.php?f=/templates/si/i/noavatar.png&w=100&h=100&t=1"){kind=avatar}
