Строение атома с точки зрения квантовой химии

Все тела живой и неживой природы, несмотря на их разнообразие, состоят из мельчайших частиц — атомов. Первым, кто высказал предположение об этом, считается древнегреческий философ Демокрит. Именно он назвал атомом мельчайшую неделимую частицу образующую вещество (атом в переводе с др.греч «неделимый»). Лишь в конце XIX в. были сделаны открытия, показавшие сложность строения атома, что атомы разлагаются на более мелкие элементарные частицы и таким образом «атомами» в Демокритовском смысле не являются. Тем не менее, термин используется и теперь в современной химии и физике, несмотря на несоответствие его этимологии современным представлениям о строении атома.

Демокрит считал, что если разделить, например, яблоко на две половины, затем одну из них еще на две части, и продолжать деление таким образом до тех пор пока результат деления перестанет быть яблоком, то мельчайшая частица которая все еще сохраняет свойство яблока является атомом яблока (т.е. неделимой частью яблока). Он утверждал, что атомы существуют вечно; они настолько малы, что их размеры не поддаются измерению; все атомы одинаковы, но они различаются внешне (атомы воды, например, гладкие, они способны перекатываться, и поэтому жидкости свойственна текучесть; атомы железа имеют зубчики, которыми они зацепляются друг за друга, что придает железу свойства твердого тела). Представления Демокрита были умозрительными.

Группу греческих философов, придерживавшихся того взгляда, что существуют подобные крошечные неделимые частицы, называли атомистами. Атоми́зм — натурфилософская теория, согласно которой чувственно воспринимаемые (материальные) вещи состоят из химически неделимых частиц — атомов. (В современной физике вопрос об атомизме является открытым. Некоторые теоретики придерживаются атомизма, но под атомами подразумевают фундаментальные частицы, которые далее неделимы).

Основы атомной теории строения вещества

В 1808 г. физик Дальтон Джон (1766–1844) возродил атомизм, доказал реальность существования атомов. Он писал: «Атомы — химические элементы, которые нельзя создать заново, разделить на более мелкие частицы, уничтожить путем каких-либо химических превращений. Любая химическая реакция просто изменяет порядок группировки атомов». Джон Дальтон ввёл понятие «атомный вес», первым рассчитал атомные веса (массы) ряда элементов и составил первую таблицу их относительных атомных весов, заложив тем самым основу атомной теории строения вещества.

Дальтон был одним из самых знаменитых и уважаемых учёных своего времени, ставший широко известным благодаря своим новаторским работам в разных областях знания. Он впервые (1794) провёл исследования и описал дефект зрения, которым страдал сам, — цветовая слепота, позже названный в его честь дальтонизмом; открыл закон парциальных давлений (закон Дальтона) (1801), закон равномерного расширения газов при нагревании (1802), закон растворимости газов в жидкостях (закон Генри-Дальтона). Установил закон кратных отношений (1803), обнаружил явление полимеризации (на примере этилена и бутилена).

Однако вопрос о внутреннем строении атомов даже не возникал, так как атомы считались неделимыми.

В 1897 г. английский физик Дж. Томсон изучая катодные лучи, пришел к выводу, что атомы любого вещества содержат отрицательно заряженные частицы, которые он назвал электронами. Огромной заслугой Томсона явилось доказательство того, что все частицы, образующие катодные лучи, тождественны друг другу и входят в состав вещества. Он предложил первую модель атома — «пудинг с изюмом» 1904 г.

По мысли Томсона, положительный заряд атома занимает весь объем атома и распределен в этом объеме с постоянной плотностью,в положительно заряженной сфере находится несколько электронов, так что атом подобен кексу, в котором роль изюминок играют электроны.

Ядерная модель атома (планетарная)

Резерфорд бомбардировал α-частицами атомы тяжелых элементов (золото, серебро, медь и др.). α-частицы – это полностью ионизированные атомы гелия. Электроны, входящие в состав атомов, вследствие малой массы не могут заметно изменить траекторию α-частицы. Рассеяние, то есть изменение направления движения α-частиц, может вызвать только тяжелая положительно заряженная часть атома.

Было обнаружено, что большинство α-частиц проходит через тонкий слой металла, практически не испытывая отклонения. Однако небольшая часть частиц отклоняется на значительные углы, превышающие 30°. Очень редкие α-частицы (приблизительно одна на десять тысяч) испытывали отклонение на углы, близкие к 180°.

Этот результат был совершенно неожиданным даже для Резерфорда. Он находился в резком противоречии с моделью атома Томсона, согласно которой положительный заряд распределен по всему объему атома. При таком распределении положительный заряд не может создать сильное электрическое поле, способное отбросить α-частицы назад.

Эти соображения привели Резерфорда к выводу, что атом почти пустой, и весь его положительный заряд сосредоточен в малом объеме. Эту часть атома Резерфорд назвал атомным ядром. Так возникла ядерная модель атома (планетарная):
1. В центре атома находится положительно заряженное ядро, занимающее ничтожную часть пространства внутри атома.
2. Весь положительный заряд и почти вся масса атома сосредоточены в его ядре (масса электрона равна 1/1823 а.е.м.).
3. Вокруг ядра вращаются электроны. Их число равно положительному заряду ядра.

Но на основе этой модели нельзя объяснить факт существования атома, его устойчивость. Ведь движение электронов по орбитам происходит с ускорением, причем весьма немалым. Ускоренно движущийся электрон по законам электродинамики должен терять энергию и приближаться к ядру. Как показывают расчеты, основанные на механике Ньютона и электродинамике Максвелла, электрон за ничтожное время должен упасть на ядро. Атом должен прекратить свое существование. В действительности ничего подобного не происходит. Атомы устойчивы и в невозбужденном состоянии могут существовать неограниченно долго, совершенно не излучая электромагнитные волны. Не согласующийся с опытом вывод о неизбежной гибели атома вследствие потери энергии на излучение — это результат применения законов классической физики к явлениям, происходящим внутри атома. Отсюда следует, что к явлениям атомных масштабов законы классической физики неприемлемы.

Датским физик Нильс Бор (1885 — 1962) считал что поведение микрочастиц нельзя описывать теми же законами, что и макроскопических тел.
Бор предположил, что величины характеризующие микромир, должны квантоваться, т.е. они могут принимать только определенные дискретные значения.
Законы микромира — квантовые законы! Эти законы в начале 20 столетия еще не были установлены наукой. Бор сформулировал их в виде трех постулатов. дополняющих ( и «спасающих») атом Резерфорда. Его теория впоследствии привела к созданию стройной теории движения микрочастиц — квантовой механики.

Первый постулат Бора гласит: атомная система может находиться только в особых стационарных, или квантовых, состояниях, каждому из которых соответствует определенная энергия E. В стационарном состоянии атом не излучает.
Согласно второму постулату Бора излучение света происходит при переходе атома из стационарного состояния с большей энергией в стационарное состояние с меньшей энергией. Энергия излученного фотона равна разности энергий стационарных состояний.

Квантовая теория строения атома

Теорию Бора сменила квантовая теория, которая учитывает волновые свойства электрона и других элементарных частиц, образующих атом.

В основе современной теории строения атома лежат следующие основные положения:

1. Электрон имеет двойственную (корпускулярно-волновую) природу. Он может вести себя и как частица, и как волна, подобно частице, электрон обладает определенной массой и зарядом; в то же время, движущийся электрон проявляет волновые свойства, например, характеризуется способностью к дифракции. Длина волны электрона λ и его скорость v связаны соотношением де Бройля:

λ = h / mv, где m — масса электрона.

2. Для электрона невозможно одновременно точно, измерить координату и скорость. Чем точнее мы измеряем скорость, тем больше неопределенность в координате, и наоборот. Математическим выражением принципа неопределенности Гейзенберга служит соотношение

∆x∙m∙∆v > ћ/2,
где ∆х — неопределенность положения координаты, ∆v — погрешность измерения скорости.

3. Электрон в атоме не движется по определенным траекториям, а может находиться в любой части около ядерного пространства, однако вероятность его нахождения в разных частях этого пространства неодинакова. Пространство вокруг ядра, в котором вероятность нахождения электрона достаточно велика, называют орбиталью.

4. Ядра атомов состоят из протонов и нейтронов (общее название — нуклоны). Число протонов в ядре равно порядковому номеру элемента, а сумма чисел протонов и нейтронов соответствует его массовому числу.

Последнее положение было сформулировано после того, как в 1920 г. Э.Резерфорд открыл протон, а в 1932 г. Дж.Чедвик — нейтрон.

Различные виды атомов имеют общее название — нуклиды. Нуклиды достаточно характеризовать любыми двумя числами из трех фундаментальных параметров: А — массовое число, Z — заряд ядра, равный числу протонов, и N — число нейтронов в ядре. Эти параметры связаны между собой соотношениями:

Z = А — N,
N = А — Z,
А= Z + N.

Нуклиды с одинаковым Z, но различными А и N, называют изотопами.

Сформулированные выше положения составляют суть новой теории, описывающей движение микрочастиц, — квантовой механики (механику, применимую к движению обычных тел и описываемую законами Ньютона, стали называть классической механикой). Наибольший вклад в развитие этой теории внесли француз Л. де Бройль, немец В.Гейзенберг, австриец Э.Шредингер, англичанин П.Дирак. Впоследствии каждый из этих ученых был удостоен Нобелевской премии.

Квантовая механика — математически очень сложная теория. Но главная трудность не в этом. Процессы, которые описывает квантовая механика, — процессы микромира — недоступны не только восприятию нашими органами чувств, но и воображению. Люди лишены возможности представить их себе наглядно в полной мере, так как они совершенно отличны от тех макроскопических явлений, которые человечество наблюдало на протяжении миллионов лет. Человеческое воображение не создает новые, а лишь комбинирует известные, поэтому практически невозможно на нашем макроскопическом языке описать поведение фотонов и других частиц.

Атом в химии — это. Модель атома. Строение атома

Мысли о сущности всего окружающего начали посещать человечество задолго до момента расцвета современной цивилизации. Сначала люди размышляли о существовании неких высших сил, которые, как они считали, предопределяли все бытие. Но уже довольно скоро философы и священнослужители начали задумываться над тем, из чего, собственно, состоит сама ткань этого бытия. Теорий было множество, но в исторической перспективе главенствующей стала атомарная.

Родоначальник атомарной теории

С чего начинается первый урок химии? Строение атома – вот главная тема. Вы наверняка помните, что слово «атом» переводится с древнегреческого языка как «неделимый». Сейчас многие историки считают, что первым выдвинул теорию, гласившую о неких мельчайших частицах, из которых состоит все сущее, Демокрит. Он жил еще в пятом веке до нашей эры.

К величайшему сожалению, об этом выдающемся мыслителе практически ничего не известно. До нас не дошел ни один письменный источник тех времен. А потому об идеях величайшего ученого своего времени нам приходится узнавать исключительно из трудов Аристотеля, Платона, а также других древнегреческих мыслителей.

Итак, наша тема — «Строение атома». По химии не все имели высокие оценки, но многие помнят о том, что все выводы древних ученых были построены исключительно на умозаключениях. Демокрит исключением не был.

Как рассуждал Демокрит?

Логика его была предельно проста, но вместе с тем гениальна. Представьте, что у вас есть самый острый нож во всем мире. Вы берете яблоко, к примеру, а затем начинаете его разрезать: на две половинки, на четвертинки, их снова делите. Словом, рано или поздно вы получите ломти такой мизерной толщины, что дальше их делить уже будет нельзя. Вот это и будет неделимый атом. В химии это утверждение считалось истинным едва ли не до конца 19 века.

От Демокрита к современным представлениям

Следует заметить, что от древнегреческих представлений о микромире сохранилось одно только слово «атом». Сейчас каждый школьник знает, что окружающий нас мир состоит из куда более фундаментальных и мелких частиц. Кроме того, с точки зрения современной науки теория Демокрита была не более чем чисто гипотетической выкладкой, не подкрепленной ровным счетом никакими доказательствами. Впрочем, в те времена не было электронных микроскопов, так что доказать свою правоту иными способами у мыслителя бы все равно не получилось.

Первые подозрения о том, что Демокрит на самом деле прав, появились у химиков. Они быстро обнаружили, что многие вещества в ходе реакций распадаются на более простые компоненты. Кроме того, именно химики вывели строгие закономерности данных процессов. Так, они обратили внимание, что для получения воды требуется восемь массовых долей кислорода и одна — водорода (закон Авогадро).

В Средние века любое материалистическое учение, в том числе и теория Демокрита, распространения и развития получить не могло в принципе. И только в XVIII веке ученые вновь возвращаются к атомистической теории. К тому времени химик А. Лавуазье, наш великий М. В. Ломоносов и талантливейший английский физик Д. Дальтон (о котором мы поговорим отдельно), уже убедительно доказали своим коллегам реальность существования атомов. Следует подчеркнуть, что даже в просвещенном 18 веке долгое время атомарная теория многими выдающимися умами того времени всерьез не рассматривалась.

Как бы там ни было, но даже эти великие ученые еще не выдвигали теорий о строении самого атома, так как он считался единой и неделимой частицей, основой всего сущего.

К сожалению, химические опыты не могли наглядно доказать реальность превращения атомов одних веществ в другие. Но все же основополагающей наукой в изучении строения атомов стала именно химия. Атомы и молекулы долгое время изучались одним гениальным русским ученым, без которого нельзя представить себе современную науку.

Учение Д. И. Менделеева

Но учение Менделеева ценно не только этим. До сих пор остается неясным, как именно формировались атомы различных химических элементов. Но великий русский ученый смог убедительно доказать, что все они без исключения состоят в близком родстве друг с другом.

Открытие Дальтона

Но суметь интерпретировать множественные разрозненные данные смог только Джон Дальтон, имя которого навеки запечатлено в открытом им самим законе. Обычно ученый исследовал только поведение газов, но круг интересов у него был намного шире. В 1808 году он приступил к публикации своей новой фундаментальной работы.

Именно Дальтон предположил, что каждому химическому элементу соответствует определенный атом. Но ученый, как и Демокрит за много веков до него, все же полагал, что они являются полностью неделимыми. В его черновиках немало схематичных рисунков, на которых атомы представлены в виде простых шариков. Эта идея, зародившаяся более 2500 лет назад, просуществовала едва ли не до нашего времени! Впрочем, только сравнительно недавно было открыто действительно глубокое строение атома. Химия (9 класс в частности) даже сегодня во многом руководствуется теми идеями, которые были впервые озвучены в 18 веке.

Экспериментальные подтверждения делимости атомов

Впрочем, до конца 19 века практически все ученые считали, что атом — тот предел, за которым ничего нет. Они думали, что основой всего мироздания является именно он. Этому способствовали различные эксперименты: как ни крути, но изменялись только лишь молекулы, в то время как с самими атомами веществ не происходило ровным счетом ничего, чего бы не смогла объяснить простейшая химия. Строение атома углерода, к примеру, остается совершенно неизменным даже в разных аллотропных состояниях.

Словом, долгое время не было ровным счетом никаких экспериментальных данных, которые хотя бы косвенно подтверждали подозрения некоторых ученых о том, что имеются какие-то более фундаментальные частицы. Только в 19 веке (не в последнюю очередь благодаря опытам супругов Кюри) было доказано, что в определенных условиях атомы одних элементов могут превращаться в другие. Эти открытия легли в основу современных представлений об окружающем нас мире.

Изюм и пудинги

В 1897 году Дж. Томсоном, английским физиком, было установлено, что в любом атоме имеется некое количество отрицательно заряженных частиц, которые он же назвал «электронами». Уже в 1904 году ученый создал первую атомарную модель, которая более известна под обозначением «пудинг с изюмом». Название вполне точно отражает суть. Судя по теории Томсона, атом в химии – это некий «сосуд» с равномерно распределенным в нем зарядом и электронами.

Заметим, что подобная модель имела хождение даже в 20-м веке. Впоследствии оказалось, что она была совершенно неверной. Но все же это была первая осознанная попытка человека (причем на научной основе) воссоздать окружающий его микромир, предложив модель атома, достаточно простую и наглядную.

Опыты Кюри

Принято считать, что супруги Пьер и Мария Кюри положили начало атомной физике. Конечно же, вклад этих гениальных людей, фактически пожертвовавших своим здоровьем и жизнью, нельзя недооценить, но их опыты имели и куда более фундаментальное значение. Практически одновременно с Резерфордом они доказали, что атом – гораздо более сложная и разнородная структура. Само явление радиоактивности, которое они исследовали, именно об этом и говорило.

«Планетарный» подход

Наконец Резерфорд решил произвести бомбардировку атомов тяжелых металлов α-частицами (полностью ионизированный гелий). Ученый сразу же предположил, что легкие электроны никак не смогут поменять траекторию движения частиц. Соответственно, рассеивание могут вызывать только какие-то более тяжелые элементы, которые могут содержаться в ядре атома. Сразу заметим, что изначально Резерфорд никак не претендовал на изменение теории «пудинга». Эта модель атома считалась безукоризненной.

А потому результат, при котором почти все частицы без проблем проходили через тонкий слой серебра, его не удивил. Вот только вскоре выяснилось, что некоторые атомы гелия отклонялись сразу на 30°. Это было совсем не то, о чем говорила в то время химия. Состав атома по Томсону предполагал равномерное распределение электронов. Но этому явно противоречили наблюдаемые явления.

Чрезвычайно редко, но все же некоторые частицы улетали под углом даже 180°. Резерфорд был в глубочайшем недоумении. Ведь это резко противоречило «пудингу», заряд в котором должен был быть (по теории Томсона) распределен равномерно. Следовательно, неравномерно заряженные участки, которые могли бы отталкивать ионизированный гелий, должны были отсутствовать.

К каким выводам пришел Резерфорд?

Эти обстоятельства и натолкнули ученого на мысль, что атом практически пуст и только в центре сосредоточено какое-то образование с положительным зарядом — ядро. Так и возникла планетарная модель атома, постулаты которой следующие:

• Как мы уже и говорили, в центральной части расположено ядро, причем его объем (по отношению к размеру самого атома) ничтожно мал.
• Практически вся атомарная масса, а также весь положительный заряд находятся именно в ядре.
• Вокруг него вращаются электроны. Важно, что их число равно значению положительного заряда.

Парадоксы теории

Конечно, ничего такого в реальности не происходит. Любой атом не только совершенно устойчив, но и может существовать совершенно неограниченное время, причем никакого излучения от него идти не будет. Такое несоответствие объясняется тем, что к микромиру мы пытаемся применять законы, которые действительны только в отношении классической механики. Они же, как оказалось, к явлениям атомарного масштаба неприменимы совершенно. А потому строение атома (химия, 11 класс) авторы учебников стараются объяснить как можно более простыми словами.

Учение Бора

Датским физиком Нильсом Бором было доказано, что на микромир нельзя распространять те же законы, положения которых справедливы для макроскопических объектов. Именно ему принадлежит идея о том, что микромир «руководствуется» исключительно квантовыми законами. Конечно, тогда не существовало самой квантовой теории, но Бор фактически стал ее родоначальником, выразив свои мысли в виде трех постулатов, которые «спасали» атом, неминуемо бы погибший, если бы он «жил» согласно теории Резерфорда. Именно эта теория датчанина легла в основу всей квантовой механики.

Постулаты Бора

• Первый из них гласит: любая атомная система может находиться только в особых атомных состояниях, причем для каждого из них характерно определенное значение энергии (Е). Если состояние атома стационарное (спокойное), то излучать он не может.
• Второй постулат говорит о том, что излучение световой энергии происходит только в случае перехода из состояния с большей энергией в более умеренное. Соответственно, выделяемая энергия равна разнице значений между двумя стационарными состояниями.

Модель атома Нильса Бора

Эту полуклассическую теорию ученый предложил в 1913 году. Примечательно, что в ее основу он положил планетарную модель Резерфорда, который незадолго до него описал атом вещества. Мы уже говорили, что классическая механика противоречила выкладкам Резерфорда: исходя из нее, предполагалось, что со временем электрон должен был обязательно упасть на поверхность атома.

Чтобы «обойти» это противоречие, ученый ввел специальное допущение. Его суть заключалась в том, что излучать энергию (что и должно было приводить к их падению) электроны могут, только двигаясь по каким-то определенным орбитам. При движении же их по другим траекториям якобы химические атомы оставались в пассивном состоянии. Согласно теории Бора таковыми орбитами являлись те, количественный момент движения по которым был равен постоянным Планка.

Квантовая теория строения атома

1. Во-первых, двойственность (корпускулярно-волновая природа) самого электрона. Проще говоря, ведет себя эта частица и как материальный объект (корпускула), и как волна. Как частица он имеет определенный заряд и массу. Способность же к дифракции роднит электроны с классическими волнами. Длина этой самой волны (λ) и скорость частицы (v) могут быть связаны друг с другом специальным соотношением де Бройля: λ = h / mv. Как можно догадаться, m – масса самого электрона.

2. Координату и скорость частицы замерить с абсолютной точностью совершенно невозможно. Чем точнее определяется координата, тем выше неопределенность в скорости. Как, впрочем, и наоборот. Это явление получило название неопределенности Гейзенберга, которое может быть выражено в виде следующего соотношения: ∆x∙m∙∆v > ћ/2. Дельта Х (∆х) выражает неопределенность положения координаты в пространстве. Соответственно, дельта V (∆v) отображает скоростные погрешности.

3. Вопреки всем ранее распространенным мнениям, электроны не проходят по строго определенным орбитам, как поезда по рельсам. Квантовая теория гласит, что электрон может находиться в любой точке пространства, но вероятность этого различна для каждого отрезка.

Та часть пространства вокруг непосредственно атомного ядра, в которой эта вероятность максимальна, называется орбиталью. Современная химия строение электронных оболочек атомов изучает именно с этой точки зрения. Конечно, в школах учат правильному распределению электронов по уровням, но, по всей видимости, в реальности они расходятся совсем иначе.

4. Ядро атома состоит из нуклонов (протонов и нейтронов). Порядковый номер элемента в периодической системе указывает на количество протонов в его ядре, а сумма протонов и нейтронов равна атомарной массе. Вот как объясняет строение ядра атома химия современности.

Основоположники квантовой механики

Как же далеко в этом плане ушла химия? Строение атома большинство химиков тех лет считали достаточно простым: многие только к 1947 году окончательно признали реальность существования элементарных частиц.

Некоторые выводы

Вообще, при создании квантовой теории не обошлось без математиков, так как все эти процессы можно рассчитать только с использованием сложнейших вычислений. Но самая главная трудность заключается вовсе не в этом. Те процессы, которые описываются данной теорией, недоступны не только нашим органам чувств, несмотря на всю современную научную технику, но и воображению.

Ни один человек даже приблизительно не может представить себе процессы в микромире, так как они совершенно не похожи на все те явления, которые мы наблюдаем в макромире. Вдумайтесь только: последние открытия дают повод предполагать, что кварки, нейтрино и прочие фундаментальные частицы существуют в девятимерном (!) измерении. Как человек, живущий в трехмерном пространстве, может даже приблизительно описывать их поведение?

В настоящий момент нам остается лишь уповать на математику и мощь современных компьютеров, которые, быть может, будут использованы для моделирования микромира. Ощутимо помогает и химия: строение атома наверняка будет пересмотрено, после того как недавно ученые, работающие в этой области, сообщили об открытии нового типа химической связи.

Современное представление о строении атома

Если вы внимательно прочитали все вышеизложенное, то наверняка и сами сможете сказать, каково сегодняшнее представление о строении атомов веществ. Но все же мы поясним: это несколько видоизмененная теория Резерфорда, дополненная бесценными постулатами Нильса Бора. Проще говоря, сегодня считается, что электроны движутся по хаотичным, размытым траекториям возле ядра, которое состоит из нейтронов и протонов. Та часть пространства вокруг него, в которой появление электрона наиболее вероятно, называется орбиталью.

Пока не представляется возможным точно сказать, как будут меняться наши представления о строении атома в дальнейшем. Ежедневно ученые работают над проникновением в тайны микромира: БАК (Большой андронный коллайдер), Нобелевские премии в области физики – все это является результатом данных изысканий.

Но даже сейчас мы не представляем и приблизительной картины того, что еще скрывают атомы. Понятно лишь, что сам атом в масштабах микромира – огромный многоквартирный дом, в котором нами обследован разве что первый этаж, да и то не полностью. Практически ежегодно появляются сообщения о возможности открытия все новых и новых элементарных частиц. Когда процесс исследования атомов будет полностью закончен, сегодня прогнозировать не возьмется никто.

1.2. Квантово — механическое объяснение строения атома

Химические свойства элементов определяются строением электронных оболочек атома, так как при химических реакциях ядра атомов не претерпевают изменений.

Современная теория строения атома основана на законах, описывающих поведение микрообъектов – микрочастиц, элементарных частиц и электронов в том числе.

Представление о поведении электронов как микрочастиц основано на следующих трех положениях: 1) квантовый характер энергетических изменений; 2) двойственное корпускулярно-волновое поведение; 3) неопределенность положения и скорости при одновременном их измерении.

Квантовый характер энергетических изменений. В системе микрообъектов энергия поглощается и испускается не непрерывно, а дискретно, отдельными порциями – квантами.

Энергия электрона в атоме не может быть произвольной, она принимает только пределенные значения, кратные числам квантов. Энергия кванта Е пропорциональна частоте излучения (колебания) :

Е = h, (1)

где h — постоянная Планка (6,626 · 10 -34 Дж · с); =с /,с – скорость света (2,997·10 8 м/с); — длина волны.

Из этих соотношений, в частности, следует, что чем меньше длина волны или чем больше частота колебаний, тем больше энергия кванта, и наоборот. Поэтому ультрафиолетовые лучи обладают большей энергией, чем лучи видимого света.

Квантовый характер энергетических изменений особенно ярко проявляется в спектрах веществ и, в первую очередь, – в атомных спектрах. Атомные спектры состоят из отдельных спектральных линий. Каждая спектральная линия характеризуется определенной частотой колебаний света и соответствует строго определенному энергетическому квантовому переходу между различными уровнями энергии:

h= Е₂– Е₁.

Атомные спектры возникают при переходах между энергетическими уровнями внешних электронов атомов.

Каждому элементу отвечает свой спектр, т.е. каждому виду атомов присущ свой характеризующий его прерывистый (дискретный) ряд значений внутренней энергии. Отсюда следует невозможность для атома непрерывно изменять свое состояние и в связи с этим невозможность как поглощать, так и испускать энергию любыми, в том числе бесконечно малыми, порциями.

Атом элемента, поглотив энергию, через некоторый очень короткий промежуток времени снова самопроизвольно возвращается в первоначальное состояние, излучая поглощенную энергию в количестве одного кванта (h), т.е. энергии, соответствующей определенной частоте или длине волны.

Корпускулярно-волновое поведение. Электроны – микрочастицы, обладающие рядом свойств, которые присущи и волнам и частицам.Корпускулярные свойства(свойства частицы) электрона выражаются в его неспособности дробиться, в наличии массы и способности оказывать давление.Волновые свойствавыражаются в особенностях движения, в дифракции и интерференции. Энергия кванта излучения связана с частотой излучения уравнением Планка (1). В то же время масса частицыmсвязана с ее энергиейЕ и скоростьюсформулой Эйнштейна (Е = mс 2 ). Двойственность свойств частицы (электрона) отражается соотношением (уравнением де Бройля) между скоростью частицы, ее массой и длиной:

. (2)

Соотношение «волна-частица» таково, что с уменьшением массы частицы ее волновые свойства усиливаются, а корпускулярные ослабляются, а с увеличением частоты и уменьшением длины волны происходит усиление корпускулярных свойств.

Неопределенность положения и скорости (принцип неопределенности Гейзенберга). В микромире вообще принципиально нельзя определить точно положение и скорость частиц, т.е. микрочастицы вообще не имеют вполне точных положений и скоростей. Если невозможно одновременно установить местонахождение в пространстве и скорость движения электронов, то нельзя точно описать размеры и формы их орбиты, а также размер и форму атома. Все, что можно сказать о положении электрона в атоме, — это только вероятность его нахождения в какой-либо области пространства вблизи ядра.

Наиболее распространенным является представление электрона в виде зарядного (электронного) облака, т.е. области пространства вокруг ядра атома, где находится преобладающая часть заряда и массы электрона.

Исходя из квантового характера энергетических изменений, корпускулярно-волнового поведения микрочастиц, неопределенности положения и скорости микрочастицы, австрийский физик Шредингер и ряд других ученых разработали теорию движения микрочастиц – волновую механику, которая привела к созданию современной квантово — механической модели атома.

Квантовая механика описывает движение электрона в атоме при помощи волновой функции. Общий вид этой функции находится из уравнения Шредингера, которое связывает волновую функцию с потенциальной энергией электрона и его полной энергией.

Математический аппарат волновой механики в применении к модели атома очень сложен. Уравнение Шредингера точно решено для атома водорода и для одноэлектронных ионов He + , Li 2+ . Решая уравнения, находят значения волновых функций, характеризующих вероятность нахождения электрона в некотором пространстве вблизи ядра атома, а также определяют возможные энергетические состояния электрона.

Решение уравнения Шредингера даже для атома водорода – очень сложная задача, так как это уравнение имеет бесконечно большое число решениий в связи с тем, что энергия электрона может принимать бесконечно большое число квантовых значений. Однако все решения можно разделить на три серии и ограничиться только теми значениями энергии, которые один электрон может принимать в поле ядра атома водорода (протона). Три серии решений уранения объединяются значениями связанных между собой квантовых чисел.

Для характеристики энергетического состояния электрона в атоме квантовая механика пользуется системой квантовых чисел.

Главное квантовое число n. Электроны, движущиеся вокруг атома, группируются в энергетические уровни (оболочки). Принадлежность электрона к тому или иному энергетическому уровню определяется главным квантовым числом n. Главное квантовое число принимает значения 1, 2, 3, 4, 5, …..∞. Значение главного квантового числа соответствует номеру периода в периодической системе; для всех известных элементов n изменяется от 1 до 7. Энергетические уровни имеют буквенные обозначения: K (n = 1), L (n = 2), M (n = 3), N (n = 4), O (n = 5), P (n = 6), Q (n = 7).

Главное квантовое число определяет энергию электрона, находящегося на данном энергетическом уровне и размеры электронного облака.

Побочное (орбитальное) квантовое число I. Электроны каждого уровня группируются в подуровни, причем число возможных подуровней равно номеру уровня и определяется побочным или орбитальным квантовым числом (I). Побочное (орбитальное) квантовое число I может принимать значения от нуля до n –1 (n ≤ 4).

Необходимость введения побочного квантового числа подтверждается изучением спектра атома водорода. Спектральные линии, отвечающие переходам с одного уровня на другой, часто состоят из нескольких очень близко расположенных отдельных линий. Это указывает на незначительное различие в энергии электронов одного и того же энергетического уровня. Поэтому уровни, кроме первого, разделяют на подуровни, которые обозначают буквами s, p, d, f соответственно значениям I:

Строение атома. Квантовые числа. Электронные конфигурации атомов.

Лекция 2

Строение атома. Квантовые числа. Электронные конфигурации атомов.

Строение атома

Все вещества состоят из атомов. Понятие «атом» впервые сформулировал древнегреческий философ Демокрит (IV–III вв. до н.э.), который считал, что из мельчайших, неделимых частиц состоят все предметы окружающего нас мира. Слово атом происходит от древнегреческого «атомос» — неделимый. Представление о неделимости атома просуществовало более двух тысяч лет, до начала ХХ в. Открытие явления радиоактивности (А. Беккерель, 1896) и опыты Э. Резерфорда (1910) по рассеянию — частиц веществом говорили о сложном строении атома.

Опыты Э. Резерфорда позволили ему в 1911 г. предложить «планетарную» модель строения атома. По Резерфорду в центре атома находится положительно заряженная часть — ядро, а вокруг ядра вращаются электроны.

Но теория Э. Резерфорда не смогла объяснить, почему электрон, который движется вокруг ядра и непрерывно излучает энергию, не падает на ядро. В 1913 г. Н. Бор предложил свою модель строения атома. Согласно Н. Бору, электроны в атоме могут находиться в некоторых состояниях, в которых не происходит излучение энергии. Такие состояния были названы стационарными. Каждому стационарному состоянию соответствует определенное значение энергии, это значение называется энергетическим уровнем. При переходе с одного стационарного состояния в другое электрон поглощает или испускает порцию энергии в виде электромагнитного излучения. Такая порция энергии называется квантом. Энергия кванта определяется формулой:

Е = hν,

где ν — частота электромагнитного излучения, Гц;

h — постоянная Планка (h = 6,67·10 –34 Дж·с).

В дальнейшем была разработана современная квантово-механическая модель строения атома, в основе которой лежат законы и положения квантовой механики. Квантовая механика — это раздел физики, которая изучает движение электронов, протонов, нейтронов и других частиц, обладающих ничтожной массой. Согласно квантово-механической модели, электрон при своем движении может находиться в любой точке объема атома, но с разной вероятностью. Таким образом, в атоме электрон надо рассматривать в виде поля вероятности. Оно ограничено в пространстве притяжением электронов к ядру. Область пространства вокруг ядра, в пределах которой встречается электрон, называется электронным облаком. Та часть (пространства) электронного облака, в пределах которой электрон встречается с вероятностью 90 %, называется атомной орбиталью или просто орбиталью.

Для энергетического описания электрона в атоме используют четыре квантовых числа:

1. Главное квантовое число n.Определяет общую энергию электрона на данной орбитали. Оно может принимать любые численные значения, начиная с единицы (n = 1,2,3…∞). Под значением n, равного ∞, подразумевают, что электрону сообщена энергия, достаточная для его полного отделения от ядра (ионизация атома). Значение nсоответствует номеру периода. Поэтому практически n имеет значения от 1 до 7. Чем больше значение n, тем слабее электрон связан с ядром и больше его орбиталь. Максимальное число электронов на каждом энергетическом уровне равно 2n 2 .

2. Орбитальное квантовое число ℓ. Определяет форму атомной орбитали. В многоэлектронных атомах происходит расщепление энергетических уровней на подуровни, т. е. электроны при одинаковом значении nразличаются значениями полной энергии Е. При данном значении nорбитальное квантовое число ℓ принимает значения от до (n – 1)целочисленные значения. Обычно численные значения ℓ принято обозначать буквами:

ℓ = 0 —s—подуровень; ℓ =1 —р-подуровень; ℓ =2 —d-подуровень; ℓ =3 — f-подуровень. Подуровни — s, р, d, f — различаются по энергии. В пределах данного уровня энергия подуровня увеличивается с ростом ℓ. Чем больше значение ℓ, тем большим запасом энергии обладает электрон. Для энергетической характеристики подуровня служат nи ℓ.

3. Магнитное квантовое число m_l. Характеризует число орбиталей на данном подуровне. Принимает целочисленные значения от –ℓ до +ℓ , включая ноль: m_l = –ℓ…0…+ℓ. Набор из трех квантовых чисел n, ℓ, m_lописывает орбиталь. При ℓ = 0,для любого значения n — m_l = 0.То есть на каждом уровне имеется одна s-орбиталь. При ℓ =1, m_lимеет всего три значения — m_l = –1; m_l =0; m_l =+1, значит, на р-подуровне будут три орбитали. В общем случае m_lпринимает 2ℓ +1 значений.

4. Спиновое квантовое число m_s.. Каждый электрон характеризуется также вращением вокруг собственной оси. Это вращение получило название спинового момента или спина. Ось вращения может располагаться в пространстве как угодно, но направлений вращения вокруг нее возможно только два — по часовой стрелке и наоборот. Электрон может иметь два значения спинового квантового числа: –½ и +½.

Атомные и ионные радиусы

С точки зрения квантовой механики атом не имеет строго определенных границ, поэтому установить его абсолютные размеры невозможно. В химической практике наиболее широко используются эффективные(т. е. проявляющие себя в действии) радиусыатомов, рассчитанные по межъядерным расстояниям в молекулах и кристаллах. Необходимо различать радиусы атомов в соединениях с ковалентной, металлической и ионной связями. Ковалентные и металлические радиусы по смыслу отвечают понятию «атомный радиус». Ковалентный радиус— это половина межъядерного расстояния в молекулах или кристаллах простых веществ. Металлический радиустакже равен половине расстояния между центрами двух соседних атомов в кристаллической решетке металла. Эффективные радиусы, рассчитанные для кристаллов с преимущественно ионным типом связи, получили название ионных радиусов. Различают радиусы положительных ионов (катионов) и отрицательных ионов (анионов). Радиусы катионов всегда меньше атомных радиусов соответствующих элементов, а радиусы анионов больше атомных радиусов. Радиус атомов уменьшается в периодах слева направо с увеличением заряда ядер атомов. В группах с ростом заряда ядер радиусы атомов увеличиваются, причем в подгруппах А увеличение происходит в большей степени, чем в подгруппах В.Уменьшение радиуса атомов в ряду d- и f-элементов называется соответственно d- и f-сжатием, которое отражается на свойствах последующих элементов. Например, наблюдается d-сжатие у d-элементов от скандия (Sс) до цинка (Zn); f-сжатие — у f-элементов от церия (Сe) до лютеция (Lu). Радиусы атомов d-элементов шестого периода примерно равны радиусам атомов d-элементов пятого периода, поэтому d-элементы пятого и шестого периодов по свойствам очень похожи друг на друга.

Та минимальная энергия, которую надо затратить для отрыва одного электрона от атома с образованием положительного иона, называется энергией ионизации.Э → Э + + ē

Энергия ионизации характеризует восстановительные свойства элемента. Чем меньше энергия ионизации ( I ), тем больше восстановительные свойства элемента. Энергия ионизации определяется электронным строением элементов и увеличивается в периоде слева направо. Наименьшее значение энергии ионизации имеют щелочные металлы, наибольшее— благородные газы (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn). С увеличением размера атома в группах сверху вниз уменьшается энергия ионизации для отрыва электрона от атома таб. 4 прил..

Сродство к электрону— это энергия, которая выделяется при захвате электрона, или энергия, которую надо затратить для присоединения электрона к нейтральному атому

Э + ē → Э — . Характеризует окислительные свойства элементов. Чем больше сродство к электрону, тем больше окислительные свойства. Сродство к электрону зависит от положения элемента в периодической системе. Наибольшие значения сродства к электрону имеют галогены, кислород, сера; наименьшие — элементы с электронной конфигурацией s 2 (He, Be, Mg, Zn), с полностью или наполовину заполненными р- подуровнями (Ne, Ar, Kr, N, P, As). Энергию ионизации и сродство к электрону количественно выражают или в килоджоулях на моль (кДж/моль), или в электронвальтах (эВ)

Электроотрицательность— это условная величина, которая характеризует способность атома в химическом соединении притягивать к себе электроны. Эта способность атомов зависит от типа соединений, валентного состояния элемента и имеет условный характер. Однако, использование электроотрицательности полезно для объяснения типа химических связей и свойств соединений. Имеется несколько шкал значений электроотрицательности.

Л. Полинг (США) предложил пользоваться относительными значениями электроотрицательности (см. табл. 6 прил). Он ввел относительную шкалу электроотрицательности, приняв электроотрицательность фтора, равной четырем, а электроотрицательность лития, равной единице. В периоде с увеличением заряда относительная электроотрицательность в среднем увеличивается и усиливаются неметаллические свойства. По значению электроотрицательности можно провести условное деление элементов на металлы, неметаллы и амфотерные. Если электроотрицательность равна 2, то это амфотерный элемент; если электроотрицательность меньше 2, то это металл; если электроотрицательность больше 2, то это неметалл.

Основные положения.

1. Химическая связь образуется за счет возникновения общих электронных пар. Одинарная связь образована одной парой электронов; двойная связь образована двумя парами электронов. Необходимо иметь в виду, что образование электронных пар — это не причина образования химической связи, а условие ее образования. Причина образования химической связи — это ядерно-электронное взаимодействие.

Кратность связи по МВС определяется числом общих электронных пар.

2. В образовании общих электронных пар участвуют только электроны с антипараллельными спинами.

3. При образовании химической связи происходит перекрывание атомных орбиталей (АО) и в межъядерной области наблюдается увеличение электронной плотности.

4. Если электронные облака перекрываются по линии, соединяющей центры атомов, то это σ-связь, если вне линии — то это π-связь :

5. Единицей валентности в МВС служит общая электронная пара. Валентность элемента равна числу неспаренных электронов или числу общих электронных пар.

Донорно-акцепторная связь

Разновидностью ковалентной связи является так называемая донорно-акцепторная связь. Химическая связь, обусловленная парой электронов, принадлежащей до образования связи одному из атомов, называется донорно-акцепторной связью. Атом, поставляющий электронную пару, называется донором, а атом, к которому эта пара перемещается, — акцептором. Смещение электронной пары делает связь полярной. Донорно-акцепторную связь иногда называют также координационной связью. Примером донорно-акцепторной связи может служит образование иона аммония NH₄ + из аммиака. Молекула аммиака NH₃ имеет электронное строение:

В ней три электронные пары образуют связь N-H, а четвертая пара внешних электронов принадлежит только атому азота. Эта пара может дать связь с ионом водорода, в результате образуется ион аммония:

Ионнуюсвязь можно рассматривать как предельный случай ковалентной связи, когда пара образующих связь электронов полностью переходит к более электроотрицательному элементу.

Металлическая связь— связь между положительными ионами в кристаллах металлов, осуществляемая за счет притяжения электронов, свободно перемещающихся по кристаллу. В соответствии с положением в периодической системе атомы металлов имеют небольшое число валентных электронов. Эти электроны достаточно слабо связаны со своими ядрами и могут легко отрываться от них. В результате в кристаллической решетке металла появляются положительно заряженные ионы и свободные электроны. Поэтому в кристаллической решетке металлов существует большая свобода перемещения электронов: одни из атомов будут терять свои электроны, а образующиеся ионы могут принимать эти электроны из «электронного газа». Модель металлической связи показана на рисунке 2.

Рис.2. Модель кристаллической решетки металла

Как следствие, металл представляет собой ряд положительных ионов, локализованных в определенных положениях кристаллической решетки, и большое количество электронов, сравнительно свободно перемещающихся в поле положительных центров. В этом состоит важное отличие металлических связей от ковалентных, которые имеют строгую направленность в пространстве.

В твердом состоянии металлы отличаются от всех остальных веществ своими характерными свойствами — очень высокими теплопроводностью и электропроводностью, почти полной непрозрачностьюи высокой отражательной способностью по отношению к видимому свету благодаря так называемому металлическомублеску.

Лекция 2

Строение атома. Квантовые числа. Электронные конфигурации атомов.

Строение атома

Все вещества состоят из атомов. Понятие «атом» впервые сформулировал древнегреческий философ Демокрит (IV–III вв. до н.э.), который считал, что из мельчайших, неделимых частиц состоят все предметы окружающего нас мира. Слово атом происходит от древнегреческого «атомос» — неделимый. Представление о неделимости атома просуществовало более двух тысяч лет, до начала ХХ в. Открытие явления радиоактивности (А. Беккерель, 1896) и опыты Э. Резерфорда (1910) по рассеянию — частиц веществом говорили о сложном строении атома.

Опыты Э. Резерфорда позволили ему в 1911 г. предложить «планетарную» модель строения атома. По Резерфорду в центре атома находится положительно заряженная часть — ядро, а вокруг ядра вращаются электроны.

Но теория Э. Резерфорда не смогла объяснить, почему электрон, который движется вокруг ядра и непрерывно излучает энергию, не падает на ядро. В 1913 г. Н. Бор предложил свою модель строения атома. Согласно Н. Бору, электроны в атоме могут находиться в некоторых состояниях, в которых не происходит излучение энергии. Такие состояния были названы стационарными. Каждому стационарному состоянию соответствует определенное значение энергии, это значение называется энергетическим уровнем. При переходе с одного стационарного состояния в другое электрон поглощает или испускает порцию энергии в виде электромагнитного излучения. Такая порция энергии называется квантом. Энергия кванта определяется формулой:

Е = hν,

где ν — частота электромагнитного излучения, Гц;

h — постоянная Планка (h = 6,67·10 –34 Дж·с).

В дальнейшем была разработана современная квантово-механическая модель строения атома, в основе которой лежат законы и положения квантовой механики. Квантовая механика — это раздел физики, которая изучает движение электронов, протонов, нейтронов и других частиц, обладающих ничтожной массой. Согласно квантово-механической модели, электрон при своем движении может находиться в любой точке объема атома, но с разной вероятностью. Таким образом, в атоме электрон надо рассматривать в виде поля вероятности. Оно ограничено в пространстве притяжением электронов к ядру. Область пространства вокруг ядра, в пределах которой встречается электрон, называется электронным облаком. Та часть (пространства) электронного облака, в пределах которой электрон встречается с вероятностью 90 %, называется атомной орбиталью или просто орбиталью.

Для энергетического описания электрона в атоме используют четыре квантовых числа:

1. Главное квантовое число n.Определяет общую энергию электрона на данной орбитали. Оно может принимать любые численные значения, начиная с единицы (n = 1,2,3…∞). Под значением n, равного ∞, подразумевают, что электрону сообщена энергия, достаточная для его полного отделения от ядра (ионизация атома). Значение nсоответствует номеру периода. Поэтому практически n имеет значения от 1 до 7. Чем больше значение n, тем слабее электрон связан с ядром и больше его орбиталь. Максимальное число электронов на каждом энергетическом уровне равно 2n 2 .

2. Орбитальное квантовое число ℓ. Определяет форму атомной орбитали. В многоэлектронных атомах происходит расщепление энергетических уровней на подуровни, т. е. электроны при одинаковом значении nразличаются значениями полной энергии Е. При данном значении nорбитальное квантовое число ℓ принимает значения от до (n – 1)целочисленные значения. Обычно численные значения ℓ принято обозначать буквами:

ℓ = 0 —s—подуровень; ℓ =1 —р-подуровень; ℓ =2 —d-подуровень; ℓ =3 — f-подуровень. Подуровни — s, р, d, f — различаются по энергии. В пределах данного уровня энергия подуровня увеличивается с ростом ℓ. Чем больше значение ℓ, тем большим запасом энергии обладает электрон. Для энергетической характеристики подуровня служат nи ℓ.

3. Магнитное квантовое число m_l. Характеризует число орбиталей на данном подуровне. Принимает целочисленные значения от –ℓ до +ℓ , включая ноль: m_l = –ℓ…0…+ℓ. Набор из трех квантовых чисел n, ℓ, m_lописывает орбиталь. При ℓ = 0,для любого значения n — m_l = 0.То есть на каждом уровне имеется одна s-орбиталь. При ℓ =1, m_lимеет всего три значения — m_l = –1; m_l =0; m_l =+1, значит, на р-подуровне будут три орбитали. В общем случае m_lпринимает 2ℓ +1 значений.

4. Спиновое квантовое число m_s.. Каждый электрон характеризуется также вращением вокруг собственной оси. Это вращение получило название спинового момента или спина. Ось вращения может располагаться в пространстве как угодно, но направлений вращения вокруг нее возможно только два — по часовой стрелке и наоборот. Электрон может иметь два значения спинового квантового числа: –½ и +½.

Организация стока поверхностных вод: Наибольшее количество влаги на земном шаре испаряется с поверхности морей и океанов (88‰).

Опора деревянной одностоечной и способы укрепление угловых опор: Опоры ВЛ — конструкции, предназначен­ные для поддерживания проводов на необходимой высоте над землей, водой.

Общие условия выбора системы дренажа: Система дренажа выбирается в зависимости от характера защищаемого.

Механическое удерживание земляных масс: Механическое удерживание земляных масс на склоне обеспечивают контрфорсными сооружениями различных конструкций.