ОСНОВНІ ВІДОМОСТІ ПРО БУДОВУ АТОМА

 

 

Програмні питання

Поняття про двоїсту корпускулярно-хвильову природу електронів. Квантово-механічна модель атому: квантові числа, атомні орбіталі. Принципи розподілу електронів по атомним орбіталям: принцип найменшої енергії, правило Клечковського, принцип Паулі, правило Гунда. Електронні формули атомів елементів; s, p, d, f-елементи. Періодичний закон Д.І. Менделєєва. Структура періодичної системи та періодичність зміни властивостей елементів з точки зору електронної будови атомів. Енергія іонізації та енергія спорідненості до електрона як характеристики металічних та неметалічних властивостей. Визначення хімічних властивостей елементів відповідно до їх положення у періодичній системі. Значення періодичного закону.

Атом - складна електронейтральна мікросистема, що складається з позитивно зарядженого ядра і негативно заряджених електронних оболонок.

Ядро атома - область атома, яка має позитивний заряд і в якій зосереджено основну його масу. Ядро атома складається з нуклонів: нейтронів та протонів (табл. 1).

 

Таблиця 1. Характеристики елементарних частинок

Назва частинки	Символ	Заряди		Маса
		Кулон (Кл)	Відносна одиниця	кг	АОМ
Протон	p	1,6×10-19	+1	1,7×10-27	1
Нейтрон	n	0	0	1,7×10-27	1
Електрон	e	-1,6×10-19	-1	9,11×10-31	0,0005486

 

 

Z  = N _p

N _p = N_е

N _n = А_r(Х) - N _p

 

Атом характеризується такими сталими: Z - заряд ядра атома (протонне число); А_r(Х) - відносна атомна маса елементу; N _p, N _n, N_е - це кількість протонів, нейтронів та електронів в атомі та структурою електронних оболонок.

Стан електрона в атомі. Постулати квантової

Механіки

 

Електрони постійно рухаються у просторі навколо ядра та зазнають впливу його силових полів. Характер руху електрона описує квантова механіка - це розділ фізики, що вивчає поведінку мікрооб’єктів у зовнішніх силових полях.

1. Постулат М. Планка (1900 р.):

«Енергія випромінюється, розповсюджується та поглинається не безперервно, а окремими порціями - квантами».

Значення кванта енергії обчислюють за співвідношенням, яке називають рівнянням Планка:

Е = h n,                                              ( 1 )

де Е - кількість енергії; n – частотою коливань; h - універсальна стала Планка, що дорівнює 6,626×10^{- 34} Дж×с.

Атом у стаціонарному стані має мінімально можливий запас енергії. Поглинаючи енергію він витрачає її на зміну енергетичного стану та переходить в один із можливих збуджених станів.

2. Постулат де Бройля (корпускулярно-хвильовий дуалізм)
(1924 р.):

«Будь-яка частинка матерії у стані руху одночасно виявляє властивості хвилі і частинки з масою спокою».

Таким чином, електрон, що рухається в атомі, виявляє хвильові властивості.

Основним рівнянням хвильової механіки є рівняння де Бройля:

            (2)

де l _е – довжин хвилі, м; h – стала Планка, Дж×с; m – маса частинки, кг; u – швидкість руху, м/с.

Довжина електронної хвилі l _е, що супроводжує рух електрона співрозмірна з розміром атома, тому не можна нехтувати хвильовими властивостями електрону, описуючи його поведінку.

Гіпотезу де Бройля щодо двоїстої природи руху електрона у 1927 р. було експериментально підтверджено К. Девіссоном, Л. Джермером і також Дж. Томпсоном, П. Тартаковським. Вони виявили дифракцію електронів під час їх руху із великою швидкістю на кристалічній ґратці металів, схожу на дифракцію рентгенівського випромінювання.

Окрім електронів, явище дифракції було виявлено для пучків нейтронів, атомів гелія, молекул водню. Таким чином, була доведена чинність гіпотези щодо універсальності хвильових властивостей під час опису частинок у стані руху. Проте, слід відзначити, що хвилі де Бройля не є дійсною реальністю, а більшою мірою являють адекватний (вдалий) математичний спосіб, що описує закон руху мікрочастинок.

3. Постулат В. Гейзенберга (1927 р.):

«Неможливо одночасно з великою точністю визначити місцезнаходження електрона і його швидкість руху в атомі».

Добуток похибок у результатах одночасного визначення координати електрона та швидкості його руху в атомі не може бути меншим, за той, що визначають співвідношенням:

Dх×Du _е ³ ,                                      (3)

де D - похибки у вимірюванні координати і швидкості; u_е – швидкість руху електрона, м/с; – маса електрона, кг.

Із співвідношення невизначеності випливає, що чим точніше визначено швидкість руху електрона (D u_е ® min) в атомі, тим більшою буде невизначеність в оцінці його координати Dх.

До того ж для мікрооб’єктів похибки у визначенні фізичних величин Dх, D u_е стають співставними із значеннями самих величин х та p. Як наслідок, набувають сили квантові закони, які дають не однозначні результати, а ймовірні, і тому закони класичної механіки мають обмежене застосування для опису поведінки мікрооб’єктів. Отже, як точні фізичні величини, координата та імпульс мікрооб’єктів сумісно не існують.

Тому, траєкторію руху електрона задавати неможливо, а можна тільки обговорювати ймовірність його перебування у різних точках навколоядерного простору.

У зв’язку з наявністю хвильових властивостей у електрона поведінка його повинна описуватись хвильовим рівнянням, як і поведінка звукових та світлових хвиль.

Австрійський вчений Ервін Шредінгер ввів хвильову функцію y (х, у, z) [псі-функція] як модель хвильового процесу, що пов’язаний з рухом електрона в атомі водню. Хвильова функція згідно з квантово-механічними уявленнями являє собою одну з основних характеристик електрона під час його руху. За своїм змістом y-функція визначає закон зміни амплітуди просторового хвильового руху стоячої хвилі. Під час розповсюдження таких хвиль у обмеженому об’ємі простору залишається незмінною енергія системи, що задовольняє опису стаціонарного стану атома. За допомогою y-функції розрахунковими методами одержують інформацію про можливий енергетичний стан електрона в атомі водню та оцінюють ймовірність його перебування в різних точках навколо ядра.

Ймовірність (W) перебування електрона в елементі об’єму навколо ядра dv пропорційна квадрату модуля хвильової функції:

W ~ |y|² dv                                                                  (4)

Наочний розподіл ймовірних місць перебування електрона у просторі навколо ядра створює квантово-механічну модель його стану - електронну хмару.

Основним рівнянням квантової механіки є хвильове рівняння Шредінгера:

                                                     (5)

де Ĥ - оператор Гамільтона - послідовність математичних операцій, здійснення яких дозволяє одержати дозволені енергетичні стани електрона в атомі водню; Е_і - дискретні значення енергії електрона (власні значення оператора Гамільтона); y_nl - набір власних функцій оператора Гамільтона, які називають атомними орбіталями (АО).

Атомні орбіталі - це рішення хвильового рівняння з вказаним набором трьох квантових чисел. Схематично АО позначають символом .

АО @ y _{n l}  

АО описують граничну поверхню навколо ядра, в межах якої зосереджено не менше 95% електричного заряду електрону як хвилі та ймовірність зустрічі з електроном як з частинкою складає не менше 95%.

Головними характеристиками АО є енергія, форма, просторова орієнтація, які визначають переліком можливих комбінацій трьох квантових чисел. Інформативність кожного квантового числа та їх можливі значення наведені у Табл. 2, 3, 4. Атомні орбіталі з приблизно однаковим запасом енергії і однаковим значенням n утворюють енергетичний рівень. Кожний енергетичний рівень складається з набору енергетичних підрівнів. Енергетичний підрівень - це сукупність орбіталей з однаковою енергією, формою, тобто певними сталими значеннями n і l. Число АО підрівня за певного значення l визначають набором значень m_l. Кожне значення m_l задає варіант просторового розміщення АО

Рис. 1. Електроння хмара Гідрогену з нерівномірною густиною.

 

Таблиця 2. Квантові числа

№	Назва квантового числа	Символ (позначення)	Які значення  приймає	Що характеризує (визначає)
1	Головне	n	n = 1, 2, 3, …, … ¥	Енергію енергетичного рівня, розмір атомної орбіталі
2	Орбітальне (побічне)	l	l = 0, 1, 2, …, (n-1)	Енергію енергетичного підрівня, форму атомної орбіталі
3	Магнітне	ml	ml = -l, …, 0, …, +l всього (2l+1) значень	Просторове розміщення атомної орбіталі (напрямленість)

Таблиця 3. Орбітальне квантове число

Чисельне значення l	0	1	2	3
Позначення підрівнів літерами	s	p	d	f
Форма АО				Восьми-пелюсткова конфігурація

 

Таблиця 4. Магнітне квантове число

Тип підрівня	Можливі значення ml ( число АО підрівнів)	Хвильові функції , що описують АО
s,  l = 0	0 (одна АО)	y n 0 0
p, l = 1	- 1, 0 , + 1 (три АО)	y n 1 -1, y n 1 0 , y n 1 +1
d, l = 2	- 2, - 1, 0 , 1, 2 (п’ять АО)	y n 2 -2, y n 2 -1 , y n 2 0 , y n 2 1 , y n 2 2

Рис. 2. Форми і просторова орієнтація s- та p-орбіталей.

⇐ Предыдущая123456Следующая ⇒

Поделиться: