        
МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ
РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ
Государственное образовательное учреждение высшего профессионального образования
«Санкт-ПетербургскАЯ государственнАЯ ЛЕСОТЕХНИЧЕСКАЯ
АКАДЕМИЯ имени С.М.Кирова»
---------------------------------------------------------------------------------------------------------
Кафедра неорганической и аналитической химии
ОБЩАЯ И НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ
СТРОЕНИЕ АТОМА И ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН
Методические указания
для самостоятельного изучения студентами
всех направлений и специальностей
Санкт-Петербург
2010
Рассмотрены и рекомендованы к изданию учебно-методической комиссией факультета химической технологии и биотехнологии Санкт-Петербургской государственной лесотехнической академии
29 сентября 2010 г.
С о с т а в и т е л и:
доктор химических наук, профессор Е.В.Школьников,
кандидат технических наук, доцент Т.И. Фомичева
О т в. р е д а к т о р
доктор химических наук, профессор Е.В.Школьников
Р е ц е н з е н т
кафедра неорганической и аналитической химии СПбГЛТА
Общая и неорганическая химия.Строение атома и периодический закон: методические указания/сост. Е.В.Школьников, Т.И. Фомичева. – СПб.: СПбГЛТА, 2010.− 27 с.
В методических указаниях кратко изложены основы учения о строении атома и периодический закон, приведены примеры решения типовых задач, а также задачи и упражнения для самостоятельной работы студентов по химии, общей и неорганической химии.
Темплан 2010 г. Изд. №
1.Основные теории строения атома
Основы атомно-молекулярного учения впервые применительно к химии были разработаны в трудах М.В.Ломоносова (1741 г., Россия) и Джона Дальтона (1808 г., Англия). Дальтон предположил, что каждый химический элемент состоит из атомов, одинаковых по размерам и массе. Эти частицы предполагались неделимыми и неизменными в ходе химической реакции.
Однако в конце XIX века был сделан ряд открытий, показывающих, что атом вовсе не является неделимой частицей. Эти открытия свидетельствовали о сложном составе атомов и о возможности их взаимопревращений. Сюда относится, прежде всего, открытие электрона английским физиком Дж.Томсоном в 1897 г. Еще в 1894 г. Дж. Стоней предположил, что электрический ток представляет собой поток отрицательно заряженных частиц, названных им электронами. Однако приоритет в этой области признается за Томсоном, который определил удельный заряд и относительную массу электрона.
Электрон – это частица, обладающая наименьшим существующим в природе отрицательным электрическим зарядом (1,602∙10-19 Кл). Масса электрона равна 9,110∙10-28 г, т.е. почти в 2000 раз меньше массы атома водорода.
Было установлено, что электроны могут быть выделены из любого вещества: они служат переносчиками тока в металлах, обнаруживаются при нагревании, освещении или рентгеновском облучении многих веществ. Отсюда следует, что электроны содержатся в атомах всех элементов. Но электроны заряжены отрицательно, а атомы электронейтральны. Следовательно, в атомах, кроме электронов, должны содержаться какие-то другие частицы, заряженные положительно.
Большую роль в установлении сложной природы атома и его структуры сыграло открытие и изучение радиоактивности.
Радиоактивностью было названо явление испускания некоторыми элементами излучения, способного проникать через вещества, ионизировать воздух, вызывать почернение фотографических пластинок.
Исследованиями супругов Кюри и Резерфорда было установлено, что радиоактивное излучение неоднородно: под действием магнитного поля оно разделяется на три пучка, один из которых не меняет своего первоначального направления, а два других отклоняются в противоположные стороны. Лучи, не отклоняющиеся в магнитном поле, и следовательно, не несущие электрического заряда, получили название -лучей. Они имеют сходство с рентгеновскими лучами и обладают очень большой проникающей способностью.
Два других луча отклонялись в магнитном поле; это указывает на то, что они состоят из электрически заряженных частиц.
В состав одного пучка входят отрицательно заряженные частицы (-лучи), а в состав другого – положительно заряженные (-лучи). -лучи оказались потоком быстро движущихся электронов. Это еще раз подтвердило, что электроны входят в состав атомов.
Что касается положительно заряженных -лучей, то как выяснилось, они состоят из частиц, масса которых равна массе атома гелия, а абсолютная величина заряда – удвоенному заряду электрона.
В 1909г. английский физик Эрнест Резерфорд показал, что обнаруженное им ранее -излучение обусловлено положительно заряженными атомами гелия. Однако, установление истинной природы этих положительных частиц произошло лишь в 1914 г. после знаменитого эксперимента Гейгера и Марсдена. В 1910 г. они проводили опыты, в которых бомбардировали тонкие листы золотой фольги пучком -частиц. Одни -лучи проходили через фольгу без отклонения, другие отклонялись от первоначального направления, а приблизительно 1 из 20000 частиц отклонялась назад. Из этого эксперимента следовало, что в центре атома находится очень малое положительно заряженное ядро, окруженное относительно удаленными от него отрицательно заряженными лёгкими электронами. Впоследствии Резерфорд предсказал существование протона и показал, что его масса более,чем в 1800 раз должна превышать массу электрона.
Существование нейтрона Резерфорд предсказал в 1920 г., объяснив различие между атомной массой и атомным номером элемента.
Экспериментально нейтрон был обнаружен в 1932 г. Дж. Чедвиком при изучении бомбардировки бериллия -частицами. Бериллий испускал при этом частицы с большой проникающей способностью, которые не отклонялись в электрическом и магнитном полях. Поскольку эти частицы были нейтральными, они получили название нейтронов.
Итак, изучение радиоактивности подтвердило сложность состава атомов. Встал вопрос о строении атома и его внутренней структуре.
В дальнейшем был выдвинут целый ряд моделей строения атома
В 1903 г. Дж. Томсон предложил модель строения атома – модель «сливового пудинга». Она уподобила атом сферическому «пудингу» с положительным электрическим зарядом, в который вкраплены отрицательно заряженные шарики – электроны.
После эксперимента Гейгера и Марсдена в 1910 г. Резерфорд предложил другую модель, согласно которой атом состоит из очень плотного положительно заряженного ядра, окруженного облаком легких отрицательно заряженных электронов. Это ядерная планетарная модель атома:
Положительный заряд ядра нейтрализуется суммарным отрицательным зарядом электронов так, что атом в целом электронейтрален. Размеры ядра очень малы по сравнению с размерами атома в целом: диаметр атома – величина порядка 10-8 см, а диаметр ядра – 10-13-10-12 см. Уже из опытов Резерфорда следовало, что заряд ядра (выраженный в единицах заряда электрона) численно равен порядковому номеру элемента в периодической системе. Это было подтверждено Ридбергом и Мозли, установившими в 1913 г. простую связь между длинами волн определенных линий рентгеновского спектра элемента и его порядковым номером, и Д. Чедвиком, с большой точностью определившим в 1920 г. заряд атомных ядер ряда элементов по рассеянию -частиц.
Был установлен физический смысл порядкового номера элемента в периодической системе: порядковый номер оказался важнейшей константой элемента, равной положительному заряду ядра его атома. Из электронейтральности атома следует, что и число вращающихся вокруг ядра электронов равно порядковому номеру элемента. Развитая Резерфордом ядерная модель атома была крупным шагом в познании строения атома. Основные черты этой модели выдержали испытание временем и подтверждены большим числом экспериментов. Однако в некоторых отношениях модель Резерфорда противоречила твердо установленным фактам.
Теория Резерфорда не могла объяснить устойчивость атома.Электрон, вращающийся вокруг положительно заряженного ядра, должен непрерывно излучать электромагнитную энергию,согласно классической электродинамике. Излучая, электрон теряет часть своей энергии, что приводит к нарушению равновесия между центробежной силой, связанной с вращением электрона, и силой электростатического притяжения электрона к ядру. Для восстановления равновесия электрон должен переместиться к ядру. Таким образом, электрон постоянно приближается к ядру и должен в конце концов упасть на него. Однако это не происходит.
Модель Резерфорда приводила к неправильным выводам о характере атомных спектров. Согласно вышеизложенному, спектр излучения атома должен быть непрерывным, сплошным, а это не соответствует действительности. Таким образом, теория Резерфорда не смогла объяснить существование устойчивых атомов и наличие у них линейчатых эмиссионных спектров.
В 1913 г. датский физик Нильс Бор развил планетарную модель атома, объяснившую его устойчивость и эмиссионный спектр водорода.
Строение атома по Бору
В своей теории Бор исходил из ядерной модели атома по Резерфорду и квантовой гипотезы М.Планка (1900 г.).На этой основе Бор предложил модель атома водорода.
Постулаты Бора:
Электрон может вращаться вокруг ядра только по определенным круговым орбитам, называемым стационарными, для которых момент импульса электрона принимает только дискретные значения, кратные величине h/2π
mvr = n h/2π,
где m – масса электрона, v – его скорость, r – радиус стационарной орбиты, n – целое число, h –постоянная Планка(6,63 ∙10 −34 Дж∙с) Двигаясь по стационарной орбите, электрон не излучает электромагнитной энергии.
Поглощение и излучение атомом энергии происходит при скачкообразном переходе электрона с одной стационарной орбиты на другую. При этом испускается или поглощается квант электромагнитного излучения, энергия которого равна разности энергии атома в конечном и исходном состоянии. Принимая во внимание уравнение Планка E=h( где υ – частота излучения ) имеем
h= EH-EK, или =(EH-EK)/h.
Это уравнение позволяет вычислить возможные частоты (или длины волн) излучения, способного испускаться или поглощаться атомом, т.е. рассчитать спектр атома. Расчет спектра атома водорода был блестящим успехом теории Бора. И все же теория Бора страдала противоречивостью.
Непонятно, где находится электрон между начальной и конечной орбитой.
Несмотря на усовершенствования, внесенные Зоммерфельдом (возможность движения электрона в атоме не только по круговым, но и по эллиптическим орбитам), эта теория не смогла объяснить
некоторых важных спектральных характеристик многоэлектрон-ных атомов.
Теория Бора показала, что нельзя автоматически распространять законы природы, справедливые для больших тел (объектов макромира) на ничтожно малые объекты микромира – атомы, электроны, фотоны.
Волновой характер движения микрочастиц
Начиная с середины 20-х годов ХХ века в развитии учения о строении атома наметился перелом, обусловленный влиянием волновой гипотезы, выдвинутой в 1924 г. французским физиком Луи де Бройлем. Если было известно, что каждая электромагнитная волна одновременно обладает свойствами частицы, то по де Бройлю имеет место и обратное: каждая движущаяся частица одновременно обладает свойствами волны.
Корпускулярные свойства фотона выражаются уравнением Планка E=h, согласно которому фотон неделим и существует в виде дискретного образования.
Волновые же свойства фотона находят выражение в уравнении =c, где – длина волны электромагнитного колебания; – частота колебаний;
c – скорость распространения света.
Из этих соотношений получаем уравнение Е=hc/λ , связывающее корпускулярную характеристику фотона с его волновой характеристикой.
Но фотон с энергией E обладает и некоторой массой m в соответствии с уравнением А.Эйнштейна(1905 г.) E=mc2 .
Из двух последних уравнений следует
mc2=hc/,
откуда =h/mc, где mc – это импульс p.
Тогда =h/p.
Согласно де Бройлю (1924 г.), корпускулярно-волновая двойственность присуща не только фотонам, но и электронам. Для них и других движущихся микрочастиц должно выполняться уравнение де Бройля
v=h/mv,
где m – масса микрочастицы, v– линейная скорость движения микрочастицы. Согласно уравнению де Бройля, с движением электрона со скоростью порядка 106 м/c ассоциируется волна длиной порядка 10−8 см, т.е. её длина соизмерима с размерами атомов. Открытие позднее дифракции электронов,протонов и нейтронов(рассеяния их кристаллами) подтвердило волновую гипотезу де Бройля. С движением макротел,напротив, ассоциируется волна настолько малой длины (10−27 см и меньше), что экспериментально волновой процесс обнаружить не удаётся.
Исходя из представления о наличии у движущегося электрона волновых свойств, австрийский физик Э. Шрёдингер в 1925 г. предположил, что состояние электрона в атоме должно описываться уравнением стоячей электронной волны. Подставив в это уравнение вместо длины волны ее значение из уравнения де Бройля, он получил диф-ференциальное уравнение трехмерной волны, связывающеее энергию электрона Е с пространственственными координатами и так называемой волновой функцией . Конкретный вид волновой функции ψ(x, y, z) находят обычно приближенным решением уравнения Шрёдингера. Волновая функция подобно амплитуде любого волнового процесса может принимать как положительные, так и отрицательные значения. Но величина 2 всегда положительна. Чем больше 2, тем выше плотность вероятности нахождения электрона в данной точке внутри атома.
Вероятность обнаружения электрона в некотором малом объеме V выражается произведением 2V. Чем больше величина 2, тем гуще расположены точки.
Рис.1. Модель состояния электрона в атоме (электронное облако).
Это схематическое изображение электрона, «размазанного» по всему объему атома в виде так называемого электронного облака различной плотности пропорционально квадрату волновой функции. Электронное облако не имеет определенных, резко очерченных границ. Поэтому, под электронным облаком условно понимается область пространства вблизи ядра атома, в которой сосредоточена преобладающая часть заряда движущегося электрона. Чем прочнее связь электрона с ядром атома, тем электронное облако меньше по размерам и плотнее по распределению заряда.Обычно изображают граничную поверхность, охватывающую ~90% электронного облака.
Современные представления о строении атома
В настоящее время для описания строения атома пользуются квантовой теорией. Реальный атом существенно сложнее квантовой модели,однако она имеет очевидные преимущества перед предшествующими моделями.
В дальнейшем будем пользоваться современной квантовой теорией строения атома, для чего рассмотрим основные понятия.
Атом – наименьшая частица химического элемента, сохраняющая все его химические свойства.
Химический элемент – совокупность атомов с одинаковыми зарядами ядер. Атомы существуют в свободном состоянии, в соединениях с атомами того же элемента или других элементов, образуя молекулы. Способность атомов вступать в химическое взаимодействие с другими атомами с образовыванием химических соединений определяется их строением.
Атом состоит из ядра и электронной оболочки, образуя электронейтральную систему. Ядро атома содержит Z протонов и N нейтронов. Масса каждого из них равна ~1 атомной единице массы(а.е .м.), которая равняется 1/12 массы изотопа углерода 12С – основного изотопа природного углерода. Нейтроны – частицы, не имеющие заряда; протоны имеют заряд +1 (1,602 · 10–19 Кл). Масса ядра складывается из масс протонов и нейтронов. Общее число протонов и нейтронов в атоме A = Z+N называется массовым числом. Практически вся масса атома сосредоточена в ядре. Заряд атомного ядра Z определяется суммарным зарядом протонов, число которых в ядре равно номеру элемента в периодической системе Д.И.Менделеева. Число элекэлектронейтральном атоме равно числу протонов, т.е. соответствует номеру элемента в периодической системе.
Движущийся электрон обладает свойствами как волны, так и частицы. Двойственная природа микрочастиц (электронов) в отличии от макротел основана на принципе неопределенности Гейзенберга: движущаяся микрочастица, как и волна, не имеет одновременно точных значений координат и импульса. Чем выше точность определения скорости и импульса микрочастицы, тем больше одновременно полоса неопределенности ее пространственных координат:
∆x∆p≥h/2 или ∆x∆v ≥h/2m,
где ∆x, ∆p, ∆v─ cоответственно неопределенности в координате, импульсе и скорости микрочастицы.
Двойственность (дуализм) свойств движущегося электрона проявляется в том, что он, с одной стороны, обладает свойствами частицы (имеет определенные массу,скорость и импульс), а с другой - его движение в отличие от макротел напоминает волну и может быть описано определенной амплитудой, длиной волны, частотой колебаний и т.д. Поэтому нельзя говорить о какой-то определенной траектории движения электрона, можно лишь судить о некоторой вероятности нахождения электрона в области пространства, представленной в виде электронного облака.
Для характеристики энергии электрона в атоме и геометрической формы электронного облака введено понятие электронная, или атомная орбиталь(АО) - область электронного облака, в которой наиболее вероятно пребывание электрона. Атомной орбитали соответствует конкретный вид одноэлектронной волновой функции, найденной решением уравнения Шрёдингера.
Электроны, которые движутся в орбиталях близкого размера, образуют энергетические уровни (электронные или квантовые слои) и подуровни (электронные подслои ).
2. Квантовые числа Состояние электрона в атоме описывается с помощью четырех квантовых чисел: главное квантовое число(n), орбитальное квантовое число (l), магнитное квантовое число (m), спиновое квантовое число (s).
Главное квантовое число
Главное квантовое число (п) - характеризует энергетический уровень электрона,удаленность квантового электронного слоя от ядра и размер электронного облака , принимает ряд целочисленных значений 1,2, 3, 4,... . Энергетические уровни (электронные слои) обозначают соответственно буквами К, L, M, N,…В соответствии со скачкообразным изменением числа n полная энергия электрона может принимать не любые, а «разрешённые» дискретные значения. Для одноэлектронных атомов водорода и водородоподобных катионов
E = −hcRZ2 /n2 ,
где R – постоянная Ридберга(3,29 ∙ 1015 с−1 ), hcR=13,6 эВ.
С ростом n уровни энергии сближаются и при n→ энергия электрона приближается к значению энергии свободного покоящегося электрона,удаленного из атома. Спектральные линии образуются в результате перехода электронов с уровней, для которых n >1, на уровень с n =1( К-серия), на уровень с n = 2( L- серия) и т.д.
В периодической системе элементов число слоев(уровней), заселяемых электронами, соответствует номеру периода.
При п= 1 электрон обладает самым низким уровнем энергии, самым малым размером электронного облака. Для каждого атома по номеру периода его расположения в периодической системе элементов можно узнать:
сколько энергетических уровней имеет атом,
какой энергетический уровень будет внешним.
Пример1.
Для атомов 6С и 20Са определить число энергетических
уровней и внешний энергетический уровень.
Решение. Элемент 6С находится во втором периоде, значит п=2. То есть, атом углерода имеет два энергетических уровня распределения электронов
(п = 1 и п = 2). Внешним энергетическим уровнем будет п = 2.
Элемент 20Са расположен в четвертом периоде, значит п = 4.Следовательно, его электроны распределены по четырем энергетическим уровням(слоям) и внешним энергетическим уровнем будет четвертый (п=4).
Детальное исследование атомных спектров показало,что многие линии состоят в действительности из нескольких линий, так как L-уровень разделяется на два подуровня, М-уровень −на три подуровня и т.д. Значит, для характеристики состояния электрона в атоме недостаточно одного квантового числа.
Орбитальное квантовое число
Второе квантовое число показывает,сколько дополнительных подуровней имеет энергетический уровень с определенным значением главного квантового числа . Орбитальное квантовое число (l) определяет геометрическую форму электронного облака (атомной орбитали) и принимает целочисленные значения от 0 до (п - 1): l = 0, 1, 2, 3,... (п - 1).
Каждому значению орбитального квантового числа (независимо от номера энергетического уровня) соответствует энергетический подуровень и атомная орбиталь особой формы.
Пример 2.
Укажите форму, название орбиталей и название подуровня для различных значений орбитального квантового числа.
Решение.Для l = 0 s-подуровень, s-орбиталь, граничная поверхность в виде сферы; l = 1 р-подуровень, p-орбиталь, орбиталь-гантель; l = 2 d -подуровень, d-орбиталь, орбиталь сложной формы; l = 3 f-подуровень, f-орбиталь, орбиталь более сложной формы.
Связь между значением l, обозначением подуровня и формой орбитали выглядит следующим образом:
 l Подуровень Форма орбитали
0 s сферическая
1 p гантель
2 d розетка
Пример 3.
Определите количество подуровней и форму орбиталей на 1, 2, 3-м энергетических уровнях.
Решение.
а) Первый энергетический уровень п = 1.
Так как орбитальное квантовое число зависит от главного квантового числа и может меняться от 0 до п - 1, то для первого энергетического уровня оно будет иметь одно единственное значение
1 = 0. Форма орбитали сферическая. Следовательно, на первом энергетическом уровне может быть только один подуровень 1s.
б) Второй энергетический уровень п = 2. Для второго энергетического уровня орбитальное число может принимать два значения:
l = 0, 2s-орбиталь - сфера большего размера, чем на первом энергетическом уровне; l = 1, 2p-орбиталь - гантель.
Следовательно, на втором энергетическом уровне два подуровня:
2s и 2р.
в) Третий энергетический уровень п = 3. Для третьего энергетического уровня орбитальное квантовое число может принимать три значения:
1 = 0, 3s-орбиталь - сфера большего размера, чем на втором уровне; / l = 1, 3p-орбиталь - гантель большего размера, чем на втором уровне;
l=2, 3d-орбиталь сложной формы. Таким оразом, на третьем энергетическом уровне могут быть три энергетических подуровня: 3s, 3р и 3d.
Орбитальное число квантует орбитальный момент импульса электрона (квадрат его величины) согласно формуле
Ml2 =h2 l(l +1) /4π2 .
Дополнительное расщепление некоторых спектральных линий происходит при нахождении излучающих атомов в магнитном поле, ука-зывая на необходимость введения третьего квантового числа.
|
