АвтоАвтоматизацияАрхитектураАстрономияАудитБиологияБухгалтерияВоенное делоГенетикаГеографияГеологияГосударствоДомДругоеЖурналистика и СМИИзобретательствоИностранные языкиИнформатикаИскусствоИсторияКомпьютерыКулинарияКультураЛексикологияЛитератураЛогикаМаркетингМатематикаМашиностроениеМедицинаМенеджментМеталлы и СваркаМеханикаМузыкаНаселениеОбразованиеОхрана безопасности жизниОхрана ТрудаПедагогикаПолитикаПравоПриборостроениеПрограммированиеПроизводствоПромышленностьПсихологияРадиоРегилияСвязьСоциологияСпортСтандартизацияСтроительствоТехнологииТорговляТуризмФизикаФизиологияФилософияФинансыХимияХозяйствоЦеннообразованиеЧерчениеЭкологияЭконометрикаЭкономикаЭлектроникаЮриспунденкция

СТРОЕНИЕ ЭЛЕКТРОННЫХ ОБОЛОЧЕК АТОМОВ

Читайте также:
  1. II. Построение характеристического графика часовой производительности.
  2. MathCad: построение, редактирование и форматирование графиков в декартовой системе координат.
  3. Toxoplasma gondii. Строение, цикл развития, пути заражения, меры.
  4. V. Построение одного тренировочного занятия
  5. Авт. Андриевский М.И. «Судостроение», 1977. Монография
  6. Алгоритм 2.1. Построение выходной таблицы, столбиковой диаграммы и кумуляты
  7. Анатомическое строение
  8. Анатомическое строение брюшной полости
  9. Анатомическое строение верхней челюсти и пограничных костей.
  10. Анатомическое строение зубов
  11. Анатомическое строение челюстно-лицевой области
  12. Анатомическое строение.

 

К началу XX столетия было установлено, что атом является сложной системой, состоящей из положительно заряженного ядра и движущихся электронов. Предпосылкой этого послужило:

─открытие катодных и β− лучей, представляющих собой поток отрицательно заряженных частиц (электронов) (1897г. Дж.Дж.Томсон),

─определение массы (9.1·10-28г., что составляет 1/1897 часть массы атома водорода) и заряда (1,6·10-19к.) электрона,

─открытие и изучение явления радиоактивности (1896г. Беккерель,. Мария Кюри - Складовская, Пьер Кюри),

─открытие α- лучей, представляющих собой поток положительно - заряженных частиц с массой равной 4 углеродным единицам и величиной заряда равной удвоенному заряду электрона (ядра атома гелия Не2+),

─опыты Столетова, установившие корпускулярно-волновую двойственность фотона.

В 1903году Дж. Томсон предложил первую теорию строения атома, которая получила название «булка с изюмом». Смыслом ее было предположение, что электроны, как изюм в тесте распределены между положительно заряженными частицами. Эта теория не была подтверждена экспериментальным доказательством.

Э.Резерфорд в 1911году предложил ядерную теорию строения атома. Согласно этой теории в центре атома находится положительно заряженное ядро, вокруг которого вращаются электроны. В целом атом электронейтрален, т.к. суммарный заряд электронов численно равен заряду ядра. Поскольку масса электрона ничтожно мала, практически вся масса атома сосредоточена в его ядре. Объем, занимаемый ядрами, составляет примерно 10-13 от общего объема атомов, т.е. плотность атомных ядер очень велика. Эта теория была основана на результатах экспериментов по изучению явления рассеяния α – частиц при прохождении их через металлическую фольгу. Теория Резерфорда получила широкое распространение и получила название «планетарной», однако она не могла объяснить ни устойчивости атома, ни линейчатого характера спектров.

 

 

 
 

 


Радиус атома водорода 10-8см

 

В 1913 году датский физик Нильс Бор на основе квантовой теории излучения Планка развил теорию строения атома. Он предложил три постулата, основным из которых является предположение о существовании неких стационарных (дозволенных) орбит, двигаясь по которым электрон не излучает энергию. Излучение и поглощение энергии происходит только при переходе электрона с одной орбиты на другую. Каждому переходу соответствует определенная порция (квант) энергии и определенная частота излучения. Бор на основе своей теории удачно согласовал ядерную модель с линейчатым спектром водорода. Однако оставалось неясной природа «стационарной орбиты».

В 1924 году было положено начало созданию современной квантово-механической теории строения атома. Французский физик Луи Де-Бройль постулировал корпускулярно-волновую двойственность электрона, т.е. он предположил, что электрон так же, как и фотон, обладает как свойствами частицы (имеет массу), так и свойствами волны (характеризуется длиной волны или частотой излучения). Используя следующие преобразования, он вывел уравнение

E = mc2

mc2 = hn

E = hn

;

согласно которому частица, имеющая массу m, движущаяся со скоростью υ, характеризуется длиной волны λ.

Предположение Луи Де Бройля о наличии у электрона волновых свойств было экспериментально подтверждено уже в 1927 году (К.Д. Девиссон и Л.Х. Джермер в США, Дж.П.Томсон в Англии и П.С.Тарковский в СССР) – было установлено, что электроны обладают свойствами дифракции и интерференции. В настоящее время волновые свойства электронов широко используются в электронографии – методе изучения структуры веществ, основанном на дифракции электронов.

Представление о волновых свойствах электрона позволяет определить смысл «стационарной» орбиты Бора – это орбита, на которой длина волны электрона укладывается целое число раз:

 
 

 


Исходя из представления о волновых свойствах электрона, австрийский физик Эрвин Шредингер в 1925 году предположил, что состояние движущегося в атоме электрона должно описываться известным уравнением стоячей электромагнитной волны:

где a- амплитуда волны; l- длина волны; x, y, z – координаты.

Подставив в это уравнение вместо длины волны ее выражение из уравнения Де Бройля, он получил уравнение, связывающее энергию электрона с пространственными координатами и волновой функцией ψ, соответствующей в этом уравнении амплитуде трехмерного волнового процесса. Волновая функция ψ может принимать как положительные так и отрицательные значения. Однако величина ψ2 всегда положительна. При этом, чем больше ψ2 в данной области пространства, тем выше вероятность пребывания там электрона. Более точно вероятность обнаружения электрона в некотором малом объеме ΔV выражается произведением ψ2 ΔV.

Уравнение Шредингера:

,

где y- волновая функция электрона, U – потенциальная энергия, Е – полная энергия, x, y, z – координаты.

çyç2dV- вероятность пребывания электрона в объеме dV.

Решение уравнения Шредингера в большинстве случаев представляет сложную математическую задачу.

Одним из основных положений квантовой механики является соотношение неопределенностей, установленное Гейзенбергом: невозможно одновременно точно определить местоположение частицы и ее количество движения – импульс p =mv. Чем точнее определяется координата частицы «X», тем более неопределенным становится ее импульс «P» и наоборот. Соотношение неопределенностей имеет вид:

 

Учитывая, что mV = p – импульс или количество движения электрона, получаем:

,

 

где ΔX, ΔV и ΔP – неопределенности соответственно в положении, скорости и импульсе частицы.

Таким образом появилось представление о том, что электроны в атоме не движутся по определенным орбитам, а как бы размазаны в пространстве вокруг ядра по всему объему атома, образуя электронное облако переменной плотности. Плотность электронного облака пропорциональна квадрату волновой функции. Около ядра существует область, в которой нахождение электрона наиболее вероятно.

Область пространства вокруг атомного ядра, в которой наиболее вероятно пребывание электрона, называется орбиталью.

Квантовомеханическое рассмотрение различных случаев движения микрочастиц в ограниченной области пространства (например, в атоме, молекуле и т.д.) показывает, что волновая функция частицы всегда содержит безразмерные параметры, которые могут принимать ряд целочисленных значений. Эти величины называются квантовыми числами. Они определяют функцию радиального распределения вероятности пребывания электрона в атоме.

Графики этих функций показаны на рисунках:

 
 

 


Состояние электрона в атоме согласно квантово-механическим представлениям можно описать с помощью чисел, называемых квантовыми. Они могут принимать только определенные значения. Эти числа следующие:

n – главное квантовое число, l – орбитальное квантовое число,

m – магнитное квантовое число, s – спиновое квантовое число.

В таблице даны пределы изменений численных и соответствующих им буквенных обозначений, а также характеристики квантовых чисел.

  Таблица Квантовые числа, пределы изменений и характеристика
  Обозначение Пределы изменения и обозначения Число значений Характеристика
  Главное n 1, 2, 3, 4, 5,…, ∞ K L M N O Энергетический уровень (энергия и номер уровня). Удаленность от ядра.
  Побочное (орбитальное) l   0, 1, 2, 3, …..(n – 1) s p d f   n Орбитальный момент количества движения электрона. Подуровень энергетического уровня. Энергия и форма орбитали.
  Магнитное m - l,…, 0…,+ l 2 l +1 Орбитальный магнитный момент электрона. Ориентация орбитали в пространстве.
  s ±1/2   Собственный момент количества движения электрона.
           

Энергетические состояния электрона в атоме строго квантованы, они называются разрешенными.

Рассмотрим соотношение главного и орбитального квантовых чисел:

n (уровни)      
l(подуровни) цифровые            
буквенные s s p s p d
Обозначения подуровней 1s 2s 2p 3s 3p 3d
Количество подуровней на уровне      

Из соотношения n и l следует, что количество подуровней на уровне равно номеру уровня.

Далее рассмотрим соотношение орбитального и магнитного квантовых чисел:

l (подуровень)   0(s)   1(p)   2 (d)  
m)   - 1   +1 - 2 - 1   +1 +2  
Количество способов ориентации (квантовых ячеек) (2 l +1)        
Обозначения способов ориентации   px py pz dxy dxz dyz dx2-y2 dz2
Обозначения квантовых ячеек        
                                 

 

Из соотношения орбитального и магнитного квантовых чисел следует, что l подуровню соответствует (2 l +1) способов ориентации, т.е. квантовых ячеек. s- орбиталь может быть ориентирована только одним способом, р- орбиталь – тремя (по координатным осям), а d-орбиталь- пятью и т.д.(рис.)

 

 

Рис. Формы s-, p- и d- орбиталей и способы их ориентации в пространстве

 

Каждая тройка чисел (n, l и m) определяет орбиталь.

Например, 2рx-орбиталь, Зdz2-орбиталь. Обозначение орбитали: цифра показывает энергетический уровень, т.е. n; буква – тип подуровня (обозначение энергетического подуровня) и подстрочный индекс обозначает ориентацию орбитали относительно выбранного направления, задаваемую магнитным квантовым числом. Термин "орбиталь", таким образом, одновременно определяет и энергию электрона, и характерную форму пространственного распределения электронного облака. Наиболее распространенный способ изображения орбитали заключается в графическом представлении граничной поверхности, охватывающей некоторую существенную долю, например, 90% электронной плотности орбитали. Для s–орбиталей такие контурные изображения имеют форму сфер, для р–форму гантелей. Формы орбиталей для различных энергетических состояний электрона в атомах представлены на рисунке.

Набор орбиталей с одинаковым значением главного квантового числа n определяет энергетический уровень (иногда применяется термин "электронная оболочка").

Совокупность орбиталей с одинаковыми значениями l образует энергетический подуровень, например, третий энергетический уровень имеет три подуровня: 3s, 3p и 3d. Число энергетических подуровней равно числу значений l.

Номер периода в таблице Д.И.Менделеева соответствует максимальному значению n и определяет количество энергетических уровней в атоме.

Для обозначения орбитали можно воспользоваться ячеистой моделью, в которой каждой орбитали соответствует клеточка (квантовая ячейка). Число клеточек на подуровне равно числу значений магнитного квантового числа, т.е. числу орбиталей. Таким образом, квантовая ячейка – состояние электрона с одинаковыми значениями главного, орбитального и магнитного квантовых чисел.

В данной модели каждый электрон обозначается стрелкой, которая может быть направлена вверх или вниз , что соответствует двум значениям спинового квантового числа.


1 | 2 | 3 |

Поиск по сайту:



Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. Студалл.Орг (0.007 сек.)