Заглавная страница Избранные статьи Случайная статья Познавательные статьи Новые добавления Обратная связь FAQ Написать работу КАТЕГОРИИ: АрхеологияБиология Генетика География Информатика История Логика Маркетинг Математика Менеджмент Механика Педагогика Религия Социология Технологии Физика Философия Финансы Химия Экология ТОП 10 на сайте Приготовление дезинфицирующих растворов различной концентрацииТехника нижней прямой подачи мяча. Франко-прусская война (причины и последствия) Организация работы процедурного кабинета Смысловое и механическое запоминание, их место и роль в усвоении знаний Коммуникативные барьеры и пути их преодоления Обработка изделий медицинского назначения многократного применения Образцы текста публицистического стиля Четыре типа изменения баланса Задачи с ответами для Всероссийской олимпиады по праву Мы поможем в написании ваших работ! ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ?
Влияние общества на человека
Приготовление дезинфицирующих растворов различной концентрации Практические работы по географии для 6 класса Организация работы процедурного кабинета Изменения в неживой природе осенью Уборка процедурного кабинета Сольфеджио. Все правила по сольфеджио Балочные системы. Определение реакций опор и моментов защемления |
Квантово-механічна модель атомаСодержание книги
Поиск на нашем сайте
Підтверджена експериментально в 1927 р. двоїста природа електрона, що має властивості не тільки частки, але і хвилі, спонукала вчених до створення теорії будови атома, що враховує обоє ці властивості. Подвійність властивостей електрона виявляється в тім, що він, з одного боку, має властивості частки (має певну масу спокою), а з іншого боку – його рух нагадує хвилю і може бути описаний певною амплітудою, довжиною хвилі, частотою коливань і ін. Тому не можна говорити про яку-небудь визначену траєкторію руху електрона – можна лише судити про той чи інший ступінь імовірності його перебування в даній точці простору. Електронна орбіталь – не визначена лінія переміщення електрона, а деяка частина простору навколо ядра, у межах якого імовірність перебування електрона найбільша. Електронна орбіта не характеризує послідовність переміщення електрона від точки до точки, а визначається імовірністю перебування електрона на визначеній відстані від ядра. Електронна хмара не має різко обкреслених границь, і навіть на великій відстані від ядра існує імовірність перебування електрона. Стан електрона в атомі описується чотирма квантовими числами. 1. Головне квантове число n характеризує величину енергії електрона і може приймати тільки позитивні цілочислові значення: 1, 2, 3 і т. ін. Зі збільшенням головного квантового числа енергія електрона зростає. Стан електрона, що відповідає певному значенню головного квантового числа, називають енергетичним рівнем електрона в атомі. Крім енергії електрона головне квантове число визначає розміри електронної хмари: чим вище значення головного квантового числа, тим більше електронна хмара (е лектронний шар). Електронні шари позначають великими буквами латинського алфавіту K, L, M, N, O, причому K-шар є першим від ядра атома, йому відповідає головне квантове число n = 1, L-шар – другим, M-шар – третім і т.ін. Зі збільшенням головного квантового числа змінюються число і характер електронних орбіталей у межах даного електронного шару. Максимальна кількість електронів N у даному електронному шарі, описується формулою: N = 2n2. 2. Орбітальне квантове число l описує форму електронної хмари і може приймати будь-які цілочислове значення від 0 до (n – 1). Відповідні орбіталі позначаються малими літерами латинського алфавіту: s (l = 0), p (l = 1), d (l = 2), f (l = 3). Орбітальне квантове число відображає енергію електрона на підрівні. Електрони з різними орбітальними квантовими числами трохи відрізняються друг від друга: їхня енергія тим вище, чим більше число l. Число можливих підрівнів у кожному енергетичному рівні збігається з порядковим номером електронного шару, але фактично жоден енергетичний рівень не містить більше чотирьох підрівнів. Це справедливо для стаціонарного стану атомів всіх елементів. Так, першому енергетичному рівню відповідає s-підрівень; другому рівню – два підрівня: s і p; третьому рівню – три підрівня: s, p і d; четвертому і наступним – чотири підрівня: s, p, d і f. 3. Магнітне квантове число ml визначає орієнтацію орбіталей у просторі. Магнітне квантове число m може приймати цілочислові значення від – l до + l, у тому числі нульове значення. Воно визначає число орбіталей у електронному шарі: s-підрівень (m = 0), 3p-підрівень містить три орбіталі
ml = –1, 0, +1 d-підрівень містить п'ять орбіталей
ml = –2, –1, 0, +1, +2 f-підрівень містить сім орбіталей
ml = –3, –2, –1, 0, +1, +2, +3. Орбіталі з різними магнітними квантовими числами, але з однаковим головним і орбітальним квантовими числами, характеризуються однієї і тією же енергією. m –вектор, якому відповідає визначене числове значення і визначений напрямок, що виражається в знаках "+" і "–". 4. Спінове квантове число ms раніш зв'язували з обертанням електрона навколо своєї осі, але тепер його вважають чисто квантово-механічною величиною. Спін електрона може мати два значення: +½ і –½. Основні принципи розподілу електронів в атомі Електронна оболонка атома заповнюється електронами у відповідності правилам. 1. Принцип найменшої енергії: електрон в атомі займає той вільний підрівень, на якому він має мінімальне значення енергії. Тобто, електрон залишається на тім підрівні, на якому забезпечується найбільш міцний зв'язок з ядром. Послідовність заповнення підрівнів відповідає приведеному вище фактичному розташуванню підрівнів у структурі електронної оболонки атома: 1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d →4р→5s→4d→5p→6s→4f→5d→6p→7s→5f→6d 2. Принцип Паулі: в атомі не може бути навіть двох електронів з однаковими значеннями чотирьох квантових чисел. На орбіталі може знаходитися два електрони з різними спінами (ms = +½ і ms = –½). Максимальне число електронів на підрівні визначають за формулою: К = 2 (2 l + 1). s2, p6, d10, f14. 3. Правило Гунда (Хунда): у межах підрівня електрони розподіляються так, щоб сумарне квантове число мало максимальне значення (спочатку по одному електрону на орбіталь, а потім спарювання. Правильний розподіл 3р-електронів: У залежності від того, який підрівень заповнюється останніми електронами, розрізняють s-, p-, d-, f-елементи: s – елементи, в атомах яких останні електрони займають s-підрівень зовнішнього квантового рівня (Na, Mg, K, Ca); р – елементи, в атомах яких останні електрони займають р-підрівень зовнішнього квантового рівня (C, О, Cl, S); d – елементи, в атомах яких останні електрони займають d-підрівень (Тi, Cr, Fe, Cu); f-елементи, в атомах яких останні електрони займають f-підрівень другого від позаквантового рівня (Pr, Er, Eu). Теоретична послідовність розташування квантових рівнів і підрівнів виглядає так: 1s→2s→2p→3s→3p→3d→4s→4p→4d→4f→5s→5p→5d→5f→6s→6p→6d→6f→7s→7p→7d→7f 4. Правила Клечковського: 1. заповнення електронних шарів відбувається в порядку збільшення сум головного й орбітального квантових чисел (n + l). Так, сума (n + l) для електронів 3d-орбіталі дорівнює 5 (3 + 2), для електронів 4s-орбіталі – 4 (4 + 0). Тому спочатку електронами заповнюється 4s-орбіталь, а потім 3d-орбіталь. 2. Якщо для двох орбіталей суми (n + l) мають однакові значення, то спочатку електронами заповнюється орбіталь з меншим значенням головного квантового числа. Наприклад, для електронів 3d- і 4p-орбіталей сума n + l = 5 (відповідно 3 + 2 і 4 + 1). Але тому що для електронів 3d-орбіталі головне квантове число n = 3, а для електронів 4p-орбіталі n = 4, у першу чергу заповнюються 3d-орбіталі. Лише після того, як заповнені орбіталі менших енергій, починається заповнення орбіталей більших енергій. За правилом Клечковського послідовність розташування підрівнів наступна:
1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s→5d→4f→5d2–5→6p→7s→6d1→5f→ 6d2–5→7p Контрольні питання та вправи 1. Серед приведених електронних конфігурацій вказати неможливу та пояснити причину неможливості їх реалізації: а) 1s4; б) 3р5; в) 2p8; г) 6s1; д) 2d70; е) 6p6; ж) 2f7. 2. Який підрівень заповнюється у атомах після підрівня 2р; 4s; 5р; 4d; 5f; 6s? 3. Скільки неспарених електронів у незбудженого атому: а) Йоду (№ 53); б) Індію (№ 49); в) Фосфору (№ 15); г) Титану (№ 22)? 4. Запишіть електронну формулу атому з порядковим номером а) 35; б) 22; в) 17; г) 48; д) 66; є) 80; ж) 51; з) 88. 5. Вкажіть елемент, у якого електронна конфігурація зовнішнього рівня: а) 6s26p2; б) 4s24p5; в) 4s24p1; г) 3s23p3; д) 5s1; є) 5s25p6. 6. Запишіть електронну формулу атома Купруму. До якої родини елементів він належить? 7. Запишіть електронну формулу йонів: а) Mg2+; б) Fe2+; в) S2–; г) Br –; д) Ti 2+. 8. Назвіть елементи, яким відповідають такі електронні конфігурації: 1s2; 1s22s1; 1s22s22p1; 1s22s22p6; 1s22s22p63s23p63d14s2. 9. Складіть електронну формулу атома і графічну схему заповнення електронами валентних орбіталей цього атома в нормальному стані: Молібдену, Телуру, Стануму. 10. Зобразіть схематично будову атомів. У якого з елементів сильніше виражені металічні властивості? Поясніть. а) Sr i Ba; б) Rb i Sr; в) As i Bi; г) Tl i Pb; д) P i Cl. Лабораторна робота № 1
|
|||||||||||||||||||||||||
Последнее изменение этой страницы: 2016-09-18; просмотров: 103; Нарушение авторского права страницы; Мы поможем в написании вашей работы! infopedia.su Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. Обратная связь - 18.118.30.153 (0.008 с.) |