Заглавная страница Избранные статьи Случайная статья Познавательные статьи Новые добавления Обратная связь 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 |
Хвильові властивості електрона.Стр 1 из 2Следующая ⇒
БУДОВА АТОМІВ (БА) Першу наукову теорію БА запропонував Е.Резерфорд (1911 р.): виявилося, що α -промені (He2+) проходять крізь пластинки з Sn або Au практично без відхилень, лише для небагатьох α-частинок спостерігалися відхилення від початкової траєкторії або навіть відскоки. Висновок: практично вся маса атома зосереджена в дуже малому об’ємі (ядро), а основний об’єм атома заповнений легкими частинками – ē (ē має (-) заряд= 1,6•10-19 Кл, маса ē (9,1•10-31кг) = 1/1837 маси атома Н), які не можуть змінити траєкторію рухомої α-частинки. Запропонована модель атома "припускала" рух електронів по будь-яких орбітах і не могла пояснити, чому світло, що випромінюється збудженими атомами, має не суцільний, а лінійчастий спектр. Бор (1913 р.) сформулював два постулати (положення): 1. Електрон в атомі не випромінює енергію, якщо рухається по особливих (квантових) орбітах, на яких його момент кількості руху m•V•r = n•(h/2π), де n - номер орбіти. 2. З переходом ē з більш віддаленої (2) на ближчу до ядра орбіту (1) атом випромінює квант, енергія якого дорівнює різниці енергій ē на цих орбітах: ΔE2→1=E2-E1= h•ν Теорія Бора виявилась неспроможною при опису багатоелектронних атомів, оскільки враховувала тільки корпускулярні властивості ē. Хвильові властивості електрона. Енергію кванта за рівнянням Планка: E = h•ν, за рівнянням Ейнштейна: E = mc2 → h•ν =mc2 → h•(с/λ) =mc2 → λ = h/(m•с) → Якшо відома довжина хвилі λ, за допомогою цього рівняння легко розрахувати масу кванта m. Де Бройль припустив, що двояка корпускулярно-хвильова природа властива всім матеріальним частинкам, тобто будь-якій частинці з масою m і швидкістю руху V відповідає хвильовий процес, довжина хвилі якого визначається співвідношенням: λ = h/(m•V) В основі квантової (або хвильової) механіки (Е.Шредінгер) лежить хвильове рівняння, у процесі розв’язання якого знаходять значення хвильової функції ψ (пси) в різних точках навколоядерного простору. Ψ2 пропорційний імовірності перебування ē в даному елементарному об’ємі з координатами x, y, z. Отже, задається лише ймовірність перебування ē та його енергія. Розподіл імовірності перебування ē в просторі зображаєтеся у вигляді електронної хмари. Область простору, всередині якої перебування ē найбільш імовірне, називається орбіталлю.
Найважливіші характеристики орбіталей (енергія, форма, розміщення в просторі) залежать від значень трьох квантових чисел - головного n, орбітального l і магнітного m. Квантові числа. Головне квантове число n показує запас енергії ē (енергетичний рівень) і може набувати цілочислових значень 1, 2, З,... ∞. Ці значення відповідають номеру енергетичного рівня: цифрове позначення рівня: 1 2 3 4.... буквене позначення рівня: К LM N... Із збільшенням значення n збільшується запас енергії ē й зростають розміри електронної хмари: E = - const•(1/ n 2) Значення const залежить від заряду ядра. Для атома H const = 13,6 eB. з підвищенням n енергія стрибками збільшується, але величина самих стрибків зменшується, тобто за енергією рівні зближуються. Орбітальне квантове число l характеризує підрівень (енергію підрівня), на якому перебуває ē, і набуває цілочислових значень від 0 до (n -1): буквене позначення підрівня: s p d f … числове значення: 0 1 2 3 … (n -1) → n > l із зростанням l енергія електронів у межах того самого рівня збільшується.. Із зміною l змінюється не тільки енергія електронів, а й форма атомних орбіталей. орбіталі можуть мати різну орієнтацію в просторі, яка залежить від значення магнітного квантового чиcла m. значення m залежать від l, воно може набувати всіх можливих цілих значень від - l до + l, включаючи 0. Спінове квантове число ms. електрон має власний магнітний момент, який називається спіном. ms може набувати двох значень: +½ й -½. Отже, положення ē в атомі характеризується чотирма квантовими числами: n l m ms. Принцип В.Паулі: в атомі не може бути навіть двох електронів з однаковими значеннями чотирьох квантових чисел (“заборона” Паулі) → на одній орбіталі може бути не більш як два ē з протилежними значеннями ms. Енергія іонізації Здатність атомів віддавати електрони характеризується енергією іонізації (I) - min енергія, яка необхідна для відриву ē від ізольованого атома, що перебуває в нормальному стані/ І залежить від Zядра, екрануючої дії електронів внутрішніх енергетичних рівнів, Rатома та будови зовнішнього енергетичного рівня.
від Li до Ne збільшується Zядра й посилюється притягання електронів → Rатома зменшується. Екрануюча дія внутрішніх електронів (1s2) практично не змінюється → І збільшується, але це зростання не є монотонним: наполовину (N) або цілком заповнені підрівні (Ве,Ne) мають підвищену стійкість В елементів головних підгруп зверху вниз ↓ спостерігається значне збільшення Zядра; збільшення Rа; збільшується екрануюча дія ē внутрішніх енергетичних рівнів; будова зовнішнього енергетичного рівня в елементів однієї підгрупи однакова → І зменшується. Електронегативність Хімічний зв'язок утворюється завдяки спільним електронам. Напрям їхнього зміщення залежить від того, наскільки кожний атом здатний утримувати свої й притягувати додаткові (чужі) електрони. електронегативність (æ) характеризує здатність даного атома зміщувати до себе електрони хімічного зв’язку і дорівнює півсумі енергій іонізації й спорідненості з електроном: æ = (І + Е)/2 Найзручніше користуватися шкалою відносних значень, у якій за одиницю прийнято æ літію. У межах періоду значення æ зростають зліва направо, у головних підгрупах зростають знизу вгору ↑. Для металів æ < 2, для неметалів (як правило) æ > 2. Спільні електрони хімічного зв’язку зміщуються до атома з більшою æ.
БУДОВА АТОМІВ (БА) Першу наукову теорію БА запропонував Е.Резерфорд (1911 р.): виявилося, що α -промені (He2+) проходять крізь пластинки з Sn або Au практично без відхилень, лише для небагатьох α-частинок спостерігалися відхилення від початкової траєкторії або навіть відскоки. Висновок: практично вся маса атома зосереджена в дуже малому об’ємі (ядро), а основний об’єм атома заповнений легкими частинками – ē (ē має (-) заряд= 1,6•10-19 Кл, маса ē (9,1•10-31кг) = 1/1837 маси атома Н), які не можуть змінити траєкторію рухомої α-частинки. Запропонована модель атома "припускала" рух електронів по будь-яких орбітах і не могла пояснити, чому світло, що випромінюється збудженими атомами, має не суцільний, а лінійчастий спектр. Бор (1913 р.) сформулював два постулати (положення): 1. Електрон в атомі не випромінює енергію, якщо рухається по особливих (квантових) орбітах, на яких його момент кількості руху m•V•r = n•(h/2π), де n - номер орбіти. 2. З переходом ē з більш віддаленої (2) на ближчу до ядра орбіту (1) атом випромінює квант, енергія якого дорівнює різниці енергій ē на цих орбітах: ΔE2→1=E2-E1= h•ν Теорія Бора виявилась неспроможною при опису багатоелектронних атомів, оскільки враховувала тільки корпускулярні властивості ē. Хвильові властивості електрона. Енергію кванта за рівнянням Планка: E = h•ν, за рівнянням Ейнштейна: E = mc2 → h•ν =mc2 → h•(с/λ) =mc2 → λ = h/(m•с) → Якшо відома довжина хвилі λ, за допомогою цього рівняння легко розрахувати масу кванта m. Де Бройль припустив, що двояка корпускулярно-хвильова природа властива всім матеріальним частинкам, тобто будь-якій частинці з масою m і швидкістю руху V відповідає хвильовий процес, довжина хвилі якого визначається співвідношенням: λ = h/(m•V) В основі квантової (або хвильової) механіки (Е.Шредінгер) лежить хвильове рівняння, у процесі розв’язання якого знаходять значення хвильової функції ψ (пси) в різних точках навколоядерного простору. Ψ2 пропорційний імовірності перебування ē в даному елементарному об’ємі з координатами x, y, z. Отже, задається лише ймовірність перебування ē та його енергія.
Розподіл імовірності перебування ē в просторі зображаєтеся у вигляді електронної хмари. Область простору, всередині якої перебування ē найбільш імовірне, називається орбіталлю. Найважливіші характеристики орбіталей (енергія, форма, розміщення в просторі) залежать від значень трьох квантових чисел - головного n, орбітального l і магнітного m. Квантові числа. Головне квантове число n показує запас енергії ē (енергетичний рівень) і може набувати цілочислових значень 1, 2, З,... ∞. Ці значення відповідають номеру енергетичного рівня: цифрове позначення рівня: 1 2 3 4.... буквене позначення рівня: К LM N... Із збільшенням значення n збільшується запас енергії ē й зростають розміри електронної хмари: E = - const•(1/ n 2) Значення const залежить від заряду ядра. Для атома H const = 13,6 eB. з підвищенням n енергія стрибками збільшується, але величина самих стрибків зменшується, тобто за енергією рівні зближуються. Орбітальне квантове число l характеризує підрівень (енергію підрівня), на якому перебуває ē, і набуває цілочислових значень від 0 до (n -1): буквене позначення підрівня: s p d f … числове значення: 0 1 2 3 … (n -1) → n > l із зростанням l енергія електронів у межах того самого рівня збільшується.. Із зміною l змінюється не тільки енергія електронів, а й форма атомних орбіталей. орбіталі можуть мати різну орієнтацію в просторі, яка залежить від значення магнітного квантового чиcла m. значення m залежать від l, воно може набувати всіх можливих цілих значень від - l до + l, включаючи 0. Спінове квантове число ms. електрон має власний магнітний момент, який називається спіном. ms може набувати двох значень: +½ й -½. Отже, положення ē в атомі характеризується чотирма квантовими числами: n l m ms. Принцип В.Паулі: в атомі не може бути навіть двох електронів з однаковими значеннями чотирьох квантових чисел (“заборона” Паулі) → на одній орбіталі може бути не більш як два ē з протилежними значеннями ms.
|
|||||||
Последнее изменение этой страницы: 2017-01-27; просмотров: 334; 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 - 54.166.223.204 (0.018 с.) |