Будова атома Реферат 3, Хімія

14.10.2015

Будова атома Реферат 3
Будова атома
1. Ядро і електрони

Розвиток природознавства на межі XIX-XX століть показало, що крім хімічних перетворень існує цілий ряд процесів, в яких атоми виступають як складні об’єкти, складаються з позитивно зарядженої частини — ядра і негативно заряджених електронів, сумарний заряд яких в точності компенсує заряд ядра. В результаті робіт англійського фізика Дж. Дж. Томсона і американського фізика Р. С. Малликена було встановлено, що електрон має масу 9,1•10 31 кг, або 1/1837 маси атома водню, і заряд 1,6•10 19 Кл. Основна маса атома зосереджена в ядрі, яке займає дуже малу частину його обсягу: діаметр ядра порядку 1СГ 14 м, він становить лише близько 10 4 діаметру атома. Наочно це співвідношення розмірів можна уявити собі, якщо збільшити атом о 10 11 раз: тоді ядро діаметром 1 мм розміститься всередині атома діаметром 10 метрів!

Пізніше було показано, що атомні ядра складаються з позитивно заряджених частинок — протонів і незаряджених частинок — нейтронів. Протон має заряд, рівний заряду електрона, але зі знаком плюс, його маса практично дорівнює масі нейтрона. Відзначимо, що в хімії прийнято виражати заряди іонів в одиницях заряду електрона з відповідним знаком, наприклад Н +. Mg 2+. СГ.

Будова атома Реферат 3, Хімія

Таким чином, число протонів в ядрі визначає його заряд і порядковий номер, а сума чисел протонів і нейтронів — округлену загальну масу ядра в атомних одиницях, або масове число атома. Очевидно, що в электронейтральном атомі число протонів в атомному ядрі дорівнює числу електронів в електронній оболонці атома.

2. Атомний номер елемента. ізотопи

Порядковий номер елемента прийнято називати його атомним номером і позначати буквою Z. Атомний номер лежить в основі систематизації хімічних елементів і визначає їх положення в періодичній системі.

При певному атомному номері, тобто при певному числі протонів в ядрі можуть знаходитися різні числа нейтронів, тому можуть існувати відрізняються по масі різновиди атомів одного і того ж елемента — ізотопи.

Наприклад, природний водень являє собою суміш ізотопів з масовими числами 1 і 2, а.

В ядрі атома урану 92 протони, а в його електронній оболонці — 92 електрона

В періодичній таблиці, елементи розташовані в порядку збільшення заряду ядра, а в окремих клітинках таблиці прийнято приводити середньозважені атомні маси, тому вони часто сильно відрізняються від цілочисельних.

Будова атома Реферат 3, Хімія

Рис. 2.3. Мас-спектрометр.

Газ вводиться в вакуумированный прилад через трубку (i) і піддається іонізації потоком електронів з електронної гармати (2). Заряджені пластини (3) і (4) розганяють потік отриманих позитивних іонів, що проходить через щілину в пластині (4) і потрапляє в поле магніту (5), що відхиляє окремі іони у відповідності з відношенням заряд: маса. За другий щілиною (в) розташований детектор (7), який реєструє кількість часток, що пройшли через щілину. Змінюючи напруженість магнітного поля, можна послідовно реєструвати відносна кількість іонів з різною масою, отримуючи мас-спектр.

У мас-спектрометрі молекули газу перетворюються в іони. Показана частина мас-спектра, відповідна втім, нам ТЮ + і ТЮ2. Окремі смуги відповідають п’яти ізотопів титану з масою 46, 47, 48, 49, 50 значень мас атомів і розділення ізотопів стало можливим в результаті створення мас-спектрометрії — методу, заснованого на впливі магнітного поля на спрямовані пучки заряджених частинок.

3. Ядерна модель атома

Перша модель атома була запропонована на початку XX століття Е. Резерфордом, новозеландцем, який працював в Англії. Вона припускала, що електрони рухаються з великою швидкістю по кругових орбітах навколо ядра, подібно до планет по відношенню до Сонця. За уявленнями класичної електромагнітної теорії в такому атомі електрон повинен наближатися по спіралі до ядра, безперервно випромінюючи енергію. Через короткий час електрон неминуче повинен впасти на ядро. Це очевидне невідповідність фактам було не єдиним недоліком моделі Резерфорда: плавне зміна енергії електронів в атомі не узгоджувалося з появою спостереженнями над спектрами атомів. Одним з досягнень другої половини XIX століття була розробка атомного спектрального аналізу — точного і чутливого методу, що зіграв найважливішу роль у відкритті нових елементів і послужив експериментальною основою вивчення будови атомів. Метод засновано на випущенні світла вільними атомами, що виходять при сильному нагрівання речовини; при цьому атоми переходять з основного стану з мінімальною енергією в порушені стану з більш високими енергіями.

Будова атома Реферат 3, Хімія

Повертаючись в основний стан, атоми випромінюють світло. Виявилося, що атомні спектри випромінювання складаються з окремих ліній, що відповідають тільки визначеними довжинами хвиль.

Щоб пояснити лінійчатий характер атомних спектрів та стійкість атомів, знаменитий датський фізик Нільс Бор запропонував два постулату, що виходять за рамки класичної фізики:

З нескінченного числа орбіт, можливих з точки зору класичної механіки, припустимі лише певні орбіти, за якими електрон рухається не випромінюючи.

Частота поглинається або випускається випромінювання атомом при перехід з одного фіксованого стану в інший визначається різницею енергій цих станів.

При цьому Бор спирався на ідею Макса Планка про квантуванні енергії. Планк встановив, що, хоча світло, що випускається розжареним тілом, здається суцільним, світлова енергія поглинається або випромінюється окремими порціями — квантами Е = hv, пропорційними частоті світлового електромагнітного коливання. Коефіцієнт пропорційності h = 6,6252 • 10 34 Дж • с був названий постійної Планка. Таким чином в науку було введено поняття кванта світла, або деякого світлового пакету — фотона, відбиває не тільки хвильову, але і корпускулярну природу світла.

Модель Бора дозволила розрахувати точні значення енергії атома водню і будь-яких одноелектронних іонів, але виявилася непридатною для пояснення спостережуваних енергетичних характеристик атомів з двома і більше електронами; головний ж її недолік полягав у тому, що вона не давала логічного обґрунтування природи квантування і стійкості не змінюються в часі станів атома. Однак, незважаючи на ці недоліки, самі ідеї Бора про квантуванні і стаціонарних станах лягли в основу сучасного опису будови атома з позицій квантової механіки.

4. Хвильові властивості електрона

Будова атома Реферат 3, Хімія

Незабаром після 1920 р. був зроблений наступний важливий крок у пізнання мікросвіту: було встановлено, що не тільки світлові кванти, але і будь-які мікрочастинки, в тому числі електрони, що володіють подвійною природою — частинки як такої і хвилі.

Наприклад, електрон при швидкості 3 • 10 м/с відповідає довжина хвилі

Будова атома Реферат 3, Хімія

зокрема, вдалося виявити дифракцію електронів на періодичної решітці кристалів і на молекулах газів. Частинці з масою спокою т, що рухається зі швидкістю v, відповідає довжина хвилі X, яка може бути знайдена з рівняння де Бройля: порівнянна з розмірами атома. У той же час можна говорити і про імпульсі і навіть про масу рухомого фотона, хоча, звичайно, його маса спокою дорівнює нулю. Це обставина істотним чином впливає на характер інформації, яку дає спектроскопія. При зіткненні фотона з електроном змінюються імпульс фотона і частота світла, тим самим даючи експериментатору інформацію про імпульсу електрона. Однак, оскільки імпульси фотона і електрона порівнянні, при цьому змінюється і імпульс електрона, який треба визначити. Ситуація в якійсь мірі подібна спробі виміряти швидкість бігуна з допомогою спостерігача, який стрибає йому на плечі з розбігу. Математично ці міркування описуються принципом невизначеності Гейзенберга, відповідно до якого можливість одночасного визначення положення мікрочастинки в просторі і її імпульсу обмежена постійної Планка. Це, в зокрема, означає, що якщо ми хочемо визначити з великою точністю енергію електрона в атомі, то ми не зможемо настільки ж точно визначити його положення по відношенню до ядра.

5. Квантово-механічна модель атома

Уявлення про стаціонарних станах атома і двоїстої природу електрона, а також вимоги принципу невизначеності були використані австрійським фізиком Ервіном Шредінгер, який в 1926 р. запропонував модель, що описує електрон в атомі як свого роду стоячу хвилю, причому замість точного положення електрона в просторі розглядалася ймовірність його перебування в певному місці.

Для того щоб уявити собі електрон у вигляді тривимірної стоячої хвилі, зупинимося спочатку на більш простий одновимірної моделі стоячій хвилі, в якості якої можна взяти струну, закріплену на кінцях. Струна здатна видавати звуки лише певних частот, так як на її довжині може вкластися лише ціле число півхвиль — це і є квантування енергії коливань струни. Для опису характеру стоячих хвиль одновимірної системи достатньо одного числа п, яке однозначно визначає довжину хвилі і число вузлових точок, в яких струна нерухома, як і на закріплених кінцях.

Моделлю двовимірної системи, що відчуває стаціонарні коливання, може служити кругла мембрана, закріплена по периметру, наприклад, в телефонній трубці. Тут також можливі лише певні, квантовані коливання, для опису яких необхідні вже два числа.

Тепер очевидно, що для опису просторового руху електрона в атомі як тривимірної стоячої хвилі необхідні і достатні три числа, які отримали назву квантових чисел. Квантово-механічний опис атома не вимагає ніяких додаткових постулатів, квантування енергії електрона природним чином виникає з природи самого атома або так званих граничних умов, які зводяться до того, що електрон не залишає атом і здатний рухатися з кінцевою швидкістю.

Будова атома Реферат 3, Хімія

В хвильовій механіці електрон, як і будь-мікрочастинка, описується за допомогою хвильової функції. Його рух визначається рівнянням, запропонованим Шредінгер, — знаменитим рівнянням Шредінгера. Рішенням цього рівняння є хвильова функція |/, яка відповідає дозволеній енергії електрона і описує залежність амплітуди стаціонарної хвилі, відповідає електрону, від трьох просторових координат. Квадрат хвильової функції визначає ймовірність перебування електрона в деякій просторовій області. Тут ми зустрічаємося з випадком точного знання енергії електрона та імовірнісного опису його положення в просторі. У багатьох випадках зручно розглядати електрон як розмите у просторі хмара негативного заряду. Щільність такого електронного хмари в будь точці пропорційна V) / 2. Модель електронного хмари наочно описує розподілу електронної густини в просторі, хоча вона фізично недосконала, так як однойменно заряджені частини хмари повинні відштовхуватися один від одного, викликаючи його розсіювання. Насправді ж електрон не відштовхується «сам від себе». Ця обставина дещо обмежує аналогію між електроном і хмарою, але не заважає нам говорити про електронних хмарах у всіх випадках, коли ми не цікавимося деталями, пов’язаними з їх потенційною енергією. Поданням про електронні хмарах ми будемо широко користуватися в цій книзі.

6. Одноелектронний атом. квантові числа

У випадку атома водню і одноелектронних іонів рівняння Шредінгера може бути вирішено точно.

Будова атома Реферат 3, Хімія

Таким чином може бути отриманий набір хвильових функцій електрона або атомних орбіталей. Словом «орбіталь», на відміну від «орбіти», підкреслюється хвильова природа електрона. Кожна АТ залежить від трьох просторових координат електрона і характеризується певними значеннями трьох квантових чисел п, I, т. д. для опису одноелектронного атома, в якому електрон бере участь в єдиному взаємодії — з ядром, що має сферично-симетричним електростатичним полем, зручно використовувати не декартову систему координат з змінними х, у, р, а сферичну з змінними.

Для наших цілей немає необхідності займатися математичної стороною рішення складного диференціального рівняння Шредінгера, однак для подальших хімічних висновків важливо, що в сферичних координатах можливо розділення змінних, і саме його рішення j/n набуває більш зручний для подальшого аналізу вигляд:

Будова атома Реферат 3, Хімія

Тут Rnt — радіальна складова хвильової функції, що залежить від єдиної змінної р — відстані електрон — ядро і характеризується тільки двома квантовими числами п і I, а Ylm — кутова складова хвильової функції, що описує залежність розподілу електронної густини від кутів 9 і ф, тобто форму та орієнтацію АТ, і характеризується квантовими числами I і т. Розглянемо послідовно фізичний зміст квантових чисел п, I, ти характер різних АТ.

Квантове число п називається головним квантовим числом. Величина п визначає номер електронного шару: чим менше п, тим міцніше електрон пов’язаний з ядром і тим ближче, в середньому, він знаходиться до ядра. Головне квантове число може приймати цілочисельні позитивні значення 1, 2, 3 і т. д. Набір АТ з однаковим п становить шар. Основним станом атома водню відповідає п = 1, при цьому Е1 = — 1312 кДж. Таку кількість енергії виділиться при утворення одного моля атомів водню з протонів і електронів, що знаходяться на нескінченному віддаленні один від одного. У одноэлектронном атомі або в одноэлектронном іоні з зарядом ядра Z головне квантове число однозначно визначає енергію електрона Еп :

Еп = — Rtf/a 2

Тут R — постійний множник, рівний 1312 кДж, якщо енергія, віднесена до 1 молю атомів і заряд Z вимірюється в одиницях заряду електрона.

Друге квантове число I називається орбітальним, воно визначає можливі квантовані величини орбітального моменту кількості руху електрона. Число I може приймати цілочисельні значення від 0 до п- 1.

Будова атома Реферат 3, Хімія

Будова атома Реферат 3, Хімія

За традицією, що склалася в процесі вивчення атомних спектрів, значення I зазвичай позначають буквами: s, р, d, f і далі за англійським алфавітом замість 0, 1, 2, 3 і т. д. Для нас найголовніше те, що при описі електрона в вигляді хмари число I визначає його форму. Так, s-електрони мають кулясті, сферично симетричні хмари, лише в цьому випадку хвильова функція |/ не залежить від кутів Е і ф; р-електрони

Повернемося до рівняння, в якому при RM стоять індекси nl. Як уже зазначалося, це означає, що перше і друге квантові числа разом повністю визначають характер радіальної частини хвильової функції. Розглянемо, як змінюється щільність електронного хмари з відстанню від ядра. На рис.2.10 по осі ординат відкладена ймовірність знаходження електрона в просторі, укладеному між сферами з радіусами г і р + dr. З малюнка видно, що всі ці криві, які називаються кривими радіального розподілу електронної щільності, проходять через один або декілька максимумів. Якщо максимумів кілька, то вони розділені вузловими точками, в яких щільність дорівнює нулю. Останній від ядра максимум — найбільший, головний. Число максимумів одно п — I, число вузлових точок одно — 1. Таким чином, з урахуванням кутового і радіального розподілу хмара, відповідне ls-електрону, можна уявити собі як дифузний шар змінної щільності, що має один максимум і поступово сходить нанівець при віддаленні від центру. Хмара 2″-електрона подібно сфері з двома згущеннями щільності і т. д.

Будова атома Реферат 3, Хімія

Видно, що середня відстань електрона від ядра істотно різна для різних атомних орбіталей: воно зростає із збільшенням п, а при рівних п — з зменшенням I. Чим менше I при однакових п, тим далі від ядра і тим нижче головний максимум і тим велика частина електронної щільності знаходиться ближче до ядра за рахунок внутрішніх максимумів.

Третє квантове число т — магнітне — визначає напрямок орбітального моменту електрона, а з точки зору моделі електронного хмари — орієнтацію його в просторі. Магнітне квантове число може приймати цілочисельні значення від — I до +1, що відповідає дозволеним квантової механікою значення проекції орбітального моменту на заданий напрям в просторі. Слід зазначити, що певний напрям може бути задано зовнішнім полем — електричним або магнітним. У відсутність зовнішнього поля всі дозволені орієнтації електронного хмари рівноймовірні.

Оскільки хмара s-електронів сферично симетричне, питання про його орієнтацію просто не має сенсу. В у разі р-електронів можливі три значення магнітного квантового числа — 1,0; +1 і, відповідно, дозволені три взаємно перпендикулярні орієнтації гантелеобразного хмари. У d-електронів можливі п’ять значень т, у /електронів — сім.

Отже, три квантових чисел — головне, орбітальне і магнітне — дозволяють визначити атомну орбиталъ і достатньо детально охарактеризувати одноелектронний атом: ми точно знаємо енергію електрона і можемо якісно описати електронне хмара — його форму, орієнтацію в присутності зовнішнього поля, число згущень електронної щільності і число внутрішніх вузлових поверхонь, де щільність сходить до нуля.

Проте трьома квантовими числами не вичерпуються дані, необхідні для повного опису стану електрона в атомі. Детальне дослідження атомних спектрів показало, що електрон володіє власним моментом кількості руху, який отримав назву спінового моменту або спина. При імовірнісному описі електрона як стоячої хвилі або як електронного хмари спін не має класичних аналогій — це просто властивість мікрочастинок.

Спін електрона характеризується спіновою квантовим числом ms. яке може мати два значення: +1/2 і- 1/2, тобто спін може мати два протилежні напрямки.

Таким чином, для повної характеристики стану електрона в атомі необхідні чотири квантових числа. Перші три з них визначають розподіл його щільності в просторі, а четверте — його спін. Знання сенсу і можливих значень квантових чисел має виключне значення для хіміка, тому нижче ми наводимо коротку зведення найважливіших відомостей такого роду.

Будова атома Реферат 3, Хімія

Рішення рівняння Шредінгера для атома водню дозволяє, в принципі, розрахувати його основні характеристики з будь-якою точністю, навіть точніше, ніж їх дає експеримент. Найбільш важливими експериментальними характеристиками будь-яких атомів є енергії відриву і присоедниения електронів. Енергію відриву електрона від атома, молекули або іони не зовсім правильно прийнято називати потенціалом іонізації. Потенціал іонізації зазвичай позначають буквою / і вимірюють в електрон-вольтах. Експериментально обмірюваний потенціал іонізації водню дорівнює 13,6 ев* або як раз 1312 кДж.

Іншою важливою енергетичною характеристикою атома є спорідненість до електрону — енергія, яка виділяється при приєднанні до нього додаткового електрона. Спорідненість зазвичай позначають літерою А з зазначенням частинки, наприклад для водню.н = 73 кДж/моль. Знак «плюс» тут говорить про те, що атом водню набуває другий електрон з виділенням енергії, утворюючи іон Н.

7. Многоэлектронные атоми

При переході від одноелектронного атома до многоэлектронному в доповнення до взаємодії електрон — ядро з’являється новий тип взаємодій — електронів один з одним. Взаємодія будь-якого електрона з рештою залежить від стану кожного електрона і не може бути точно враховано, якщо невідомі хвильові функції всіх інших електронів, які, у свою чергу, не можуть бути розраховані, якщо невідомо взаємодія даного електрона з іншими. Виходить замкнуте коло, яке принципово не дає можливості точно вирішити рівняння Шредінгера для многоэлектронного атома. Ця трудність, к щастя, може бути переборена за допомогою наближеного рішення, суть якого полягає в наступному. Кожен електрон розглядається окремо таким чином, як ніби він знаходиться в одноэлектронном атомі, заряд ядра якого частково екранований усередненим сферично-симетричним полем решти електронів. Окремий електрон при цьому відчуває тільки кулонівська тяжіння центру, що складається з ядра і решти електронів, тобто дія деякого центрально-симетричного позитивного ефективного заряду, меншого, ніж заряд ядра. При такому підході для многоэлектронных атомів зберігають сенс поняття атомної орбіталі і чотирьох квантових чисел, тільки справжній заряд ядра замінюється ефективним.

Розглянемо для прикладу з цієї точки зору атом гелію в основному стані. Якщо б у ньому зовсім не було межэлектронного взаємодії, то обидва електрона перебували б на орбіталі з п = 1 в полі заряду Z = +2 і за формулою мали б енергію Е= = — 13,6 • 4 = — 54,4 ев, рівну експериментально визначеного потенціалу іонізації одноелектронного іона Не +. Інший крайній варіант — ідеальне екранування заряду ядра одним електроном по відношенню до іншого, який тоді відчував дія заряду ядра, зменшеного рівно на одиницю, тобто ядра з Z = +1. Тоді ми отримуємо точно таку ж ситуацію, як в атомі водню, і потенціал іонізації повинен бути дорівнює 13,6 ев.

Для реального атома гелію істина лежить десь між цими крайнощами, дійсно, його потенціал іонізації становить 24,6 ев. По формулі можна підрахувати заряд Z*, який повинен відчувати на собі електрон з цією енергією в одноэлектронном атомі: Z* = ^24,6/13,6 = 1,34. Це і є той самий ефективний заряд, який діє на кожен електрон в атомі гелію.

У загальному випадку ефективний заряд ядра Z* — це позитивний заряд, який «відчуває» електрон в многоэлектронном атомі на заданій АТ. Користуючись ефективними зарядами ядер, ми можемо оцінювати енергію атомних орбіталей у многоэлектронном атомі.

8. Електронна конфігурація атома

Розподіл електронів по АТ називають електронної конфігурацією атома. Порядок заповнення АТ електронами визначається двома найважливішими принципами.

Відповідно до принципу мінімуму енергії найбільш стійкому стану атома відповідає розміщення електронів на орбіталях з найменшою енергією, тобто забезпечується мінімум потенційної енергії системи, що складається з електронів з ядром.

Згідно з принципом Паулі будь-які два електрона в атомі під уникнення нескінченно великого взаємного відштовхування повинні відрізнятися один від одної хоча б одним квантовим числом. Так, якщо два електрони знаходяться на однією АТ, то вони повинні мати протилежні спини.

згідно із зазначеними принципами атом гелію в основному стан має електронну конфігурацію Is 2 , при якій обидва електрони знаходяться на ls-орбіталі і мають протилежні спини. Сумарний спін атома дорівнює нулю. Схематично цю ситуацію можна зобразити у вигляді комірки з двома стрілками:

Будова атома Реферат 3, Хімія

Будова атома Реферат 3, Хімія

Атом літію, наступний за гелієм в періодичній системі, містить три електрона. За принципом мінімуму енергії два з них розташуються, як і в атомі гелію, на ls-орбіталі. Третій електрон в відповідності з принципом Паулі повинен розташовуватися на АТ з п = 2. Однак таких дві можливостей — 2s — і 2р-орбіталі, і електрон буде мати меншу енергію на тій з них, де він буде відчувати дію більш високого ефективного заряду. Розглянемо з цієї точки зору криві розподілу електронної густини на атомі літію в залежності від відстані від ядра. З цих кривих добре видно, що замкнутий шар Is розташований набагато ближче до ядра, ніж основна щільність 2s — або 2р-електрона. Однак внутрішній максимум 2в-електрона практично повністю проникає в ls-електронну щільність в близькою до ядра області, і певна частина його щільності «відчуває» на собі майже повний заряд ядра Z=+3. Єдиний максимум 2р-електрона далекий від ядра, а в області зосередження ls-електронів знаходиться лише незначна його частина. Отже, в атомі літію електрон на 2в-орбіталі відчуває на собі дію декілька більш високого ефективного заряду, він дещо гірше екранований від ядра ls-електронами, ніж електрон на 2р-орбіталі, і міцніше пов’язаний з ядром. Відповідно, в основному стані атом літію буде мати електронну конфігурацію ls 2 2s 1. а конфігурація ls 2 2p 1 відповідає порушеній станом.

Розглядаючи одноелектронний атом, ми прийшли до висновку, що при однакових п за рахунок внутрішніх максимумів ближче до ядра знаходиться велика частина щільності того електрона, який розташований на орбіталі з меншим значенням I. Це в основному і визначає той найважливіший для всієї хімії факт, що в одному шарі s-електрони зазнають на собі найбільший ефективний заряд, р-електрони — менший, d-електрони — ще менше і т. д.

Іншими словами, res-електрони найбільш міцно зв’язані з ядром і знаходяться на найнижчому енергетичному рівні, далі йдуть яр-електрони, а потім — red-електрони. Таким чином, енергія електронів в многоэлектронных атомах залежить не тільки від п, але і від I; при рівних п вона зростає в порядку збільшення I. Порядок заповнення АТ для будь-якого атома описується емпіричними правилами Клечковского:

Будова атома Реферат 3, Хімія

АТ заповнюються в порядку збільшення суми п + I. При однакових значеннях суми п + I АТ заповнюються в порядку збільшення п.

Зазначимо, що одному і тому ж Поєднанню значень п і I можуть відповідати декілька атомних орбіталей, що розрізняються значеннями магнітного квантового числа т. Наприклад, 2р-електрон може перебувати в будь-якій з трьох клітинок т, рівним — 1, 0 або +1:

Будова атома Реферат 3, Хімія

У всіх цих трьох випадках електрон буде мати одну і ту ж енергію, але різні хвильові функції. У таких випадках кажуть, що стан електрона вырождено.

В даному випадку воно тричі вырождено, тобто три стани мають однакову енергію. Якщо в атомі з’являється другий р-електрон, го межэлектронное відштовхування буде мінімальним, коли обидва електрони знаходяться в різних осередках і мають однакові спини.

Будова атома Реферат 3, Хімія

У загальному випадку при визначенні електронної конфігурації основного стану атома зручно користуватися правилом Хунда: мінімальної енергії відповідає максимальний сумарний спін.

Наприклад, основного стану атома азоту відповідає електронна конфігурація:

Будова атома Реферат 3, Хімія

Зазначені принципи дозволяють легко визначити електронну конфігурацію будь-якого атома; для основних станів електронні конфігурації атомів наведено в табл.2.1

Енергія електронів, що знаходяться на різних осях атома, яку для стислості прийнято називати енергією атомних орбіталей, показана на рис. залежно від атомного номера. При Z = 1 число енергетичних рівнів відповідає числу значень п. При Z > 1 рівні розщеплюються на підрівні з різними значеннями I, причому енергія підрівнів збільшується в порядку зростання I. Хоча хід окремих кривих досить складний, але в цілому він розумно пояснюється в термінах ефективних зарядів таким же чином, як і відмінність 2s — і 2р — підрівнів.

Електронні конфігурації атомів в основному стані

Будова атома Реферат 3, Хімія

Повертаючись до літію, зазначимо, що цей елемент в якійсь ступеня аналогічний водню з-за того, що його атом містить один 2в-електрон, і літій легко утворює іон Li +. Однак перший потенціал іонізації літію /i = 5,39 ев істотно менше, ніж у водню, тут вже позначається зростання головного квантового числа). Тому літій легко реагує з більшістю неметалів, добре розчиняється в кислотах, втрачаючи електрон і переходячи в іон Li*, тобто проявляє властивості типового активного металу.

Другий потенціал іонізації літію I2 = 75,7 ев дуже великий, так як його ls-електрони розташовані набагато ближче до ядра, ніж 2в-електрон. На цьому прикладі добре видно, що електрони внутрішніх замкнутих шарів не поширюються на периферію атома і настільки міцно зв’язані з ядром, що, як правило, безпосередньо не зачіпаються в хімічних процесах. У хімії виявляється дуже корисним поділ електронів на зовнішні, або валентні, та внутрішні, або основні. «Хімічна» роль останніх зводиться до участі у формуванні ефективного заряду, чинного на валентні електрони.

Будова атома Реферат 3, Хімія

9 Электроотрицательность

Ідея ефективного заряду лежить в основі оцінки ряду корисних характеристик атомів, якими ми будемо широко користуватися в цій книзі. Серед них особливо важлива электроотрицательность, яка являє собою узагальнену характеристику елемента, пов’язану не з електронами на окремих орбіталях, а із зовнішніми електронами взагалі. Під электроотрицательностью розуміють усереднену характеристику здатності атома, що знаходиться в з’єднанні, притягувати електрон. При цьому нехтують різницею в станах атомів у різних сполуках. На відміну від потенціалу іонізації і спорідненості до електрону, электроотрицательность — не строго певна фізична величина, а корисна умовна характеристика.

В табл.2.2 наведені значення електронегативності елементів за шкалою Олреда — Рохова, що ґрунтується на обчисленні сили кулонівського тяжіння, що діє на зовнішній електрон. Зазначимо, що весь діапазон значень ЕВ елементів укладений між 0,9 для найменш электроотрицательных металів 1-ї і 2-ї груп та 4,1 для найбільш електронегативного фтору.

Короткий опис статті: будова атома хімія Реферат на тему Будова атома Реферат 3 з категорії Хімія на сайті Багато Рефератів

Джерело: Будова атома Реферат 3 — Хімія

Також ви можете прочитати