Конспект урока по теме "Строение атома"

Развитие представлений о сложном строении атома.

Первые указания о сложном строении атома были получены при изучении процессов прохождения электрического тока через жидкости. Опыты выдающегося английского ученого М. Фарадея в 30-х годах 19 в. навели на мысль о том, что электричество существует в виде отдельных единичных зарядов.

Величины этих единичных зарядов были определены в более поздних экспериментах по пропусканию электрического тока через газы (опыты с так называемыми катодными лучами). Было установлено, что катодные лучи это поток отрицательно заряженных частиц, которые  получили название электронов.

Прямым доказательством сложности строения атома было открытие самопроизвольного распада атомов некоторых элементов, названное радиоактивностью. В 1895 г. немецкий физик Рентген открыл рентгеновские лучи.

В 1896 г. французский физик Беккерель обнаружил, что соединения урана испускают невидимые лучи, обладающие большой проникающей способностью. Несколько позже Пьером Кюри и Марией Складовской-Кюри было доказано, что лучи Беккереля испускают не только соединения U, но и соединения некоторых других элементов: радия, радона, и другие.

По предложению Марии Складовской-Кюри такие элементы были названы радиоактивными, а само явление  радиоактивностью.

Радиоактивность    –   самопроизвольное    превращение    атомов    одних химических элементов в атомы других химических элементов, сопровождающееся испусканием особых лучей. Эти лучи в электрическом поле расщепляются, на потоки: α ("+" заряд),   β ("–" заряд)           γ – лучей (не имеющих заряда).

Если на пути радиоактивных лучей поместить пластинки, заряженные электричеством, до окажется, что γ-лучи не меняют свое направление, β–лучи отклоняются к положительно заряженной, а α-лучи  к отрицательно заряженной пластинке.

β –  лучи - это поток ē. α – лучи - это   двукратно   ионизированные       атомы гелия (ядра    атомов    гелия),       заряд +2, масса 4 γ – лучи представляют собой электромагнитное излучение, по свойствам напоминают     рентгеновские     лучи, но отличаются меньшей длинной волны и большей   проникающей   способностью (свободно  проникают через  лист     железа толщиной 30 см.)

Таким образом,  установление природы α, β и γ лучей, образующихся при радиоактивном распаде (Резерфорд 1899–1903), открытие ядер атомов (Резерфорд 1909–1911 г.), определение заряда электрона (Милликен 1909 г.) указывали на сложность строения атома и позволили ученым предложить первые модели строения атома.

Модель Томсона. (1903 г.)

Томсон предположил, что атом представляет собой положительно заряженную частицу, внутри которой равномерно распределены электроны, компенсирующие положительный заряд этой частицы и колеблющиеся относительно своих равновесных положений внутри заряда. Атом в целом электронейтрален. При химических реакциях электроны могут переходить от одних атомов к другим, образуя ионы. Эта модель получила название "пудинга Томсона", (электроны подобны изюминкам, вкрапленным в тело пудинга). Модель Томсона имела существенный недостаток. Электроны и положительно заряженная сфера должны были бы действовать друг на друга по закону Кулона, и атом должен был бы развалиться. Томсон был вынужден предположить, что электроны и положительно заряженная сфера связаны какими-то загадочными силами, которые не подчиняются закону Кулона и обеспечивают устойчивость атома.

Впоследствии Резерфорд (1911 г) предложил свою модель строения атома в результате тщательного и многолетнего изучения явления рассеивания α – частиц на тончайшей золотой фольге. Он обратил внимание на то, что если α – частицы после прохождения через тонкий слой металла попадают на фотопластинку, то на ней получается нечеткий расплывчатый след. Это могло быть следствием рассеивания α – частиц, которые в результате столкновения с атомами металла, отклонялись от своего первоначального пути. Причем α – частицы отклонялись на различные углы, а некоторые α – частицы не проникали через фольгу, отталкиваясь от нее.

Попадая на экран, частицы вызывали его свечение. Можно было увидеть и подсчитать отдельные вспышки на экране. По вспышкам можно было судить о рассеивании α – частиц. С электроном α – частица  не могла сталкиваться, т.к. электрон очень мал по массе и размерам.

Пришлось предположить, что столкновения происходят с положительно заряженными частицами. Они и были названы ядрами атомов, в которых сосредоточена практически вся масса атомов.

Модель Резерфорда была названа планетарной  (ядерной)  моделью строения атома. Суть этой модели можно свести к следующим утверждениям:

1.  В центре атома находится положительно заряженное ядро, занимающее ничтожную часть пространства внутри атома (примерно в 100 тысяч раз ядро меньше размеров самого атома).

2.  Весь положительный заряд и почти вся масса атома (99,45 %) сосредоточена в его ядре (масса электрона  равна 1/1823 а.е.м.)

3.  Вокруг ядра вращаются электроны. Их число равно положительному заряду ядра.

Эта модель оказалась наглядной и полезной для объяснения многих экспериментальных данных, но она сразу обнаружила и свои недостатки.

В частности, электрон, вращаясь вокруг ядра с ускорением (на него действует центростремительная сила), должен был бы, согласно электромагнитной теории, излучать энергию, это привело бы к тому, что электрон должен был бы двигаться вокруг ядра по спирали и, в конце концов, упасть на него. Никаких доказательств, что атомы непрерывно исчезают, не было, отсюда следовало, что модель Резерфорда в чем-то ошибочна.

Теория Бора.

  В 1913 г. датский физик Нильс Бор предложил свою теорию строения тома.

При этом Бор полностью не отрицал предыдущие представления о строении атома, как Резерфорд, он считал, что электроны вращаются вокруг ядра подобно планетам, движущимся вокруг Солнца. Однако в основу новой теории были положены два необычных предположения (постулата):

1.  Электрон может вращаться вокруг ядра не по произвольным, а только по строго определенным (стационарным) круговым орбитам.

2.  При движении по стационарным орбитам электрон не излучает и не поглощает энергию.

Таким образом, Бор предположил, что электрон в атоме не  подчиняется законам классической физики.

   Согласно Бору, излучение и поглощение энергии определяется переходом из одного состояния в другое, что соответствует переходу электрона с одной стационарной орбиты на другую. Бор, используя свою теорию, рассчитал частоты линий спектра атома водорода, которые очень хорошо согласовывались с экспериментальными значениями, но было обнаружено так же, что для других атомов эта теория не давала удовлетворительных результатов.

   В дальнейшем было установлено, что кроме электронов в состав атома входят и другие элементарные частицы: протоны, нейтроны.

Протон - частица с массой 1 и зарядом + 1   ¹₁H  или ¹₁p

Нейтрон - частица с массой 1 и зарядом 0     ¹₀n

   В 1930 г. советский физик Иваненко впервые высказал предположение о том, что ядра атомов состоят из протонов н нейтронов.

 Положительный заряд ядра равен числу протонов, а масса атома общей массе протонов и нейтронов.

   Предложенная теория строения ядра объяснила тот факт, что атомные массы многих элементов почти в точности составляют целое кратное атомной массы водорода. Ядро атома водорода состоит из 1 протона, а ядра атомов других элементов из протона и нейтрона. Например, в ядре атома Na 11 протонов и 12 нейтронов (число n = Аг-¹₁p) или номер элемента.

   Атомы,   ядра которые   имеют  одинаковое количество  протонов,   но   разное   количество  нейтронов, называются изотопами.

11Н – протий	21Д – дейтерий	3Т – тритий
11Н – 1	11Н – 1	11Н – 1
10n – 0	10n – 1	10n – 2
ē – 1	ē – 1	ē – 1
3517Cl	3717Cl	168O           178O           188O
11Н – 17	11Н – 17
10n – 18	10n – 20
ē – 17	ē – 17

  Со временем некоторые положения теории Бора были переосмыслены, видоизменены, дополнены. Наиболее существенным явилось введение понятия об электронном облаке, которое пришло на смену понятия об электроне, только как частице. На смену теории Бора пришла квантовая теория строения атома, которая учитывает волновые свойства электрона.

Современные представления о строении атома.

          Подтвержденная экспериментом в 1927 году двойственная природа электрона, обладающего свойствами не только частицы, но и волны, побудило ученых к созданию новой теории строения атома, учитывающей оба этих свойства.

Современная теория строения атома основана на квантовой механике. В основе этой теории следующие положения:

1.  Электрон имеет двойственную (корпускулярно-волновую) природу. Он может вести себя и как частица,   и  как волна.  Подобно частице,  электрон обладает

определенной массой и зарядом. В то же время, движущийся электрон проявляет волновые свойства, например, характеризуется способностью к дифракции  (движется со скоростью света вокруг ядра).

2.  Для электрона невозможно одновременно точно измерить координату и скорость. Чем точнее мы измеряем скорость,  тем больше неопределенность в координате  и наоборот. (Принцип неопределённости Гейзенберга)

3.  Электрон в атоме не  движется по  определенным траекториям,  а может находиться в любой части околоядерного пространства, однако вероятность его   нахождения   в    разных   частях   этого   пространства   неодинакова. Пространство вокруг ядра, в котором вероятность нахождения электрона достаточно велика, называют орбиталью.

4.  Ядра атомов состоят из протонов и нейтронов (общее название - нуклоны).

Число протонов в ядре равно порядковому номеру элемента, а сумма чисел протонов и нейтро­нов соответствует его массовому числу. Различные виды атомов имеют общее название нуклиды.

Нуклиды достаточно характеризовать любыми двумя числами из трех   основных параметров: А – массовое число, Z – заряд ядра, равный числу протонов, N – число нейтронов в ядре. Эти параметры связаны между собой     соотношениями: 

                                 Z = A – N                 N = A – Z                 A = Z + N

Нуклиды с одинаковым  зарядом ядра, но различными массовым числом и числом нейтронов, называются изотопами.

Сформированные положения составляют суть новой теории, описывающей движение микрочастиц - квантовой механики. Законы движения электронов в квантовой механике выражаются уравнением Шредингера, которое играет в квантовой механике ту же роль, что и законы Ньютона в классической физике.

Механику, применимую к движению обычных тел и описываемую законами Ньютона, стали называться классической механикой.

Наибольший вклад в развитие новой теории строения атома внесли француз Ле де Бройль, немец В. Гейзенберг, австриец Э. Шредингер, англичанин П. Дирак. Впоследствии, каждый из этих, ученых был удостоен Нобелевской премии.

По современным представлениям, вся совокупность сложных движений электронов в атоме описывается четырьмя квантовыми числами.

1. п –  главное  квантовое число. Характеризует величину энергии электрона. Может принимать любые положительные целочисленные значения (1,2,3,4,...+ ∞.)

     (Под главным квантовым числом, = +∞ подразумевают, что электрону  сообщена энергия, достаточна для его полного отделения от ядра – ионизация атома.)

     С увеличением n  увеличивается Е_ē. Состояние электрона, отвечающее определенному значению главного квантового числа, называется энергетическим уровнем в атоме.

     Помимо энергии электрон главное  квантовое число определяет размеры электронного облака. Чем выше значение n, тем больше электронное облако.

     Электроны, характеризующиеся одним и тем же значением n, имеют электронное облако примерно одинаковых размеров, поэтому говорят о существовании в атоме энергетических уровней. Энергетические уровни так же могут обозначаться большими буквами латинского алфавита: K,L,M,N,О,P,Q.

     Электроны, образующие данный энергетический уровень, могут обладать несколько отличной друг от друга энергией и иметь орбитали различных форм. Из квантово-механической теории следует, что с увеличением  n изменяется число и характер электронных орбиталей в пределах данного энергетического уровня. Количество орбиталей для каждого значения n = n². Максимальное число электронов на данном энергетическом уровне = 2n² (но не > 32).

2. Орбитальное (побочное) квантовое число - l. Описывает форму электронного облака, принимает значения целых чисел от 0  до  (n – 1). Оно характеризует различное энергетическое состояние электронов на данном эн. уровне (на данном энергетическом уровне электроны могут так же отличаться по своей энергии, т. е. образуют разные энергетические подуровни).      

Если l = 0, то это S – орбиталь, электронное облако имеет шаровидную (сферическую) форму.

                                  

Если l = 1, то это р – орбиталь, электронное облако имеет форму гантели или объемной восьмерки.

                                    

Если l = 2, то это  d – орбитали, имеющие форму четырехлепесткового или четырехлопастного  электронного облака.

                                 

Если  l  = 3, то это f – орбитали, имеет более сложное электронное облако.

3. Магнитное квантовое число m характеризует ориентацию орбиталей в пространстве и принимает значение целых чисел от –l до + l включая «0»

S электронные облака не обладает направленностью в пространстве.  S                  m = 0

l = 1

m = -1, 0, +1

p – орбитали три различных положения во взаимно перпендикулярных направлениях.    

     

d – орбитали имеют пять различных положений в пространстве: m = –2,–1, 0, +1, +2.

     

f – орбитали имеют семь различных положений в пространстве:

      m = –3, –2, –1, 0, +1, +2, +3.  

     

4. Спиновое квантовое число. m_s

Раньше связывали с вращением электрона вокруг своей оси (аналогично тому, как Земля, вращаясь вокруг Солнца, одновременно вращается вокруг своей оси). Теперь m_s не придают, какого либо наглядного образа и считают чисто квантовым свойством электрона, не имеющим классических аналогов.

Спин – это собственный момент импульса электрона, не связанный с движением в пространстве. Спин электрона может принимать значения – ½  и + ½.

Электроны с параллельными спинами

Электроны с антипараллельными спинами

В одной орбитали максимально могут располагаться только два электрона с антипараллельными спинами.

n	l  (от 0 до (n–1)	m от –l до +l вкл. 0	Число электронов
n = 1	l = 0 (s)	m = 0	2ē
n = 2	l = 0 (s) l = 1 (p)	m = 0 m = –1,0,+1	2ē  6ē	8ē
n = 3	l = 0 (s) l = 1 (p) l = 2 (d)	m = 0 m = –1,0,+1 m = –2, –1,0,+1,+2	2ē 6ē 10ē	18ē
n = 4	l = 0 (s) l = 1 (p) l = 2 (d) l = 3 (f)	m = 0 m = –1,0,+1 m = –2, –1,0,+1,+2 m = –3, –2, –1,0,+1,+2,+3	2ē 6ē 10ē 14ē	32ē

Принцип Паули (Запрет Паули)

 В 1925 г. швейцарский физик Паули установил:

В атоме не может быть двух одинаковых электронов с одинаковыми характеристиками.

Или другая формулировка:

В атоме не может быть двух электронов, у которых все четыре квантовых числа были бы одинаковыми.

Правило Гунда (Хунда)

Электроны в  орбиталях  сначала размещаются по  одному, а оставшиеся начинают спариваться или квантоваться.

или

При данном значение  l (в  пределах  определенного подуровня) электроны располагаются таким образом, чтобы суммарный спин был максимальным. Например, на внешнем энергетическом уровне р-подуровне у атома N три электрона

Они располагаются так: 

                                       +1/2+1/2+1/2 = 3/2

                                                   

                                       +1/2 - 1/2 + 1/2=1/2  - так быть не может.

Принцип наименьшей энергии

Правило Клечковского. Ряд наименьшего запаса энергии электронов.

В атоме каждый электрон располагается так, чтобы его энергия была минимальной,      (что отвечает наибольшей его связи с ядром.)

Так как энергия электрона определяется главным квантовым числом n и побочным квантовым числом l ,то сначала заполняются те подуровни, для которых сумма значений (n + l) является наименьшей.

В 1961 г. Клечковский сформулировал:

Электрон  занимает   в   основном   состоянии (невозбужденном)   уровень   не   с минимальным возможным значением n, а с наименьшим значением суммы (n + l)

Ряд наименьшего запаса энергии электронов:

1s²2s²2р⁶3 s²3р⁶4s²3d¹⁰4р⁶5s²4d¹⁰5p⁶6s²4f ¹⁴5d¹⁰6р⁶7s²5f ¹⁴6d¹⁰7p⁶

Например, энергия электрона на 4s -подуровне больше чем на 3 d- подуровне, т.к.

4s    n + l = 4 + 0 = 4

4<5

3d    n + l = 3 + 2 = 5

Энергия электрона  на 5s подуровне меньше  чем на 4 d (аналогично)

В том случае, если для двух подуровней суммы значении (n + l) одинаковы, сначала идет заполнение подуровня с меньшим значением n.

3d, 4p, 5s

3d:       n + l = 3 + 2 = 5

4р:       n +l = 4 + 1 = 5

5s:       n + l = 5 + 0 = 5

n- возрастает, поэтому заполните идет позже.

Принцип наименьшей энергии справедливо только для основных состояний атомов.

Под действием квантовой энергии электрон с более низкого энергетического уровня может перейти на более высокий энергетический уровень. Такое состояние называется воз6ужденным. Период возбуждения длится 10^-8 сек. По истечении этого времени электрон с более высокого энергетического уровня переходит на более низкий. При этом квант энергии излучается. В возбужденное состояние атом может перейти при наличии свободных орбиталей.

В периодической системе все  элементы делятся на s , р , d , f  элементы. 

Если последний электрон в атоме размещается в s - орбитали, то это s – элемент, если в  р – орбитали, то это р – элемент и т.д.