Головна

Лекція 1. Квантово-механічна модель будови атома

  1.  HTM моделює світ шляхом побудови уявлень причин, включаючи встановлене моторне поведінку
  2.  IV. Модель (ГБ).
  3. " Економічного людини "модель.
  4.  Thrashing. Властивість локальності. Модель робочого безлічі.
  5.  А) Модельне дію
  6.  А-модель
  7.  Автоматизація Побудови Ліній Опору і Підтримки.

Ключові слова: Атом, корпускулярно-хвильові властивості атомів, принцип невизначеності, квантові числа, орбіталь, рівні і підрівні орбіталей.

атом - Хімічно неподільна одиниця речовини і являє собою складну електронейтральної микросистему знаходяться в русі елементарних частинок. Характеристики основних елементарних частинок атома:

 Частинка  протон  нейтрон  електрон
 Маса, а. Е. М.  1,00728  1,00866  5,4858 10-4
 Заряд, отн. од.  + 1  - 1

У 1911 р Е. Резерфорд запропонував модель атома, згідно з якою атом складається з позитивно зарядженого ядра, в якому знаходиться майже вся маса атома, і розташовуються навколо ядра електронів. Ядро складається з протонів і нейтронів. Число електронів дорівнює числу протонів, і тому атом електронейтрален. Хімічний елемент - Певний вид атомів з однаковим зарядом ядра. Атоми - найменші частинки хімічних елементів, які є носіями їх хімічних властивостей. заряд ядра(Сума протонів) чисельно дорівнює порядковому номеру елемента в періодичній системі. В основі квантово-механічної теорії будови атомів лежить уявлення про подвійність природи електронів та інших мікрочастинок, тобто їх корпускулярно-хвильові властивості. З рухомим електроном асоціюється хвиля, довжина якої визначається рівнянням Де-Бройля:  де ? - Довжина хвилі, (м); m - Маса електрона; V-швидкість руху частинки (?108 м / с), h - Постійна Планка. Другим фундаментальним принципом квантової механіки є принцип невизначеності Гейзенберга: Неможливо описати з високим ступенем точності місцезнаходження електрона (координати), і його енергію (імпульс) в один і той же момент часу. У квантовій механіці електрон представляють як «хмара негативного заряду», що має певні розміри і форму. рівняння Шредінгера (1926 р) описує хвильові і корпускулярні властивості електрона в атомі водню. Рішеннями рівняння Шредінгера є енергії електрона і хвильова функція ? (пси). Рішення його можливі тільки при певних дискретних значеннях енергії електрона: Е1, Е2... Еn. Хвильова функція ? залежить від координат (x, y, z), і енергії E електрона і не має певного фізичного тлумачення. Квадрат хвильової функції ?2 визначає щільність ймовірності знаходження електрона в точці з координатами (x, y, z). ?2· ?V -ймовірність знаходження електрона в даному обсязі атома ?V. Чим більше ?2· ?V, тим щільніше електронну хмару в даному обсязі атома. Кожній хвильової функції відповідає набір з трьох цілочисельних параметрів - квантових чисел - n, l, ml. Область простору, в якій ймовірність знаходження електрона становить не менше 90%, називають атомної орбиталью. Атомні орбіталі відрізняються по енергії, розмірами, формою, орієнтації в просторі і можуть бути охарактеризовані трьома квантовими числами (n, l, ml).

Головне квантове число - N - приймає тільки цілі позитивні значення n = 1, 2, 3 ... ?. Зі збільшенням n енергія і розмір електронного хмари (атомної орбіталі) зростає. Сукупність атомних орбіталей з однаковим значенням n називають рівнем, або електронним шаром. Максимально можливі числа орбіталей і електронів на рівні відповідно рівні n2 і 2n2.

Орбітальний квантове число l визначає значення орбітального моменту кількості руху електрона і приймає значення від 0 до (n-1), наприклад, при n = 3: l = 0, 1, 2. Характеризує форму атомних орбіталей (електронних хмар), для яких в залежності від l прийняті відповідні позначення: l 0, 1, 2, 3, 4, 5 ...

позначення s, p, d, f, g, h ...

s - Орбиталь (s - електронну хмару) має кулясту форму. при l= 1 зона ймовірного розподілу електронів являє собою гантелеобразная хмара з центром в ядрі (р-орбіталь). У d - орбіталі (l = 2) і f - орбіталі (l= 3) форма електронних хмар ще більш складна. Сукупність атомних орбіталей з однаковим значенням n і l називають подуровнем або електронною подоболочкі. Число можливих орбіталей і електронів в межах підрівня відповідно рівні (2l+1) І 2 (2l+1).

Магнітне квантове число ml може приймати позитивні і негативні цілочисельні значення від мінус l до плюс l через нуль. Залежно від значень ml визначаються можливі орієнтації орбіталей однієї форми і їх число, яке дорівнює кількості значень ml. Так, для s - орбіталей (l = 0, ml = 0), можлива одна орієнтація, оскільки куля симетричний щодо трьох осей ординат. Для р - орбіталей (l= 1, ml = -1, 0, +1), що відповідає трьом орієнтаціям р - орбіталей щодо трьох осей. Для d - орбіталей (l= 2, ml = -2, -1, 0, +1, +2) число можливих орієнтацій - п'ять, для f - орбіталей - сім.

Спіновий (ms) Квантове число характеризує складний рух електрона навколо власної осі і приймає значення 1/2 або -1/2.

Контрольні питання:

1. Як ви розумієте корпускулярно-хвильові властивості атомів?

2. Що таке орбіталь? Фізичний сенс ?2? Типи орбіталей?

3. Квантові числа, що вони описують?

4. Що таке енергетичний (електронний) рівень, підрівень?

Список рекомендованої літератури:

1. Глінка Н. Л. Загальна хімія: навч. посібник для вузів / Н. Л. Глинка. - М .: КНОРУС, 2009. - С. 60 - 88.

2. Коровін Н. В. Загальна хімія: підручник для технічних направл. і спец. вузів - 7-е изд., испр. - М .: Вища школа, 2006. - С. 17 - 25.


Н. М. Шаймарданов




 КОРОТКИЙ КУРС ЛЕКЦІЙ |  РГР (домашні завдання або контрольні роботи), залік - 0, іспит - 1 |  Лекція 3. Основні типи хімічного зв'язку. ковалентний зв'язок |  Полярність і поляризованість ковалентного зв'язку і молекул |  Лекція 5. Міжмолекулярні взаємодії. воднева зв'язок |  Лекція 6. Хімічна термодинаміка |  Лекція 7. Хімічна кінетика |  Лекція 8. Хімічна рівновага |  Лекція 9. Розчини. Способи вираження концентрації розчинів. властивості розчинів |  Типи гетерогенних дисперсійних систем |

© um.co.ua - учбові матеріали та реферати