Строение атома и периодическая система элементов


НазваниеСтроение атома и периодическая система элементов
страница1/8
ТипДокументы
filling-form.ru > Туризм > Документы
  1   2   3   4   5   6   7   8
Глава V

СТРОЕНИЕ АТОМА И ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА ЭЛЕМЕНТОВ

Логическая схема главы




Строение атома

Атом представляет собой очень сложную систему, состоящую из ядра и электронной оболочки. Ядро составляют нейтроны и протоны. В химии не изучают ядра атомов, но, тем не менее, ниже мы рассмотрим некоторые характеристики ядер. Ядра атомов – предмет изучения ядерной физики. Мы же будем рассматривать ядро как единое целое, а атом как частицу, состоящую из ядра и электронной оболочки.

Мысль о существовании элементарного электрического заряда возникла еще в XVIII в. В работах Б. Франклина, В. Вебера, Г. Деви и других. можно найти указание на существование "электрического атома". Очень важными для подтверждения существования электрического заряда явились законы электролиза, открытые М. Фарадеем в 1830 г. Анализ этих законов привел Г. Гельмгольца к идее элементарного электрического заряда. Гельмгольц писал: "Если мы допускаем существование химических атомов, то мы вынуждены заключить отсюда, что и электричество разделяется на определённые элементарные количества, которые играют роль атомов электричества". Термин "электрон" предложен английским физиком Дж. Стони. Он писал: "В каждом химическом атоме может быть несколько элементарных зарядов. Эти заряды, которые удобно назвать "электронами", не могут быть отделены от атомов, но они обнаруживаются, когда атомы вступают в химическое соединение".

В 1897 г. гипотеза об электронах получила экспериментальное подтверждение в работах Э. Вихерта и Дж. Дж. Томсона.

Вопрос о том, как располагаются ядро и электроны в атоме и каково строение ядра волновали умы многих ученых. Но только в начале XX в. появились различные модели, изображающие строение атома, которые каким-то образом объясняли свойства атомов. В 1904 г. Томсоном была предложена модель, согласно которой электроны располагались в атоме как изюм в булке. Взаимное отталкивание электронов обеспечивало их равномерное распределение в атоме. Таким образом достигался контакт между положительными и отрицательными зарядами. Ионизацию можно было представить как вырывание электрона из атома, в результате чего оставался твердый массивный атом с положительным зарядом. Теорию Томсона сменила планетарная модель атома Резерфорда (1911). Согласно этой теории в центре атома располагалось тяжёлое массивное ядро, вокруг которого, как планеты вокруг Солнца, вращались электроны. Но эта модель просуществовала недолго и имела ряд очень существенных недостатков: модель не объясняла, во-первых, почему электроны при движении по орбите не теряли энергию и не падали на ядро; во-вторых, не объясняла дискретного спектра излучения атомов.

Резерфорд отлично видел недостатки своей модели атома. Он предупреждал, что «вопрос об устойчивости предлагаемого атома на этой стадии не следует подвергать рассмотрению. Устойчивость окажется, очевидно, зависящей от тонких деталей структуры атома и движения составляющих его заряженных частей».

В конце XIX в. – начале XX в. в физике было сделано множество открытий. Были открыты ядра атомов, -частицы, -частицы, -излучение, рентгеновское излучение. Созданы квантовая теория света, теорияотносительности Эйнштейна и другие, которые показали сложность строения атома и привели к убеждению, что законы классической физики нельзя применять к изучению и описанию свойств микрочастиц. Сложилась парадоксальная ситуация, когда эксперимент указывал на справедливость планетарной модели атома, а по известным тогда законам физики такой атом не мог существовать. Выход из этого положения был найден молодым датским физиком Нильсом Бором.

В 1913 г. Н. Бор предложил свою модель строения атома с использованием квантовой теории света Планка и планетарной модели Резерфорда.

В основе модели атома Бора лежат два постулата:

1. Электрон вращается вокруг ядра, не излучая энергии, по строго определенным стационарным орбитам.

Движение какого-либо объекта вокруг центра в классической механике определяется моментом количества движения mvr. Согласно квантовой механике, энергия такого объекта может иметь только определенные значения и изменяться скачками. Бор считал, что момент количества электрона должен квантоваться, т. е. должен быть равен целому числу квантов действия:

mvr = n(), (1)

где n = 1,2,3...; h – постоянная Планка;

h = 6,625  10-27 эрг  с = 6,62  10-34 Дж  с.

Из (1) следует, что минимальная энергия электрона соответствует n = 1. Это состояние для атома водорода называется основным. Состояния с n = 2,3,4... называются возбужденными.

При вращении электрона вокруг ядра центробежная и центростремительная силы уравновешены и

(2).

Из (1) и (2) можно найти

r = . (3)

Для z = 1, т.е. для атома водорода

r =; (4)

V = или (5)

V = , где . (6)

Расчёты показывают, что при
n = 1 r1 = 0,53Å V1 = 2200 км/с;

n = 2 r2 = 2,12 Å V2 = 1093 км/с;

n = 3 r3 = 4,77 Å V3 = 792 км/с.
2. При переходе с одной орбиты на другую электрон поглощает или излучает квант энергии. При возбуждении атома, т.е. при переходе электрона на возбужденный уровень, происходит поглощение кванта энергии:

E1 – E2= h. (7)

Уравнение 7 называют правилом частот Бора.

Энергию электрона в n-стационарном состоянии можно рассчитать по уравнению

En – En-1 =, (8)

где ћ = h/2.

Для атома водорода при z = 1 и n = 1 Е = 13,6 эВ. Из уравнений (7) и (8) можно получить уравнение для расчета спектральных линий:

E1.2 = = h, (9)

а для атома водорода:

E = .

Отсюда

,

где – постоянная Ридберга для описания линий спектра атома водорода в видимой области (серия Бальмера). Константа Ридберга входит в формулу Бальмера для расчёта спектральных линий в видимой части спектра атома водорода:

,

где – частота излучения; с – скорость света, n и k – целые числа: n = 2, k = 3,4,5,6 ...; R – константа Ридберга (R = 109977,575 см-1).

Рассчитанная из уравнения (9), постоянная Ридберга дает хорошее совпадение с экспериментальной величиной.

Полная энергия электрона складывается из кинетической и потенциальной

E = .

Отсюда видно, что полная энергия электрона равна его кинетической энергии, взятой с обратным знаком.

Бор рассчитал спектр атома водорода, который образуется при переходе электронов между уровнями. Переходу на уровень с n = 1 соответствует серия спектральных линий, называемая серией Лаймона:

n1 = 1 K – серия Серия Лаймона (1915)

n2 = 2,3,4...  = 1500 Å

Переходу на уровень с n = 2 соответствует серия спектральных линий Бальмера:

n1 = 2 Серия Бальмера (1885)

n2 = 3,4,5... видимая часть света.

 = 4000 – 6000 Å

Переходам на уровень с n = 3 соответствует серия Пашена:

n1 = 3 Серия Пашена, ИК-область

n2 = 4,5,6...

Серии Бреккета соответствуют переходы на уровень n = 4:

n1 = 4 Серия Бреккета.

n2 = 5,6,7...

Серия спектральных линий, соответствующая переходам на уровень со значением квантового числа n = 5, была предсказана Бором и открыта в 1924 г. Пфундом:

n1 = 5 Серия Пфунда (1924).

n2 = 6,7...

Полученные расчетные данные совпали с известными экспериментальными. Таким образом, модель атома Бора объяснила спектр атома водорода.

Достоинства модели Бора

Модель Бора имела следующие достоинства:

1) доказала неприменимость законов классической физики к изучению атома;

2) доказала наличие стационарных состояний в атоме, при которых не происходит излучения;

  1. объяснила дискретность излучения атома;

  2. показала сложность строения атома;

  3. с помощью модели Бора рассчитан и объяснен спектр только атома водорода.

Но у модели Бора было несколько существенных недостатков:

  1. не вскрыла сущность процессов, происходящих в атоме;

  2. не сформулировала законы, согласно которым электрон движется в атоме;

  3. не объяснила, как переходит электрон с одной стационарной орбиты на другую;

  4. не объяснила тонкую структуру атомов;

  5. c ее помощью рассчитали спектр только атома водорода и водородоподобных атомов, т.е., атомов, содержащих только один электрон: Li2+, Be3+, B4+. При расчете спектральных линий других атомов были получены результаты, не совпадающие с экспериментальными. Линии, наблюдаемые в спектре атома лития, удалось объяснить, только предположив, что каждый из боровских энергетических уровней, кроме первого, представляет собой совокупность подуровней с различными энергиями: два подуровня для n = 2, три подуровня для n = 3, четыре подуровня для уровня с n = 4 и т.д. Различные подуровни, соответствующие одному значению квантового числа n, обозначают буквенными символами, основанными на характерном виде спектральных линий, которые соответствуют этим подуровням. Так, символ s происходит от слова sharp (резкий), символ р – от слова principal (главный), d – от слова diffuse (диффузный), f – от fundamental (фундаментальный);

  6. в своей теории Бор использовал как законы классической, так и законы квантовой физики. На это указывал Бору ещё Резерфорд. Он писал Бору: «Ваши мысли относительно возникновения спектра водорода очень остроумны и представляются хорошо продуманными, однако сочетание идей Планка со старой механикой создаёт значительные трудности для понимания такого рассмотрения... Мне кажется, Вы вынуждены предположить, что электрон заблаговременно знает, где остановиться»;

  7. теорию Бора оказалось невозможным применить для объяснения химической связи. Так, произведенный по этой теории расчет энергии разрыва связи в ионе H2+ дал отрицательную величину этой энергии, т.е. показал, что такой ион не должен существовать. Но такой ион существует и является достаточно устойчивым: энергия связи около 240 кДж/моль;

  8. в теории Бора все стационарные орбиты равноценны, отличаются друг от друга только величинами энергий и других физических величин. В действительности же по своему физическому характеру они существенно различны. В основном состоянии изолированный атом может находиться сколько угодно долго, а в возбуждённом – всего лишь порядка 10-8 сек. Эта неравномерность состояний получило объяснение только в квантовой теории атома.

Модель Бора в 1916-1924 гг. развил Зоммерфельд, который показал, что тонкую структуру атома можно объяснить, если допустить существование не только круговых, но и эллиптических орбит. Он ввел понятие второго квантового числа, связанного с орбитальным движением электронов. Это позволило объяснить различие в энергии подуровней с одинаковым главным квантовым числом n, возможностью проникновения электрона на эллиптической орбите в близкую к ядру область (рис. 5.1). Для атома водорода, имеющего ядро с зарядом +1, энергии всех подуровней с одинаковым n должны быть одинаковы. Но для атома лития, в котором ядро с зарядом +3 экранируется двумя внутренними электронами, третий внешний электрон испытывает притяжение эффективного заряда +1. Электрон же на эллиптической орбите проникает под экранирующую оболочку и поэтому на части своей траектории испытывает действие положительного заряда +3. Отсюда следует, что сильно вытянутые эллиптические орбиты будут обладать дополнительной стабильностью.


Рис.5.1. Зоммерфельдовские орбиты
Наиболее эллиптичные из всех орбиталей s-орбитали, согласно модели Зоммерфельда, соответствуют наиболее стабильным среди всех подуровням. В многоэлектронном атоме, ядро которого окружено экранирующими оболочками внутренних электронов, электроны на наиболее вытянутых эллиптических орбиталях, проникающие через эти оболочки, должны испытывать более сильное притяжение ядра. Поэтому такие орбиты оказываются более стабильными и имеют меньшую энергию. Так, -подуровень должен располагаться ниже, чем 4f-подуровень.

Модель Зоммерфельда позволила продвинуться в объяснении атомных спектров лишь до щелочных металлов. Далее она тоже зашла в тупик. Последующие открытия потребовали замены модели Бора – Зоммерфельда более совершенной.

Двойственная природа микрочастиц

В 1924 г. французский физик Луи де Бройль предположил, что не только излучение, но и материальные частицы обладают двойственной природой, т. е. свойствами волны и частицы. Размышляя над природой квантования, де Бройль предположил, что для электрона характерны свойства электромагнитных волн, и для него можно рассчитать длину волны. Кроме того, де Бройль предположил, что длина волны электрона укладывается целое число раз на орбите, т.е. сопоставил её со стоячей волной. Примером стоячей волны могут служить колебания скрипичной струны, закрепленной на обоих концах. Струна может колебаться только с определенными частотами. Когда волна колеблется как одно целое, то издает основной тон, при колебаниях с более короткими длинами волн издаются обертоны. Колебания с длиной волны, при которой амплитуда не становится равной нулю на концах закрепленной струны, не могут осуществляться (рис. 5.2).

Рис.5.2. Приемлемые (а) и неприемлемые (б) стоячие волны, приемлемые (в) и неприемлемые (г) электронные волны
Мы уже видели, что для фотона существует связь между волновыми и корпускулярными свойствами уже в выражении для его энергии:

E = , (10)

– это частота, связанная с волновым движением, а Е – энергия, которая может быть выражена через корпускулярные характеристики, такие как масса и скорость.

По уравнению Эйнштейна

Е = mc2, (11)

где с – скорость света.

Приравнивая уравнения (10) и (11), получим:
  1   2   3   4   5   6   7   8

Похожие:

Строение атома и периодическая система элементов iconСтроение атома и периодическая система элементов Д. И. Менделеева...
Максимальное число электронов в каждой из оболочек, в соответствии со следствием из принципа Паули, равно 2n2, например, сформированная...

Строение атома и периодическая система элементов iconЗакон и периодическая система Д. И. Менделеева
Цели модуля: Обобщить и систематизировать знания о строении атома, знать периодический закон и изменения свойств элементов и соединений...

Строение атома и периодическая система элементов iconЗакон и периодическая система д. И. Менделеева в свете современных...
Периодический закон и периодическая система д. И. Менделеева в свете современных представлений о строении атома

Строение атома и периодическая система элементов iconМетодические рекомендации лекционного занятия для студентов по теме:...
Методические рекомендации лекционного занятия для студентов по теме: Периодический закон и периодическая система элементов

Строение атома и периодическая система элементов iconЛ1: Строение атома и периодический закон Д. И. Менделеева. Электронная структура атома
Химия – наука, изучающая вещества, их строение, свойства и превращения. Превращения одних веществ в другие вещества называются химическими...

Строение атома и периодическая система элементов icon5. 1 Развитие представлений о сложной структуре атома
Аристотеля. Аристотель и Платон (384322 гг до н э.) полагали, что природа состоит из четырех начал (элементов): огня, земли, воздуха...

Строение атома и периодическая система элементов iconТемы для самостоятельной подготовки. Строение электронных оболочек атомов элементов
Электроны различаются своей энергией, чем дальше от ядра расположены электроны тем большим запасом энергии они обладают. Всегда в...

Строение атома и периодическая система элементов iconСтроение атома
При химических реакциях ядра атомов остаются без изменений, изменяется лишь строение электронных оболочек вследствие перераспределения...

Строение атома и периодическая система элементов iconЕ. А. Коновалова С. М. Чигинцев Строение атома
Методические указания утверждены на заседании кафедры естественнонаучных дисциплин от 17. 10. 2011 (протокол №2)

Строение атома и периодическая система элементов iconЛекция № строение атома
Энергия излучается и поглощается не непрерывно, а отдельными порциями – квантами. Энергия кванта e = hν, где h = 6,62·10-34 Дж·с...

Вы можете разместить ссылку на наш сайт:


Все бланки и формы на filling-form.ru




При копировании материала укажите ссылку © 2019
контакты
filling-form.ru

Поиск