Строение атома и химическая связь Лекция 2 Основы квантовой механики История развития атомной теории 1. Первая модель атома была предложена английским ученым Дж. Томсоном и напоминала сильно уменьшенную «калорийную булочку», предполагалось, что положительный заряд равномерно распределен по всему объему атома, а электроны подобны изюминкам, вкрапленным в тело булочки. Атом в целом является электронейтральным, так как положительные и отрицательные заряды уравновешивают друг друга. Основные этапы развития квантовой теории • 1801 г. Юнг демонстрирует волновые свойства света • 1888 Герц обнаруживает возникновение радиоволн при ускорении электрического заряда, что свидетельствует об электромагнитной природе света • 1895 г. было открыто явление радиоактивности (Жюль и Мария Кюри) • 1900 Планк устанавливает, что электромагнитное излучение квантовано, т.е. поглощается и излучается порциями (E = hv) • 1905 Эйнштейн предполагает, что световые волны ведут себя как частицы, энергия которых равна hv. Позднее (1926) они были названы фотонами. • 1909 опыты Резерфорда, Гейгера и Марсдена облучение α-частицами (ионы Не2+) золотой фольги. • 1911 Резерфорд предложил планетарную модель атома Открытие радиоактивности В 1895 году было открыто явление радиоактивности: некоторые вещества способны излучать невидимые «лучи», которые обладают большой проникающей способностью и могут «засвечивать» фотопластинку, завернутую в черную бумагу. Было установлено, что природа этих «лучей» у разных веществ может Жюль Кюри и его жена Мария Кюри отличаться, и их классифицировали на α, β и γ-лучи. Позже было установлено, что α-лучи - это ядра атомов гелия, β-лучи - поток электронов, а γ-лучи – очень «жесткое» рентгеновское излучение. Схема опытов Резерфорда • Опыты Резерфорда, Гейгера и Марсдена Обнаружено, что когда α-частицы (ионы Не2+) ударяются о золотую фольгу, некоторые из них отклоняются от траектории, а очень небольшая часть «отражается», т.е. движется в обратную сторону. Модель атома Резерфорда • 1909 Резерфорд на основании своих экспериментов предположил, что атом содержит положительно заряженное ядро (большая масса, сосредоточена в малом объеме) и отрицательно заряженные электроны. • 1911 Резерфорд предлагает модель строения атома, состоящего из положительно заряженного ядра, вокруг которого по круговым орбитам движутся электроны. • 1913 Нильс Бор объединил модель Резерфорда и квантовую теорию Макса Планка, он предлагает модель атома водорода, где электрон движется вокруг ядра по орбите с определенной энергией. Возможно также существование других орбит с дискретными энергиями • 1924 Луи Де Бройль предполагает, что все частицы, включая электрон, проявляют одновременно и свойства частицы, и свойства волны (корпускулярно-волновой дуализм): h mv • 1926 Открыто волновое уравнение Шредингера для волновой функции • 1927 Дэвиссон и Джермер экспериментально подтверждают теорию де Бройля • 1927 принцип неопределенности Гейзенберга, согласно которому из-за корпускулярно-волнового дуализма невозможно одновременно определить координату и импульс (момент количества движения) h любой микрочастицы, включая электрон: xp x 2 Уравнение Шредингера для волновой функции Поведение электрона в атоме описывается уравнением Шредингера: 2 2 2 2 8 ml 2 2 ( E U ) 0 2 2 x y z h • Где – 2 2 2 , 2, 2 2 x y z вторые частные производные функции ψ по 3-м координатам • ml – масса электрона; h – постоянная Планка; ψ – волновая функция, описывающая поведение электрона (физического смысла не имеет) • ψ2 – описывает вероятность нахождения электрона в данной точке пространства (если е –частица) или плотность электронного облака в данной точке (если е – волна) – дуализм. Квантовые числа, описывающие энергетические характеристики электрона 1) n – главное квантовое число, характеризует энергетический уровень: n=1,2,3,4,5,6,7…..∞ (теоретически) – натуральный ряд 2) ℓ – орбитальное квантовое число, характеризует форму орбитали: ℓ = 0, 1, 2, 3……….n-1 s, p, d, f 3) mℓ– магнитное квантовое число, характеризует магнитные свойства электронов (расположение в пространстве) и схема различных mℓ mℓ = -ℓ, ….-2,-1,0, 1, 2,…….+ℓ 4) ms – спиновое квантовое число; +1/2; -1/2 Таблица квантовых чисел n +l ms Прим. 0 +1/2, -1/2 2e 0 (s) 1(p) 0 -1,0,1 +1/2, -1/2 +1/2, -1/2 8e 3 0 (s) 1 (p) 2 (d) 0 -1,0,1 -2,-1,0,1,2 +1/2, -1/2 +1/2, -1/2 +1/2, -1/2 18 e 4 0 (s) 1 (p) 2 (d) 3 (f) 0 -1,0,1 -2,-1,0,1,2 -3,-2,-1,0,1,2,3 +1/2, -1/2 +1/2, -1/2 +1/2, -1/2 +1/2, -1/2 32 e n l 1 0 (s) 2 ml ms Примечания 0 +1/2, -1/2 2e 0 (s) 1(p) 0 -1,0,1 +1/2, -1/2 +1/2, -1/2 8e 3 0 (s) 1 (p) 2 (d) 0 -1,0,1 -2,-1,0,1,2 +1/2, -1/2 +1/2, -1/2 +1/2, -1/2 18 e 4 5 6 7 4 0 (s) 1 (p) 2 (d) 3 (f) 0 -1,0,1 -2,-1,0,1,2 -3,-2,-1,0,1,2,3 +1/2, -1/2 +1/2, -1/2 +1/2, -1/2 +1/2, -1/2 32 e 5 6 7 8 9 5 0 (s) 1 (p) 2 (d) 3 (f) 4 6 7 8 9 10 6 0 (s) 1 (p) 2 (d) 3 (f) 4 7 8 9 10 7 0 (s) 1 (p) 2 (d) 3 (f) n +l n l 1+0=1 1 0 (s) 2+0=2 2+1=3 2 3 4 5 ml Правила записи электронных формул • • • Принцип запрета Паули: в атоме не может быть 2-х электронов с одинаковым набором 4-х квантовых чисел (т.е. абсолютно идентичных), в одной квантовой ячейке могут быть только 2е с противоположными спинами Правила Клечковского: 1) первым заполняется подуровень, у которого меньше сумма n +l : (n +l)1< (n +l)2 2) если суммы n +l равны, то первым заполняется уровень, который ближе к ядру, т.е. тот, у которого n – наименьшее Порядок заполнения электронами уровней и подуровней: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p (теоретически) Правило Гунда (Нund): электроны заполняют квантовые ячейки таким образом, чтобы суммарный спин был максимальным. Электронные и электронно-графические формулы Электронные и электронно-графические формулы Электронные и электронно-графические формулы элементов 1 и 2 групп Электронные и электронно-графические формулы кислорода и серы Основные виды химической связи Ковалентная связь – образуется за счет перекрывания электронных орбиталей неспаренных электронов двух атомов а) ковалентная неполярная – образуется между одинаковыми атомами – простые вещества (неметаллы): Н2, О2, N2, Cl2, C, P и др. 1. б) ковалентная полярная – образуется между различными атомами, имеющими различную электроотрицательность, при этом связь поляризована, т.е. электронная плотность смещена к наиболее электроотрицательному атому. Примеры структурных формул с указанием поляризации 2. Ионная связь, образуется в солях, кислотах и щелочах, т.е. в электролитах, там, где идет распад на ионы (ионогенный характер связи) Пример: NaCl (гипотетическая молекула) Na1s2 2s2 2p6 3s1 – 1e Na+ 1s2 2s2 2p6 [Ne] Cl 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 + 1e Cl- 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 [Ar] Na+Cl- образуют кубическую кристаллическую решетку в узлах которой находятся ионы Na+ и ионы Cl- в соотношении 1:1. 3. Металлическая связь – в металлах. В узлах кристаллической решетки – ионы металлов, их связывают свободно перемещающиеся электроны внешнего электронного слоя, слабо связанные с ядром (так называемый электронный газ), которые и обусловливают все специфические свойства металлов: хорошую электропроводность, теплопроводность, ковкость, плавкость, характерный металлический блеск, способность быть только восстановителями (т.е. отдавать электроны в ОВР) и т.п. 4. Донорно-акцепторная связь (разновидность ковалентной полярной) NH3 + HCl NH4Cl = NH4+ + Cl- NH3 + H+ = NH4+
