Химия - първи курс


Категория на документа: Химия


 1. Квантово-механични представи за строежа на електронната обвивка на атома. Квантови числа.

В началото на века Е.Ръдърфорд предлага свой модел за строежа на атома, известен като ядрен (планетарен) модел. Според него разположението на положителните и отрицателните заряди в атома е подобно на това на телата в слънчевата с-ма. В центъра на атома са концентрирани цялата му маса и положителните заряди, образуващи ядрото. Около ядрото обикалят електроните на разстояния, отговарящи на тези, на които планетите обикалят около слънцето. М/у ядрото и електроните действат електростатични сили на привличане, но от друга страна електронът, при движението си около ядрото притежава центробежна сила. Според Ръдърфорд, центробежните сили са = на електростатичните сили на привличане от ядрото и затова електроните не падат в/у него. Но ако се приложат законите на класическата електродинамика, според която всяко движещо се заредено тяло непрекъснато излъчва енергия във вид на електромагнитни вълни, то електронът също трябва да излъчва енергия => движението му ще се забавя и траекторията му ще се скъсява и накрая той ще падне в ядрото => атома трябва да се разруши, но това не става. Това противоречие м/у теорията на Ръдърфорд и класическата електродинамика показва, че или теорията му не е правилна или тези закони не са в сила за микросвета.

При изучаване на природата на лъчистата енергия, учените срещат противоречиви теории. Според една от тях, привърженик на която е Нютон, е че светлината представлява поток от материални частици наречени корпускули. Според друга теория, привърженик на която е Т.Юнг, светлината има вълнов характер, защото само така може да се обяснят явления като отражение, интерференция, дифракция и др., но пък не може да обясни някои явления като фотоефекта.

М.Планк и Айнщайн обединяват двете теории и създават т.нар. Квантова теория на светлината. Според нея светлината се излъчва на определени порции наречени кванти или фотони. Енергията на 1 квант се определя от израза: Е=h.v, където h - const на Планк; v - честота на трептене.

По този начин се приема че светлината има двойнствен характер т.е. притежава едновременно св-вата и на частица и на вълна. Въз основа на тази теория Бор създава своята теория за Водородния Атом. Тя съдържа следните постулати на Бор:

1) Електроните могат да се движат само по строго определени кръгови орбити наречени стационарни, които удовлетворяват уравнението: m.v.r = n.( h / 2п ) където m- масата на ел. v- скорост на ел. r- радиус на орбитата h- конст на Планк а "n" - Главно Квантово число, n приема ст-ти Z+ (цели положителни числа); Това число определя енергията на електрона и неговото разстояние до ядрото. Колкото е по-голямо "n" толкова по-далече е електрона от ядрото и толкова по-голяма е неговата енергия. (пр. при n=1 r = 0,0053 нанометра). Скоростите на електроните по стационарните орбити се отнасят обратно на "n" : V1:V2:.. = 1/1:1/2...

2) Електроните при своето движение по стационарната си орбита НЕ излъчват и Не поглъщат енергия. Ако се подаде някаква енергия отвън е възможно електрона да премине на друга по-външна орбита и тогава той се намира във "възбудено" състояние. То трае много кратко от 10-8 до 10-10сек. След това електрона се завръща на предишната или някоя по-вътрешна орбита.

3)Отделянето и поглъщането на енергия се извършва под формата на кванти или фотони.

Въпреки големите достойнства на Теорията на Бор тя не може да обясни строежа на многоелектронните атоми или ефекта на Зееман (мултиплексност). Това означава че електроните които се намират в един и същ ел. слой притежават известни малки разлики в Енергията си от което следва че ел. слой се състои от подслоеве или енергетични нива. За да обясни мултиплекстноста Зомерфелд предполага че електроните се движат не по кръгови, а по елиптични орбити, така както планетите. Той въвежда второ квантово число (орбитално), което е свързано с малката полуос на елипсата. Бележи се с "L" и е подчинено на "n" ('l' e [0..n-1) Също така се бележи и с букви - s, p, d, f, .. (пр. n=1, L=0 = 1s;). "L" -определя енергията на електрона в дадения подслой, броя на слоевете и формата на електронния облак.

Електроните също притежават магнитен момент с който е свързано третото квантово число - магнитното. То е подчинено на второто (L) и приема ст-ти от [-L..0..+L]. Бележи се с "mL" и определя ориентацията на електр. облак по отношение на ядрото.

Електрона притежава освен магнитен и механичен момент. Нарича се спин и се дължи на движението на електрона около собствената му ос. Бележи се с "mS" и приема ст-ти {-1/2 ,+1/2 }.

Квантово-механичния модел на атома се изгражда въз основа на тази квантова теория на светлината. Луи Дьо Бройл предполага че всеки поток от материални микрочастици с маса - M и скорост - V може да образува вълна с дължина - (, като ( = h / (M.V) - у-е на Дьо Бройил.

За пръв път това е доказано при т.нар. катодни лъчи, които представляват поток от електрони и притежават св-вата едновременно на частици и на вълна. Доказано е че те могат да интеферират, дифрактират и т.н.

В атома електроните се разпространяват в затворена с-ма. Достигайки граничната повърхност, те се отразяват и връщайки се интеферират с идващите частици. По този начин се получава пространствено-стояща вълна. Тя се описва най-добре с у-ето на Шрьодингер, което е прекалено сложно за малкия ми акъл. Хамилтън прави опростена формулировка на у-ето: H.¥ = Е.¥, H - оператор на Хамилтън = ЕК + ЕП на системата; Е - числена ст-ст на енергията на сист.; ¥(пси) -вълнова функция, която описва движението на електроните около ядрото. Тя може да има полож. или отриц. ст-ст но квадрата й е >0 и той е пропорционален на вероятността за намиране на електрони в определен обем от пространството около ядрото.

Тази част от пространството, в която вероятността за намиране на електрони е най-голяма се нарича атомна орбитала. Пространствената стояща вълна на електроните обхваща ядрото на атома образува електронен облак, който има различна форма и плътност. Точната траектория на движение на електроните около ядрото НЕ може да бъде определена. Ако се определят координатите на един електрон то не може да се определи точно неговата скорост или импулс. Причина за това е двойнствения х-р на електроните. Повърхността която обхваща 96% от масата и заряда на електрона се нарича гранична повърхност, т.е. ел.облак Няма определена форма или размери.

2. Основни правила при изграждането на електронната обвивка на многоелектронните атоми. Принцип на Паули. Правило на Хунд.

Една с-ма се намира в устойчиво равновесие, когато притежава минимална енергия. Това правило се спазва и при запълване на ел. слоеве на атомните орбитали. С увеличаване на броя на положителните товари с единица всеки новоприбавен електрон заема орбиталата с най-ниска енергия, т.е. първо се запълват s, после p, после d орбиталите и т.н. При много-електронните атоми се наблюдава известна аномалия при запълването на атомните орбитали. Причината за това е че по-вътрешните ел. слоеве намаляват силата на привличане м/у ядрото и най-външния електрон. Този ефект се нарича "екраниращ" и поради него в някой случаи s-орбиталите на някои по-външни ел.слоеве имат по-ниска енергия отколкото d-орбиталите на по-вътрешния слой.

Всички електрони които имат едно и също главно квантово число се намират в един и също ел. слой. Ел. слой се състои от подслоеве или енергетични нива. Всички електрони в даден подслой имат еднакви "n" и "L". От своя страна подслоевете са съставени от атомни орбитали. Електроните намиращи се на дадена орбитала имат еднакви "n", "l", "mL". Те се различават само по спиновото квантово число, защото съгласно принципа на Паули в един атом НЕ може да има два електрона на които и четирите квантови числа да са еднакви.

Електронната структура на елементите се изразява с помощта на електронните формули - n, L (с буква), брой на електроните в подслоя - (пр. Z=11Na = 1s22s22p63s1)

Структурата на атомните орбитали се изразява с помощта на кантови клетки (абе ония квадратчета със стрелкички дето си ги драскахме по химия в 10-ти клас :))

Правило на Хунд - според него орбиталите с еднаква енергия и по-точно изродените орбитали се запълват така че сумата от "mS"-им да бъде максимална т.е.при запълването на подслоевете не може да има атомна орбитала с два атома ако на същият подслой някоя ятомна орбитала е празна.

3 + 4.Строеж на електронната обвивка на атомите на елементите в периодичната система. Класификация на химичните елементи. Периодичност в изменението на някои св-ва на елементите.

Свойствата на химичните елементи (ХЕ) и тяхните съединения се намират в периодична зависимост от заряда на атома на елемента. В таблицата на химичните елементи на Менделеев във всеки нов период започва изграждането на нов електронен слой. Максималния брой електрони за всеки ел. слой се определя от израза "2.n2" където n е главното квантово число, което всъщност показва и номерът на слоя. Например в 1-ви период са елементите H и He. От израза следва че максималния брой електрони на елементите от този период е 2.12 = 2. И наистина в този период няма елементи с повече от два електрона. Чрез проверка се вижда че и в другите периоди важи същото правило. С увеличаване на поредния номер на елементите се увеличават и броя на техните електрони. 1 - 3 период. Атомните орбитали на елементите до края на 3-тия период за запълват нормално т.е. всеки следващ електрон заема първата свободна орбиталата с най-малка енергия. Последния елемент на 3-тия период е аргона с електронна формула 1s22s22p63s23p6. Следващият елемент е K калия, и би трябвало при него да започне запълването на 3d орбиталите, но тъй като броят на електроните е вече голям, започва да се проявява екраниращото им действие и оттук 4s орбиталите се явяват с по-малка енергия от 3d. Затова започва изграждането на четвъртия квантов слой.

Четвърти период: Започва с елемента K с пореден номер 19. Съществува 3d орбитала, но нейната енергия е по-голяма от 4s орбиталата, затова при K последния електрон ще отиде на 4s орбиталата. При следващия елемент - Ca се запълни 4s орбиталата. Следващият електрон при елемент със Z=21 може да заеме само един от 3d-орбиталите, тъй като 4p-орб. са с по-голяма енергия. Затова при следващите елементи с пореден номер от 21 до 31 ще се запълни 3d орбиталата. Тъй като има пет d орбитали - те се запълват с 10 електрона, което завършва при Zn (z=10). В атомите на останалите елементи на периода, започва запълването на 4p-орбиталите и четвъртия период завършва с криптона Kr.

Пети период - той се запълва по аналогичен начин на четвъртият. Започва запълването на 5s орбиталата, следва 4d и 5p орбиталата. И тук 4f орбиталите остават още незапълнени, защото тяхната енергия е по-голяма от тази на 5p.

Шестия период - започва със запълването на 6s орбиталата при Cs (z=55) и Ba (z=56). Тъй като енергията на 5d и 4f орбиталите е почти еднаква при следващият елемент - La (z=57) един електрон се подрежда в 5d орбиталата, а при следващите 14 елемента с пореден номер от 58 до 71 електроните се подреждат в 4f орбиталите, те са обединени в отделна група на лантаноидите. След това от Hf (z=72) продължава запълването на 5d орбиталите което завършва при живака Hg (z=80). След това от Tl (z=81) до Rn (z=86) се запълват 6d орбиталите. Шестия квантов слой завършва със Rn радона.



Сподели линка с приятел:





Яндекс.Метрика
Химия - първи курс 9 out of 10 based on 2 ratings. 2 user reviews.