Борис Шевченко писал(а):Я думаю, что после комментария bocharov(а), Вам действительно не до смеха
bocharov писал(а):Так что речь следует вести не об умирании,а о рождении и развитии.
Teofrast писал(а): Я полагаю, уважаемый Трион, что модель атома Андреева в ближайшие годы академической наукой принята не будет
Наглядная и простая ядерная модель атома Резерфорда противоречила классической электродинамике. Система вращающихся вокруг ядра электронов не может быть устойчивой, т.к. электрон при вращении должен непрерывно излучать энергию, и это должно было привести к его слиянию с ядром, т.е. разрушению атома. На самом деле атомы являются устойчивыми системами. Эти противоречия частично разрешил Нильс Бор, разработавший в 1913 г. теорию водородного атома, в основу которой он положил постулаты, связав их с законами классической механики и с квантовой теорией излучения энергии М. Планка:
Постулаты Бора:
1) Электрон может вращаться вокруг ядра, не излучая энергии, только по определенным (стационарным) орбитам.
Бор рассчитал радиус круговых орбит для стационарных состояний, скорость движения электрона и его энергию. В нормальном состоянии атома электроны находятся на ближайшей к ядру орбите и энергия его минимальна (основное состояние). В возбужденном состоянии электрон обладает большей энергией по сравнению с основным состоянием
2) Переход электрона с орбиты, имеющей меньшую энергию на орбиту с большей энергией должен сопровождаться поглощением кванта энергии. Обратный переход - испусканием такого же кванта энергии.
Этими переходами Н.Бор объяснил происхождение и характер спектра водорода. Было известно, что атомы водорода, активированные нагреванием или электрическим полем, излучают свет. Спектр этого излучения состоит из волн строго определенной длины, т.е. спектр линейчатый, а не сплошной.
Но теория Н.Бора непригодна для объяснения строения сложных атомов. А наличие стационарных орбит теоретически не было обосновано, оно постулировалось. Поэтому на смену модели атома Бора пришла современная квантовомеханическая модель атомаВ 1924г. французский физик Луи де Бройль высказал предположение, что электрон обладает не только свойствами частицы, но и свойствами волны (корпускулярно-волновая двойственность электрона).
Таким образом, любой частице соответствует волна определенной длины, в том числе и потокам электронов соответствует волновой процесс, что было подтверждено экспериментально: потоки электронов, проходя через кристаллическую решетку, подвергаются дифракции, и дифракционная картина соответствует волновому процессу с длиной волны λ. Было доказано, что электрон обладает свойствами и частицы и волны. Корпускулярно-волновое представление об электроне позволяет утверждать, что электрон может находиться в любом месте атома, но вероятность его пребывания неодинакова, т.е. положение его неопределенно.
В 1927г. немецкий ученый В. Гейзенберг предложил принцип неопределенности:
для микрочастиц невозможно одновременно точно определить координату частицы (x,y,z) и ее скорость (или импульс).
Согласно этому принципу невозможно утверждать, что электрон, имеющий определенную скорость, находится в данной точке пространства.
Для описания свойств электронов используют волновую функцию (пси).
Квадрат ее модуля, вычисленный для определенного момента времени и определенной точки пространства, пропорционален вероятности обнаружить частицу в этой точке в указанное время. - называют плотность вероятности. Она дает представление об электроне как бы "размазанном" вокруг ядра в виде электронного облака. Чем больше , тем больше вероятность нахождения электрона в данной области атомного пространства, тем больше вероятность обнаружить е в данной точке в указанное время. Более наглядно это можно представить как множество наложенных друг на друга фотографий, регистрирующих положение электрона (в виде точки) в разное время. Там где точек больше, облако наиболее плотное. Максимальная плотность отвечает наибольшей вероятности пребывания электрона в данной части атомного пространства.
Так, для водорода максимальная плотность электронного облака находится на расстоянии 0,053 нм от ядра.
В квантовой механике термин "орбита" заменен представлением об электронном облаке. А термином "орбиталь" называют волновую функцию электрона . Соответственно орбиталь характеризует и энергию, и форму электронного облака в пространстве. Упрощенно, атомная орбиталь - это пространство вокруг ядра, в котором наиболее вероятно нахождение электрона.
Атомы характеризуются определенным значением заряда ядра и равным ему числом электронов, которые распределяются по энергетическим уровням. Поведение электронов в атоме можно охарактеризовать четырьмя квантовыми числами.
Главное квантовое число n - определяет энергию электрона и размеры электронных облаков. Энергия зависит от расстояния между электроном и ядром: чем ближе к ядру электрон, тем меньше его энергия. Т.е. главное квантовое число определяет расположение электрона на том или ином энергетическом уровне (квантовом слое). Установлено, что n совпадает с номером периода, принимает численные значения 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7…∞. и имеет, соответственно, буквенные обозначения К L M N O P Q.
Орбитальное квантовое число l (называемое также побочным или азимутальным) - определяет форму электронного облака и расщепление энергетического уровня на подуровни. Принимает целочисленные значения от 0 до (n - 1) и обозначается строчными буквамиl = 0 ( s ), 1( p ), 2 ( d ), 3 ( f ).
Пусть n = 1, l = 0. Таким значением l характеризуются электронные облака, имеющие сферическую симметрию. Такие электроны называются s – электронами
Пусть n = 2, l = 0, 1.Согласно квантовомеханическому расчету орбитальному квантовому числу l = 1 соответствует гантелевидная форма электронного облака (объемная восьмерка). Электроны, у которых l = 1, называются p-электронами. Электроны 2-го энергетического уровня образуют два подуровня: 2s и 2p.
Если n = 3, l = 0, 1, 2. Орбитальному квантовому числу l = 2 соответствует более сложная форма электронных облаков. Электроны, орбитальное квантовое число которых равно 2, называются d-электронами. Третий энергетический уровень содержит три подуровня: 3s, 3p, 3d.
Если n = 4, l = 0, 1, 2, 3.Орбитальному квантовому числу l = 3 соответствует еще более сложная форма электронных облаков, а электроны сl = 3, называются f - электронами. Четвертый энергетический уровень содержит четыре подуровня: 4s, 4p, 4d, 4f.
Магнитное квантовое число ml. Характеризует ориентацию облаков в пространстве. Магнитное квантовое число принимает целочисленные значения 0, 1, 2, ..., ± l.
l = 0(s), ml = 0 соответствует одной атомной орбитали на s-подуровне; l = 1(p), ml = 1, 0 – три возможных ориентации соответствуют трем атомным орбиталям на p – подуровне; l = 2(d), ml = 2, 1, 0 (5) – пять атомных орбиталей на d- подуровне; l = 3, ml = 3, 2, 1, 0 –семь атомных орбиталей на f –подуровне.
Спиновое квантовое число ms. Изучение атомных спектров показало, что каждый электрон характеризуется собственным механическим моментом движения, который называется спин. Проекция спина на физически выделенное направление z, например, магнитным полем равна: Спиновое квантовое число имеет только два значения + 1/2 и -1/2. Положительные и отрицательные значения спина связаны с его направлением. Электроны с разными спинами обычно обозначаются противоположно направленными стрелками . Принципы электронного строения атомов
Распределение электронов в атоме по уровням, подуровням и атомным орбиталям получило название электронной формулы элемента. Обычно электронная конфигурация приводится для основного состояния атома. В случае если один или несколько электронов находятся в возбужденном состоянии, то и электронная конфигурация будет характеризовать возбужденное состояние атома. При записи электронной конфигурации указывают цифрами главное квантовое число (n), буквами - подуровни(s, p, d, f), а степень буквенных обозначений подуровней обозначает число электронов в данном подуровне. Например, электронная конфигурация водорода-1s1, лития - 1s22s1, бора -1s22s22p1, магния - 1s22s22p63s2.
При составлении электронных конфигураций многоэлектронных атомов учитывают следующие принципы и правила.
Принцип наименьшей энергии:
устойчивому состоянию электрона в атоме соответствует наименьшее значение его энергии. Т.е. электроны заполняют орбитали в порядке повышения уровня энергии.
Правило Клечковского:
заполнение электронных орбиталей в атомах электронами происходит в порядке возрастания суммы квантовых чисел n + l. При равенстве этих сумм для 2-х орбиталей сначала заполняется орбиталь с меньшим значением n.
Правило Клечковского является теоретическим обоснованием периодической системы. В соответствии с ним подуровни заполняются в следующей последовательности: 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s = 3d < 4p < 5s = 4d < 5p… Исключение составляют элементы, у которых наблюдается провал электронов, Cu, Aq, Cr, Mo, Pd, Pt.
Принцип Паули (1925г.):
в атоме не может быть 2-х электронов, имеющих одинаковый набор всех 4-х квантовых чисел. Отсюда следует, что на каждой орбитали может быть не более двух электронов - s2, p6, d10, f14.
Правило Гунда:
суммарное спиновое число электронов данного подуровня должно быть максимальным.
Т.е. заполнение орбиталей подуровня начинается одиночными электронами с одинаковыми спинами. После того как одиночные электроны займут все орбитали в подуровне, заполняются орбитали вторыми электронами с противоположными спинами.
