Хвильові властивості електрона.

БУДОВА АТОМІВ (БА)

Першу наукову теорію БА запропонував Е.Резерфорд (1911 р.): вияви­лося, що α -промені (He²⁺) проходять крізь пластинки з Sn або Au практично без від­хилень, лише для небагатьох α-частинок спостерігалися відхилення від початкової траєкторії або навіть відскоки.

Висновок: практично вся маса атома зосереджена в дуже малому об’ємі (ядро), а основний об’єм атома заповнений легкими частинками – ē (ē має (-) заряд= 1,6•10^-19 Кл, маса ē (9,1•10^-31кг) = 1/1837 маси атома Н), які не можуть змінити траєкторію рухомої α-частинки.

Запропонована модель атома "припускала" рух електронів по будь-яких орбітах і не могла пояснити, чому світло, що випромінюється збудженими атомами, має не суцільний, а лінійчас­тий спектр.

Бор (1913 р.) сформулював два постула­ти (положення):

1. Електрон в атомі не випромінює енергію, якщо рухається по особливих (квантових) орбітах, на яких його момент кількості руху m•V•r = n•(h/2π), де n - номер орбіти.

2. З переходом ē з більш віддаленої (2) на ближчу до ядра орбіту (1) атом випромінює квант, енергія якого дорівнює різниці енергій ē на цих орбітах: ΔE_2→1=E₂-E₁= h•ν

Теорія Бора виявилась неспроможною при опису багатоелектронних атомів, оскільки враховувала тільки корпускулярні властивості ē.

Хвильові властивості електрона.

Енергію кванта за рівнянням Планка: E = h•ν,

за рівнянням Ейнштейна: E = mc² → h•ν =mc² →

h•(с/λ) =mc² → λ = h/(m•с) → Якшо відома довжина хвилі λ, за допомогою цього рівняння легко розрахувати масу кванта m.

Де Бройль припустив, що двояка корпускулярно-хвильова природа властива всім матеріальним частинкам, тобто будь-якій частинці з ма­сою m і швидкістю руху V відповідає хвильовий процес, довжина хвилі якого визначається співвідношенням: λ = h/(m•V)

В основі квантової (або хвильової) механіки (Е.Шредінгер) ле­жить хвильове рівняння, у процесі розв’язання якого знаходять значення хвильової функції ψ (пси) в різних точках навколоядерного простору. Ψ² пропорційний імовірності перебування ē в даному елементарному об’ємі з координатами x, y, z. Отже, задається лише ймовірність перебування ē та його енергія.

Розподіл імовірності перебування ē в просторі зображаєтеся у вигляді електронної хмари. Область простору, всередині якої перебування ē найбільш імовірне, називається орбіталлю.

Найважливіші характеристики орбіталей (енергія, форма, розміщення в просторі) залежать від значень трьох квантових чисел - головного n, орбітального l і магнітного m.

Квантові числа.

Головне квантове число n показує запас енергії ē (енергетичний рівень) і може набувати цілочислових значень 1, 2, З,... ∞. Ці значення відповідають номеру енергетичного рівня:

цифрове позначення рівня: 1 2 3 4....

буквене позначення рівня: К LM N...

Із збільшенням значення n збільшується запас енергії ē й зростають розміри електронної хмари:

E = - const•(1/ n ²)

Значення const залежить від заряду ядра. Для атома H const = 13,6 eB.

з підвищенням n енергія стрибками збільшується, але величина самих стрибків зменшується, тобто за енер­гією рівні зближуються.

Орбітальне квантове число l характеризує підрівень (енергію підрівня), на якому перебуває ē, і набуває цілочислових значень від 0 до (n -1):

буквене позначення підрівня: s p d f …

числове значення: 0 1 2 3 … (n -1) → n > l

із зростанням l енергія електро­нів у межах того самого рівня збільшується.. Із зміною l змінюється не тільки енергія електронів, а й форма атомних орбіталей.

орбіталі можуть мати різну орієнтацію в просторі, яка залежить від значення магнітного квантового чиcла m. значення m залежать від l, воно може набувати всіх можливих цілих значень від - l до + l, включаючи 0.

Спінове квантове число m_s. електро­н має власний магнітний момент, який називається спіном. m_s може набу­вати двох значень: +½ й -½.

Отже, положення ē в атомі характеризується чотирма квантовими числами: n l m m_s.

Принцип В.Паулі: в атомі не може бути навіть двох електронів з однаковими значеннями чотирьох квантових чисел (“заборона” Паулі) → на одній орбіталі може бути не більш як два ē з протилежними значеннями m_s.

Енергія іонізації

Здатність атомів віддавати електрони характеризується енергією іонізації (I) - min енергія, яка необхідна для відриву ē від ізольованого атома, що перебуває в нормальному стані/

І залежить від Z_ядра, екрануючої дії електронів внутрішніх енергетичних рівнів, R_атома та будови зовнішнього енергетичного рівня.

від Li до Ne збільшується Z_ядра й посилюєть­ся притягання електронів → R_атома зменшується. Екрануюча дія внутрішніх електронів (1s²) практично не змінюється → І збільшується, але це зростання не є монотонним: наполовину (N) або цілком заповнені підрівні (Ве,Ne) мають підвищену стійкість

В елементів головних підгруп зверху вниз ↓ спостерігається значне збільшення Z_ядра; збільшення R_а; збільшується екрануюча дія ē внутрішніх енергетичних рівнів; будова зовнішнього енер­гетичного рівня в елементів однієї підгрупи однакова → І зменшується.

Електронегативність

Хімічний зв'язок утворюється завдяки спільним елект­ронам. Напрям їхнього зміщення залежить від того, наскільки кожний атом здатний утримувати свої й притягувати додаткові (чу­жі) електрони.

електронегативність (æ) характеризує здатність даного атома зміщувати до себе електрони хімічного зв’язку і дорівнює півсумі енергій іонізації й спорідненості з електроном: æ = (І + Е)/2

Найзручніше користуватися шкалою відносних значень, у якій за оди­ницю прийнято æ літію.

У межах періоду значення æ зростають зліва направо, у головних підгрупах зростають знизу вгору ↑. Для металів æ < 2, для неметалів (як правило) æ > 2. Спільні електрони хімічного зв’язку зміщуються до атома з більшою æ.

 

 

БУДОВА АТОМІВ (БА)

Першу наукову теорію БА запропонував Е.Резерфорд (1911 р.): вияви­лося, що α -промені (He²⁺) проходять крізь пластинки з Sn або Au практично без від­хилень, лише для небагатьох α-частинок спостерігалися відхилення від початкової траєкторії або навіть відскоки.

Висновок: практично вся маса атома зосереджена в дуже малому об’ємі (ядро), а основний об’єм атома заповнений легкими частинками – ē (ē має (-) заряд= 1,6•10^-19 Кл, маса ē (9,1•10^-31кг) = 1/1837 маси атома Н), які не можуть змінити траєкторію рухомої α-частинки.

Запропонована модель атома "припускала" рух електронів по будь-яких орбітах і не могла пояснити, чому світло, що випромінюється збудженими атомами, має не суцільний, а лінійчас­тий спектр.

Бор (1913 р.) сформулював два постула­ти (положення):

1. Електрон в атомі не випромінює енергію, якщо рухається по особливих (квантових) орбітах, на яких його момент кількості руху m•V•r = n•(h/2π), де n - номер орбіти.

2. З переходом ē з більш віддаленої (2) на ближчу до ядра орбіту (1) атом випромінює квант, енергія якого дорівнює різниці енергій ē на цих орбітах: ΔE_2→1=E₂-E₁= h•ν

Теорія Бора виявилась неспроможною при опису багатоелектронних атомів, оскільки враховувала тільки корпускулярні властивості ē.

Хвильові властивості електрона.

Енергію кванта за рівнянням Планка: E = h•ν,

за рівнянням Ейнштейна: E = mc² → h•ν =mc² →

h•(с/λ) =mc² → λ = h/(m•с) → Якшо відома довжина хвилі λ, за допомогою цього рівняння легко розрахувати масу кванта m.

Де Бройль припустив, що двояка корпускулярно-хвильова природа властива всім матеріальним частинкам, тобто будь-якій частинці з ма­сою m і швидкістю руху V відповідає хвильовий процес, довжина хвилі якого визначається співвідношенням: λ = h/(m•V)

В основі квантової (або хвильової) механіки (Е.Шредінгер) ле­жить хвильове рівняння, у процесі розв’язання якого знаходять значення хвильової функції ψ (пси) в різних точках навколоядерного простору. Ψ² пропорційний імовірності перебування ē в даному елементарному об’ємі з координатами x, y, z. Отже, задається лише ймовірність перебування ē та його енергія.

Розподіл імовірності перебування ē в просторі зображаєтеся у вигляді електронної хмари. Область простору, всередині якої перебування ē найбільш імовірне, називається орбіталлю.

Найважливіші характеристики орбіталей (енергія, форма, розміщення в просторі) залежать від значень трьох квантових чисел - головного n, орбітального l і магнітного m.

Квантові числа.

Головне квантове число n показує запас енергії ē (енергетичний рівень) і може набувати цілочислових значень 1, 2, З,... ∞. Ці значення відповідають номеру енергетичного рівня:

цифрове позначення рівня: 1 2 3 4....

буквене позначення рівня: К LM N...

Із збільшенням значення n збільшується запас енергії ē й зростають розміри електронної хмари:

E = - const•(1/ n ²)

Значення const залежить від заряду ядра. Для атома H const = 13,6 eB.

з підвищенням n енергія стрибками збільшується, але величина самих стрибків зменшується, тобто за енер­гією рівні зближуються.

Орбітальне квантове число l характеризує підрівень (енергію підрівня), на якому перебуває ē, і набуває цілочислових значень від 0 до (n -1):

буквене позначення підрівня: s p d f …

числове значення: 0 1 2 3 … (n -1) → n > l

із зростанням l енергія електро­нів у межах того самого рівня збільшується.. Із зміною l змінюється не тільки енергія електронів, а й форма атомних орбіталей.

орбіталі можуть мати різну орієнтацію в просторі, яка залежить від значення магнітного квантового чиcла m. значення m залежать від l, воно може набувати всіх можливих цілих значень від - l до + l, включаючи 0.

Спінове квантове число m_s. електро­н має власний магнітний момент, який називається спіном. m_s може набу­вати двох значень: +½ й -½.

Отже, положення ē в атомі характеризується чотирма квантовими числами: n l m m_s.

Принцип В.Паулі: в атомі не може бути навіть двох електронів з однаковими значеннями чотирьох квантових чисел (“заборона” Паулі) → на одній орбіталі може бути не більш як два ē з протилежними значеннями m_s.