8.История развития строения атома. Радиоактивность.α-β- γ- излучения.

Модель Томсона. Опыты Резерфорда по рассеиванию α- частиц. Модель атома по Э.Резерфорду ее недостатки.
9.Теория атома водорода по Бору (постулаты Бора). Закон и уравнение Планки.

Корпускулярно-волновые свойства электрона. Уравнение де Бройля. Уравнение Шредингера.
Способность неустойчивых ядер самопроизвольно распадаться называются радиоактивностью, а сами неустойчивые атомы – радиоизотопами.

Процессы, в которых атомы одних видов превращаются друг в друга, называются, ядерными реакциями их изучают специальные разделы физики и химии (ядерная физика и ядерная химия).

Процесс радиоактивного распада(Rа) сопровождается выделением энергии в виде потока ά - частиц, β-частиц, γ- излучения.

ά -распад ядро испускает ά -частицу, которое представляет собой ядро атома гелия ⁴₂Не, т.е. состоит из 2х протонов и 2х нейтронов.

При ά - это поток положительных заряженных ά – частиц при распаде массовое число атома уменьшается – на 4, а заряд ядра на 2

Например: ²²⁶₈₈R→ ²²²₈₆ Rn +⁴₂Не

β-распад. В неустойчивом ядре нейтрон превращается в протон, при этом ядро испускает электрон β-частицу: n→p+е

При β - распаде массовое число изотопа не изменяется т.к. общее число протонов и нейтронов сохраняется, а заряд ядра увеличивается на 1 .

Например: ²³⁴₉₀Th→²³⁴₉₁Ра + е

Торий протактиний

Т.о. β – излучение – это поток отрицательно заряженных частиц электронов, которое является следствием внутриядерного превращения нейтронов в протоны (n→р + е) в результате чего масса остается без изменения а заряд ядра увеличивается на 1.

γ- излучение – это излучение очень высокой энергии, являющееся следствием перехода атома из одного энергетического состояния в другое, при этом ни массовое число, ни заряд ядра – не изменяются.

открытие рентгеновских лучей Конрадом Рентгеном показало, что атом сложен и состоит из положительных и отрицательных частиц, наименьшую из которых Томсон назвал электроном. Более того, Малликен измерил её заряд е = -1,6×10^-19 Кл. и нашел массу электрона m = 9,11×10

---

^-31 кг.

На основании вышеприведенных исследований в 1903 г. Томсон предложил модель атома, которая была названа «пудинг с изюмом», положительный заряд в атоме распределен равномерно с вкрапленным в него отрицательным зарядом. Но дальнейшие исследования показали несостоятельность этой модели.



Модели атома: а) Томсона ("сливовый пудинг"),б) Резерфорда ("электронный рой" в пространстве вокруг ядра), в) планетарная

Резерфорд (1910 г.) пропускал через слой вещества (фольга) поток a-лучей и измеряя отклонение отдельных частиц после прохождения через фольгу. Обобщая результаты наблюдений Резерфордом было установлено, что тонкий металлический экран отчасти прозрачен для a-частиц, которые, проходя через листок, либо не изменяли своего пути, либо отклонялись на малые углы. Отдельные же a-частицы отбрасывались назад, как мячик от стены, будто встречали на своем пути непреодолимое препятствие. Так как отбрасывалось назад весьма небольшое число проходящих через фольгу a-частиц, то это препятствие должно занимать в атоме объем, неизмеримо малый даже по сравнению с самим атомом, при этом оно должно обладать большой массой, так как в противном случае a-частицы от него не рикошетировали бы. Таким образом, появилась гипотеза о ядре атома, в котором сосредоточена практически вся масса атома и весь положительный заряд. При этом становятся понятными отклонения пути большинства a-частиц на небольшие углы, под влиянием сил электростатического отталкивания со стороны атомного ядра. В дальнейшем было установлено, что диаметр ядра порядка 10^–5 нм, а диаметр атома – 10^–1 нм, т.е. объем ядра в 10¹² раз меньше объема атома.

В модели атома, предложенной Резерфордом, в центре атома расположено положительно заряженное ядро, а вокруг него движутся электроны, число которых равно величине заряда ядра или порядковому номеру элемента, подобно планетам вокруг Солнца (планетарная модель атома). Развитая Резерфордом ядерная модель была крупным шагом вперед в познании строения атома. Она была подтверждена большим числом экспериментов. Однако в некоторых отношениях модель противоречила твердо установленным фактам. Отметим два таких противоречия.

---

Во-первых, планетарная модель атома Резерфорда не могла объяснить устойчивости атома. По законам классической электродинамики электрон, двигаясь вокруг ядра, неизбежно теряет энергию. С уменьшением запаса энергии у электрона радиус его орбиты должен непрерывно уменьшаться и в результате упасть на ядро и прекратить свое существование. Физически же атом представляет собой устойчивую систему и может существовать, не разрушаясь, чрезвычайно долго.

Во-вторых, модель Резерфорда приводила к неправильным выводам о характере атомных спектров. Спектры щелочных металлов оказываются сходными со спектром атомарного водорода, и анализ их приводил к заключению о наличие в составе атомов каждого щелочного металла одного электрона, слабо связанного с ядром по сравнению с остальными электронами. Т.е. в атоме электроны размещаются на не одинаковом расстоянии от ядра, а слоями.

Каждый вид атомов характеризуется строго определенным расположением линий в спектре, не повторяющихся у других видов атомов. Именно на этом основан метод спектрального анализа, с помощью которого были открыты многие элементы. Линейчатость атомных спектров противоречила законам классической электродинамики, согласно которой спектр атомов должен быть непрерывным в результате непрерывного излучения электроном энергии.

Модель строения атома водорода Бора. Так как законы классической электродинамики оказались не применимы для описания поведения электрона в атоме, Нильс Бор впервые сформулировал постулаты, основанные на законах квантовой механики.

1) В атоме водорода существуют орбиты, двигаясь по которым, электрон не излучает. Они называются стационарными.

2) Излучение или поглощение энергии происходит в результате перехода электрона с одной стационарной орбиты на другую. Удаленные от ядра орбиты характеризуются большим запасом энергии. При переходе от низших к высшим орбитам атом переходит в возбужденное состояние. Но в этом состоянии он может находиться недолго. Он излучает энергию и возвращается на исходное основное состояние.

При этом энергия кванта излучения равна: hn = E_n – E_k,

где n и k – целые числа.

3) Электрон может вращаться вокруг ядра не по любым, а только по некоторым определенным круговым орбитам. Эти орбиты получили название стационарных .Стационарными являются орбиты, для которых выполняется условие

---

, где m_e – масса электрона, u – скорость вращения, r – радиус орбиты, h – постоянная Планка.

Планк показал, что изменение энергии происходит не непрерывно (согласно законам классической механики), а скачкообразно, порциями, которые были названы – квантами. Энергия кванта определяется уравнением Планка:

E = hn, где h – постоянная Планка равная 6,63×10^–34 Дж×с,
n – частота излучения. Получается, что электрон обладает корпускулярными свойствами (масса, заряд) и Е=mс² волновыми – частота, длина волны.

В связи с этим Луи де Бройль выдвинул идею о дуализме частиц и волн. Причем корпускулярно-волновой дуализм характерен для всех объектов микро- и макромира, только для макроскопических объектов преобладает один из наборов свойств, и мы говорим о них, как о частицах или волнах, а для элементарных частиц и те, и другие свойства проявляются совместно. Математический дуализм волна-частица выражается уравнением Луи де Бройля:




где λ − длина волны

h – постоянная Планка (6,63·10^-34 Дж/с)

m − масса частицы

v − скорость частицы

Уравнение легко выводится, если в уравнение Планка

E = h· υ (υ - частота)

подставить значение E из уравнения Эйнштейна

Е = m ·с²

m · c² = h · υ

υ = c/ λ

m · c² = h · с/λ

m · c² = h /λ

λ = h /m·с,

заменив с – (скорость фотона) на скорость любой микрочастицы v, получим:
λ = h /m · v

Э. Шрёдингер. Он ввел знаменитое уравнение, описывающее поведение электрона в атоме волновой функцией (пси-функция y). Квадрат ее модуля |y|², вычисленный для определенного момента времени и определенной точки пространства, дает плотность вероятности обнаружения частицы в этой точке в данное время. Функцию y (предложенную Шрёдингером) можно определить путем решения квантово-механического уравнения Шрёдингера. Это уравнение в простейшем случае частицы, движущейся в потенциальном поле, может быть записано в виде:



где m – масса частицы, U – потенциальная энергия, E – полная энергия, x, y, z – декартовы координаты.

Введя, оператор Лапласа, учитывающего распределение волны в трехмерном пространстве: , получим уравнение Шрёдингера: . Значение функции y не имеет строгого физического смысла (уравнение убывающей экспоненты). А вот, произведение |y|²dV – характеризуют вероятность нахождения электрода в объеме пространства dV. Обычно записывают для электронной плотности r = 4pr²|y|²dr – вероятность того, что электрон находится на расстоянии r от ядра.
10.Энергетические уровни в атоме. Электронная структура атома. Строение электронного облака. Понятие об атомных орбиталях. Энергетические диаграммы и электронные конфигурации атомов водорода, гелия, лития, бериллия
11.Квантовые числа: главное(ņ) орбитальное (1), магнитное (m₁,) спиновое (m_Ś). Заполнение электронами энергетических уровней. Принцип Паули. Правило Гунда. Правило Клечковского.
Главное квантовое число п – характеризует энергию и размеры электронных облаков. Оно принимает значения для основных состояний атомов 1-8 и в принципе до бесконечности. Его физический смысл, как номера энергетического уровня – значение энергии электрона в атоме и как следствие, размер атома.

Побочное, орбитальное (или азимутальное) квантовое число l характеризует форму электронных орбиталей (облаков) вокруг атома и определяет изменение энергии в пределах энергетического уровня, то есть характеризует энергию подуровня. Каждой форме электронного облака соответствует определенное значение механического момента движения электрона, определяемого побочным квантовым числомl, которые изменяется в пределах от 0 до п–1: п=1, l=0; п=2, l=0, l=1; п=3, l=0,l=1, l=2 и т.д.

Те электроны, которые находятся на s уровне называютсяs-электронами, на p уровне p-электронами, на d уровне d-электронами.
Энергия электронов зависит от внешнего магнитного поля. Эта зависимость описывается магнитным квантовым числом. Магнитное квантовое число m_l указывает на ориентацию в пространстве электронной орбитали (облако). Внешнее электрическое или магнитное поле изменяет пространственную ориентацию электронных облаков, при этом происходит расщепление энергетических подуровней. Числоm_l изменяется в пределах от –l, 0, +lи может иметь (2×l+1) значений:

Совокупность трех квантовых чисел однозначно описывает орбиталь. Она обозначается как «квадратик» – . Электрон, как частица, испытывает вращение вокруг собственной оси – по часовой и против часовой стрелки. Оно описывается спиновым квантовым числом s(m_s), которое принимает значения ±1/2. Наличие в атоме электронов с противоположно направленными спинами обозначается как «стрелки».

Пространство вокруг ядра, в котором вероятность нахождения е велика, называют – орбиталью.

В многоэлектронных атомах электронное построение в соответствие с набором квантовых чисел регулируется двумя постулатами.

Принцип Паули: В атоме не может быть двух электронов, обладающих 4 одинаковыми квантовыми числами (иначе они не различимы, минимальное энергическое различие в спинах). Следствие, в одной электронной ячейке, орбитали может быть не более двух электронов с разнонаправленными спинами.

Заполнение электронами ячеек осуществляется в соответствии с правилом Гунда. Электроны заполняют s-, p-, d-, f-орбитали таким образом, чтобы суммарный спин был максимальным .

Заполнение электронами подуровней осуществляется в соответствии с правилом Клечковского. Заполнение энергетических уровней происходит в порядке возрастания суммы главного и побочного квантовых чисел n+l.

Если эта сумма имеет одинаковые значения, то заполнение осуществляется в порядке возрастания n. Подуровни заполняются в порядке возрастания энергии:

1s << 2s << 2p << 3s << 3p << 4s £ 3d << 4p << 5s £ 4d << 5p << 6s £ 4f £ 5d…

Энергетические диаграммы и электронные конфигурации атомов водорода, гелия, лития, бериллия
Н Не Li Ве

12.Периодический закон и периодическая система элементов Д.И.Менделеева принцип построения группы, периода. Ś-,р-,đ- f- блоки элементов. Их расположение в периодической системе.Энергетические диаграммы и электронные конфигурации атомов бора, углерода, азота,кислорода,фтора и неона.

13.Важнейшие характеристики элемента: энергия ионизации, относительная электроотрицательность (ОЭО),от каких свойств атомов зависит его ЭО, сродство атома элемента к электрону и их зависимость от радиуса атома. Атомные и ионные радиусы.Показать энергетические диаграммы и электронные конфигурации: атома титана и аниона Тi^2+; атома Си и иона Си⁺.
Д.И.Менделеев считал, что основной характеристикой элементов являются их атомные веса, и в 1869 г. впервые сформулировал периодический закон:

Свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины атомных весов элементов.

Данные о строении ядра и о распределении электронов в атомах позволяют по-новому рассмотреть периодический закон и периодическую систему элементов. На базе современных представлений периодический закон формулируется так:

Свойства простых веществ, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины заряда ядра атома (порядкового номера)

Горизонтальные строчки Периодической таблицы называются ПЕРИОДАМИ, а вертикальные - ГРУППАМИ.

Номер ПЕРИОДА, в котором находится элемент, совпадает с номером его валентной оболочки. Эта валентная оболочка постепенно заполняется от начала к концу периода.

Каждый период Периодической таблицы начинается активным металлом и заканчивается инертным газом.

Элементы во всех группах имеют одинаковое электронное строение внешних электронных оболочек.

Номер группы совпадает с числом валентных электронов, которые могут участвовать в образовании химических связей.

Поэтому номер группы часто совпадает с валентностью элементов.

В этом заключается физический смысл номера группы.

Заряд ядра Z совпадает с ПОРЯДКОВЫМ НОМЕРОМ элемента в Периодической таблице.

Свойства элементов периодически изменяются в соответствии с их атомным весом.

Все элементы разделяются на 4 электронных семейства.

1. 
   s-элементы – это элементы в атомах которых последним заполняется s – подуровень внешнего электронного слоя. Первые два элемента каждого периода. Они составляют главные подгруппы 1 и 2 групп.
   
2. 
   р- элементы – это элементы в атомах которых последним заполняется р –подуровень внешнего электронного слоя. Р – элементы составляют главные подгруппы 3-8 групп.
   
3. 
   d- элементы – это элементы, в атомах которых последним заполняется d- подуровень предвнешнего электронного слоя. Это элементы побочных подгрупп всех восьми групп.
   
4. 
   f- элементы – это элементы в атомах которых последним заполняется f- подуровень третьего снаружи электронного слоя. Это элементы располагающиеся в нижней части периодической системы лантаноиды и актиноиды.
   

Валентные электроны – это электроны. Которые могут участвовать в образовании химических связей.

В атомах s- и р- элементов валентными являются, все электроны внешнего слоя.

В атомах d – элементов валентными являются электроны s- и d- подуровней.

В атомах f – элементов валентными являются электроны s- и f- подуровней.

Число валентных электронов для большинства элементов равно номеру группы.

Радиус атома- расстояние от ядра атома до максимума электронной плотности его валентных электронов. Чем больше атомный радиус, тем слабее удерживаются внешние электроны. И, наоборот, с уменьшением атомного радиуса электрона притягиваются к ядру сильнее.

Атомы. Лишившиеся одного или нескольких электронов, становятся заряженными положительно, т.к. заряд ядра атома превышает сумму зарядов оставшихся электронов. Атомы, присоединяющие к себе лишние электроны, заряжаются отрицательно. Образующиеся заряженные частицы называются ионами. Потеря атомом электронов приводит к уменьшению его эффективных размеров, а присоединение избыточных электронов – к увеличению Поэтому радиус положительно заряженного иона (катиона) всегда меньше, а радиус отрицательно заряженного иона (аниона) всегда больше радиуса соответствующего электронейтрального атома:

r _аниона > r _ат.> r_{катиона}

Энергия ионизации– это энергия, необходимая для отрыва наиболее слабо связанного электрона от атома. Она обычно выражается в электрон-вольтах. При отрыве электрона от атома образуется соответствующий катион.

Потенциал ионизации- наименьшее напряжение поля, при котором скорость электронов становится достаточной для ионизации атомов. Выражается в вольтах

Энергия ионизации, выраженная в электронвольтах, численно равна потенциалу ионизации, выраженному в вольтах.

Электроотрицательность характеризует способность атомов притягивать к себе электроны, которые участвуют в образовании химических связей с другими атомами в молекуле.

Металличность– это способность атомов элемента отдавать электроны.

Неметалличность– это способность атомов элемента присоединять электроны.

Чем больше металличность, тем меньше ЭО.

Чем больше неметалличность, тем больше ЭО.

Количественной характеристикой неметаличности является сродство к электрону.

Сродство к электрону – это энергия, которая выделяется при присоединении электрона к нейтральному атому т.е. при превращении атома в отрицательно заряженный ион:

Э⁰ + е = Э^- + Е_ср.

Чем больше сродство к электрону, тем легче атом присоединяет электрон, тем, сильнее неметаллические свойства элемента.
1. При перемещении вдоль периода СПРАВА НАЛЕВО металлические свойства элементов УСИЛИВАЮТСЯ. В обратном направлении возрастают неметаллические.

Слева направо в периоде также увеличивается и заряд ядра. Следовательно, увеличивается притяжение к ядру валентных электронов и затрудняется их отдача.

2. При перемещении СВЕРХУ ВНИЗ вдоль групп УСИЛИВАЮТСЯ МЕТАЛЛИЧЕСКИЕ свойства элементов. Это связано с тем, что ниже в группах расположены элементы, имеющие уже довольно много заполненных электронных оболочек. Их внешние оболочки находятся дальше от ядра. Они отделены от ядра более толстой "шубой" из нижних электронных оболочек и электроны внешних уровней удерживаются слабее.

3.  СЛЕВА НАПРАВО УСИЛИВАЮТСЯ ОКИСЛИТЕЛЬНЫЕ свойства, а при движении СВЕРХУ ВНИЗ - ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ свойства элементов.

4.По той же причине, что и окислительные свойства элементов, их ЭЛЕКТРООТРИЦАТЕЛЬНОСТЬ ВОЗРАСТАЕТ тоже СЛЕВА НАПРАВО, достигая максимума у галогенов. Не последнюю роль в этом играет степень завершенности валентной оболочки, ее близость к октету.

5. При перемещении СВЕРХУ ВНИЗ по группам ЭЛЕКТРООТРИЦАТЕЛЬНОСТЬ УМЕНЬШАЕТСЯ. Это связано с возрастанием числа электронных оболочек, на последней из которых электроны притягиваются к ядру все слабее и слабее.

6. Размеры атомов (АТОМНЫЕ РАДИУСЫ) при перемещении СЛЕВА НАПРАВО вдоль периода УМЕНЬШАЮТСЯ. Это объясняют тем, что электроны все сильнее притягиваются к ядру по мере возрастания заряда ядра. Даже увеличение числа электронов на внешней оболочке (например, у фтора по сравнению с кислородом) не приводит к увеличению размеров атома. Наоборот, размеры атома фтора меньше, чем атома кислорода

7. При перемещении СВЕРХУ ВНИЗ АТОМНЫЕ РАДИУСЫ элементов РАСТУТ, потому что заполнено больше электронных оболочек.

---

14.Химическая связь. Параметры химической связи: энергия связи, длина связи, валентный угол.виды химической связи, Причины образования химической связи. Зависимость энергии молекулы Н₂ от межядерного расстояния
15.Ковалентная связь. Метод валентных связей (МВС). Полярная и неполярная ковалентная связь. Механизмы образования (обменный, донорно-акцепторный)Описание химической связи методом электронных пар.
16.Свойства ковалентной связи: длина, насыщаемость, направленность. Диполь, дипольный момент.
Химической связью называется совокупность взаимодействий ядер и электронов, приводящая к образованию молекул.

Количественные характеристики химической связи.

Химическая связь характеризуется рядом параметров.

Чаще всех основным параметром относят энергию и длину связи.

Если молекула состоит из трех и более атомов, то к этим параметрам добавляют еще и валентный угол.

Энергией связи называют ту энергию, которую необходимо затратить для ее разрыва. При этом молекула должна находится в основном (невозбужденным ) состоянии. Эта величина определяет прочность связи. Чем больше энергии затрачиваемая на разрыв связи, тем прочнее связь.

Единица измерения связи кДж/моль энергия связи в ряду однотипных молекул постепенно изменяется.

Например, энергия связи Н-Г в ряду галогеноводородов НF,HCI,HBr,HI уменьшается ( увеличении радиуса Г) HF=565,7кДж/моль,HI=294,7кДж/моль

Зная энергию связи в молекуле, можно судить о ее реакционной способности и производить термохимические расчеты.

Длиной связи называют среднее расстояние между ядрами, отвечающее минимуму энергии системы.

1. 
   В ряду аналогичных молекул длина связи изменяется закономерно.
   

Например, в ряду Н-Г длина связи увеличивается сверху вниз (с возрастанием размера атома Г)

2. 
   В молекулах близких по хим. природе в пределах одного гомологического ряда длины связей между ядрами элементов мало различаются (т.е. можно считать постоянными)
   

Например, длины связей С-С в предельных углеводородах.

3. 
   Кроме того на длину связи влияет ее кратность, которая определяется числом электронных пар, связывающих два атома. С увеличением кратности связей происходит их упрочнение, между ядрами расстояния уменьшаются так, длина связи С-С = 0,154нм;
   

---

Смотрите также файлы

• 2Жргізуші Добрый день! Дорогие учителя и ученики! 1жргізуші Бгінгі бізді Роза Баланованы 100 жылдыына орай йымдастырылы отыран Отбасылы таланеттылар.docx

• Таырыбы "Табиат жне біз" Масаты.docx

• Урок 34 Раздел Искусство Кабдолдина А. Б.pptx

• Сценарий сказки Колобок.docx

• Экологические проблемы Дальнего Востока.docx