отсюда следует Е=mc² = hν

ν = с/λ следовательно mc² = hс/ λ отсюда

λ = hс /mc² = h /mc

λ- длина волны

mc – количество движения фотона

В 1924 г. Французский ученый де Бройль высказал идею, что корпускулярно – волновой дуализм присущ не только фотонам, но и электронам (т.е. всем микрообъектам) движение е можно рассматривать как волновой процесс, при котором справедливо соотношение.

λ =h /m₀ υ уравнение де Бройля

где m₀ – масса е

m₀ υ – количество движения е

2. Для е невозможно одновременно точно измерить координату и скорость. Чем точнее мы измеряем скорость, тем больше неопределенность в координате и наоборот.

Математическим принципом неопределенности служит соотношение ∆х m ∆υ> h/2

где ∆х – неопределенность положения координаты

∆υ - погрешность измерения скорости.

3.Электрон в атоме не движется по определенным траекториям, а может находиться в любой части околоядерного пространства, но вероятность нахождения его в разных частях пространства неодинакова.

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

Уравнение, связывающее координаты пространства, где максимальна вероятность обнаружения электронной плотности и энергетические характеристики электрона называется уравнением Шредингера, функция, удовлетворяющая этому уравнению - волновой функцией.

Уравнение Шредингера.

Волновое уравнение, предложенное Шредингером в 1926 году, позволяет интерпретировать поведение микрочастиц (электрон).

Для электрона в атоме водорода имеет следующий вид:

∂ ²ψ/ ∂х² + ∂² ψ/ ∂у² + ∂² ψ/ ∂z² +8 π² m/h² (Е- U)ψ = 0

где Е – полная энергия частицы (потенциальная + кинетическая mυ² /2)

U – потенциальная энергия m - масса частицы х.у,z - пространственные координаты

ψ - волновая функция

или упрощенное уравнение

V² ψ +8 π² m/h² (Е- U)ψ = 0

где V² – оператор Лапласа V² = ∂ ²/ ∂х² + ∂²/∂у² + ∂² /∂z²

Уравнение Шредингера не выводится - это постулат. Решая уравнение Шредингера находят энергию электрона, функцию координат электрона

х.у,z и времени τ. Ψ = ( х.у,z τ ) эта волновая функция описывает полностью состояние электрона в атоме. В отличии теории Бора решения

---

, получаемые, по уравнению Шредингера не представляют собой определенных значений, а говорят только о пребывании электрона в той или иной части пространства.

Величина и форма части пространства, в котором вероятность пребывания электрона максимальна, называют орбиталью.

10.Квантовые числа: главное(ņ) орбитальное (1), магнитное (m₁,) спиновое (m_Ś). Заполнение электронами энергетических уровней. Принцип Паули. Правило Гунда. Правило Клечковского.

Главное квантовое число n Определяет общую энергию электрона на данной орбитали и его удаленность от ядра (номер орбиты) Оно может принимать любые целые значения (n =ь 1,2,3,4,….) т.е. энергетическое состояние е в атоме – характеризует.

Побочное квантовое число ℓ.

В пределах одного энергетического уровня электроны могут отличаться своими энергетическими подуровнями.

Различие энергетического состояния электронов принадлежащих различным подуровням в пределах данного энергетического уровня, отражается побочным или орбитальным квантовым числом ℓ. Оно может принимать целочисленные значения от 0 до n-1 (ℓ= 0.1,2,3…. n-1).

Для удобства числовые значения обозначают буквенными символами:

ℓ = 0; 1; 2; 3; 4

ѕ p d f q

Т.о. ℓ характеризует: Различное энергетическое состояние электронов на данном уровне, определяет форму электронного облака, а также орбитальный момент.

Орбитальный момент р- это момент импульса электрона при его вращении вокруг ядра (отсюда и второе название этого квантового числа – орбитальное) Р= h√ℓ (ℓ+1)

Т.о. форма электронного облака зависит от значения ℓ. Так, если ℓ=0 (ѕ -орбиталь) то электронное облако имеет шаровидную форму (сферическую) и не обладает направленностью в пространстве.


Форма электронного облака ѕ- орбитали.

При ℓ=1 (р-орбиталь) электронное облако имеет форму, гантели р-орбитали могут быть направлены по одной из 3х координатных осей х,у ,z их так и обозначают Р_х,Р_у,Р_z

m_ℓ =+1 m_ℓ = 0 m_ℓ =-1

Формы электронных облаков d-,f- и т.д. орбиталей намного сложнее.

Любой энергетический уровень состоит из энергетических подуровней – образованы орбиталями одинаковыми по форме и энергии. Ѕ – подуровень – одна ѕ орбиталь

Р, подуровень – три р орбитали

d, подуровень – пять d орбитали

f , подуровень - семь f орбиталей.

---

Магнитное квантовое число m_ℓ.

Движение е в пределах орбитали вызывает возникновение магнитного поля.

Состояние е обусловленное орбитальным магнитным моментом электрона, характеризуется третьим квантовым числом – магнитным. m_ℓ.

m_ℓ.- характеризует величину проекции вектора орбитального момента количества движения на выделенное направление (направление магнитного поля).

Магнитное квантовое число может принимать значения любых целых чисел как положительных, так и отрицательных от -ℓ до +ℓ включая 0 т.е. всего (2ℓ+1) значений, например

При ℓ =0 m_ℓ=0 одно значение

ℓ =1 m_ℓ= -1,0,+1 три значения

ℓ =3 m_ℓ= -3,-2,-1,0, +1,+2,+3 семь значений

Например Р –орбиталь в магнитном поле может ориентироваться в пространстве в 3х различных положениях т.к. при ℓ =1, m_ℓ имеет три значения -1,0 +1 поэтому электронные облака вытянуты по осям х,у,z m_ℓ=-1

Спиновое квантовое число m_ѕ

Спин – это чисто квантовое свойство электрона, не имеющее классических аналогов.

Строго говоря, спин – это собственный момент импульса электрона, не связанный с движением е в пространстве. Для всех электронов абсолютное значение спина всегда равно ѕ=1/2

Проекция спина на ось z ( магнитное спиновое число m_ѕ ) может иметь лишь два значения: m_ѕ=+1/2 m_ѕ = -1/2 ( ориентация зависит от направления вращения) если

ѕ = +1/2 ↑ ѕ = -1/2 ↓, если одинаковые спины ↑↑ или ↓↓.
1. В 1925 году швейцарский ученый физик В. Паули установил правило, названное впоследствии принципом Паули ( или запретом Паули) ; В атоме не может быть 2х электронов, обладающих одинаковыми свойствами, или в атоме не может быть 2 электронов, у которых все четыре квантовых числа были бы одинаковы. Зная принцип Паули, посмотрим, сколько же электронов в атоме на определенной орбите с главным квантовым числом n.

Если n =1 то электронов со значениями m_ѕ – два +1/2

и -1/2 при заданных n и ℓ может быть максимальное число электронов 2 (2ℓ+1).

Следовательно, максимальное число электронов на данном энергетическом уровне выражается следующей суммой. N = 2n²

Отсюда ѕ – подуровень максимально вмещает два е; при

n =1 ℓ=0 есть только один подуровень и одна ѕ- орбиталь

на котором максимально могут находиться два электрона поэтому то первый период и состоит из 2х элементов Н и Не.

---

При n = 2 максимальное число электронов - 8 второй энергетический уровень включает 2 – подуровня ѕ и р.

Поэтому во втором периоде – 8 элементов. В третьем тоже 8 хотя может 18 но объясняется тем, что идет заполнение внешнего р подуровня.

Правило Гунда.

При данном значении ℓ ( т.е. в пределах определенного подуровня) электроны располагаются таким образом, чтобы суммарный спин был максимальным. Так, например: три р е азота необходимо распределить на 3х разных р-орбиталях при этом суммарный спин чтобы был максимальным.

↑ ↑ ↑ m_ѕ = +1/2 +1/2 + ½ = 3/2

эти же е могут быть расположены таким образом; при этом

↑↓ ↑ … m_ѕ = +1/2 -1/2 + ½ = ½

1ѕ 2ѕ 2р

Принцип наименьшей энергии ( наибольший вклад в развитие этого принципа внес отечественный ученый В.М.Клечковский

1)В атоме каждый е располагается так, чтобы его энергия была минимальной ( что отвечает наибольшей связи его с ядром)

В 1961 г. Клечковский сформулировал общее положение, гласящее, что е занимает в основном состоянии уровень с наименьшим значением суммы n + ℓ

А в том случае, когда для 2х подуровней суммы значений n + ℓ равны, сначала идет заполнение с меньшим значением n.

Например, 3d 4p 5ѕ сумма = 5 в этом случае заполнение идет 3d →4p→5ѕ

---

11.Периодический закон и периодическая система элементов Д.И.Менделеева принцип построения группы, периода. Ś-,р-,đ- f- блоки элементов. Их расположение в периодической системе.

12.Важнейшие характеристики элемента: энергия ионизации, относительная электроотрицательность (ОЭО), сродство атома элемента к электрону и их зависимость от радиуса атома. Атомные и ионные радиусы.
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)

Периодическая таблица элементов является графическим выражением Периодического закона. Существует несколько форм Периодической таблицы.

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

В группах собраны элементы с похожими химическими свойствами, а в периодах химические свойства постепенно изменяются.

Если сравнить между собой элементы разных периодов, то можно отметить важную особенность:

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

В этом заключается физический и химический смысл номера периода. Как же изменяются свойства элементов одного периода?

---

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