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



страница1/6
Дата07.04.2017
Размер0.91 Mb.
  1   2   3   4   5   6
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 {-½ ,+½ }.

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.

Седми период – той е недовършен, но запълването му е по аналогичен начин на 6-тия период. 7s2, 6d1, 5f14 (актиноиди), 6d2, ….

Периодичността в изменението на св-вата на химичните елементи се дължи на слоестата структура на електронната обвивка.

Химичните елементи могат да бъдат класифицирана по няколко начина.

1) Химичните елементи биват s, p, d и f елементи

= s и p-ел. са тези при които се запълват s и p орбиталите на последния електронен слой. Тези електрони се наричат валентни, защото с тях химичните елементи участват в химични реакции. Промяната на техния брой води до съществено изменение на свойствата на елементите.

= d-ел. са тези при които електроните се подреждат в d-орбитата на предпоследния електронен слой. Валентните електрони се намират както в последния така и в предпоследния ел. слой, поради което тези елементи имат променлива валентност. Поради тази си разлика в строежа на електронната обвивка d-елементите имат сходни св-ва – те всички са метали.

= f-ел. (лантаноиди и актиноиди) при тях се запълват f-орбиталите на 3-тия им ел.слой отвън-навътре. В химични реакции участват само с електрони от най-външния си ел.слой. който е от два s-електрона. Поради това f-ел. имат много сходни физични и химични св-ва.

2) ХЕ могат също да се разделят на няколко класа, различаващи се незначително от предната класификация.

= Група на инертните газове – Те притежават в най-външния си ел.слой 8 електрона (с изключение на хелия –2) с обща кофигурация (n.s2 n.p6). Тази конфигурация се смята за особено устойчива и поради това тези елементи притежават малка химична активност (голяма хим. инертност)

= Типични елементи – те са 44 на брой с конфигурация от (n.s1) до (n.s2 n.p5) и чрез отдаване или приемане на електрони се стремят да получат електронна конфигурация на най-близкия инертен газ.

= Преходни елементи – това са същите елементи като d-ел. от предишната класификация.

= Вътрешно-ядрени преходни елементи – същите като f-ел. от предишната класификация.



5. Химична връзка. Метод на валентните връзки и метод на молекулните орбитали.

Почти всички химични елементи са способни да се свързват и образуват молекули. Това показва че електронната структура на атома е само относително устойчива. При сближаване на атомите възниква възможност за създаване на нови електронни структури, по-устойчиви от тези на атомите. Два атома ще се съединят и образуват молекула, ако в резултат на новото преразпределение на електроните енергията на молекулата е по-малка от сумата на енергиите на отделните атоми. Когато една група от атоми притежава голяма химична устойчивост, м/у тях е възникнала химична връзка.

Водородния атом има 1 положителен товар и един електрон на 1s орбиталата. При образуването на молекула водород се извършва припокриване на 2-те s орбитали. Електронната плътност м/у двете ядра се увеличава. Уастановено е по експериментален път че разстоянието м/у двете ядра на водородната молекула е 0,074nm и тъй като радиуса на първата позволена орбитала е 0,106nm следователно има припокриване на атомните орбитали. Двата атома водород са образували химична връзка.

При образуването на химични връзки винаги се отделя енергия. Тя се нарича енергия на образуване на връзката и има отрицателен знак защото общата енергия на системата намалява. За да се разпадне една химична връзка е необходимо да се отдаде енергия, която се нарича енергия на разпадане на връзката и има положителен знак, защото общото количество енергия на системата се увеличава. ЕОБРАЗУВАНЕ = ЕРАЗПАДАНЕ

Енергията на образуване на връзката характеризира здравината на връзката. Друга важна х-ка е дължината на хим. връзка. Това е разстоянието м/у ядрата на атомите на молекулата. Химичните връзки биват – Ковалентни, Йонни и Метални.

Ковалентни

При нея се образуват една или повече електронни двойки, които принадлежат на двата или повече атоми в молекулата. Идеята за тази връзка е на Люис. Тя съществува както в хомоядрените молекули (изградени от еднакви елементи) така и в молекулите на хим. съединения като H2O, NH3 и др. Ковалентната връзка се среща както в аморфните така и в кристалните вещества.

По-голямата част от хим. връзки в органичните съединения са ковалентни.

Ковалентната връзка е характерна с наитеност и насоченост. Тя е наситена, защото в химичните реакции участват точно определен брой електрони, които образуват определен брой електронни двойки. Електронните облаци са ориентирани по определен начин в пространството следователно техните области на припокриване също ще бъдат ориентирани по различен начин в пространството. В зависимост от това различаваме – сигма, пи, бета връзки.

сигма – при тях има една област на припокриване на ел. облаци която е разположена на линията съединяваща ядрата на двата атома. Колкото е по-голяма областта на припокриване толкова е по-здрава връзката. Сигма връзките могат да образуват електрони от s, p, и d орбитали.

пи – при нея се наблюдават 2 области на припокриване на електронните облаци, които са разположени от двете страни на линията съединяваща ядрата на двата атома. Пи връзки образуват електрони от p и d орбитали

бета връзки могат да образуват само d-ел. В случая се наблюдават 4 области на припокриване разположени в 4 различни равнини.

При обвазуване на сложна връзка в една молекула, първо се образуват сигма връзките, а след това пи и бета връзките.

Ковалентната връзка се характеризира още и с полярност. При хомоядрените молекули ел. двойка принадлежи в еднаква степен и на двата атома, затова получената молекула се нарича неполярна а връзката неполярна ковалентна връзка. Ако молекулата е изградена от два атома с различна електроотрицателност то по-електротр. привлича към себе си общата ел. двойка и около него ел. плътност нараства, а около по-електроположителния – намалява. Получената молекула се нарича “дипол” или полярна молекула, а получената връзка – полярна. Разстоянието м/у положителния и отрицателния заряд в полярната молекула се нарича “дължина на дипола” и е равна на (не кв.)

Степен на полярност на полярна молекула се изразява чрез диполния момент (): =е.



Йонна връзка

При взаимодействие на два атома с много голяма разлика в електроотрицателноста, единия атом отдава, а другият приема електрони. Получават се два йона, заредени с + и – заряд, между които действат електростатични сили на привличане. Идеята за тязи връзка е дадена от Косел. Йонната химична връзка не е наситена и не е насочена.

Ненасочена е защото ел.поле на йона има сферична симетрия; при взаимодействието на два противойона не се извършва пълна компенсация на техните сили на привличане, всеки йон може да взаимодейства с различен брой противойони и това зависи от неговия заряд и обем.

В-вата с йонна хим. връзка обикновенно са кристални в-ва и целия кристал се разглежда като една гигантска молекула. Само при висока темп., когато в-вата са в параобразно състояние, те съществуват като отделни молекули.

Йонната връзка може да се разглежда и като полярна връзка с голяма степен на полярност.

Метална връзка – not enough memory or bad command or просто нищо не сме писали.

Метод на валентните връзки (МВВ)

Съгласно този метод химични връзки могат да образуват само единични (несдвоени електрони). Образуваната ел. двойка принадлежи и на двата атома. В.Хайтлър и Ф.Лондон са направили квантово-механични изчисления и чрез приблизително решение на у-ето на Шрьодингер са определили EП на молекула водород в зависимост от разстоянието м/у ядрата на двата атома.

Когато двата електрона имат анти-паралелен spin, с намаляване на разстоянието м/у двата атома, започват да действат сили на привличане м/у двете ядра и двата електрона. В следствие на това Енергията на системата намалява и придобива минимална стойност при R=0,074nm. Ако още намаляваме разстоянието м/у атомите започват да действат и сили на отблъскване м/у едноименно натоварените частици и Енергията на системата нараства. Молекула се образува тогава, когато Е на с-мата е минимална.

Когато двата електрона на водородните атоми имат паралелен spin, при намаление на разстоянието м/у двата атома Е с-мата непрекъснато нараства. В този случай НЕ се образува молекула.

Изчисленията показват че при електрони с антипаралелен spin ел.плътност м/у двете ядра нараства, а при електрони с паралелен spin тя е равна на нула.

Теорията за образуването на молекула водород може да се приложи и към получаването на други двуатомни молекули. Например в 2-ри пер. има s и p орбитали и тези p орбитали ще имат 3 единични електрона например при N – 1s22s22p3. При образуването на молекула N2 ще участват тези 3 електр. и м/у двете азотни атома ще се образува тройна връзка или 3 ел. двойки. N ≡N.

Валентност или Валентно състояние.

Най-общо под валентност се разбира способността на атомите на един елемент да образуват химична връзка с атомите на други елементи. Количествена мярка за валентност е броя на атомите от другия елемент с които дадения елемент е образувал хим. връзка. Съгласно МВВ, валентността се определя от броя на единичните електрони. Възможно е, при подаване на Енергия отвън, ел.двойка да се разкъса и единия от електр. да премине на свободна орбитала от същият ел.слой. Това се нарича хибридизация. Не е възможно преминаването на електр. в друг ел.слой.

Примерно алкалните метали имат един свободен електрон и те са от първа валентност. Елементите от 2-ра група имат на последния си ел.слой 2 електрона. В невъзбудено състояние те са от 0-ва валентност. При подаване на Енергия отвън те се възбуждат и един от електр. отива на свободна p-орбитала и те стават от втора валентност.

Хибридизация на атомните орбитали.

При образуването на дадено химично съединение, могат да участват различни орбитали. Такъв е случаят при получаване на метана (CH4). Взаимодейства едната s-орб. и трите p-орб. на въглеродния атом със s-орб. на четири водородни атома. Тъй като s и p орбиталите се различават много по форма и Енергия, трябва да се очаква че едната от химичните връзки ще се отличава значително по здравина от останалите. Опита показва че четирите хим. връзки са напълно еднакви. Това се обяснява с хибридизацията на атомните орбитали. Това представлява изменение на формата и Е на орбиталите при химично взаимодействие при което се получават т.нар. хибридни орбитали.



Метод на молекулните орбитали (ММО)

Този метод представлява приложение на теорията за атомните орбитали към строежа на молекулата. Според ММО, електронът в молекулата се намира на молекулна орбитала, която обхваща всички ядра на молекулата и изпълва целия й обем. По този начин молекулата се разглежда като “многоатомен атом”. Поради взаимодействието на електроните с всички ядра на молекулата Енергията на с-мата намалява и тя става устойчива.

Основни приложения в ММО са:

-електронът в молекулата се намира на определено енергетияно ниво, което се х-ра със съответни квантови числа.



-положението на електр. в молекулата се определя от вълновата функция на молекулната орбитала – ψмо. Нейният физичен смисъл е еднакъв с вълновата функция на атомната орбитала или квадрата от абсолютната й стойност е пропорционален на вероятността за намиране на електрони в определен обем от пространството на молекулата. Молекулните орбитали се запълват както и атомните по нарастване на тяхната Енергия, при тях се спазва и принципа на Паули т.е. една орбитала може да има най-много 2 електрона. Молекулните орбитали могат да бъдат ориентирани по различен начин в пространството спрямо линията съединяваща ядрата на двата атома. Това се определя от 5-то квантово число, което е аналогично на магнитното квантово число. Бележи се с λ = 0; ±1; ±2... При взаимодействието на два отделни водородни атома се получава молекула H2 като ψмо може да бъде равна на сумата или разликата на ψ-функц. на двата водородни атома: ψмо= ψ1 ± ψ2 1сл.) ψмо= ψ1 + ψ2 – функц на двата атома имат един и същ знак. Тогава ел.плътност м/у двете ядра нараства и затова тази молекулна орбитала се нарича свързваща мол. орб. 2сл.) ψмо= ψ1 - ψ2 функц. на двата атома имат противопол. знак. Тогава ел. плътност м/у двете ядра е равна на 0. Такава мол. орбитала се нарича антисвързана мол. орб. бележи се с ψ*мо. Броят на получените мол. орбитали = броя на изходните атомни орбитали.
  1   2   3   4   5   6


База данных защищена авторским правом ©obuch.info 2016
отнасят до администрацията

    Начална страница