СТРОЕНИЕ АТОМА

СТРОЕНИЕ АТОМА
М ОДЕЛЬ Р ЕЗЕРФОРДА .
Суть планетарной модели строения атома (Э.Резерфорд,
1911 г.) можно свести к следующим утверждениям:

В центре атома находится положительно заряженное
ядро, занимающее ничтожную часть пространства
внутри атома.

Весь положительный заряд и почти вся масса атома
сосредоточены в его ядре (масса электрона равна
1/1823 а.е.м.).

Вокруг ядра вращаются электроны. Их число равно
положительному заряду ядра.
М ОДЕЛЬ Б ОРА

В 1913 г. датский физик Н.Бор предложил
свою теорию строения атома. Как и
Резерфорд, он считал, что электроны
двигаются вокруг ядра подобно планетам,
движущимся вокруг Солнца. Однако к этому
времени Дж.Франк и Г.Герц (1912 г.) доказали
дискретность энергии электрона в атоме и это
позволило Бору положить в основу новой
теории два необычных предположения
(постулата):
1 П ОСТУЛАТ Б ОРА
Электрон может вращаться вокруг ядра не по
произвольным, а только по строго определенным
(стационарным) круговым орбитам.
Радиус орбиты r и скорость электрона v связаны
квантовым соотношением Бора:
mrv = nћ
где m — масса электрона, n — номер орбиты, ћ —
постоянная Планка (ћ = 1,05∙10-34 Дж∙с).
2 П ОСТУЛАТ Б ОРА
При движении по стационарным орбитам электрон не
излучает и не поглощает энергии.
Таким образом, Бор предположил, что электрон в
атоме не подчиняется законам классической физики.
Согласно Бору, излучение или поглощение энергии
определяется переходом из одного состояния,
например с энергией Е1, в другое — с энергией Е2, что
соответствует переходу электрона с одной
стационарной орбиты на другую. При таком переходе
излучается или поглощается энергия ∆E, величина
которой определяется соотношением
∆E = E1 – E2 = hv,
где v — частота излучения, h = 2p ћ = 6,62∙10-34 Дж∙с.
К ВАНТОВАЯ МОДЕЛЬ
СТРОЕНИЯ АТОМА .
В последующие годы некоторые
положения теории Бора были
переосмыслены и дополнены. Наиболее
существенным нововведением явилось
понятие об электронном облаке, которое
пришло на смену понятию об электроне
только как частице. Теорию Бора сменила
квантовая теория, которая учитывает
волновые свойства электрона и других
элементарных частиц, образующих атом.
В
ОСНОВЕ СОВРЕМЕННОЙ
ТЕОРИИ СТРОЕНИЯ АТОМА
ЛЕЖАТ СЛЕДУЮЩИЕ
ОСНОВНЫЕ ПОЛОЖЕНИЯ :
1
Электрон имеет двойственную
(корпускулярно-волновую) природу. Он
может вести себя и как частица, и как
волна, подобно частице, электрон обладает
определенной массой и зарядом; в то же
время, движущийся электрон проявляет
волновые свойства, например,
характеризуется способностью к
дифракции. Длина волны электрона λ и его
скорость v связаны соотношением де
Бройля:
λ=h/mv,
где m — масса электрона.
Э КСПЕРИМЕНТАЛЬНОЕ
ПОДТВЕРЖДЕНИЕ
ГИПОТЕЗЫ ДЕ
Б РОЙЛЯ .
1927 г. - американские
физики К. Девиссон и
Л. Джермер:
пучок электронов,
рассеивающийся на
кристалле никеля, дает
отчетливую дифракционную
картину, подобную той,
которая возникает при
рассеянии на кристалле
коротковолнового
рентгеновского излучения. В
этих экспериментах кристалл
играл роль естественной
дифракционной решетки.
1928 г. английский физик
Дж. П. Томсон:
наблюдение
дифракционной картины,
возникающей при
прохождении пучка
электронов через тонкую
поликристаллическую
фольгу из золота.
Д ИФРАКЦИЯ
ЭЛЕКТРОНОВ
Картина дифракции электронов на
поликристаллическом образце при длительной
экспозиции (a) и при короткой экспозиции (b). В
случае (b) видны точки попадания отдельных
электронов на фотопластинку.
Э ЛЕКТРОННВЫЕ ВЛНЫ –
ВОЛНЫ ВЕРОЯТНОСТИ
Волновая функция
ψ(x,y,z,t)
ψ² - вероятность
нахождения
частицы в данной
точке в данный
Макс Борн момент времени
В ОЛНЫ
ВЕРОЯТНОСТИ

Подлетая к экрану со щелями, частицы
взаимодействуют с ним как волны де Бройля.

Поведение частиц в пространстве между экраном
со щелями и фотопластинкой описывается в
квантовой физике с помощью Ψ(x,y,z,t)-функций.

Квадрат модуля пси-функции определяет
вероятность обнаружения частицы в том или ином
месте. Таким образом, попадание частиц в
различные точки фотопластинки есть
вероятностный процесс.

Волны вероятности – электрнные волны.
В ОЛНОВЫЕ СВОЙСТВА
МАКРОСКОПИЧЕСКИХ ТЕЛ .

Впоследствии дифракционные явления были обнаружены
также для нейтронов, протонов, атомных и молекулярных
пучков.

Экспериментальное доказательство наличия волновых
свойств микрочастиц привело к выводу о том, что это
универсальное явление природы, общее свойство материи.

Следовательно, волновые свойства должны быть присущи и
макроскопическим телам. Однако вследствие большой
массы макроскопических тел их волновые свойства не могут
быть обнаружены экспериментально.

Например, пылинке массой 10–9 г, движущийся со
скоростью 0,5 м/с соответствует волна де Бройля с
длиной волны порядка 10-21 м, т. е. приблизительно на
11 порядков меньше размеров атомов. Такая длина
волны лежит за пределами доступной наблюдению
области.
К ВАНТОВАЯ

МЕХАНИКА
Гипотеза де Бройля основывалась на
соображениях симметрии свойств материи и
не имела в то время опытного
подтверждения. Но она явилась мощным
революционным толчком к развитию новых
представлений о природе материальных
объектов. В течение нескольких лет целый
ряд выдающихся физиков XX века –
В. Гейзенберг, Э. Шредингер, П. Дирак,
Н. Бор, М. Борн и другие – разработали
теоретические основы новой науки, которая
была названа квантовой механикой.
Т ЕОРИЯ Ш РЕДИНГЕРА
В 20-е годы прошлого века на смену модели Бора
пришла волновая модель электронной оболочки
атома, которую предложил австрийский физик Э.
Шредингер. К этому времени было экспериментально
установлено, что электрон имеет свойства не только
частицы, но и волны. Например, видимый нашими
глазами свет представляет собой электромагнитные
волны. Ряд свойств таких волн есть и у электрона.
Шредингер применил к электрону-волне
математические уравнения, описывающие движение
волны в трехмерном пространстве. Однако с
помощью этих уравнений рассчитывается не
траектория движения электрона внутри атома, а
вероятность найти электрон-волну в той или
иной точке пространства вокруг ядра.
Общее у волновой модели Шредингера и
планетарной модели Бора в том, что электроны в
атоме существуют на определенных уровнях,
подуровнях и орбиталях. В остальном эти модели не
похожи друг на друга. В волновой модели орбиталь это пространство около ядра, в котором можно
обнаружить заселивший ее электрон с
вероятностью 95%. За пределами этого
пространства вероятность встретить такой электрон
меньше 5%. Полученные с помощью
математического расчета такие "области
вероятности" нахождения в электронном облаке s- и
p-электронов показаны на рис
П РИНЦИП
НЕОПРЕДЕЛЕННОСТИ
Г ЕЙЗЕНБЕРГА
Почему вообще пришлось вводить такое понятие,
как вероятность нахождения электрона в той
или иной точке пространства около ядра?
Немецкий физик Гейзенберг в 1927 году
сформулировал принцип неопределенности,
являющийся одним из важнейших физических
принципов для описания движения
микрочастиц. Этот принцип вытекает из
фундаментального отличия микрочастиц от
обычных физических тел.
В чем же это отличие?
В КЛАССИЧЕСКОЙ МЕХАНИКЕ

предполагается, что человек может наблюдать
явление, не нарушая его естественного хода.
Например, можно наблюдать движение
небесных тел в телескоп, и это никак не
отразится на их движении. Астроном может
произвести измерения и составить точное
математическое описание движения объекта.
Используя полученные формулы, можно
предсказать, куда движется данный объект и
где он будет находиться в любой момент
времени.
В МИКРОМИРЕ ДЕЛО
ОБСТОИТ ИНАЧЕ .

Например, исследуя движение электрона с
помощью микроскопа (если бы такое было
возможно), мы бы наблюдали отраженные от
электрона волны света, энергия которых по
величине сопоставима с энергией самих
исследуемых частиц. Поэтому при
выполнении измерений нами неизбежно
вносились бы изменения в состояние
электрона (местоположение, скорость,
направление движения и т.д.). Значит, на
основании наших измерений бессмысленно
говорить о точном местоположении электрона
в каждый момент времени.
П РИНЦИП
НЕОПРЕДЕЛЕННОСТИ

Принцип неопределенности говорит о том, что
не следует пытаться вычислить точную
траекторию электрона вокруг ядра. Можно
лишь указать вероятность нахождения
электрона в том или ином участке пространства
около ядра в любой момент времени. Эта
вероятность поддается вычислению с помощью
математических методов.

ΔEΔt > h

ΔpΔx > h
Для электрона невозможно одновременно
точно, измерить координату и скорость. Чем
точнее мы измеряем скорость, тем больше
неопределенность в координате, и
наоборот. Математическим выражением
принципа неопределенности служит
соотношение
∆x∙m∙∆v>h,
где ∆х — неопределенность
положения координаты, ∆v — погрешность
измерения скорости.
П ОТНЦИАЛЬНЫЙ
БАРЬЕР
Прямоугольный потенциальный барьер и туннельный
эффект: 1 – поток частиц, падающих на барьер, 2 – поток
отражённых частиц, 3 – поток прошедших частиц.
Э ЛЕКТРОН
В КОРОБКЕ
Возникают стоячие волны
z
λ= 2L/ n
λ= h/mv
y
х
E=mv²/2
E=(h²/8mL²)n²
Э ЛЕКТРОННЫЕ ВОЛНЫ В
АТОМЕ
R= 1,0974*107 м-1
Т ЕОРИЯ
БОРА
n
К ВАНТОВЫЕ ЧИСЛА
ЭЛЕКТРОНОВ

Главное квантовое число (n). Определяет энергетический
уровень электрона, удаленность уровня от ядра, размер
электронного облака. Принимает целые значения (n = 1, 2, 3 ...) и
соответствует номеру периода. Из периодической системы для
любого элемента по номеру периода можно определить число
энергетических уровней атома и какой энергетический уровень
является внешним.

Пример: Элемент кадмий Cd расположен в пятом периоде,
значит n = 5. В его атоме электроны раcпределены по пяти
энергетическим уровням (n = 1, n = 2, n = 3, n = 4, n = 5); внешним
будет пятый уровень (n = 5).

Под главным квантовым числом, равным ∞, подразумевают, что
электрону сообщена энергия, достаточная для его полного
отделения от ядра (ионизация атома).
Электроны в атоме заселяют
ближайшие к ядру уровни и
подуровни, потому что в этом
случае их энергия меньше, чем
если бы они заселяли более
удаленные уровни. На каждом
уровне и подуровне может
помещаться только
определенное количество
электронов.
Подуровни, в свою очередь,
состоят из одинаковых по
энергии орбиталей
Образно говоря, если электронное облако атома сравнить с
городом или улицей, где "живут" все электроны данного
атома, то уровень можно сравнить с домом, подуровень - с
квартирой, а орбиталь - с комнатой для электронов. Все
орбитали какого-нибудь подуровня имеют одинаковую
энергию. На s-подуровне всего одна "комната"-орбиталь. На
p-подуровне 3 орбитали, на d-подуровне 5, а на f-подуровне
- целых 7 орбиталей. В каждой "комнате"-орбитали могут
"жить" один или два электрона. Запрещение электронам
находиться более чем по двое на одной орбитали называют
запретом Паули - по имени ученого, который выяснил эту
важную особенность строения атома. Каждый электрон в
атоме имеет свой "адрес", который записывается набором
четырех чисел, называемых "квантовыми".
l
К ВАНТОВЫЕ ЧИСЛА
ЭЛЕКТРОНОВ
Значит, еще раз: в пределах определенных уровней энергии электроны
могут отличаться своими энергетическими подуровнями. Существование
различий в энергетическом состоянии электронов, принадлежащих к
различным подуровням данного энергетического уровня, отражается
побочным (иногда его называют орбитальным) квантовым числом l т.е.
оно характеризует геометрическую форму орбитали.
Это квантовое число может принимать целочисленные значения от 0 до
n-1
(l = 0,1, ..., n - 1). Обычно численные значения l принято обозначать
следующими буквенными символами:
Значение l
01234
Буквенное обозначение
spdfg
К ВАНТОВЫЕ ЧИСЛА
l
ЭЛЕКТРОНОВ
l=0 s- подуровень, s- орбиталь – орбиталь сфера
l=1 p- подуровень, p- орбиталь – орбиталь гантель
l=2 d- подуровень, d- орбиталь – орбиталь сложной формы
f-подуровень, f-орбиталь – орбиталь еще более сложной
формы
S - орбиталь
Три p – орбитали
Пять d – орбиталей
m
К ВАНТОВЫЕ ЧИСЛА
ЭЛЕКТРОНОВ
Магнитное квантовое число (m) характеризует положение
электронной орбитали в пространстве и принимает
целочисленные значения от -I до +I, включая 0. Это означает,
что для каждой формы орбитали существует (2l + 1)
энергетически равноценных ориентации в пространстве.
Для s- орбитали (l = 0) такое положение одно и соответствует m
= 0. Сфера не может иметь разные ориентации в пространстве.
Для p- орбитали (l = 1) - три равноценные ориентации в
пространстве (2l + 1 = 3): m = -1, 0, +1.
Для d- орбитали (l = 2) - пять равноценных ориентаций в
пространстве (2l + 1 = 5): m = -2, -1, 0, +1, +2.
Таким образом, на s- подуровне - одна, на p- подуровне - три,
на d- подуровне – пять и т. д.
s
К ВАНТОВЫЕ ЧИСЛА
ЭЛЕКТРОНОВ
Спиновое квантовое число (s) характеризует
магнитный момент, возникающий при вращении
электрона вокруг своей оси. Принимает только
два значения +1/2 и –1/2 соответствующие
противоположным направлениям вращения.
Д ОМАШНЕЕ
ЗАДАНИЕ