Курс лекций: Химическая термодинамика и кинетика. Химическая связь. Растворы

Протон обозначается , нейтрон .

Массовое число атома равно:

А = N + Z,

где N сумма нейтронов, Z сумма протонов, масса же электрона ничтожно мала (), т. е. суммой масс электронов можно пренебречь.

Из таблицы Менделеева можно извлечь следующие данные:

массовое число атомная масса;

порядковый номер элемента заряд ядра, он же и число протонов в ядре;

число нейтронов вычисляется по формуле:

N = A Z.

Пример. Указать состав атома .

А = 19, Z = 9, N = 19 9 = 10, e-1 = 9.

Совокупность атомов, обладающих одинаковым зарядом ядра, называется химическим элементом. Атомы, обладающие одинаковым зарядом ядра, но разными массами, называются изотопы.

Массу атомов и молекул принято выражать в виде относительной величины, в атомных единицах массы (а.е.м.). В настоящее время это углеродная единица, равная 1/12 части масссы атома углерода ().

3.2 Строение электронных оболочек атомов

В 1903 г. Томпсон предположил модель атома, состоящего из положительного ядра, в который вкраплены отрицательные заряды. Впоследствии эта модель была отвергнута, и Э. Резерфордом в 1911 г. была выдвинута планетарная модель атома. Он предположил, что положительно заряженное ядро находится внутри атома, а вокруг него, на большом расстоянии вращаются отрицательно заряженные электроны.

В 1913 г. Н Бор выдвинул 2 постулата:

Электорон, вращаясь по стационарной орбите, не излучает энергию.

При переходе с одной стационарной орбиты на другую, электрон может поглощать или излучать энергию, причём, если он переходит с дальней орбиты на ближнюю, он излучает энергию, а при переходе с ближней на дальнюю поглащает энергию.

Следствия:

E = E2 E1; Е = h

квант энергии, где h постоянная Планка, равная 6,62610-34 Дж/с;

частота излучения, она равна количеству колебаний световой волны, которые происходят на отрезке в 300000 км., за 1 секунду, или сколько длин волны укладывается на этом отрезке в 1 с.

2-ой постулат Бора гласит, что энергия квантуется (когда какая-нибудь величина имеет ряд строго определённых значений, говорят, что она квантована).

Однако, теория Бора не обьясняет, где находится электрон, когда переходит с одной орбиты на другую.

3.3 Основные положения квантовой химии

1-ая идея квантовой химии: а) вещество дискретно; б) энергия квантуется.

2-ая идея квантовой химии: корпускулярно-волновой дуализм.

3-я идея квантовой химии: вероятностный характер законов микромира.

Дискретность вещество состоит из отдельных микрочастиц. Именно эти частицы изучает квантовая химия. Идею квантования энергии, основываясь на спектрах излучения нагретых тел, выдвинул Планк.

Корпускулярно-волновой дуализм. Микрочастицы в микромире обладают и свойствами частицы, и свойствами волны.

Впервые корпускулярно-волновой дуализм был предположен для света (электромагнитного излучения). С одной стороны свет, это электромагнитная волна и для него характерны такие свойства, как интерференция и дифракция, а с другой стороны при наблюдении явления фотоэффекта, было выдвинуто предположение, что свет это поток частиц - фотонов. Была измерена даже масса фотона. Энергия фотона равна mc2.

Электрон тоже обладает двойственной природой: с одной стороны это частица, обладающая определённой массой и скоростью, с другой стороны электрон может вести себя как волна. Для потока электронов были обнаружены свойства интерференции и дифракции.

Электронография метод изучения строения вещества, основанный на волновых свойствах потока электрона.

Уравнение, связывающее корпускулярные и волновые свойства, это уравнение де Бройля.

Е = mc2; E = h = h; mc2 = h;

где длина волны, с скорость света, m масса фотона.

уравнение де Бройля для световой волны.

Для электрона уравнение де Бройля имеет вид:

,

где скорость электрона. Когда

, 0, = , .

Вероятностный характер законов микромира.

В 1927 г. Гейзинберг выдвинул принцип неопределённости; согласно этому принципу невозможно точно определить местоположение частицы и её импульс в данный момент времени.

,

где px погрешность импульса вдоль оси Х, x погрешность координаты, квант действия константа.

Пусть px 0, тогда x , т. к. ,

и наоборот, если

x 0,

px .

Примечание. Эта неопределённость не связана с неточностью приборов, она является следствием самой природы электрона.

Следствия принципа неопределённости:

Движение электронов в атоме это движение без траектории, поэтому понятие “орбита”, выдвинутая Бором, в настоящее время не принимается, т.е. можно говорить только с той или иной степенью вероятности о нахождении электрона на определенном расстоянии от ядра.

На основании принципа неопределенности можно объяснить, почему электрон не падает на ядро.

Законы движения микрочастиц в квантовой химии выражены уравнением Шредингера, который применил волновую функцию , для описания движения электрона в 3х мерном пространстве.

;

,

где оператор “набла”, волновая функция, Е полная энергия, Еп потенциальая энергия, (Е Еп) кинетичская энергия.

2dV вероятность нахождения электрона в элементарном обьёме dV.

Решение уравнения Шреденгера в полярной системе координат даёт 3 независимые величины, которые называются квантовыми числами электрона: n, l, me. Вводят также ms спиновое квантовое число, которое характеризует движение электрона вокруг своей оси.

Квантовые числа прастранственные и энергитические характеристики электрона. Электроны в атоме образуют электронную оболочку, которая состоит из электронных слоёв, а электронные слои состоят из атомных орбиталей.

Атомная орбиталь область наиболее вероятного нахождения электрона.

1). n главное квантовое число, оно характеризует размер электронного облака, т. е. расстояние от ядра до наиболее плотной части этого облака. Электроны, имеющие облака одинакового размера, независимо от формы, составляют электронный слой оболочки атома или энергитический уровень.

n принимает значения 1;2;3;…;. n соответствует номеру периода.

2). ? орбитальное квантовое число, оно характеризует форму электронного облака или энергетический подуровень. ? принимает значения от 0 до n 1.

Электроны, характеризующиеся значениями орбитального квантового числа 0,1, 2 и 3, называют соответственно s-электронами,р-электронами, d-электронами и f-электронами. При данном значении главного квантового числа n наименьшей энергией обладают s-электроны, затем р-, d- и f-электроны.

3). m? магнитное квантовое число, оно характеризует ориентацию электрона в поле, которое создают другие электроны.

Магнитное квантовое число принимает значения 2? + 1 ( ?, … 0, …+ ?).

Электронное облако определённого размера (с определённым значением n), определённой формы (с определённым значением ?), и определённым образом ориентированное в пространстве (с определённым значением m), называется электронной орбиталью и изображается в виде квантовой ячейки.

s d

p f

4). ms спиновое число.

Спиновое квантовое число отражает наличие у электрона собственного момента движения. Проекция собственного момента количества движения электрона на избранное направление и называется спином.

ms = Ѕ , т. е. электроны могут вращаться по часовой или против часовой стрелки. На одной электронной орбите могут находиться два электрона с противоположно направленными спинами.

Распределение электронов в многоэлектронных атомах.

Распределение электронов в многоэлектронных атомах основано на трех положениях: принципе минимума энергии, принципе В. Паули и правиле Ф Хунда.

1. Заполнение энергетических уровней и подуровней происходит согласно принципу минимальной энергии: минимальной энергией обладают уровни и подуровни, ближайшие к ядру: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d и т. д.

Правила Клечковского:

1). Минимальной энергии соответствует минимальное значение суммы n + ?.

2). Если эта сумма для двух электронов одинакова, то минимальная энергия (Emin) соответствует минимальному значению n.

Emin: 1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<4f?5d<6p.

2. Принцип Паули состоит в том, что

в атоме не может быть электронов, имеющих одинаковый набор всех четырех квантовых чисел.

Вспомним, что электрон может характеризоваться только одним набором 4-х квантовых чисел (n, l,ml и ms), а одной пространственной атомной орбитали (АО) соответствует состояние с фиксированными значениями 3-х квантовых чисел (n, l, ml). Тогда по принципу Паули для конкретной АО возможно лишь столько состояний электрона, сколько различных значений возможно для четвертого квантового числа ms. Для последнего возможны лишь два значения. Поэтому максимальное количество электронов для одной АО - 2. Два электрона, находящихся на одной орбитали и обладающие противоположно направленными спинами, называются спаренными. Согласно принципу Паули максимально возможное количество электронов на подуровне Nmax =2(2? + 1), так как каждому значению ? соответствует (2? + 1) значение магнитного квантового числа, т.е. (2? + 1) АО, а на каждой может находиться по 2 электрона.

На s подуровне Nmax = 2;

На р подуровне Nmax = 6;

На d подуровне Nmax = 10;

На f подуровне Nmax = 14.

Максимально возможное число таких комбинаций всех 4-х квантовых чисел при заданном значении n, чтобы не было двух одинаковых, дает нам максимальное число электронов на уровне Nmax=2n2.

Правило Хунда. Это правило определяет порядок размещения электронов в пределах одной электронной подоболочки для наиболее устойчивого состояния атома.

Оно гласит: в наиболее устойчивом состоянии атома электроны размещаются в пределах электронной подоболочки так, чтобы их суммарный спин был максимален.

Например: для электронной конфигурации 2р3 возможны следующие варианты размещения электронов

1.Суммарный спин электронов: Ѕ +Ѕ +Ѕ = 3/2

2. Суммарный спин электронов: Ѕ - Ѕ +Ѕ = Ѕ

3. Суммарный спин электронов: Ѕ - Ѕ +Ѕ = Ѕ

Только в первом случае, когда каждой АО соответствует электрон со спином +1/2, достигается максимальный суммарный спин. Значит, это и есть энегетически самое выгодное состояние системы.

Правило Хунда не запрещает другого распределения электронов в пределах электронной подоболочки. Состояние атома с меньшими значениями суммарного спина электронов будут энергетически менее выгодными и, в отличие от первого, называемого основным, будут относиться к возбужденным состояниям.

3.4 Составление электронных формул по двум квантовым числам

Максимальное заполнение энергетических уровней и подуровней.

1. Чтобы правильно составить электронную формулу элемента, нужно определить его положение в таблице Менделеева. Z заряд ядра,

А = Z + N; з = Z.

2. n - главное квантовое число и, значит, число энергетических уровней, соответствует № периода.