 |
Энергетические характеристики атомов: энергия ионизации, сродство к электрону. Электроотрицательность.
|
|
|
|
ХИМИЯ
Квантово-механическая модель строения атома. Уравнение волны Л.Де Бройля.
Квантово-механическая модель строения атома
В основу КММ положена квантовая теория атома, согласно которой электрон обладает как свойствами частицы, так и свойствами волны. Другими словами, о местоположении электрона в определенной точке можно судить не точно, а с определенной долей вероятности. Поэтому в КММ орбиты Бора заменили орбиталями (эдакие "электронные облака" - области пространства в которых существует вероятность пребывания электрона).
Состояние электрона в атоме описывают с помощью 4 чисел, которые называют квантовыми:
1.Главное квантовое число n
Описывает:
среднее расстояние от орбитали до ядра;
энергетическое состояние электрона в атоме.
2.Значение l определяет форму орбитали, а n - ее размер
3.Магнитное квантовое число m
Описывает ориентацию орбиталей в пространстве.
4.Спиновое квантовое число ms
Описывает направление вращения электрона в магнитном поле
Во́лны де Бро́йля — волны вероятности, определяющие плотность вероятности обнаружения объекта в заданной точке конфигурационного пространства. В соответствии с принятой терминологией говорят, что волны де Бройля связаны с любыми частицами и отражают их волновую природу.
Принцип неопределённости Гейзенберга. Волновая функция. Атомная орбиталь.
Невозможно одновременно точно определить координаты частицы и её импульс. Соотношение неопределённостей показывает, что точное описание микро частицы невозможно. Из принципа неопределённости следует, что можно говорить только об определённой вероятности нахожднгия микро частицы в той или ионной области пространства.
|
|
|
Волновая функция комплекснозначная функция, используемая в квантовой механике для описания чистого состояния системы. Является коэффициентом разложения вектора состояния по базису. Согласно копенгагенской интерпретации квантовой механики плотность вероятности нахождения частицы в данной точке конфигурационного пространства в данный момент времени считается равной квадрату абсолютного значения волновой функции этого состояния в координатном представлении.
Атомная орбиталь - это область наиболее вероятного пребывания электрона в атоме. Атомная орибиталь ограничивает зону в которой вероятность нахождения электрона есть строго определенное нахождение
l=0, 1, 2, 3, …, (n-1)
Где «n-1» -значение главного квантового числа
Если l=0 тогда s
l=1 тогда p
l=2 тогда d
l=3 тогда f
Квантовые числа и их физический смысл. Формы s-,p-,d-атомных орбиталей.
Квантовое число в квантовой механике — численное значение какой-либо квантованной переменной микроскопического объекта (элементарной частицы, ядра, атома и т. д.), характеризующее состояние частицы. Задание квантовых чисел полностью характеризует состояние частицы.
1. n- гл квантовое число Определяет энергию.
2. l- азимутальное (орбитальное) квантовое число. Определяет момент импульса на орбите (орбитальный механический момент). Определяет форму орбиты. Из уравнения Шредингера следует, что данная величина дискретная, строго определенная.
3. m- магнитное квантовое число. Определяет проекцию момента импульса на ось. Определяет ориентацию орбиты в пространстве.
s-Орбитали, имеют сферическую форму и, следовательно, одинаковую электронную плотность в направлении каждой оси трехмерных координат. На первом электронном уровне каждого атома находится только одна s-орбиталь. Начиная со второго электронного уровня помимо s-орбитали появляются также три р-орбитали. Они имеют форму объемных восьмерок, именно так выглядит область наиболее вероятного местонахождения р-электрона в районе атомного ядра. Начиная с четвертого электронного уровня, у атомов появляются пять d-орбиталей, их заполнение электронами происходит у переходных элементов, начиная со скандия. Четыре d-орбитали имеют форму объемных четырехлистников, называемых иногда «клеверным листом», они отличаются лишь ориентацией в пространстве, пятая d-орбиталь представляет собой объемную восьмерку, продетую в кольцо.
|
|
|
Электронная структура атомов. Принципы заполнения энергетических уровней и подуровней атомах. Принцип наименьшей энергии. Правило Клечковского. Принцип Паули. Правило Хунда.
Электронная структура атомов может быть определена с привлечением метода эффективной массы (МЭМ), когда доноры рассматриваются как водородоподобные атомы (или им подобные). Однако данные об энергии основного состояния согласно МЭМ для доноров VI группы приблизительно на порядок меньше экспериментальных. Это объясняется вероятностью существования электронных состояний вблизи ядра примеси, где реальный потенциал сильнее, чем экранированный кулоновский, полученный МЭМ.
порядок заполнения их электронами:
СХЕМА
Как мы видим, наименьшее значение этой суммы соответствует орбиталям s-подуровня первого уровня. Орбиталям s-подуровня второго уровня соответствует наименьшее значение этой суммы из всех приведенных далее. Заполнение их происходит согласно 1-му правилу Клечковского. Две равные суммы чисел (n + l) соответствуют орбиталям подуровней 2p и 3s, 3p и 4s, 3d и 4p, но, согласно 2-му правилу Клечковского, первыми будут заполняться орбитали подуровня с меньшим значением n. Таким образом, порядок заполнения электронами энергетических подуровней следующий: 1s→ 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d → 4p → 5s → 4d → 5p → 6s → 5d1 → 4f → 5d2–10 → 6p → 7s → 6d1 → 5f → 6d2–… …
Из приведенного здесь порядка заполнения электронами энергетических подуровней прослеживается общая закономерность: орбитали d–подуровня предыдущего уровня заполняются позже, чем орбитали s–подуровня внешнего уровня (4s после 3d; 4d после 5s и т.д.). Исключение составляют орбитали 5d и 4f (сначала 1 электрон занимает подуровень 5d, затем заполняются орбитали 4f–подуровня и после них продолжает заполняться электронами подуровень 5d; аналогичное заполнение имеет место у орбиталей подуровней 6d и 5f).
|
|
|
Принцип наименьшей энергии.
Максимальная устойчивость атома (как системы) соответствует минимуму его полной энергии. В атоме каждый электрон стремится занять положение, соответствующее минимальному значению энергии, что отвечает наибольшей его связи с ядром. Последовательность заполнения энергетических уровней и подуровней в атоме электронами происходит в соответствии с этим принципом наименьшей энергии.
Правило Клечковского: сначала заполняются те подуровни, сумма n+l которых наименьшая. Если для двух подуровней сумма n+l равна, то сначала заполняется подуровень с меньшим n.
Принцип Паули: у атомов, имеющих больше одного электрна не может быть двух электронов с одинаковыми значениями всех четырех квантовых чисел. На одной орбитали могут находится только два электрона, причем с противоположные.
СХЕМА
Правило Хунда: в основном (невозбужденном) состоянии атома на подуровнях np, nd и nf всегда имеется максимальное количество неспаренных электронов (максимальный не спаренный спин). Подуровни p, d и f состоят из нескольких орбиталей, энергия которых одинакова, поэтому эти подуровни называются “вырожденными”: p подуровень вырожден трехкратно, d пятикратно и f семикратно. Для электронов этих подуровней соблюдается правило Хунда.
Электронные конфигурации атомов элементов Периодической системы. s-,p-,d-,f-электронные семейства элементов. Электронные формулы и электроно -графические диаграммы атомов в основаном и возбужденных состояниях. Электронные формулы и электроно -графические диаграммы ионов.
Распределение электронов по атомной орбитали называется электронной конфигурацией атома. В состветствие с электронной конфигурацией формируемого уровня все элементы деляться на семейства:
|
|
|
s -элементы
p -элементы
d –элементы СХЕМА
f –элементы
1,2,3 периоды называют малыми периодами периодической системы элементов. Исключение из правил Кличковского: Экспериментально установлено, что наиболее устойчивыми являются электронные конфигурации атомов, когда подуровень заполнен полностью либо на половину.
Семейства элементов
В зависимости от того, какой подуровень последним заполняется электронами, все элементы делятся на четыре типа – электронные семейства:
1. s – элементы; заполняется электронами s – подуровень внешнего уровня. К ним относятся первые два элемента каждого периода. Валентными1 являются электроны внешнего уровня.
2. p – элементы; заполняется электронами р – подуровень внешнего уровня. Это последние шесть элементов каждого периода (кроме I и VII). Валентными являются s- и p- электроны внешнего уровня.
3. d – элементы; заполняется электронами d – подуровень второго снаружи уровня, а на внешнем уровне – один или два электрона (y 46Pd – нуль). К ним относятся элементы вставных декад больших периодов, расположенных между s – и p – элементами (их также называют переходными элементами). Валентными являются s – электроны внешнего уровня и d – электроны предвнешнего уровня (второго снаружи).
4. f – элементы; заполняется электронами f – подуровень третьего снаружи уровня, а на внешнем уровне остается два электрона. Они расположены в 6 – м (4f – элементы) и 7 – м (5f – элементы) периодах периодической системы. 4f – элементы объединяют в семейство лантаноидов, а 5f – элементы – семейство актиноидов.
В периодической системе s – элементов 14, p – элементов 30, d – элементов 38, f – элементов 28.
Электронные формулы атомов в основных и возбужденных состояниях.
В основном 1S22S22P63S23P63d104S24P4
В возбужденном 1S22S22P63S23P63d104S14P34d2
Электронно –графическая формула
СХЕМА
Электронная формула иона
СХЕМА
Энергетические характеристики атомов: энергия ионизации, сродство к электрону. Электроотрицательность.
Энергия ионизации атома. Энергия, необходимая для отрыва электрона от невозбужденного атома, называется первой энергией (потенциалом) ионизации I:
Э + I = Э+ + е-
Энергия ионизации выражается в кДж/моль или эВ/моль. Энергии, необходимые для отрыва второго, третьего и последующих электронов, носят название второй (I2), третьей (I3) и т.д. энергий ионизации. Увеличение положительного заряда образовавшегося иона ведет к росту энергии ионизации (I1<I2< I3…).
Энергия ионизации возрастает в периодах от щелочных металлов к благородным газам и уменьшается в группах сверху вниз. Наименьшие энергии ионизации имеют щелочные металлы, начинающие периоды, а наибольшие – благородные газы, заканчивающие периоды. Энергии ионизации элементов, находящихся в главной подгруппе одной и той же группы уменьшаются с увеличением порядкового номера элемента.
|
|
|
Сродство к электрону. Энергетический эффект присоединения электрона к нейтральному атому называется сродством к электрону (Е):
Э + е- = Э- - Е
Сродство к электрону выражается в кДж/моль или эВ/моль.
Для элементов главных подгрупп сродство к электрону возрастает в периодах слева направо и уменьшается в группах сверху вниз. Максимальное значение сродства к электрону имеет фтор.
Электроотрицательность. Способность атома, находясь в составе устойчивой молекулы, смещать к себе электронную плотность характеризуется электроотрицательностью. Существует много способов количественной оценки электроотрицательности. Так, электроотрицательность по Малликену (χ) равна полусумме энергии ионизации и сродства к электрону:
χ = ½ (I + Е)
Для s- и р-элементов электроотрицательность возрастает в периодах слева направо и уменьшается в группах сверху вниз. Минимальное значение сродства к электрону имеет франций, а максимальное – фтор.
Современная формулировка Периодического закона Д.И.Менделеева. Периодическое изменение свойств элементов в соответствии с положением в Периодической системе (размер атома, энергия ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность).
Современная формулировка периодического закона звучит так: свойства элементов находятся в периодической зависимости от заряда их атомных ядер. Заряд ядра Z равен атомному (порядковому) номеру элемента в системе. Элементы, расположенные по возрастанию Z (H, He, Li, Be...), образуют 7 периодов. В 1-м — 2 элемента, во 2-м и 3-м — по 8, в 4-м и 5-м — по 18, в 6-м — 32. В 7-м периоде (на 1990) известны 23 элемента. В периодах свойства элементов закономерно изменяются при переходе от щелочных металлов к благородным газам. Вертикальные столбцы — группы элементов, сходных по свойствам. Внутри групп свойства элементов также изменяются закономерно (напр., у щелочных металлов при переходе от Li к Fr возрастает химическая активность). Элементы с Z = 58-71, а также с Z = 90-103, особенно сходные по свойствам, образуют 2 семейства — соответственно лантаноиды и актиноиды. Периодичность свойств элементов обусловлена периодическим повторением конфигурации внешних электронных оболочек атомов.
Размер атома
Можно определить относительную величину радиуса атома элемента по принципу:
- в периодах слева направо радиусы атомов элементов уменьшаются
-в главных подргуппах сверху вниз радиусы атомов элементов увеличиваются.
Есть варианты электронных таблиц, в которых справ даются численные значения радиусов атомов элементов.
Энергия ионизации
Энергия ионизации - это та энергия, которая необходима для отрыва электрона от атома. Величина энергии ионизации изменяется в периодах от наименьшего у щелочных металлов, к наибольшему у благородных газов; в группах (переход от неметаллов к металлам) с возрастанием заряда ядра и атомного радиуса энергия ионизации уменьшается, то есть чем меньше энергия ионизации, тем ярче выражены металлические свойства (восстановительная способность).
Сродство к электрону
Энергия, которая выделяется при присоединении электрона к атому, принято называть сродством к электрону (Eср) (кДж/моль или эВ).
Э0 + е = Э- + Еср
Величина Еср,очевидно, равна по величине и обратна по знаку энергии ионизации отрицательно заряженного атома; величины Еср меньше, чем I1, так как кулоновское взаимодействие между Э0 и меньше, чем между Э+ и. При этом характер изменения Еср = f(Z) такой же, как у I1, с учетом сдвига по шкале Z на одну единицу (так как у Э- на один электрон больше, чем у Э0, то одинаковой с Э- электронная конфигурация будет у элемента Э0 с большим на одну единицу порядковым номером.
Электроотрицательность
Электроотрицательность – это способность атомов в хим.соединениях притягивать к себе электроны, учавствующих в образовании хим.связи. Энергия, удерживающая электроны (свои и чужие) у атома Э (элемента) в расчете на 1 электрон. Эта величина определяет, в частности, полярность химических связей˸ она тем больше, чем больше разность электроотрицательностей соединяющихся атомов. Причем чем больше электроотрицательность атома, тем больший на нем отрицательный заряд, так как он с большей энергией притягивает к себе электроны. Наибольшими значениями c обладают галогены (самой большой электроотрицательностью характеризуется фтор), а наименьшими - щелочные металлы (Fr - наиболее электроположительный).
Обычно cизмеряют не в эВ или Дж, а в условных относительных единицах. Вместе с тем, c определяют не только по I1 и Eср, но и по термохимическим данным. По этой причине существует около 20 шкал электроотрицательностей. В наиболее употребительной из них (шкала Полинга) c (F) принята равной 4.0, а c (Li) = 1. Следует однако отметить, что элементу часто нельзя приписать одно значение c, так как оно должно зависеть от валентного состояния атома в соединении. Несмотря на это, электроотрицательность полезна и широко применяется для качественного объяснения химической связи.
Изменение величин в периодах и группах периодической системы Менделеева:
Электроотрицательность: с лева направо увеличивается, сверху вниз уменьшается.
Энергия ионизации: слева направо увеличивается, сверху вниз уменьшается.
Сродство к электрону: слева направо увеличивается, сверху вниз уменьшается.
|
|
|
