Строение и свойства атомов в свете квантово- механической теории Периодический

квантово-
механической

Периодический закон – основа основ химии!!!

План
1. Принцип неопределенности В. Гейзенберга.
2. Уравнение Э. Шредингера. Атомная

статистический метод описания электрона
(принцип неопределенности)
Основы квантовой механики – современной

сведения и о скорости движения электрона и о его координатах

ħ – приведенная постоянная Планка, ħ = h/2π;
∆х – неопределенность в измерении координаты электрона, ∆р – неопределен-ность в измерении импульса;

ΔЕ – неопределенность энергии; Δt – неопределенность времени.

∆х∆р ≥ ħ
или ΔЕ •Δt = h/2π

Почему?

и большой энергией
НО!
Такое излучение будет взаимодействовать
с ē и изменит

описывается уравнением стоячей волны
Свойства частицы:
масса покоя m
энергия E

Свойства волны:
длина волны λ
частота волнового процесса (колебаний) ν

Э. Шредингер объединил в одном уравнении

U)ψ = 0
Δ2  + 8m2/h2 (E – U)ψ

(∂2ψ/∂х2 + ∂2ψ/∂y2 + ∂2ψ/∂z2 )=Δ2 - сумма вторых частных производных волновой функции по координатам

(x, y, z) - волновая функция, зависит от координат пространства

m – масса электрона,
h – постоянная Планка,
E – полная энергия электрона,
U – потенциальная энергия электрона

- это вероятность нахождения электрона в данной области пространства атома.

электрон находится в некотором объёме dV, вероятность найти его в этом объеме выразится формулой
∆Р = ψ2 (x, y, z) dV

dV = АО

ядро

z

x

y

АО

область наиболее вероятного нахождения электрона в пространстве вокруг ядра
А также:
-

- графическое изображение этой области (например, сфера, гантель и более сложные).

Размер и форма АО зависят от энергии электрона

некоторых целых чисел
Квантовые числа n, l, m

и среднее расстояние ē от ядра.
Может принимать значения n=1, 2,

Количество энергети-ческих уровней в атоме определяется номером периода, где находится атом. В I периоде –1 уровень, во II – уже 2 и т.д.

Уровни состоят из подуровней

и форму АО.
l может принимать значения от 0 до (n

При n=1 одно значение l =1-1=0
При n=2 два значения l=1-1=1, l=2-1=1
При n=3 три значения l=0, l=1, l=3-1=2
И т.д.

Количество подуровней и значений l равно величине n.

форма АО.
каждому значению l присвоено буквенное обозначение:
l: 0

s-подуровень, s-АО, s-электрон

d-подуровень, d-АО, d-электрон

р-подуровень, р-АО, р-электрон

4
s p d f

величина l – степень кривизны АО

Кривизна АО увеличивается

Энергия АО и ē увеличивается

При постоянном взаимном отталкивании ē их расположение на разных АО отвечает наименьшему их приближению друг к другу, и энергетически наиболее стабильному состоянию.

– это количество значений числа m.
Для каждого l возможно

возможно (2l+1) ориентаций АО в пространстве

Само же магнитное число может принимать следующие значения: m = 0 и все целые числа в интервале от –l до +l

m=0, m=1
l=2, d-AO
Кол-во m=5
5 ориентаций
m= -2, m= -1, m= 0,

m=1

m= -1

m=0

+1

- 1

- 2

+2

0

и против нее
Имеет собственный момент движения (вектор)
Спин (спиновое квантовое число)

Создает магнитное поле определенного направления

Может принимать только 2 значения: ms = +1/2 (проекция >0) или ms = ─1/2 (проекция <0)

ē и ē с противоположно направленными спинами (магнитными полями) притягиваются



Спаренные электроны

в атоме не может быть двух электронов с одинаковыми значениями

На любой АО могут находиться только 2 ē с антипараллельными спинами (одинаковы только 3 квантовых числа – n, l, m!)

порядке увеличения их энергии.
Энергия 2s–AO меньше, чем энергия 2p-AO

располагаются сначала по одному в свободных АО, чтобы сумма значений

возрастает энергия кулоновского отталкивания электронов друг от друга и энергия атома в целом тоже возрастает.

номера элемента происходит последовательно в порядке увеличения суммы (n +

3s ∑ n+l = 3+0 = 3
+12Mg 1s22s22p6 или ? 3< 4, значит 1s22s22p63s2
3p ∑ n+l = 3+1 = 4

4p ∑ n+l = 4 + 1 = 5
+21Sc 1s22s22p63s23p64s2 или? 5=5, но 3< 4, 1s22s22p63s23p64s23d1
3d ∑ n+l = 3 + 2 = 5

НО!

симме-тричным распре-делением заряда в пространстве
ИСКЛЮЧЕНИЯ ИЗ ПРАВИЛА:
По всем правилам:

Более вероятное:
Cr 1s22s22p63s23p64s13d5

Cu 1s22s22p63s23p64s13d10
Mo 1s22s22p63s23p64s23d104p65s14d5

– энергия, которую требуется затратить для удаления ē с его

Схема установки Франка и Герца для определения потенциала ионизации

Потенциал ионизации I – разность потенциалов, под воздействием которой ē приобретает энергию, соответствующую энергии ионизации (эВ)

Кал, Дж, эВ

2-го ē – второй потенциал ионизации I2
. . .
Отрыв

I1 < I2 < I3 < … In

Т.к. увеличивается заряд катиона n+

Увеличивается притяжение ē к ядру

групп.
Чем меньше I данного ē, тем легче он покидает

Восстановительные свойства – характерны для металлов (Na, Ca, Mg, Zn, Cd и др.)

Наиболее высокими значениями I обладают типичные неметаллы – элементы главных подгрупп с V по VIII групп. Максимальный – у инертных газов.

сродства атома к ē – энергия, которую надо затратить на

Энергия ионизации = ─ энергия сродства к ē

Е сродства увеличивается
Атом хуже присоединяет ē, но легче его отдает

заряда ядра:

в периоде с  Z – увеличивается

в группе с  Z – умень-шается

образовании химической связи в молекулах.
ЭО рассчитана теоретически
3 шкалы:
-

Cs 0,7

F 4,0

2H2O
ЭО=2,2
ЭО=3,5

H, O,

Вещества

простые

сложные

H2, O2, O3, N2, Mg

органические

неорганические

H2O, NH3, MgO

CCl3, C2H5OH, CH3COOH

P2O5, NH4OH, KMnO4, H2SO4

Ме+7, Ме+8
Na2O, MgO, BaO
Al2O3, MnO2, ZnO
CO2, P2O5, PbO2, Cr2O3, Mn2O7,

Гидроксиды:

основные

амфотерные

кислотные

NaOH, Mg(OH)2, Ba(OH)2

Al(OH)3, Mn(OH)4, Zn(OH)2

H2CO3, H3PO4, H2PbO3, H2CrO4, HMnO7, H2OsO5

с основными и амфотерными оксидами и гидроксидами с образованием солей:
CO2

оксидами и гидроксидами (см. предыдущий слайд):
Na2O + Al2O3 = 2NaAlO2
NaOH

3) Амфотерные оксиды и гидроксиды реагируют и с кислотными и с основными оксидами и гидроксидами (см. п.п. 1 и 2).

Образование кислых солей:
NaOH + H2SO4 = NaНSO4 + H2O
недостаток
избыток
Кислотный остаток

3) Образование основных солей:

2Mg(OH)2 + H2SO4 = (MgOH)2SO4 + 2H2O

недостаток

избыток

Основный остаток – (MgOH)─

К содержанию