Схема строения атома водорода: Строение атома водорода (H), схема и примеры

Содержание

Строение атома водорода (H), схема и примеры

Общие сведения о строении атома водорода

Относится к неметаллам. Заряд ядра равен 1. Атомный вес может варьироваться: 1, 2, 3, что связано с наличием изотопов дейтерия и трития.

Электронное строение атома водорода

В атоме водорода имеется положительно заряженное ядро (+1), 1 протон и один электрон. Поскольку водород имеет самое простейшее строение атома из всех элементов Периодической системы, он хорошо изучен. В 1913 году Нильс Бор предложил схему строения атома водорода, согласно которой положительно заряженное ядро находится в центре, а вокруг него по единственной орбитали движется электрон (рис. 1). В соответствии с этой схемой он вывел спектр излучения этого химического элемента. Который был позже доказан с помощью квантово-механических расчетов уравнения Шредингера (1925-1930 годы).

Рис. 1. Схема строения атома водорода.

Электронная конфигурация атома водорода будет выглядеть следующим образом:

1s¹.

Водород относится к семейству s-элементов. Энергетическая диаграмма атома водорода имеет вид:

Единственный электрон, который имеется у водорода является валентным, т.к. участвует в образовании химических связей. В результате взаимодействия водород может как терять электрон, т.е. являться его донором, так и принимать, т.е. быть акцептором. В этих случаях атом превращается либо в положительно, либо отрицательно заряженный ион (H⁺/Н^—):

H⁰ –e →H⁺;

H⁰ +e →H^—.

Примеры решения задач

Понравился сайт? Расскажи друзьям!

Особенности строения атома водорода :: SYL.ru

Самый распространенный элемент в космосе, состоящий из самых легких атомов, — это водород. Он открыт еще в 14 столетии великим алхимиком Парацельсом. Ученого по праву считают основоположником не только медицины, но и химии. Строение атома водорода было в дальнейшем детально рассмотрено Нильсом Бором. Элемент был затем обнаружен астрономами в составе Солнца и других планет, а также в газовых звездных туманностях. В них происходит процесс превращения атомов водорода в атомы гелия, иными словами, наблюдается ядерная реакция. В нашей статье мы изучим не только строение атома водорода, но и рассмотрим характерные особенности свойств этого химического элемента.

Место элемента в периодической системе Менделеева

Водород – единственный химический элемент, находящийся сразу в двух группах периодической системы: 1 и 7. Объяснить следующий факт можно так: он проявляет двойственные химические свойства. Особое строение атома водорода позволяет ему отдавать свой единственный электрон атомам, например, активных элементов – неметаллов. Это прежде всего галогены: агрессивные по своим свойствам фтор, хлор, бром и йод. Легко взаимодействует H₂ и с халькогенами: серой, кислородом, селеном. В этом случае атомы водорода превращаются в катионы – положительно заряженные частицы.

Благодаря этой особенности элемент занимает место в первой группе периодической системы. Иначе выглядит механизм реакции между металлами и водородом. Согласно теории строения атома водорода по Н. Бору, элемент имеет один неспаренный электрон. Атом H принимает электроны от атомов активных щелочных или щелочноземельных металлов. Таким образом, его электронная конфигурация становится похожей на частицу инертного газа гелия. Единственный энергетический слой теперь полностью завершен. В данных процессах строение атома водорода изменяется и он переходит в форму аниона. Именно по этой причине элемент одновременно располагается в периодической системе еще и в ее 7 группе.

Все в сравнении

Продолжая изучать особенности строения водородных частиц, давайте посмотрим, насколько их внутренняя структура влияет на поведение элемента в реакциях. Для этого обратим внимание на его ближайших соседей по периодической системе и определим, каково строение атомов водорода, гелия и лития. С частицами инертного газа водород объединяет одинаковое количество энергетических уровней, с литием – похожее строение внешнего энергетического слоя, на котором расположен один электрон. Однако свойства водорода сильно отличаются как от инертного газа, так и от щелочного металла. Этот факт доказывает, что все характеристики химического элемента полостью определяются строением атома и молекулы водорода, то есть количеством энергетических уровней и распределением электронов на них.

Рождающий воду

Название элемента говорит о том, что соединение его атомов с частицами кислорода приводит к появлению такого уникального и важного для Земли вещества, как вода. В обычных условиях эта реакция не происходит, температура горения газовой смеси достигает 2800 °C. В лаборатории взаимодействие между H₂и O₂в соотношении 2:1 приводит к взрыву. Сама смесь получила название гремучего газа, а процесс, протекающий в ней, идет по свободно-радикальному механизму. Если его не контролировать, то реакция заканчивается серьезной проблемой – мощным взрывом. По этой причине, несмотря на его исключительную легкость, от водорода отказались как от наполнителя для воздушных летательных аппаратов. Печальным поводом послужило крушение в 1937 году дирижабля «Гинденбург», направлявшегося в Америку. Посмотрим теперь, как строение атома водорода влияет на физические признаки газа.

Водород, дейтерий, тритий

Пусть вас не удивляет приведенный выше перечень терминов. Речь идет все об одном и том же химическом элементе водороде, заряд ядра атома которого равен +1. Второе и третье названия – это имена изотопов. Причина их различий заключается в количестве нейтронов в ядре, тогда как протонное число всех трех видов частиц одинаково. У дейтерия два нейтрона, у трития – 3, сам же водород имеет 1 нейтрон в составе своего ядра. Вода, содержащая в составе своих молекул дейтерий, называется тяжелой. Ее можно обнаружить в прудах-охладителях атомных станций, а также в составе цитоплазмы клеток, имеющих нарушения нормального метаболизма.

Электронное строение атома водорода

Схема, приведенная ниже, поможет нам понять специфику поведения простого вещества H₂ в различных химических взаимодействиях.

Наличие единственного электрона, занявшего s-орбиталь первого энергетического уровня, обеспечивает постоянную валентность водорода, равную 1. В большинстве случаев этот электрон покидает пространство атома и переходит во владение более электроотрицательных элементов. Лишь реакции с металлами позволяют водороду притянуть в сферу влияния собственного ядра электрон от атомов активных щелочных или щелочноземельных элементов, образуя белые кристаллические соединения — их гидриды.

Активный и агрессивный

Атомарный водород, так сказать, легок на подъем. Его быстроте в восстановлении металлов из их оксидов могут позавидовать другие восстановители вроде углерода или его окислов. Так же активно атомы H соединяются с частицами серы, кислорода, фосфора. А пламя горелки с атомарным водородом дает разогрев выше 4000 °C. По этой причине такими приборами легко обрабатывать поверхности металлов: резать или сваривать их.

Атомарный водород хорошо зарекомендовал себя в качестве восстановителя чистых металлов — вольфрама, молибдена — из их руд, представленных в основном оксидами. Встречаясь с такими же атомами, как и он сам, водород образует устойчивую и пассивную структуру – молекулу. Оба атома H держатся друг за друга с помощью общей электронной пары, являясь образцом стабильной ковалентной неполярной связи. Она прочная и обеспечивает устойчивость молекул H₂ как в условиях земного существования, так и на просторах космоса. Не обошлась без водорода и пищевая промышленность, в которой его применяют для гидрогенизации масел и получения модных в современной диетологии низкокалорийных спредов.

В нашей статье мы рассмотрели, каково строение атома водорода, и выяснили, как оно влияет на свойства простого вещества

Атом водорода — это… Что такое Атом водорода?

Атом водорода — физическая система, состоящая из атомного ядра, несущего элементарный положительный электрический заряд, и электрона, несущего элементарный отрицательный электрический заряд. В состав атомного ядра может входить протон или протон с одним или несколькими нейтронами, образуя изотопы водорода. Электрон преимущественно находится в тонком концентрическом шаровом слое вокруг атомного ядра, образуя электронную оболочку атома. Наиболее вероятный радиус электронной оболочки атома водорода в стабильном состоянии равен боровскому радиусу a₀ = 0,529 Å.

Атом водорода имеет специальное значение в квантовой механике и релятивистской квантовой механике, поскольку для него проблема двух тел имеет точное или приближенное аналитическое решения. Эти решения применимы для разных изотопов водорода, с соответствующей коррекцией.

В квантовой механике атом водорода описывается двухчастичной матрицей плотности или двухчастичной волновой функцией. Также упрощенно рассматривается как электрон в электростатическом поле бесконечно тяжёлого атомного ядра, не участвующего в движении (или просто в кулоновском электростатическом потенциале вида 1/r). В этом случае атом водорода описывается редуцированной одночастичной матрицей плотности или волновой функцией.

В 1913 году Нильс Бор предложил модель атома водорода, имеющую множество предположений и упрощений, и вывел из неё спектр излучения водорода. Предположения модели не были полностью правильны, но тем не менее приводили к верным значениям энергетических уровней атома.

Результаты расчётов Бора были подтверждены в 1925—1926 годах строгим квантово-механическим анализом, основанном на уравнении Шрёдингера. Решение уравнения Шрёдингера для электрона в электростатическом поле атомного ядра выводится в аналитической форме. Оно описывает не только уровни энергии электрона и спектр излучения, но и форму атомных орбиталей.

Решение уравнения Шрёдингера

Решение уравнения Шрёдингера для водородного атома использует факт, что кулоновский потенциал является изотропным, то есть не зависит от направления в пространстве, другими словами, обладает сферической симметрией. Хотя конечные волновые функции (орбитали) не обязательно сферически симметричны, их зависимость от угловой координаты следуют полностью из изотропии основного потенциала: собственные значения оператора Гамильтона можно выбрать в виде собственных состояний оператора углового момента. Это соответствует тому факту, что угловой момент сохраняется при орбитальном движении электрона вокруг ядра. Отсюда следует, что собственные состояния гамильтониана задаются двумя квантовыми числами углового момента l и m (целые числа). Квантовое число углового момента l может принимать значения 0, 1, 2… и определяет величину углового момента. Магнитное квантовое число может принимать m = −l, …, +l; оно определяет проекцию углового момента на (произвольно выбранную) ось z.

В дополнение к математическим выражениям для волновых функций полного углового момента и проекции углового момента, нужно найти выражение для радиальной зависимости волновой функции. В потенциале 1/r радиальные волновые функции записываются с использованием полиномов Лагерра). Это приводит к третьему квантовому числу, которое называется основным квантовым числом n и может принимать значения 1, 2, 3… Основное квантовое число в атоме водорода связано с полной энергией атома. Заметим, что максимальное значение квантового числа углового момента ограничено основным квантовым числом: оно может изменяться только до n − 1, то есть l = 0, 1, …, n−1.

Из-за сохранения углового момента состояния с одинаковыми l, но различными m в отсутствие магнитного поля имеют одну и ту же энергию (это выполняется для всех задач с аксиальной симметрией). Кроме того, для водородного атома состояния с одинаковыми n, но разными l также вырождены (то есть имеют одинаковую энергию). Однако это свойство — особенность лишь атома водорода (и водородоподобных атомов), оно не выполняется для более сложных атомов, которые имеют (эффективный) потенциал, отличающийся от кулоновского (из-за присутствия внутренних электронов, экранирующих потенциал ядра).

Если мы примем во внимание спин электрона, то появится последнее, четвёртое квантовое число, определяющее состояния атома водорода — проекция углового момента собственного вращения электрона на ось Z. Эта проекция может принимать два значения. Любое собственное состояние электрона в водородном атоме полностью описывается четырьмя квантовыми числами. Согласно обычным правилам квантовой механики, фактическое состояние электрона может быть любой суперпозицией этих состояний. Это объясняет также, почему выбор оси Z для квантования направления вектора углового момента является несущественным: орбиталь для данных l и $m^\prime,$ полученных для другой выделенной оси $Z^\prime,$ всегда представляется как подходящая суперпозиция различных состояний с разными m (но тем же самым l), которые были получены для Z.

Рассмотрим сейчас решение уравнения Шрёдингера для атома водорода. Так как потенциальная функция электрона в атоме водорода имеет вид $U(r)=-\tfrac{e^2}{r},$ где e — заряд электрона (и протона), r — радиус-вектор, то уравнение Шрёдингера запишется следующим образом:

$\Delta\psi + \frac{2m}{\hbar^2} \left( E+\frac{e^2}{r} \right) \psi = 0.$

Здесь ψ — волновая функция электрона в системе отсчёта протона, m — масса электрона, $\hbar = {h \over 2 \pi}$ — постоянная Планка, E — полная энергия электрона, $\Delta = \frac{\partial^2}{\partial x^2} + \frac{\partial^2}{\partial y^2} + \frac{\partial^2}{\partial z^2}$ — оператор Лапласа. Так как потенциальная функция зависит от r, а не от координат по отдельности, удобно будет записать лапласиан в сферической системе координат $(r,\theta,\varphi).$ В ней он выглядит следующим образом:

$\Delta\psi = \frac{1}{r^2}\frac{\partial}{\partial r} \left( r^2\frac{\partial\psi}{\partial r} \right) + \frac{1}{r^2\sin^2\theta} \frac{\partial^2\psi}{\partial\varphi^2} + \frac{1}{r^2\sin\theta} \frac{\partial}{\partial\theta} \left( \sin\theta \frac{\partial\psi}{\partial\theta} \right).$

Уравнение Шрёдингера в сферических координатах:

$\frac{1}{r^2}\frac{\partial}{\partial r} \left( r^2\frac{\partial\psi}{\partial r} \right) + \frac{1}{r^2\sin^2\theta} \frac{\partial^2\psi}{\partial\varphi^2} + \frac{1}{r^2\sin\theta} \frac{\partial}{\partial\theta} \left( \sin\theta \frac{\partial\psi}{\partial\theta} \right) + \frac{2m}{\hbar^2} \left( E+\frac{e^2}{r} \right) \psi = 0.$

В этом уравнении $\psi$ — функция трёх переменных $(r,\theta,\varphi).$ Разделим его на три более простых уравнения. Для этого представим функцию $\psi(r,\theta,\varphi)$ как произведение трех функций: $\psi(r,\theta,\varphi) = R(r)\Theta(\theta)\Phi(\varphi).$ Эти функции будем обозначать просто $R,\Theta,\Phi.$ Тогда

${\frac{{\partial}{\psi}}{{\partial}r}} = {\frac{{\partial}R}{{\partial}r}}{\Theta}{\Phi}, ~~{\frac{{\partial}{\psi}}{{\partial}{\theta}}} = {\frac{{\partial}{\Theta}}{{\partial}{\theta}}}R{\Phi}, ~~{\frac{{\partial}{\psi}}{{\partial}{\varphi}}} = {\frac{{\partial}{\Phi}}{{\partial}{\varphi}}}{\Theta}R.$

После подстановки значений частных производных в уравнение Шрёдингера получим:

${\frac{1}{r^2}}{\frac{\partial}{{\partial}r}} \left({r^2}{\frac{{\partial}R}{{\partial}r}} \right){\Theta}{\Phi} + {\frac{1}{{r^2}{\sin^2}{\theta}}}{\frac{{{\partial}^2}{\Phi}}{{\partial}{{\varphi}^2}}{\Theta}{R}} + {\frac{1}{{r^2}{\sin}{\theta}}}{\frac{\partial}{{\partial}{\theta}}} \left(\sin\theta {\frac{{\partial}{\Theta}}{{\partial}{\theta}}} \right){R}{\Phi} + {\frac{2m}{\hbar^2}}{ \left(E+{\frac{e^2}{r}} \right){R}{\Theta}{\Phi}} = 0.$

Умножим уравнение на $\tfrac{r^2\sin^2\theta}{R\Theta\Phi}:$

${\frac{{\sin^2}{\theta}}{R}}{\frac{\partial}{{\partial}r}} \left({r^2}{\frac{{\partial}R}{{\partial}r}} \right) + {\frac{1}{\Phi}}{\frac{{{\partial}^2}{\Phi}}{{\partial}{{\varphi}^2}}} + {\frac{\sin\theta}{\Theta}}{\frac{\partial}{{\partial}{\theta}}} \left(\sin\theta {\frac{{\partial}{\Theta}}{{\partial}{\theta}}} \right) + \frac{2mr^2\sin^2\theta}{\hbar^2} \left(E+{\frac{e^2}{r}} \right) = 0.$

Второе слагаемое тут зависит только от φ. Перенесём его в правую часть равенства.

$\frac{\sin^2\theta}{R} \frac{\partial}{\partial r} \left(r^2\frac{\partial R}{\partial r} \right) + \frac{\sin\theta}{\Theta} \frac{\partial}{\partial\theta} \left(\sin\theta \frac{\partial\Theta}{\partial\theta} \right) + \frac{2mr^2\sin^2\theta}{\hbar^2} \left( E+\frac{e^2}{r} \right) = - \frac{1}{\Phi} \frac{\partial^2\Phi}{\partial\varphi^2}.~~~(1)$

Равенство возможно, когда обе части равны какой-то постоянной величине. Обозначим её ~m_l^2. Следовательно,

$\frac{\partial^2\Phi}{\partial\varphi^2}=-m_l^2\Phi.$

Решением этого уравнения являются функции

$\Phi=A~\sin(m_l\varphi),~~\Phi=A\cos(m_l\varphi).$

Угол φ может изменяться от 0 до 2π. Функция $\Phi$ должна быть периодической с периодом 2π. Это возможно, только если $m_l = 0, \pm 1, \pm 2, \pm 3,\dots$ Таким образом, из решения уравнения Шрёдингера получаем значение одного из квантовых чисел (конечно, из него можно получить их все). Число m_l называется магнитным квантовым числом.

Далее, интегрируя квадрат модуля функции $\Phi$ от 0 до 2π и приравнивая полученное выражение к единице, получим, что $A=\tfrac{1}{\sqrt{2\pi}}.$

Далее рассмотрим левую часть уравнения (1). Она, конечно, равна m_l^2:

$\frac{\sin^2\theta}{R}\frac{\partial}{\partial r} \left(r^2 \frac{\partial R}{\partial r} \right) + \frac{\sin\theta}{\Theta} \frac{\partial}{\partial \theta} \left(\sin\theta \frac{\partial \Theta}{\partial \theta} \right) + \frac{2mr^2\sin^2\theta}{\hbar^2} \left(E+\frac{e^2}{r} \right) = m_l^2.$

Разделим уравнение на $\sin^2\theta:$

$\frac{1}{R} \frac{\partial}{\partial r} \left(r^2 \frac{\partial R}{\partial r} \right) + \frac{1}{\Theta\sin\theta} \frac{\partial}{\partial\theta} \left( \sin\theta \frac{\partial\Theta}{\partial\theta} \right) + \frac{2mr^2}{\hbar^2} \left( E+\frac{e^2}{r} \right) = \frac{m_l^2}{\sin^2\theta}.$

После аналогичного вышеуказанному перенесению второго слагаемого в правую часть и обозначения величины, которой равны эти части, через $\beta,$ получаем

$\frac{m_l^2}{\sin^2\theta} - \frac{1}{\Theta\sin\theta} \frac{\partial}{\partial\theta} \left(\sin\theta \frac{\partial\Theta}{\partial\theta} \right) = \beta.$

$\frac{1}{R} \frac{\partial}{\partial r} \left(r^2\frac{\partial R}{\partial r} \right) + \frac{2mr^2}{\hbar^2} \left( E+\frac{e^2}{r} \right) = \beta.$

Решение этих двух последних уравнений приводит к значениям l и n соответственно. Три квантовых числа в совокупности полностью описывают состояния электрона в атоме водорода.

Модуль полной энергии электрона в стационарном состоянии в атоме водорода обратно пропорционален n^2. Число n называется главным квантовым числом. Оно может иметь значения от 1 до $\infty.$ Его связь с энергией см. ниже.

Число l называется азимутальным квантовым числом и определяет орбитальный момент количества движения электрона и форму электронного облака; может иметь значения от 0 до n − 1 (n здесь относится к энергетическом уровню, на котором находится рассматриваемый электрон).

Магнитное квантовое число m_l определяет проекцию орбитального момента количества движения на выбранную ось в магнитном поле. Эта проекция равна $m_l \hbar.$

Математическое описание атома водорода

Энергетический спектр

Энергетические уровни атома водорода, включая подуровни тонкой структуры, записываются в виде

$E_{nj} = \frac{E_0}{n^2} \left(1 + \frac{\alpha^2}{n^2}\left(\frac{n}{j+\frac{1}{2}} - \frac{3}{4} \right) \right) \,$

где

$~\alpha$ — постоянная тонкой структуры,

— собственное значение оператора полного момента импульса.

Энергию ~E_0 можно найти в простой модели Бора, с массой электрона ~m_e и зарядом электрона e:

$E_0 = -\frac{m_e e^4}{8h^2 \varepsilon_0^2}$ (в системе СИ),

где h — постоянная Планка, $\varepsilon_0~-$ электрическая постоянная. Величина E₀ (энергия связи атома водорода в основном состоянии) равна 13,62323824 эВ = 2,182700518·10⁻¹⁸ Дж. Эти значения несколько отличаются от действительного значения E₀, поскольку в расчёте не учтена конечная масса ядра и эффекты квантовой электродинамики.

Волновые функции

В сферических координатах волновые функции имеют вид:

$\psi_{nlm}(r,\theta,\varphi) = \sqrt {{\left ( \frac{2}{n a_0} \right )}^3\frac{(n-l-1)!}{2n {\cdot} (n+l)!} } {\cdot} \exp{ \left( {- \frac{r}{n a_0}} \right) } {\cdot} {\left( \frac{2r}{n a_0} \right)}^{l} L_{n-l-1}^{2l+1}{ \left( \frac{2r}{n a_0} \right)} \cdot Y_{l,m}(\theta, \varphi ),$

где:

— Боровский радиус.

$L_{n-l-1}^{2l+1}(\rho)$ — обобщённые полиномы Лагерра степени

от функции $~\frac{2r}{n a_0}.$

$Y_{l,m}(\theta, \varphi ) \,$ — нормированные на единицу сферические функции.

Угловой момент

Собственные значения для оператора углового момента:

Нахождение энергии электрона из модели Бора

Вычислим уровни энергии атома водорода без учёта тонкой структуры, используя простую модель атома Бора. Для этой цели можно сделать грубое допущение электрона, двигающегося по круговой орбите на фиксированном расстоянии. Приравнивая кулоновскую силу притяжения $~\frac{e^2}{4\pi \varepsilon_0 r_n^2}$ центростремительной силе $~\frac{m_e v^2}{r},$ получим:

$~\frac{e^2}{4 \pi \varepsilon_0 r_n} = m_e v_n^2 .$

Здесь ~m_e~- масса электрона, ~v_n~- его скорость на орбите радиуса ~r_n, $~\varepsilon_0~-$ диэлектрическая проницаемость вакуума (электрическая постоянная).

Отсюда кинетическая энергия электрона

$~\frac{m_e v_n^2 }{2} = \frac{e^2}{8\pi \varepsilon_0 r},$

где ~r~- расстояние от электрона до ядра.

Потенциальная его энергия

$~E_{pot} = -\frac{e^2}{4\pi \varepsilon_0 r}.$

Полная энергия, соответственно, равна

$~E = -\frac{e^2}{8\pi \varepsilon_0 r}.$

Для нахождения радиуса r_n стационарной орбиты с номером n рассмотрим систему уравнений, в которой второе уравнение есть математическое выражение первого постулата Бора $~m_e v_n r_n = \frac{nh}{2\pi}:$

$~\frac{m_e v_n^2}{r_n} = \frac{e^2}{4\pi \varepsilon_0 r_n^2},$

$~m_e v_n r_n = \frac{nh}{2 \pi}.$

Отсюда получаем выражение для радиуса стационарной орбиты с номером n:

$~r_n =\frac{\varepsilon_0 n^2 h^2}{\pi m_e e^2}.$

Радиус первой орбиты оказывается равным $~r_1 = a_0 ~ \approx ~5,291769241\times 10^{-11}$ метра. Эта константа называется боровским радиусом.

Подставляя это значение в выражение для энергии, получим, что

$~E_n = -\frac{1}{n^2} \frac{m_e e^4}{8h^2 \varepsilon_0^2}.$

Отсюда мы можем найти волновое число (по определению это обратная длина волны или число длин волн, укладывающихся на 1 см) фотона, излучаемого атомом водорода за один переход из возбужденного состояния с главным квантовым числом ~n_1 в состояние с неким фиксированным главным квантовым числом ~n_2.

$~\upsilon = R_H \left( \frac{1}{n_2^2} - \frac{1}{n_1^2} \right),$

где $~R_H = \frac{m_e e^4}{8h^2 \varepsilon_0^2}~-$ постоянная Ридберга (она равна 109 737,31568539 см⁻¹).

Визуализация орбиталей атома водорода

Плотность вероятности для электрона при различных квантовых числах (l)

Изображение справа показывает первые несколько орбиталей атома водорода (собственные функции гамильтониана). Они представляют собой поперечные сечения плотности вероятности, величина которой отражена цветом (чёрный цвет соответствует минимальной плотности вероятности а белый — максимальной). Квантовое число углового момента l обозначено в каждой колонке, используя обычные спектроскопические обозначения (s означает l = 0; p: l = 1; d: l = 2). Главное квантовое число n (= 1, 2, 3…) отмечено справа от каждого ряда. Для всех картин магнитное квантовое число m равно 0, и сечение взято в плоскости — XZ, Z — вертикальная ось. Плотность вероятности в трёхмерном пространстве получается при вращении картинки вокруг оси Z.

Основное состояние, то есть состояние самой низкой энергии, в котором обычно находится электрон, является первым, состоянием 1s (n = 1, l = 0). Изображение с большим количеством орбиталей доступно до более высоких чисел n и l. Отметим наличие чёрных линий, которые появляются на каждой картинке, за исключением первой. Они — узловые линии (которые являются фактически узловыми поверхностями в трёх измерениях). Их общее количество всегда равно n − 1, которое является суммой числа радиальных узлов (равного n − l − 1) и числа угловых узлов (равного l).

Строение и свойства атома водорода

Образование атома водорода и его спектр излучения

При попадании в электрическое поле положительно заряженного протона отрицательно заряженного электрона происходит захват последнего протоном — образуется атом водорода. Образовавшийся атом водорода находится в возбуждённом состоянии. Время жизни атома водорода в возбуждённом состоянии — ничтожные доли секунды (10⁻⁸ — 10⁻¹⁰сек)^[1], однако очень высоковозбуждённые атомы в бесстолкновительной среде могут существовать до секунд. Снятие возбуждения атома происходит за счёт излучения фотонов с фиксированной энергией, проявляющихся в характерном спектре излучения водорода. Поскольку газообразный атомарный водород содержит множество атомов в различных степенях возбуждения, спектр состоит из большого числа линий.

Схема происхождения спектра атомарного водорода представлена на рисунке.^[2].

Линии спектра серии Лаймана обусловлены переходом электронов на нижний уровень с квантовым числом n = 1 с уровней с квантовыми числами n = 2, 3, 4, 5, 6… Линии Лаймана лежат в ультрафиолетовой области спектра. Линии спектра серии Бальмера обусловлены переходом электронов на уровень с квантовым числом n = 2 с уровней с квантовыми числами n = 3, 4, 5, 6… и лежат в видимой области спектра.

Линии спектра серий Пашена, Брэкета и Пфунда обусловлены переходом электронов на уровни с квантовыми числами n, равными 3, 4 и 5 (соответственно), и расположены в инфракрасной области спектра.^[3].

В нормальном (основном) состоянии (главное квантовое число n = 1) атом водорода в изолированном виде может существовать неограниченное время. Согласно квантохимическим расчетам, радиус мест наибольшей вероятности нахождения электрона в атоме водорода в нормальном состоянии (главное квантовое число n = 1) равен 0,529 Å. Этот радиус является одной из основных атомных констант, он получил название боровский радиус (см. выше). При возбуждении атома водорода электрон проходит на более высокий квантовый уровень (n = 2, 3, 4 и т. д.), при этом радиус мест наибольшей вероятности нахождения электрона в атоме возрастает пропорционально квадрату главного квантового числа:

r_n = a₀ · n².

Возбуждение и ионизация атома водорода

Уровни энергии атома водорода.

Возбуждение атома водорода происходит при нагревании, электроразряде, поглощении света и т. д., причём в любом случае атом водорода поглощает определённые порции — кванты энергии, соответствующие разности энергетических уровней электронов. Обратный переход электрона сопровождается выделением точно такой же порции энергии. Квантовые переходы электрона соответствуют скачкообразному изменению концентрического шарового слоя вокруг ядра атома водорода, в котором преимущественно находится электрон (шаровым слой является только при нулевом значении азимутального квантового числа l).

Согласно квантовомеханическим расчётам, наиболее вероятное расстояние электрона от ядра в атоме водорода равно боровскому радиусу ~ 0,53 Å при n = 1; 2,12 Å — при n = 2; 4,77 Å — при n = 3 и так далее. Значения этих радиусов относятся как квадраты натуральных чисел (главного квантового числа) 1² : 2² : 3²…. В очень разреженных средах (например, в межзвёздной среде) наблюдаются атомы водорода с главными квантовыми числами до 1000 (ридберговские атомы), чьи радиусы достигают сотых долей миллиметра.

Если электрону в основном состоянии придать дополнительную энергию, превышающую энергию связи E₀ ≈ 13,6 эВ, происходит ионизация атома водорода — распад атома на протон и электрон.

Радиальное распределение вероятности нахождения электрона в атоме.

Строение атома водорода в основном состоянии

Радиальная зависимость dp(r)/dr плотности вероятности нахождения электрона в атоме водорода, находящемся в основном состоянии, представлена на рисунке. Эта зависимость даёт вероятность того, что электрон будет обнаружен в тонком шаровом слое радиуса r толщиной dr с центром в ядре. Площадь этого слоя равна S = 4πr², его объём dV = 4πr²dr. Общая вероятность нахождения электрона в слое равна (4πr²dr) ψ², поскольку в основном состоянии волновая функция электрона сферически симметрична (то есть постоянна в рассматриваемом шаровом слое). Рисунок выражает зависимость dp(r)/dr = 4πr²ψ². Кривая радиального распределения плотности вероятности dp(r)/dr нахождения электрона в атоме водорода имеет максимум при a₀. Этот наиболее вероятный радиус совпадает с боровским радиусом. Размытое облако плотности вероятности, полученное при квантовомеханическом рассмотрении, значительно отличается от результатов теории Бора и согласуется с принципом неопределённости Гейзенберга. Это размытое сферически симметричное распределение плотности вероятности нахождения электрона, называемое электронной оболочкой, экранирует ядро и делает физическую систему протон-электрон электронейтральной и сферически симметричной — у атома водорода в основном состоянии отсутствуют электрический и магнитный дипольные моменты (как и моменты более высоких порядков), если пренебречь спинами электрона и ядра. Следует отметить, что максимум объёмной плотности вероятности ψ² достигается не при r = a₀, как для радиальной зависимости, а при r = 0.

Атом водорода в электрическом поле

По теории деформационной поляризации, нейтральный атом водорода, попадая во внешнее электрическое поле, подвергается деформации — центр электронной оболочки атома водорода смещается относительно ядра на некоторое расстояние L, что приводит к появлению в атоме водорода наведённого электрического дипольного момента μ^[4]. Величина наведённого дипольного момента прямо пропорциональна напряжённости внешнего электрического поля E:

μ = α_eE = Lq.

Коэффициент пропорциональности α_e носит название электронной поляризуемости. Электронная поляризуемость атома водорода составляет 0,66 Å³.^[5]

Чем выше напряжённость приложенного электрического поля, тем больше смещение центра электронной оболочки от центра атома водорода и, собственно, длина наведённого диполя

L = α_eE/q,

где q — величина заряда ядра атома водорода.

При высоких значениях напряжённости приложенного электрического поля атом водорода подвергается ионизации полем с образованием свободных протона и электрона.

Взаимодействие атома водорода с протоном

Деформационная поляризация атома водорода в электрическом поле протона

Протон, обладая положительным элементарным электрическим зарядом q = 1,602•10 ⁻¹⁹ Кл, как и всякий точечный электрический заряд создаёт вокруг себя электрическое поле с напряжённостью E. E = q/R², Где R — расстояние точки поля до протона.

Нейтральный атом водорода, попадая в электрическое поле протона, подвергается деформационной поляризации (рис.1.). Длина наведённого электрического диполя атома водорода обратно пропорциональна квадрату расстояния между атомом водорода и протоном L = α_e E/q = α_e/R² = 0,66/R²

Отрицательный полюс наведённого электрического диполя атома водорода ориентируется в сторону протона. В результате чего начинает проявляться электростатическое притяжение между атомом водорода и протоном. Сближение частиц (атома водорода и протона) возможно до тех пор, пока центр плотности вероятности нахождения электрона станет равноудалённым от обоих протонов. В этом предельном случае d=R=2L. Центр области вероятного нахождения электрона совпадает с центром симметрии образовавшейся системы H₂⁺ — молекулярного иона водорода, при этом d=R=2L=³√2α_e = ³√2•0,66 = 1,097 Å.

Найденная величина d = 1,097 Å близка к экспериментальной величине межъядерного расстояния в молекулярном ионе водорода H₂⁺ — 1,06 Å.^[6]

Взаимодействуя с протоном, атом водорода образует молекулярный ион водорода

H₂⁺,H + H ⁺ -> H₂⁺ + Q,

Характеризующийся простейшей одноэлектронной ковалентной химической связью.

Взаимодействие атома водорода с электроном

Рис. Деформационная поляризация атома водорода под действием приближающегося электрона и модель гидрид-иона H^—

Электрон, обладая элементарным электрическим зарядом, как и протон создаёт вокруг себя электрическое поле, но в отличие от электрического поля протона с отрицательным знаком. Нейтральный атом водорода, попадая в электрическое поле электрона подвергается деформационной поляризации. Центр электронной оболочки атома водорода смещается относительно ядра на некоторое расстояние L в противоположную сторону к приближающемуся электрону. Приближающийся электрон как бы вытесняет из атома водорода находящийся в нём электрон, подготавливая место для второго электрона. Величина смещения центра электронной оболочки атома водорода L обратно пропорциональна квадрату расстояния атома водорода к приближающемуся электрону R:

L = α_e/R² = 0.66/R² (рис)

Сближение атома водорода и электрона возможно до тех пор, пока центры областей плотностей вероятности нахождения обоих электронов не станут равноудалёнными от ядра объединённой системы — отрицательно заряженного иона водорода. Такое состояние системы имеет место при:

r_e = L = R = ³√0,66 = 0,871 Å.

Где r_e — орбитальный радиус двухэлектронной оболочки гидрид-иона H^—.

Таким образом, атом водорода проявляет своеобразную амфотерность, он может взаимодействовать как с положительно заряженной частицей (протоном), образуя молекулярный ион водорода H₂⁺, так и с отрицательно заряженной частицей (электроном), образуя гидрид-ион H^—.

Рекомбинация атомов водорода

Рекомбинация атомов водорода обсуловлена силами межатомного взаимодействия. Происхождение сил, вызывающих притяжение электрически нейтральных атомов друг к другу, было объяснено в 1930 году Ф.Лондоном. Межатомное притяжение возникает вследствие флуктуации электрических зарядов в двух атомах, находящихся близко друг от друга. Поскольку электроны в атомах движутся, то каждый атом обладает мгновенным электрическим дипольным моментом, отличным от нуля. Мгновенный диполь (электродинамика) на одном атоме наводит противоположно направленный диполь в соседнем атоме. Наступает синхронизация колебаний двух атомов — двух осцилляторов, частоты которых совпадают. Результатом этого процесса является образование молекулы водорода.

Наличие мгновенного электрического дипольного момента у атома водорода выражается в характерной особенности атома водорода, проявляющейся в крайней реакционной способности атомарного водорода и склонности его к рекомбинации. Время существования атомного водорода составляет около 1 сек. Под давлением в 0.2 мм рт. ст. Рекомбинация атомов водорода имеет место, если образующаяся молекула водорода быстро освобождается от избытка энергии, выделяющейся при взаимодействии атомов водорода путём тройного столкновения. Соединение атомов водорода в молекулу протекает значительно быстрее на поверхности различных металлов, чем в самом газе. При этом металл воспринимает ту энергию, которая выделяется при образовании молекул водорода, и нагревается до очень высоких температур. Тепловой эффект реакции образования молекулярного водорода из атомов водорода составляет 103 ккал/моль.

На принципе рекомбинации атомов водорода разработана атомно-водородная сварка. Между двумя вольфрамовыми стержнями создаётся электрическая дуга, через которую по облегчающим стержни трубкам пропускается ток водорода. При этом часть молекул водорода распадается на атомы, которые затем вновь соединяются на металлической поверхности, помещаемой на небольшом расстоянии от дуги. Металл может быть таким путём нагрет до температуры выше 3500° C^[7].

Константы реакции диссоциации молекулярного водорода (K_p) и степень превращения водорода в атомарное состояние (α) в зависимости от абсолютной температуры (T) представлены в таблице^[8]:

T, к	2000	3000	4000	5000	6000	8000
Кр	2,62 · 10^-6	2,47 · 10^-2	2,52	4,09 · 10	2,62 · 10²	2,70 · 10³
α	8,10 · 10^-4	7,83 · 10^-2	0,621	0,954	0,992	0,999

Примечания

↑ Ахметов Н. С. Неорганическая химия. Учебное пособие для вузов с ил. — 2-е изд., перераб. и доп. — М.: «Высшая школа», 1975. — 672 с.
↑ Некрасов Б. В. Курс общей химии. — 14-е изд. — М.: ГНТИ химической литературы, 1962. — С. 113. — 976 с.
↑ Даниэльс Ф., Олберти Р. Физическая химия. — пер. с англ. под ред. д. х. н., проф. К. В. Топчиевой. — М.: «Мир», 1978. — С. 369-370. — 645 с.
↑ Потапов А. А. Деформационная поляризация: Поиск оптимальных моделей. — Новосибирск: «Наука», 2004. — 511 с. — ISBN 5-02-032065-X
↑ Справочник химика. — 2-е изд., перераб. и доп. — Л.-М.: Издательство химической литературы, 1962. — Т. 1. — С. 385. — 1071 с.
↑ Справочник химика. — 2-е изд., перераб. и доп. — Л.-М.: Издательство химической литературы, 1962. — Т. 1. — С. 388. — 1071 с.
↑ Некрасов Б. В. Курс общей химии. — 14-е изд. — М.: ГНТИ химической литературы, 1962. — С. 110. — 976 с.
↑ Справочник химика. — 2-е изд., перераб. и доп. — Л.-М.: «Химия», 1964. — Т. 3. — С. 24. — 1008 с. — 65 000 экз.

См. также

Ссылки

Griffiths David J. Introduction to Quantum Mechanics. — Upper Saddle River, NJ: Prentice Hall, 1995. — ISBN ISBN 0-13-111892-7

Параграф 4.2 описывает атом водорода, а вся глава 4 имеет отношение к теме.

ru:Протий

Строение атома | CHEMEGE.RU

Темы кодификатора ЕГЭ: Строение электронных оболочек атомов элементов первых четырех периодов: s-, p- и d-элементы. Электронная конфигурация атомов и ионов. Основное и возбужденное состояние атомов.

Тренировочные тесты в формате ЕГЭ по теме «Строение атома» (задание 1 ЕГЭ по химии) ( с ответами)

Одну из первых моделей строения атома — «пудинговую модель» — разработал Д.Д. Томсон в 1904 году. Томсон открыл существование электронов, за что и получил Нобелевскую премию. Однако наука на тот момент не могла объяснить существование этих самых электронов в пространстве. Томсон предположил, что атом состоит из отрицательных электронов, помещенных в равномерно заряженный положительно «суп», который компенсирует заряд электронов (еще одна аналогия — изюм в пудинге). Модель, конечно, оригинальная, но неверная. Зато модель Томсона стала отличным стартом для дальнейших работ в этой области.

И дальнейшая работа оказалась эффективной. Ученик Томсона, Эрнест Резерфорд, на основании опытов по рассеянию альфа-частиц на золотой фольге предложил новую, планетарную модель строения атома.

Согласно модели Резерфорда, атом состоит из массивного, положительно заряженного ядра и частиц с небольшой массой — электронов, которые, как планеты вокруг Солнца, летают вокруг ядра, и на него не падают.

Модель Резерфорда оказалась следующим шагом в изучении строения атома. Однако современная наука использует более совершенную модель, предложенную Нильсом Бором в 1913 году. На ней мы и остановимся подробнее.

Атом — это мельчайшая, электронейтральная, химически неделимая частица вещества, состоящая из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженной электронной оболочки.

При этом электроны двигаются не по определенной орбите, как предполагал Резерфорд, а довольно хаотично. Совокупность электронов, которые двигаются вокруг ядра, называется электронной оболочкой.

Атомное ядро, как доказал Резерфорд — массивное и положительно заряженное, расположено в центральной части атома. Структура ядра довольно сложна, и изучается в ядерной физике. Основные частицы, из которых оно состоит — протоны и нейтроны. Они связаны ядерными силами (сильное взаимодействие).

Рассмотрим основные характеристики протонов, нейтронов и электронов:

	Протон	Нейтрон	Электрон
Масса	1,00728 а.е.м.	1,00867 а.е.м.	1/1960 а.е.м.
Заряд	+ 1 элементарный заряд	0	— 1 элементарный заряд

1 а.е.м. (атомная единица массы) = 1,66054·10^-27 кг

1 элементарный заряд = 1,60219·10^-19 Кл

И — самое главное. Периодическая система химических элементов, структурированная Дмитрием Ивановичем Менделеевым, подчиняется простой и понятной логике: номер атома — это число протонов в ядре этого атома. Причем ни о каких протонах Дмитрий Иванович в XIX веке не слышал. Тем гениальнее его открытие и способности, и научное чутье, которое позволило перешагнуть на полтора столетия вперёд в науке.

Следовательно, заряд ядра Z равен числу протонов, т.е. номеру атома в Периодической системе химических элементов.

Атом — это на заряженная частица, следовательно, число протонов равно числу электронов: N_e = N_p = Z.

Масса атома (массовое число A) равна суммарной массе крупных частиц, которе входят в состав атома — протонов и нейтронов. Поскольку масса протона и нетрона примерно равна 1 атомной единице массы, можно использовать формулу: M = N_p + N_n

Массовое число указано в Периодической системе химических элементов в ячейке каждого элемента.

Обратите внимание! При решении задач ЕГЭ массовое число всех атомов, кроме хлора, округляется до целого по правилам математики. Массовое число атома хлора в ЕГЭ принято считать равным 35,5.

Таким образом, рассчитать число нейтронов в атоме можно, вычтя из массового числа номер атома: N_n = M – Z.

В Периодической системе собраны химические элементы — атомы с одинаковым зарядом ядра. Однако, может ли меняться у этих атомов число остальных частиц? Вполне. Например, атомы с разным числом нейтронов называют изотопами данного химического элемента. У одного и того же элемента может быть несколько изотопов.

Попробуйте ответить на вопросы. Ответы на них — в конце статьи:

У изотопов одного элемента массовое число одинаковое или разное?
У изотопов одно элемента число протонов одинаковое или разное?

Химические свойства атомов определяются строением электронной оболочки и зарядом ядра. Таким образом, химические свойства изотопов одного элемента практически не отличаются.

Поскольку атомы одного элемента могут существовать в форме разных изотопов, в названии часто указывается массовое число, например, хлор-35, и принята такая форма записи атомов:

Еще немного вопросов:

3. Определите количество нейтронов, протонов и электронов в изотопе брома-81.

4. Определите число нейтронов в изотопе хлора-37.

Строение электронной оболочки

Согласно квантовой модели строение атома Нильса Бора, электроны в атоме могут двигаться только по определенным (стационарным) орбитам, удаленным от ядра на определенное расстояние и характеризующиеся определенной энергией. Другое название стационарны орбит — электронные слои или энергетические уровни.

Электронные уровни можно обозначать цифрами — 1, 2, 3, …, n. Номер слоя увеличивается мере удаления его от ядра. Номер уровня соответствует главному квантовому числу n.

В одном слое электроны могут двигаться по разным траекториям. Траекторию орбиты характеризует электронный подуровень. Тип подуровня характеризует орбитальное квантовое число l = 0,1, 2, 3 …, либо соответствующие буквы — s, p, d, g и др.

В рамках одного подуровня (электронных орбиталей одного типа) возможны варианты расположения орбиталей в пространстве. Чем сложнее геометрия орбиталей данного подуровня, тем больше вариантов их расположения в пространстве. Общее число орбиталей подуровня данного типа l можно определить по формуле: 2l+1. На каждой орбитали может находиться не более двух электронов.

Тип орбитали	s	p	d	f	g
Значение орбитального квантового числа l	0	1	2	3	4
Число атомных орбиталей данного типа 2l+1	1	3	5	7	9
Максимальное количество электронов на орбиталях данного типа	2	6	10	14	18

Получаем сводную таблицу:

Заполнение электронами энергетических орбиталей происходит согласно некоторым основным правилам. Давайте остановимся на них подробно.

Принцип Паули (запрет Паули): на одной атомной орбитали могут находиться не более двух электронов с противоположными спинами (спин — это квантовомеханическая характеристика движения электрона).

Правило Хунда. На атомных орбиталях с одинаковой энергией электроны располагаются по одному с параллельными спинами. Т.е. орбитали одного подуровня заполняются так: сначала на каждую орбиталь распределяется по одному электрону. Только когда во всех орбиталях данного подуровня распределено по одному электрону, занимаем орбитали вторыми электронами, с противоположными спинами.

Таким образом, сумма спиновых квантовых чисел таких электронов на одном энергетическом подуровне (оболочке) будет максимальной.

Например, заполнение 2р-орбитали тремя электронами будет происходить так: , а не так:

Принцип минимума энергии. Электроны заполняют сначала орбитали с наименьшей энергией. Энергия атомной орбитали эквивалентна сумме главного и орбитального квантовых чисел: n + l. Если сумма одинаковая, то заполняется первой та орбиталь, у которой меньше главное квантовое число n.

АО	1s	2s	2p	3s	3p	3d	4s	4p	4d	4f	5s	5p	5d	5f	5g
n	1	2	2	3	3	3	4	4	4	4	5	5	5	5	5
l	0	0	1	0	1	2	0	1	2	3	0	1	2	3	4
n + l	1	2	3	3	4	5	4	5	6	7	5	6	7	8	9

Таким образом, энергетический ряд орбиталей выглядит так:

1s < 2s < 2 p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f~5d < 6p < 7s <5f~6d …

Электронную структуру атома можно представлять в разных формах — энергетическая диаграмма, электронная формула и др. Разберем основные.

Энергетическая диаграмма атома — это схематическое изображение орбиталей с учетом их энергии. Диаграмма показывает расположение электронов на энергетических уровнях и подуровнях. Заполнение орбиталей происходит согласно квантовым принципам.

Например, энергетическая диаграмма для атома углерода:

Электронная формула — это запись распределения электронов по орбиталям атома или иона. Сначала указывается номер уровня, затем тип орбитали. Верхний индекс справа от буквы показывает число электронов на орбитали. Орбитали указываются в порядке заполнения. Запись 1s² означает, что на 1 уровне s-подуровне расположено 2 электрона.

Например, электронная формула углерода выглядит так: 1s²2s²2p².

Для краткости записи, вместо энергетических орбиталей, полностью заполненных электронами, иногда используют символ ближайшего благородного газа (элемента VIIIА группы), имеющего соответствующую электронную конфигурацию.

Например, электронную формулу азота можно записать так: 1s²2s²2p³ или так: [He]2s²2p³.

1s² = [He]

1s²2s²2p⁶= [Ne]

1s²2s²2p⁶3s²3p⁶= [Ar] и так далее.

Электронные формулы элементов первых четырех периодов

Рассмотрим заполнение электронами оболочки элементов первых четырех периодов. У водорода заполняется самый первый энергетический уровень, s-подуровень, на нем расположен 1 электрон:

+1H 1s¹ 1s

У гелия 1s-орбиталь полностью заполнена:

+2He 1s² 1s

Поскольку первый энергетический уровень вмещает максимально 2 электрона, у лития начинается заполнение второго энергетического уровня, начиная с орбитали с минимальной энергией — 2s. При этом сначала заполняется первый энергетический уровень:

+3Li 1s²2s¹ 1s 2s

У бериллия 2s-подуровень заполнен:

+4Be 1s²2s² 1s 2s

Далее, у бора заполняется p-подуровень второго уровня:

+5B 1s²2s²2p¹ 1s 2s 2p

У следующего элемента, углерода, очередной электрон, согласно правилу Хунда, заполняет вакантную орбиталь, а не заполняет частично занятую:

+6C 1s²2s²2p² 1s 2s 2p

Попробуйте составить электронную и электронно-графическую формулы для следующих элементов, а затем можете проверить себя по ответам конце статьи:

5. Азот

6. Кислород

7. Фтор

У неона завершено заполнение второго энергетического уровня:

+10Ne 1s²2s²2p⁶ 1s 2s 2p

У натрия начинается заполнение третьего энергетического уровня:

+11Na 1s²2s²2p⁶3s¹ 1s 2s 2p 3s

От натрия до аргона заполнение 3-го уровня происходит в том же порядке, что и заполнение 2-го энергетического уровня. Предлагаю составить электронные формулы элементов от магния до аргона самостоятельно, проверить по ответам.

8. Магний

9. Алюминий

10. Кремний

11. Фосфор

12. Сера

13. Хлор

14. Аргон

А вот начиная с 19-го элемента, калия, иногда начинается путаница — заполняется не 3d-орбиталь, а 4s. Ранее мы упоминали в этой статье, что заполнение энергетических уровней и подуровней электронами происходит по энергетическому ряду орбиталей, а не по порядку. Рекомендую повторить его еще раз. Таким образом, формула калия:

+19K 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s¹1s 2s 2p3s 3p4s

Для записи дальнейших электронных формул в статье будем использовать сокращенную форму:

+19K [Ar]4s¹[Ar] 4s

У кальция 4s-подуровень заполнен:

+20Ca [Ar]4s²[Ar] 4s

У элемента 21, скандия, согласно энергетическому ряду орбиталей, начинается заполнение 3d-подуровня:

+21Sc [Ar]3d¹4s²[Ar] 4s 3d

Дальнейшее заполнение 3d-подуровня происходит согласно квантовым правилам, от титана до ванадия:

+22Ti [Ar]3d²4s²[Ar] 4s 3d

+23V [Ar]3d³4s²[Ar] 4s 3d

Однако, у следующего элемента порядок заполнения орбиталей нарушается. Электронная конфигурация хрома такая:

+24Cr [Ar]3d⁵4s¹[Ar] 4s 3d

В чём же дело? А дело в том, что при «традиционном» порядке заполнения орбиталей (соответственно, неверном в данном случае — ~~3d⁴4s²~~) ровно одна ячейка в d-подуровне оставалась бы незаполненной. Оказалось, что такое заполнение энергетически менее выгодно. А более выгодно, когда d-орбиталь заполнена полностью, хотя бы единичными электронами. Этот лишний электрон переходит с 4s-подуровня. И небольшие затраты энергии на перескок электрона с 4s-подуровня с лихвой покрывает энергетический эффект от заполнения всех 3d-орбителей. Этот эффект так и называется — провал или проскок электрона. И наблюдается он, когда d-орбиталь недозаполнена на 1 электрон (по одному электрону в ячейке или по два).

У следующих элементов «традиционный» порядок заполнения орбиталей снова возвращается. Конфигурация марганца:

+25Mn [Ar]3d⁵4s²

Аналогично у кобальта и никеля. А вот у меди мы снова наблюдаем провал (проскок) электрона — электрон опять проскакивает с 4s-подуровня на 3d-подуровень:

+29Cu [Ar]3d¹⁰4s¹

На цинке завершается заполнение 3d-подуровня:

+30Zn [Ar]3d¹⁰4s²

У следующих элементов, от галлия до криптона, происходит заполнение 4p-подуровня по квантовым правилам. Например, электронная формула галлия:

+31Ga [Ar]3d¹⁰4s²4p¹

Формулы остальных элементов мы приводить не будем, можете составить их самостоятельно и проверить себя в Интернете.

Некоторые важные понятия:

Внешний энергетический уровень — это энергетический уровень в атоме с максимальным номером, на котором есть электроны. Например, у меди ([Ar]3d¹⁰4s¹) внешний энергетический уровень — четвёртый.

Валентные электроны — электроны в атоме, которые могут участвоват ьв образовании химической связи. Например, у хрома (+24Cr [Ar]3d⁵4s¹) валентными являются не только электроны внешнего энергетического уровня (4s¹), но и неспаренные электроны на 3d-подуровне, т.к. они могут образовывать химические связи.

Основное и возбужденнео состояние атома

Электронные формулы, которые мы составляли до этого, соответствуют основному энергетическому состоянию атома. Это наиболее выгодное энергетически состояние атома.

Однако, чтобы образовывать химические связи, атому в большинстве ситуаций необходимо наличие неспаренных (одиночных) электронов. А химические связи энергетически очень для атома выгодны. Следовательно, чем больше в атоме неспаренных электронов — тем больше связей он может образовать, и, как следствие, перейдёт в более выгодное энергетическое состояние.

Поэтому при наличии свободных энергетических орбиталей на данном уровне спаренные пары электронов могут распариваться, и один из электронов спаренной пары может переходить на вакантную орбиталь. Таким образом число неспаренных электронов увеличивается, и атом может образовать больше химических связей, что очень выгодно с точки зрения энергии. Такое состояние атома называют возбуждённым и обозначают звёздочкой.

Например, в основном состоянии бор имеет следующую конфигурацию энергетического уровня:

+5B 1s²2s²2p¹ 1s 2s 2p

На втором уровне (внешнем) одна спаренная электронная пара, один одиночный электрон и пара свободных (вакантных) орбиталей. Следовательно, есть возможность для перехода электрона из пары на вакантную орбиталь, получаем возбуждённое состояние атома бора (обозначается звёздочкой):

+5B* 1s²2s¹2p² 1s 2s 2p

Попробуйте самостоятельно составить электронную формулу, соответствующую возбуждённому состоянию атомов. Не забываем проверять себя по ответам!

15. Углерода

16. Бериллия

17. Кислорода

Электронные формулы ионов

Атомы могут отдавать и принимать электроны. Отдавая или принимая электроны, они превращаются в ионы.

Ионы — это заряженные частицы. Избыточный заряд обозначается индексом в правом верхнем углу.

Если атом отдаёт электроны, то общий заряд образовавшейся частицы будет положительный (вспомним, что число протонов в атоме равно числу электронов, а при отдаче электронов число протонов будет больше числа электронов). Положительно заряженные ионы — это катионы. Например: катион натрия образуется так:

+11Na 1s²2s²2p⁶3s¹ -1е = +11Na⁺ 1s²2s²2p⁶3s⁰

Если атом принимает электроны, то приобретает отрицательный заряд. Отрицательно заряженные частицы — это анионы. Например, анион хлора обраузется так:

+17Cl 1s²2s²2p⁶3s²3p⁵ +1e = +17Cl^— 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶

Таким образом, электронные формулы ионов можно получить добавив или отняв электроны у атома. Обратите внимание, при образовании катионов электроны уходят с внешнего энергетического уровня. При образовании анионов электроны приходят на внешний энергетический уровень.

Попробуйте составить самостоятельно электронный формулы ионов. Не забывайте проверять себя по ключам!

18. Ион Са²⁺

19. Ион S^2-

20. Ион Ni²⁺

В некоторых случаях совершенно разные атомы образуют ионы с одинаковой электронной конфигурацией. Частицы с одинаковой электронной конфигурацией и одинаковым числом электронов называют изоэлектронными частицами.

Например, ионы Na⁺ и F^—.

Электронная формула катиона натрия: Na⁺ 1s²2s²2p⁶, всего 10 электронов.

Электронная формула аниона фтора: F^— 1s²2s²2p⁶, всего 10 электронов.

Таким образом, ионы Na⁺ и F^— — изоэлектронные. Также они изоэлектронны атому аргона.

Ответы на вопросы:

1. У изотопов одного химического элемента массовое число всегда разное, т.к. массовое число складывается из числа протонов и нейтронов. А у изотопов различается число нейтронов.

2. У изотопов одного элемента число протонов всегда одинаковое, т.к. число протонов характеризует химический элемент.

3. Массовое число изотопа брома-81 равно 81. Атомный номер = заряд ядра брома = число протонов в ядре = 35. Вычитаем из массового числа число протонов, получаем 81-35=46 нейтронов.

4. Массовое число изотопа хлора равно 37. Атомный номер, заряд ядра и число протонов в ядре равно 17. Получаем число нейтронов = 37-17 =20.

5. Электронная формула азота:

+7N 1s²2s²2p³ 1s 2s 2p

6. Электронная формула кислорода:

+8О 1s²2s²2p⁴1s 2s 2p

7. Электронная формула фтора:

8. Электронная формула магния:

+12Mg 1s²2s²2p⁶3s² 1s 2s 2p 3s

9. Электронная формула алюминия:

+13Al 1s²2s²2p⁶3s²3p¹ 1s 2s 2p 3s 3p

10. Электронная формула кремния:

+14Si 1s²2s²2p⁶3s²3p² 1s 2s 2p 3s 3p

11. Электронная формула фосфора:

+15P 1s²2s²2p⁶3s²3p³ 1s 2s 2p 3s 3p

12. Электронная формула серы:

+16S 1s²2s²2p⁶3s²3p⁴ 1s 2s 2p 3s 3p

13. Электронная формула хлора:

14. Электронная формула аргона:

+18Ar 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶ 1s 2s 2p 3s 3p

15. Электронная формула углерода в возбуждённом состоянии:

+6C* 1s²2s¹2p³ 1s 2s 2p

16. Электронная формула бериллия в возбуждённом состоянии:

+4Be 1s²2s¹2p¹ 1s 2s 2p

17. Электронная формула кислорода в возбуждённом энергетическом состоянии соответствует формуле кислорода в основном энергетическом состоянии, т.к. нет условий для перехода электрона — отсутствуют вакантные энергетические орбитали.

18. Электронная формула иона кальция Са²⁺: +20Ca²⁺ 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶

19. Электронная формула аниона серы S^2-: +16S^2- 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶

20. Электронная формула катиона никеля Ni²⁺: +28Ni²⁺ 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁸4s⁰. Обратите внимание! Атомы отдают электроны всегда сначала с внешнего энергетического уровня. Поэтому никель отдаёт электроны сначала с внешнего 4s-подуровня.

Тренировочные тесты в формате ЕГЭ по теме «Строение атома» (задание 1 ЕГЭ по химии) ( с ответами)

Водород и его характеристики

Общая характеристика водорода

Водород является одним из наиболее распространенных химических элементов – его доля составляет около 1% от массы всех трех оболочек земной коры (атмосферы, гидросферы и литосферы), что при пересчете на атомные проценты дает цифру 17,0.

Основное количество этого элемента находится в связанном состоянии. Так, вода содержит около 11 вес. %, глина – около 1,5% и т.д. В виде соединений с углеродом водород входит в состав нефти, горючих природных газов и всех организмов.

Водород представляет собой газ без цвета и запаха (схема строения атома представлена на рис. 1). Его температуры плавления и кипения лежат весьма низко (-259^oС и -253^oС соответственно). При температуре (-240^oС) и под давлением водород способен сжижаться, а при быстром испарении полученной жидкости переходить в твердое состояние (прозрачные кристаллы). В воде он растворим незначительно – 2:100 по объему. Характерна для водорода растворимость в некоторых металлах, например, в железе.

Рис. 1. Строение атома водорода.

Атомная и молекулярная масса водорода

Относительная атомная масса безразмерна и обозначается A_r (индекс «r» — начальная буква английского слова relative, что в переводе означает «относительный»). Относительная атомная масса атомарного водорода равна 1,008 а.е.м.

Массы молекул, также как массы атомов выражаются в атомных единицах массы.

Известно, что молекула водорода двухатомна – H₂. Относительная молекулярная масса молекулы водорода будет равна:

M_r(H₂) = 1,008 × 2 = 2,016.

Изотопы водорода

Водород имеет три изотопа: протий ¹H, дейтерий ²Н или D и тритий ³Н или Т. Их массовые числа равны 1, 2 и 3. Протий и дейтерий стабильны, тритий – радиоактивен (период полураспада 12,5 лет). В природных соединениях дейтерий и протий в среднем содержатся в отношении 1:6800 (по числу атомов). Тритий находится в природе в ничтожно малых количествах.

Ядро атома водорода ¹H содержит один протон. Ядра дейтерия и трития включают кроме протона один и два нейтрона.

Ионы водорода

Атом водорода может либо отдавать свой единственный электрон с образованием положительного иона (представляющего собой «голый» протон), либо присоединять один электрон, переходя в отрицательный ион, имеющий гелийную электронную конфигурацию.

Полный отрыв электрона от атома водорода требует затраты очень большой энергии ионизации:

Н + 315 ккал = Н⁺ + е.

Вследствие этого при взаимодействии водорода с металлоидаими возникают не ионные, а лишь полярные связи.

Тенденция того или иного нейтрального атома к присоединению избыточного электрона характеризуется значением его сродства к электрону. У водорода оно выражено довольно слабо (однако это не говорит о невозможности существования такого иона водорода):

Н + е = Н^— + 19 ккал.

Молекула и атом водорода

Молекула водорода состоит из двух атомов – Н₂. Приведем некоторые свойства, характеризующие атом и молекулу водорода:

Энергия ионизации атома, эВ

13,60

Сродство атома к электрону, эВ

0,75

Относительная электроотрицательность

2,1

Радиус атома, нм

0,046

Межъядерное расстояние в молекуле, нм

0,0741

Стандартная энтальпия диссоциации молекул при 25^oС, кДж/моль

436,1

Примеры решения задач

Тема №1 «Строение атома» | CHEM-MIND.com

Электроны

Понятие атом возникло еще в античном мире для обозначения частиц вещества. В переводе с греческого атом означает «неделимый».

Ирландский физик Стони на основании опытов пришел к выводу, что электричество переносится мельчайшими частицами, сущеетвующими в атомах всех химических элементов. В 1891 г. Стони предложил эти частицы назвать электронами, что по-гречески означает «янтарь». Через несколько лет после того, как электрон получил свое название, английский физик Джозеф Томсон и французский физик Жан Перрен доказали, что электроны несут на себе отрицательный заряд. Это наименьший отрицательный заряд, который в химии принят за единицу (-1). Томсон даже сумел определить скорость движения электрона (скорость электрона на орбите обратно пропорциональна номеру орбиты n. Радиусы орбит растут пропорционально квадрату номера орбиты. На первой орбите атома водорода (n=1; Z=1) скорость равна ≈ 2,2·106 м/с, то есть примерно в сотню раз меньше скорости света с=3·108 м/с.) и массу электрона (она почти в 2000 раз меньше массы атома водорода).

Состояние электронов в атоме

Под состоянием электрона в атоме понимают совокупность информации об энергии определенного электрона и пространстве, в котором он находится. Электрон в атоме не имеет траектории движения, т. е. можно говорить лишь о вероятности нахождения его в пространстве вокруг ядра.

Он может находиться в любой части этого пространства, окружающего ядро, и совокупность его различных положений рассматривают как электронное облако с определенной плотностью отрицательного заряда. Образно это можно представить себе так: если бы удалось через сотые или миллионные доли секунды сфотографировать положение электрона в атоме, как при фотофинише, то электрон на таких фотографиях был бы представлен в виде точек. При наложении бесчисленного множества таких фотографий получилась бы картина электронного облака с наибольшей плотностью там, где этих точек будет больше всего.

Пространство вокруг атомного ядра, в котором наиболее вероятно нахождение электрона, называется орбиталью. В нем заключено приблизительно 90 % электронного облака, и это означает, что около 90 % времени электрон находится в этой части пространства. По форме различают 4 известных ныне типа орбиталей, которые обозначаются латинскими буквами s, p, d и f. Графическое изображение некоторых форм электронных орбиталей представлено на рисунке.

Важнейшей характеристикой движения электрона на определенной орбитали является энергия его связи с ядром. Электроны, обладающие близкими значениями энергии, образуют единый электронный слои, или энергетический уровень. Энергетические уровни нумеруют, начиная от ядра, — 1, 2, 3, 4, 5, 6 и 7.

Целое число n, обозначающее номер энергетического уровня, называют главным квантовым числом. Оно характеризует энергию электронов, занимающих данный энергетический уровень. Наименьшей энергией обладают электроны первого энергетического уровня, наиболее близкого к ядру. По сравнению с электронами первого уровня, электроны последующих уровней будут характеризоваться большим запасом энергии. Следовательно, наименее прочно связаны с ядром атома электроны внешнего уровня.

Наибольшее число электронов на энергетическом уровне определяется по формуле:

N = 2n²,

где N — максимальное число электронов; n — номер уровня, или главное квантовое число. Следовательно, на первом, ближайшем к ядру энергетическом уровне может находиться не более двух электронов; на втором — не более 8; на третьем — не более 18; на четвертом — не более 32.

Начиная со второго энергетического уровня (n = 2) каждый из уровней подразделяется на подуровни (подслои), несколько отличающиеся друг от друга энергией связи с ядром. Число подуровней равно значению главного квантового числа: первый энергетический уровень имеет один подуровень; второй — два; третий — три; четвертый — четыре подуровня. Подуровни в свою очередь образованы орбиталями. Каждому значению n соответствует число орбиталей, равное n.

Подуровни принято обозначать латинскими буквами, равно как и форму орбиталей, из которых они состоят: s, p, d, f.

Протоны и нейтроны

Атом любого химического элемента сравним с крохотной Солнечной системой. Поэтому такую модель атома, предложенную Э. Резерфордом, называют планетарной.

Атомное ядро, в котором сосредоточена вся масса атома, состоит из частиц двух видов — протонов и нейтронов.

Протоны имеют заряд, равный заряду электронов, но противоположный по знаку (+1), и массу, равную массе атома водорода (она принята в химии за единицу). Нейтроны не несут заряда, они нейтральны и имеют массу, равную массе протона.

Протоны и нейтроны вместе называют нуклонами (от лат. nucleus — ядро). Сумма числа протонов и нейтронов в атоме называется массовым числом. Например, массовое число атома алюминия:

13 + 14 = 27

число протонов 13, число нейтронов 14, массовое число 27

Так как массой электрона, ничтожно малой, можно пренебречь, то очевидно, что в ядре сосредоточена вся масса атома. Электроны обозначают e^—.

Поскольку атом электронейтрален, то также очевидно, что число протонов и электронов в атоме одинаково. Оно равно порядковому номеру химического элемента, присвоенному ему в Периодической системе. Масса атома складывается из массы протонов и нейтронов. Зная порядковый номер элемента (Z), т. е. число протонов, и массовое число (А), равное сумме чисел протонов и нейтронов, можно найти число нейтронов (N) по формуле:

N = A — Z

Например, число нейтронов в атоме железа равно:

56 — 26 = 30

Изотопы

Разновидности атомов одного и того же элемента, имеющие одинаковый заряд ядра, но разное массовое число, называются изотопами. Химические элементы, встречающиеся в природе, являются смесью изотопов. Так, углерод имеет три изотопа с массой 12, 13, 14; кислород — три изотопа с массой 16, 17, 18 и т. д. Обычно приводимая в Периодической системе относительная атомная масса химического элемента является средним значением атомных масс природной смеси изотопов данного элемента с учетом их относительного содержания в природе. Химические свойства изотопов большинства химических элементов совершенно одинаковы. Однако изотопы водорода сильно различаются по свойствам из-за резкого кратного увеличения их относительной атомной массы; им даже присвоены индивидуальные названия и химические знаки.

Элементы первого периода

Схема электронного строения атома водорода:

Схемы электронного строения атомов показывают распределение электронов по электронным слоям (энергетическим уровням).

Графическая электронная формула атома водорода (показывает распределение электронов по энергетическим уровням и подуровням):

Графические электронные формулы атомов показывают распределение электронов не только по уровням и подуровням, но и по орбиталям.

В атоме гелия первый электронный слой завершен — в нем 2 электрона. Водород и гелий — s-элементы; у этих атомов заполняется электронами s-орбиталь.

Элементы второго периода

У всех элементов второго периода первый электронный слой заполнен, и электроны заполняют s- и р-орбитали второго электронного слоя в соответствии с принципом наименьшей энергии (сначала s, а затем р) и правилами Паули и Хунда.

В атоме неона второй электронный слой завершен — в нем 8 электронов.

Элементы третьего периода

У атомов элементов третьего периода первый и второй электронные слои завершены, поэтому заполняется третий электронный слой, в котором электроны могут занимать 3s-, 3р- и 3d- подуровни.

У атома магния достраивается 3s- электронная орбиталь. Na и Mg — s-элементы.

У алюминия и последующих элементов заполняется электронами 3р-подуровень.

У элементов третьего периода остаются незаполненными 3d-орбитали.

Все элементы от Al до Ar — р-элементы. s- и р-элементы образуют главные подгруппы в Периодической системе.

Элементы четвертого — седьмого периодов

У атомов калия и кальция появляется четвертый электронный слой, заполняется 4s-подуровень, т. к. он имеет меньшую энергию, чем 3d-подуровень.

К, Са — s-элементы, входящие в главные подгруппы. У атомов от Sc до Zn заполняется электронами 3d-подуровень. Это 3d-элементы. Они входят в побочные подгруппы, у них заполняется предвнешний электронный слой, их относят к переходным элементам.

Обратите внимание на строение электронных оболочек атомов хрома и меди. В них происходит «провал» одного электрона с 4s- на 3d-подуровень, что объясняется большей энергетической устойчивостью образующихся при этом электронных конфигураций 3d⁵ и 3d¹⁰:

В атоме цинка третий электронный слой завершен — в нем заполнены все подуровни 3s, 3р и 3d, всего на них 18 электронов. У следующих за цинком элементов продолжает заполняться четвертый электронный слой, 4р-подуровень.

Элементы от Ga до Кr — р-элементы.

У атома криптона внешний слой (четвертый) завершен, имеет 8 электронов. Но всего в четвертом электронном слое может быть 32 электрона; у атома криптона пока остаются незаполненными 4d- и 4f-подуровни.У элементов пятого периода идет заполнение по-дуровней в следующем порядке: 5s — 4d — 5р. И так-же встречаются исключения, связанные с «провалом» электронов, у ₄₁Nb, ₄₂Мо, ₄₄Ru, ₄₅Rh, ₄₆Pd, ₄₇Ag.

В шестом и седьмом периодах появляются f-элементы, т. е. элементы, у которых идет заполнение соответственно 4f- и 5f-подуровней третьего снаружи электронного слоя.

4f-элементы называют лантаноидами.

5f-элементы называют актиноидами.

Порядок заполнения электронных подуровней в атомах элементов шестого периода: ₅₅Cs и ₅₆Ва — 6s-элементы; ₅₇La … 6s²5d^x — 5d-элемент; ₅₈Се — ₇₁Lu — 4f-элементы; ₇₂Hf — ₈₀Hg — 5d-элементы; ₈₁Т1 — ₈₆Rn — 6d-элементы. Но и здесь встречаются элементы, у которых «нарушается» порядок заполнения электронных орбиталей, что, например, связано с большей энергетической устойчивостью наполовину и полностью заполненных f-подуровней, т. е. nf⁷и nf¹⁴. В зависимости от того, какой подуровень атома заполняется электронами последним, все элементы делят на четыре электронных семейства, или блока:

s-элементы. Электронами заполняется s-подуровень внешнего уровня атома; к s-элементам относятся водород, гелий и элементы главных подгрупп I и II групп.

p-элементы. Электронами заполняется р-подуровень внешнего уровня атома; к р-элементам относятся элементы главных подгрупп III— VIII групп.

d-элементы. Электронами заполняется d-подуровень предвнешнего уровня атома; к d-элементам относятся элементы побочных подгрупп I—VIII групп, т. е. элементы вставных декад больших периодов, расположенных между s- и р-элементами. Их также называют переходными элементами.

f-элементы. Электронами заполняется f-подуровень третьего снаружи уровня атома; к ним относятся лантаноиды и антиноиды.

Основное и возбужденное состояния

Швейцарский физик В. Паули в 1925 г. установил, что в атоме на одной орбитали может находиться не более двух электронов, имеющих противоположные (антипараллельные) спины (в переводе с английского — «веретено»), т. е. обладающих такими свойствами, которые условно можно представить себе как вращение электрона вокруг своей воображаемый оси: по часовой или против часовой стрелки.

Этот принцип носит название принципа Паули. Если на орбитали находится один электрон, то он называется неспаренным, если два, то это спаренные электроны, т. е. электроны с противоположными спинами. На рисунке показана схема подразделения энергетических уровней на подуровни и очередность их заполнения.

Очень часто строение электронных оболочек атомов изображают с помощью энергетических или квантовых ячеек — записывают так называемые графические электронные формулы. Для этой записи используют следующие обозначения: каждая квантовая ячейка обозначается клеткой, которая соответствует одной орбитали; каждый электрон обозначается стрелкой, соответствующей направлению спина. При записи графической электронной формулы следует помнить два правила: принцип Паули и правило Ф. Хунда, согласно которому электроны занимают свободные ячейки сначала по одному и имеют при этом одинаковое значение спина, а лишь затем спариваются, но спины, при этом по принципу Паули будут уже противоположно направленными.

Правило Хунда и принцип Паули

Правило Хунда — правило квантовой химии, определяющее порядок заполнения орбиталей определённого подслоя и формулируется следующим образом: суммарное значение спинового квантового числа электронов данного подслоя должно быть максимальным. Сформулировано Фридрихом Хундом в 1925 году.

Это означает, что в каждой из орбиталей подслоя заполняется сначала один электрон, а только после исчерпания незаполненных орбиталей на эту орбиталь добавляется второй электрон. При этом на одной орбитали находятся два электрона с полуцелыми спинами противоположного знака, которые спариваются (образуют двухэлектронное облако) и, в результате, суммарный спин орбитали становится равным нулю.

Другая формулировка: Ниже по энергии лежит тот атомный терм, для которого выполняются два условия.

Мультиплетность максимальна
При совпадении мультиплетностей суммарный орбитальный момент L максимален.

Разберём это правило на примере заполнения орбиталей p-подуровня p-элементов второго периода (то есть от бора до неона (в приведённой ниже схеме горизонтальными чёрточками обозначены орбитали, вертикальными стрелками — электроны, причём направление стрелки обозначает ориентацию спина).

При́нцип Па́ули (принцип запрета) — один из фундаментальных принципов квантовой механики, согласно которому два и более тождественных фермиона (частицы с полуцелым спином) не могут одновременно находиться в одном и том же квантовом состоянии.

Правило Хунда и принцип Паули

Правило Клечковского

Правило Клечковского — по мере увеличения суммарного числа электронов в атомах (при возрастании зарядов их ядер, или порядковых номеров химических элементов) атомные орбитали заселяются таким образом, что появление электронов на орбитали с более высокой энергией зависит только от главного квантового числа n и не зависит от всех остальных квантовых чисел, в том числе и от l. Физически это означает, что в водородоподобном атоме (в отсутствие межэлектронного отталкивания) орбитальная энергия электрона определяется только пространственной удаленностью зарядовой плотности электрона от ядра и не зависит от особенностей его движения в поле ядра.

Эмпирическое правило Клечковского и вытекающее из него схема очерёдностей несколько противоречатреальной энергетической последовательности атомых орбиталей только в двух однотипных случаях: у атомов Cr, Cu, Nb, Mo, Ru, Rh, Pd, Ag, Pt, Au имеет место “провал” электрона с s-подуровня внешнего слояна d-подуровень предыдущего слоя, что приводит к энергетически более устойчивому состоянию атома, аименно: после заполнения двумя электронами орбитали 6s следующий электрон появляется на орбитали 5d,а не 4f, и только затем происходит заселение четырнадцатью электронами 4f орбиталей, затем продолжается и завершается заселение десятиэлектронного состояния 5d. Аналогичная ситуация характерна и дляорбиталей 7s, 6d и 5f.

Распределение элекронов в атоме хрома — согласно правилам(сверху) и реальное(снизу), согласно исключениям из правила Клечковского:

Распределение элекронов в атоме меди — согласно правилам(сверху) и реальное(снизу), согласно исключениям из правила Клечковского:

[wsc id=»5764″]

Справочный материал для прохождения тестирования:

Таблица Менделеева

Таблица растворимости

Урок 5: Строение атома — 100urokov.ru

План урока:

Строение атома

Ядро атома

Электроны в атоме

Главные правила образования оболочки электронов в атоме

Периодичность свойств элементов. Электроотрицательность

Строение атома

Сегодня мы будем путешествовать в микромир – мир атома. Даже если превратить нас в песчинку, то по сравнению с размером ядра атомов химических элементов, мы будем гигантами.

Атом нельзя увидеть, невозможно потрогать, он на столько мал, что существует только в нашем воображении. До XIX века учёные оперировали только одной характеристикой атома – это его масса. Наука не оперировала понятиями, что ядро атома содержит более мелкие частицы. Почему элементы отличаются массой. Атом долгое время считали «неделимым». Но отличия в массе подвигли искать причину в строении.

Как описать строение, то чего невозможно увидеть, а можно только представить. Ведь современные электронные микроскопы появились только в XX веке.

Атом – как мельчайшая частица, известна ещё с древних времён. Древнегреческий философ Демокрит считал, что свойства веществ определяются определённым типом атома. Даже тонкая материя, душа, по его мнению, состоит из атомов. Так тела бывают в разных агрегатных состояниях, поэтому атомы металлов будут с зубцами, жидкости будут обладать гладкими, это будет причиной их текучести.

Долгое время атом считали неделимым. Заглянув в словарь синонимов, можно увидеть пару синонимов для слова атом, неделимый, мельчайшая частица. Теория о неделимости существовала до XIX века, пока экспериментально не подтвердили, что ядро атома состоит из более мелких частиц. Но как они располагаются в атоме, как конфеты драже в кармашке, или по версии Томсона, который сравнивал электроны с изюминками, хаотично разбросанных в кексе. Учёный с Японии Хантаро Нагаока сравнил атом с загадочной планетой Сатурн, которая известна своим кольцом. Саму планету он сравнил с массивным ядром, а роль кольца отдал электронам.

В конце XIX века, начале XX происходит стремительное развитие науки, открываются новые частицы α и β. Позже было установлено, что это ядро атома элемента Не и электроны.

Английский физик Резерфорд сравнил атом с Солнечной системой. Солнце – это очень большая звезда, которая находится в центре. Масса Солнца занимает 99,86 % от массы всей Солнечной системы. Подобно планетам, электроны вращаются вокруг ядра, каждый из них занимает своё положение — орбиталь. Т.е. электроны – это оболочка атома.

В ходе данных исследований было доказано, что атом представляет совокупность заряженных и нейтральных частичек.

Анализируя размеры, важно запомнить, что радиус ядра атома, будет всегда значительно меньше радиуса всего атома. Этот факт объясняется тем, что частицы составляющие ядро более компактно упакованы, чем электроны.

Ядро атома

Орешки фундука явно вы видели. В середине ореха находится большое ядро, занимающее почти всю массу ореха, оставляя малое пространство между скорлупой.

Ядро атома элемента имеет в составе протоны и нейтроны, которые принято называть нуклонами.

Данные частицы не относятся к элементарным, научно доказано, что они состоят с кварков (в словарь). Нейтроны в ядре атома не несут никакого заряда, они нейтральны. Протоны в ядре атома определяют его заряд.

Сумма протонов и нейтронов составляет массовое число ядра атома (нуклонное).

Вы наверняка замечали, что значение Ar в ПСХЭ имеет вид не целого числа, с чем это связано? Причина кроется в том, что химические элементы существуют в виде изотопов.

Чтобы понять суть этого понятия, давайте вспомним, чем особенный каждый элемент? Заряд ядра атома постоянен, другими словами, неизменимое количество протонов. Значит, это будет разновидность элементов, которые будут отличаться нуклонным числом, и как следствие, количеством нейтронов.

Именно по причине существования изотопов, Ar не имеет целого числового значения. Например, количество изотопов хлора – 2.

Источник

Масса изотопов и их процентное содержание составляют относительную массу элемента.

Возможно, вы ранее замечали, что в ПСХЭ есть пара элементов, которые нарушают порядок размещения по увеличению относительной атомной массы. Это пары K – Ar, Co – Ni, Te – I.

Некоторые изотопы отличаются особенной способностью самовольно превращаться в другие элементы – это явление носит название радиоактивность, а сами элементы – радиоактивные. Таким образом, они делятся на стабильные и радиоактивные изотопы.

Изотопы элементов после Висмута в ПСХЭ, начиная с 84, будут относиться к радиоактивным элементам.

В ходе распада радиоактивного изотопа образуются новые элементы, также могут выделяться частицы α (ядра атома ), β – это поток электронов ( , γ – это поток электромагнитных нейтральных частиц – фотонов.

Электроны в атоме

Давайте рассмотрим, какое место занимают электроны в атоме. Если ядро составляет 99,86 % от массы, а, как известно, что количество протонов и электронов равно. То на долю электронов приходится всего 0,14% от массы.

На данный момент, электрон считают элементарной частицей.

Модель Резерфорда (планетарная) на очень примитивном уровне даёт представление,как располагаются электроны и протоны в атоме, поскольку атом имеет достаточно сложное строение.

Электрон настолько мал и находится в постоянном движении с достаточно большой скоростью, что зафиксировать его в определённом месте и времени сложно. Именно по этой причине говорят, что электрон в атоме находится не в заданной точке, а может там предположительно находиться, потому что его зафиксировать в определённый момент времени невозможно.

Источник

Ядро атома Водорода имеет 1 протон, вокруг которого вращается один электрон. Но как быть, если количество электронов в атоме будет два и более, каким образом они будут размещаться.

Поскольку они двигаются с достаточной большой скоростью, то чтобы указать распределение электронов в атоме используют 4 числа – орбитальные характеристики.

Прежде чем, мы перейдём к орбитальным характеристикам, давайте представим многоэтажный дом, в который необходимо разместить жителей, в нашем случае – это электроны.

Первая орбитальная характеристика

Другими словами, представляем, что наш многоэтажный дом содержит 7 этажей. Цифры 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7 обозначают номер этажа или энергетические уровни электрона в атоме.

Вторая орбитальная характеристика

Возвращаемся к нашему, многоэтажному дому, орбитальное число показывает типы орбиталей или в сравнении с домом квартиры s, p, d и f.

Третья орбитальная характеристика

Представить квартиру, в виде ячейки или квадрата, так вот магнитное квантовое число указывает число орбиталей.

Смотрим, на первом этаже размещается только s-квартиры, которые будут однокомнатными. На втором этаже уже имеется две квартиры s и р, т.е. однокомнатная и трёхкомнатная. На третьем этаже s, p, d. Четвёртый, пятый и шестой этажи размещают 4 квартиры s, p, d и f.

Четвёртая орбитальная характеристика

Это означает, что в одной ячейке (квадрате), может поселиться не больше двух электронов.

Вот на таком достаточно примитивном уровне, мы рассмотрели состояние электронов в атоме. Но как они там располагаются? Каждый электрон занимает своё определённое место, согласно энергии.

Рассмотрим распределение электронов по энергетическим уровням в атоме. Наверняка вы заметили, что наш дом семиэтажный. Как думаете, по какой причине? ПСХЭ содержит 7 периодов (7 этажей). Если элемент находится во втором периоде, значит, его электроны будут занимать 1 и 2 этаж и никаким образом не могут попасть на 5 или 6 этажи. В данном примере 2 этаж будут называть внешним, научным языком – внешним энергетическим уровнем (он крайний).

Главные правила образования оболочки электронов в атоме

Источник

Давайте дадим волю фантазии, допустим, к нашему семиэтажному дому подошёл Бор, не лес как вы могли подумать, а элемент. Смотрим в шпаргалку, как вы уже догадались, это будет периодическая таблица, и ищем там его расположение. Бор занимает ячейку под номером 5. Эта ячейка находится во втором периоде, третьей группе. Значит, число электронов в атоме 5, они размещаются на I и II этажах. Первый уровень будут занимать 2 электрона. Значит на второй этаж (внешний уровень) переходят оставшиеся 3. Два будут занимать s-подуровень, один будет размещаться на р-подуровне. Строение оболочки атома В (бор).

Составим электронную и графическую схему элемента на примере Si и V с помощью алгоритма.

Обратите внимание, чтобы составить электронную формулу элемента, достаточно знать его расположение в ПСХЭ. Итак, начинаем по порядку.

Кремний, находится под № 14, символ Si.Ar (Si) = 28

Заряд ядра +14. e = 14, р = 14, n = 28 – 14 = 14

III период, IV (А)группа.

Энергетических уровней 3. Не забываем, что следуя правилу Гунда, электроны занимают, ячейку по одному на внешнем p-подуровне

Исходя с этого всего, электронная оболочка атома записывается в виде формулы

Ванадий, № 23, символ V.

Заряд ядра +23. Электронов 23.

IV период, V(Б) группе.

Энергетических уровней 4. IV открывает большие периоды, которые имеют свою особенность заполнения. Применив принцип Клечковского, мы увидим, что изначально заполняется 4s-подуровень, а только тогда 3d-подуровень.

Исходя с этого всего, схема строения электронной оболочки атома запишется в следующем виде.

Существует основное состояние электрона в атоме и возбуждённое, которое возникает, если к атому применить некоторую определённую энергию. Электроны во внешнем электронном слое атома имеют способность перемещаться, занимая место на свободной орбитали, образуя при этом возбуждённое состояние.

Обратите внимание, число неспаренных электронов отвечает валентности элементов: Li (I), Be (II), B (III), C (II и IV).

Периодичность свойств элементов. Электроотрицательность

С развитием учения о строении атома, периодический закон занимает ещё больше значимое место в естествознании. Уже неоднократно говорилось, что ПСХЭ является уникальной подсказкой. Достаточно знать расположение и строение электронных оболочек атомов элементов, и возникает возможность судить о том, какими характеристиками он будет обладать. В настоящее время периодический закон имеет формулировку, данную Менделеевым, с небольшим уточнением.

За то, какими свойствами будет наделён элемент, отвечают электроны, которые размещены на внешнем энергетическом уровне. Их ещё называют валентные электроны атома, именно они отвечают за периодическое изменение свойств элементов.

С увеличением массы атома в пределах периода, количество электронов также возрастает, пока не заполнятся все вакантные ячейки уровня.

В ходе химической реакции происходит «движение» электронов. Т.е. одни элементы будут отдавать их, а вторые принимать.

Электроотрицательность — это способность атома «оттягивать» на себя электронную плотность других атомов

При образовании химических связей, каждый атом стремится «к совершенству», т.е. завершить энергетический уровень. Такой уровень имеют благородные газы ns²np⁶. А остальным чтобы получить данную конфигурацию необходимо отдать, либо принять электроны.

Рассмотрим на примере, образования вещества NaCl.

Отдав свой один электрон с внешнего 3s-уровня, атом Натрия образует ион Na⁺, по своей электронной конфигурации аналогичный Неону. Хлор принимая электрон, образует ион Cl⁻ – принимая электронную конфигурацию Аргона.

Обобщая данный пример, сделаем вывод, элементы, которые содержат малое количество электронов на внешнем уровне (1 – 3) будут только отдавать электроны – и они будут относиться к металлам. Неметаллы характеризуются способностью принимать электроны.

Источник

Из определения сделаем вывод, что наибольшую электроотрицательность имеет Фтор (F), нет ни одного элемента, кому бы он смог отдать свой электрон, а будет только забирать. Минимальную ЭО будет иметь Франций (Fr).

Ещё одна важная причина изменения свойств элементов, которая изменяется периодически, это радиус атома. Если ЭО характеризует неметаллы, то по радиусу судят о металлических свойствах. Металлы легко отдают электроны, чем дальше они находятся от ядра, тем легче «отрываются». Радиус атома с увеличением заряда ядра в периоде уменьшается, так как ядро начинает сильнее притягивать электроны.

Источник

Краткие выводы

Тонкая структура атома водорода

Ресурс исследования
Проводить исследования
Искусство и гуманитарные науки
Бизнес
Инженерная технология
Иностранный язык
История
Математика
Наука
Социальная наука
Лучшие подкатегории

Продвинутая математика
Алгебра
Базовая математика
Исчисление
Геометрия
Линейная алгебра
Предалгебра
Предварительный расчет
Статистика и вероятность
Тригонометрия
другое →
Лучшие подкатегории

Астрономия
Астрофизика
Биология
Химия
Науки о Земле
Наука об окружающей среде
Науки о здоровье
Физика
другое →
Лучшие подкатегории

Антропология
Закон
Политология
Психология
Социология
другое →
Лучшие подкатегории

Бухгалтерский учет
Экономика
Финансы
Менеджмент
другое →
Лучшие подкатегории

Аэрокосмическая техника
Биоинженерия
Химическая инженерия
Гражданское строительство
Компьютерные науки
Электротехника
Промышленное проектирование
Машиностроение
Веб-дизайн
другое →
Лучшие подкатегории

Архитектура
Связь
Английский
Гендерные исследования
Музыка
Исполнительское искусство
Философия
Религиоведение
Письмо
другое →
Лучшие подкатегории

Древняя история
Европейская история
История США
Всемирная история
другое →
Лучшие подкатегории

Хорватский
Чешский
Финский
Греческий
Хинди

Тонкая структура атома водорода

1 W I L L I S E. L A M B, JR. Тонкая структура атома водорода Нобелевская лекция, 12 декабря 1955 г. Когда в 1901 г. впервые были присуждены Нобелевские премии, физикам было известно всего лишь о двух объектах, которые теперь называются «элементарными частицами»: электроне и протоне.Поток других «элементарных» частиц появился после 1930 г .; нейтрон, нейтрино, µ-мезон, π-мезон, более тяжелые мезоны и различные гипероны. Я слышал, что там говорилось, что «открывший новую элементарную частицу раньше награждался Нобелевской премией, но теперь такое открытие должно быть наказано штрафом в 10 000 долларов». Чтобы экспериментально определить свойства элементарных частиц, необходимо подвергнуть их воздействию внешних сил или позволить им взаимодействовать друг с другом. Атом водорода, который представляет собой объединение первых известных элементарных частиц: электрона и протона, изучается в течение многих лет, и его спектр многое нам рассказал об электроне.В 1885 году Бальмер обнаружил, что длины волн четырнадцати линий водородного спектра задаются простым уравнением. В 1887 году Майкельсон и Морли обнаружили тонкую структуру некоторых из этих линий. Квантовая теория была основана Планком в 1900 году, а в 1913 году Бор дал правила квантования, которые позволили вывести формулу Бальмера. В 1916 году Зоммерфельд показал, что тонкая структура энергетических уровней Бора вызвана релятивистскими поправками. В 1924 году де Бройль приписал электрону волновые свойства, и вскоре квантовая механика атома водорода вышла из рук Гейзенберга, Борна и Шредингера.Спин и магнитный момент электрона были предложены Уленбеком и Гаудсмитом в 1925 году, а их динамические уравнения были разработаны Томасом годом позже. В 1928 году Дирак открыл уравнение, описывающее электрон с волновыми свойствами, зарядом, спином, магнитным моментом и массой, зависящими от скорости, как того требует теория относительности. Уровни энергии водорода были заданы теорией Дирака с высокой точностью. Особый интерес для нас представляют его предсказания, показанные на рис. 1, группы уровней энергии n = 2, равных 10.2 электрон-вольта выше основного состояния n = 1. Расщепление тонкой структуры 2 2 P 3/2 2 2 P 1/2, которое в соответствии с теорией Дирака возникает из-за спин-орбитального взаимодействия, точно согласуется с sep-

2 ТОНКАЯ СТРУКТУРА АТОМА ВОДОРОДА 287 двух уровней теории Зоммерфельда 1916 года. Точное совпадение энергии состояний S ½ и 2 P ½ является следствием предполагаемого закона Кулона притяжения между электроном и протоном.Любое отступление от этого закона приведет к разделению этих уровней. Для проверки теории Дирака было проведено множество спектроскопических исследований тонкой структуры водорода, но к 1940 г. так и не удалось однозначно принять решение, хотя были доказательства, убедительно подтверждающие теорию. (Теперь мы знаем, что работы Хьюстона 1 и Уильямса 2 указали на несоответствие, к которому следовало отнестись серьезно.) Для дальнейшего развития могут быть интересны некоторые главы из моей специфической истории. После бакалавриата на химика я изучал теоретическую физику у профессора Дж.Р. Оппенгеймер из Калифорнийского университета с 1934 г. до моей диссертации 3 касался полевых теорий нуклонов, которые предсказывали очень небольшое расхождение с законом Кулона о протоне. В Колумбийском университете после 1938 года я познакомился с профессором И. И. Раби и сотрудниками лаборатории молекулярных пучков. Мое внимание вкратце привлекли метастабильные атомы 4 в связи с предложенным экспериментом на атомном пучке. Во время войны в Колумбийской радиационной лаборатории я лично познакомился с микроволновыми радарами и конструкцией электронных ламп.Одним из проектов лаборатории во время войны было определение коэффициента поглощения сантиметровых волн в водяном паре атмосферы, и мой интерес начался с того, что должно было стать очень активной послевоенной областью микроволновой спектроскопии. В 1945 году, проводя летние занятия по атомной физике по учебнику Герцберга, я нашел ссылки на некоторые попытки обнаружить поглощение коротковолновых радиоволн в газовом разряде атомарного водорода. Сначала мне показалось, что эти эксперименты провалились из-за неадекватной микроволновой техники.Думал повторить их

3 W.E. LAMB, JR. с значительно улучшенным оборудованием, разработанным во время войны. Однако при дальнейшем изучении я понял, что атомы в газовом разряде сильно возмущены и что все состояния с n = 2 будут иметь примерно равные населенности. В этих условиях не будет заметного поглощения радиоволн, вызванного переходами между тремя интересующими состояниями.Прошёл почти год, прежде чем у меня в голове появилась работающая схема. Я рассмотрел возможность использования возможной метастабильности состояния водорода 2 2 S ½. Проще говоря, это состояние должно быть долгоживущим по отношению к радиационному переходу в основное состояние, потому что сферически-симметричное распределение заряда и тока не может излучать согласно классической электромагнитной теории. Тем не менее, довольно много работ между 1924 и 1933 годами было посвящено обсуждению и экспериментам, чтобы определить, действительно ли состояние 2 2 S ½ метастабильно.В 1933 году Бете 8 показал, что он является метастабильным только для атома в области, достаточно свободной от электрических полей. Однако никоим образом не было ясно, что возбуждение состояния 2 2 S 1/2 может осуществляться без разрушения метастабильности состояния. По-прежнему необходимо было обнаруживать какое-либо взаимодействие микроволн с возбужденными атомами, и, как уже упоминалось, о методе прямого поглощения, примененном к разряду, не могло быть и речи. Я решил попробовать сформировать пучок метастабильных атомов водорода.Если бы радиоиндуцированный переход в 2 2 P ½ или 2 2 P ³ / 2 действительно имел место, атом потерял бы свою метастабильность и примерно через 10-9 секунд перешел бы в основное состояние с испусканием излучения. Таким образом уменьшился бы пучок метастабильных атомов. В 1924 году Уэббом 9 в Колумбийском университете было показано, что метастабильные атомы ртути могут высвобождать электроны из металлов, но никто не произвел и не обнаружил странную метастабильную форму водорода, и не было уверенности в том, что ее луч может быть обнаружен. за счет выброса электронов.На основании этих довольно сомнительных перспектив я убедил Ретерфорда 10 попытаться провести эксперимент, схематически представленный на рис. 2. После нескольких неудач было создано успешное устройство, показанное на рис. 3. Молекулярная ги-рис. 2. Модифицированный схематический блок. Схема аппарата.

4 ТОЧНАЯ СТРУКТУРА АТОМА ВОДОРОДА 289 Рис. 3. Поперечное сечение второго аппарата: (а) вольфрамовая печь диссоциатора водорода, (б) подвижные щели, (в) катод бомбардировщика электронов, (г) сетка, (д) анод , (f) линия передачи, (g) щели для прохождения метастабильных атомов через пространство взаимодействия, (h) пластина, прикрепленная к центральному проводнику линии передачи RF, (i) d.c. гасящий электрод, (j) мишень для метастабильных атомов, (k) коллектор для электронов, выброшенных из мишени, (l) полюсная грань магнита, (m) окно для наблюдения за температурой вольфрамовой печи. Дроген диссоциирует в вольфрамовой печи, и поток атомов водорода выходит из щели и подвергается бомбардировке электронами, которые переводят один атом из ста миллионов атомов в метастабильное состояние. После небольшого отклонения отдачи возбужденные атомы перемещаются к поверхности металла, с которой они могут выбрасывать электроны и таким образом быть обнаружены.Между бомбардером и детектором атомы подвергаются воздействию радиоволн. По нескольким веским причинам весь процесс осуществляется в магнитном поле. Уровни энергии тонкой структуры подвержены зеемановскому расщеплению, как показано на рис. 4, а частоты возможных переходов зависят от магнитного поля, как показано на рис. 5. Поскольку магнитное поле изменяется с радиочастотой и фиксированной амплитудой 2S 2P 1S происходят переходы, и определенная часть метастабильных атомов в пучке гасится и теряет свою энергию возбуждения.Поскольку атомы в основном состоянии не могут выбросить электроны из детектора, ток электрометра уменьшается. Типичная резонансная кривая для дейтерия показана на рис. 6, а для водорода — на рис. 7. Ширина резонансных пиков частично обусловлена естественным радиационным распадом состояния 2P, а частично — сверхтонкой структурой, которая только что разрешена для одного из водородные резонансы. Путем тщательного экспериментального исследования и теоретического анализа таких резонансных кривых можно определить разделение энергии 2 2 S½ P½ и 2 2 P ³ / 2-2 2 P½ в нулевом магнитном поле.Точные измерения 11 по дням —

5 W.E. LAMB, JR. X (в единицах 5214 гаусс) Рис. 4. Зеемановские уровни энергии с диаграммой 2 2 S ½, увеличенной на 1000 Мгц / сек. Хофф, Трибвассер и Лэмб дали для этих разделений в дейтерии и Мс / сек с точностью около 0,1 Мгц / сек. Исследования других состояний тонкой структуры выполнены микроволновыми методами. Для состояния n = 2 однократно ионизованного гелия расстояния в 13–16 раз больше, чем для водорода.В работе Лэмба и Скиннера 12 пучок метастабильных ионов не формировался, а использовалось ультрафиолетовое излучение, испускаемое при распаде 2P — 1S, для обнаружения переходов 2 P — 2 S, индуцированных микроволнами. Похожий метод был использован в более поздних экспериментах Deutsch 13 с позитронием, в которых переход от триплетного к синглетному состоянию изменял скорость испускания аннигиляционного излучения. Недавно тонкая структура состояния водорода с n = 3 была изучена Лэмбом и Сандерсом 14 с использованием аналогичных микроволновых методов, а тонкая структура состояния 3 3 P гелия была определена 15 Лэмбом, Майманом и Видером.Теперь позвольте мне кратко рассказать об объяснении отклонений от ожидаемой картины тонкой структуры водорода. Приехать

6 ТОЧНАЯ СТРУКТУРА АТОМА ВОДОРОДА 291 сразу в суть вопроса: электрон не ведет себя как точечный заряд, как это подразумевается в уравнении Дирака. Если бы позволяло время, я бы проследил долгую историю попыток построить теорию внутреннего строения электронов.Это было начато Дж. Дж. Томсоном с его вычисления электромагнитной массы и развито Лоренцом с использованием классической теории электромагнитного поля. Согласно теории относительности, энергия и масса пропорциональны друг другу. Чтобы получить конечную массу электрона на чисто электромагнитной основе, необходимо было приписать электрону расширенную структуру. Попытки построить удовлетворительную релятивистскую теорию протяженной заряженной частицы не увенчались успехом. После того, как квантовая механика была применена к материи, она была использована Дираком, Гейзенбергом и Паули для решения проблемы электромагнитного поля и его взаимодействия с заряженными частицами.Эта теория имела много успехов. Хорошо учтены явления излучения и поглощения Магнитное поле (гаусс) Рис. 5. Ожидаемые резонансные частоты как функции магнитного поля с состоянием 2 2 S ½, увеличенным на 1000 Мгц / сек.

7 W.E. LAMB, JR. и рассеяние излучения веществом, включая спонтанное излучение, постулированное Эйнштейном в работе. С квантовой электродинамической точки зрения спонтанное излучение можно рассматривать как излучение, стимулированное квантовыми нулевыми флуктуациями в электромагнитных полях в вакууме или состоянии с наименьшей энергией.Когда, однако, энергия взаимодействия электрона с квантованным электромагнитным полем была вычислена Оппенгеймером 16 в 1930 году, был получен бессмысленный результат. Согласно этой теории, не только энергия бесконечна, но и частоты всех спектральных линий смещены на бесконечную величину от значений, предсказанных без учета радиационных взаимодействий. В 1934 году Вайскопф 17 указал, что эту ультрафиолетовую катастрофу можно приписать упомянутым выше нулевым флуктуациям в электромагнитном поле вакуума.Эти флуктуации были необходимы для правильного спонтанного излучения и, тем не менее, приводили к резкому несогласию с наблюдениями в других отношениях. Теория электромагнитной энергии оставалась в этом крайне неудовлетворительном состоянии до мая 1947 года, когда отклонения тонкой структуры были окончательно установлены экспериментально.

8. ТОЧНАЯ СТРУКТУРА АТОМА ВОДОРОДА 293 Месяц спустя Бете 18 обнаружил, что квантовая электродинамика действительно скрывает за своими расходимостями физическое содержание, которое очень близко согласуется с микроволновыми наблюдениями.Решающим шагом Бете было успешное применение очень старой идеи перенормировки массы. Квантовая теория излучения предсказывала, что свободный электрон должен иметь бесконечную массу. Следовательно, необходимо найти какое-то объяснение наблюдаемому факту, что масса была конечной. Бете признал, что это выходило за рамки теории в то время, и просто проигнорировал трудности с электромагнитной массой. Для электрона, связанного в атоме водорода, также имеет место бесконечная энергия, но это было просто проявлением бесконечной электромагнитной массы, которую следует исключить в какой-нибудь будущей теории.При правильном вычитании массовых членов получается конечный остаток, который для свободного электрона был бы равен нулю. В случае связанного электрона силовое поле изменяет действие электромагнитного поля и приводит к конечному смещению уровней энергии, что хорошо согласуется с наблюдениями. Качественная картина сдвига уровня была дана Велтоном 19 в работе «Флуктуирующее нулевое электрическое поле квантованного вакуума действует на электрическую цепь».

9 Вт.Э. ЛАМБ-МЛАДШИЙ трон, связанный в атоме водорода. В результате электрон перемещается в своем невозмущенном положении быстрым и весьма неустойчивым образом. Точечный электрон фактически становится сферой радиусом почти сантиметр. Такой электрон в атоме водорода не так сильно притягивается к ядру на коротких расстояниях, как точечный электрон. Таким образом, состояния с нулевым орбитальным угловым моментом, такие как 2 2 S ½, имеют повышенную энергию по сравнению с другими состояниями, такими как 2 2 P, в которых электрон имеет меньшую вероятность быть обнаруженным рядом с ядром.В 1949 году Кролл и Лэмб 20 дали релятивистское обобщение вычислений Бете, что сделало его результаты определенными. Они подтвердили дополнительные небольшие вклады в 27 Мгц / сек, возникающие из-за поляризации вакуума, рассчитанные в 1935 году Улингом 21 на основе теории позитрона Дирака, и 68 Мгц / сек из-за аномального магнитного момента электрона, как предполагалось. Брейт 22 в. Другие небольшие поправки были рассчитаны разными авторами, из которых самая большая была около 7 Мс / сек, сделанная Барангером 2 3, который более точно учел связывание электрона.В настоящее время существует необъяснимое остаточное расхождение 0,5 Мгц / сек. Очень важно, чтобы эта проблема получила дальнейшее экспериментальное и теоретическое внимание. Когда будет достигнута точность сравнения 0,1 Мгц / с, это будет означать, что разделение энергий 2S и 2P состояний водорода согласуется с теорией с точностью до нескольких частей в 10 9 их энергии связи или что показатель степени в законе силы Кулона — два с сопоставимой точностью. Другими словами, аномальный магнитный момент электрона будет определяться с точностью до одной доли 680, что обеспечит полезную проверку более прямого результата измерения Куша 24.Наконец, я мог бы упомянуть, что разделение дублетов тонкой структуры теперь обеспечивает наиболее точное и прямое определение знаменитого безразмерного числа, называемого постоянной тонкой структуры, числовое значение которой около 1/137 будет задачей некоторой будущей теории объяснить.

10 ТОНКАЯ СТРУКТУРА АТОМА ВОДОРОДА W. V. Houston, Phys. Rev., 51 (1937) Р.К. Уильямс, Phys. Rev., 54 (1938) W. E. Lamb, Jr., L. I. Schiff, Phys. Rev., 53 (1938) A. Cobas, W. E. Lamb, Jr., Phys. Rev., 65 (1944) Г. Э. Беккер, С. Х. Аутлер, Phys. Rev., 70 (1946) 300; W.E. Lamb, Jr., Phys. Rev., 70 (1946) Г. Герцберг, Атомные спектры и атомная структура, Prentice-Hall, Inc., Нью-Йорк, О. Бец, Ann. Physik, 15 (1932) 321 и T. Haase, Ann. Physik, 23 (1935) H. A. Bethe, Handbuch der Physik, 2-е изд., Vol. 24/1, 1933, стр. H. W. Webb, Phys. Rev., 24 (1924) W. E. Lamb, Jr.и R.C. Retherford, Phys Rev., 72 (1947) 241; 79 (1950) 549; 81 (1951) 222. W. E. Lamb, Jr., Phys. Rev., 85 (1952) 259. W. E. Lamb, Jr., R.C. Retherford, Phys. Rev., 86 (1952) S. Triebwasser, E. S. Dayhoff, W. E. Lamb, Jr., Phys. Rev., 89 (1953) 98. E. S. Dayhoff, S. Triebwasser, W. E. Lamb, Jr., Phys. Rev., 89 (1953) W. E. Lamb, Jr., Miriam Skinner, Phys. Rev., 78 (1950) М. Дойч, Э. Дулит, Phys. Rev., 84 (1951) 601 и M. Deutsch, S.C. Brown, Phys. Rev., 85 (1952) W.E.Lamb, Jr. и T. M. Sanders, Jr., Phys. Rev., 103 (1956) 313. Также W. E. Lamb, Jr., Proc. Am. Акад. Arts Sci., 82 (1953) T. H. Maiman и W. E. Lamb, Jr., Phys. Rev., 98 (1955) 1194 (A) и другие статьи в стадии подготовки. (Phys. Rev., 105 (1957) 573.) 16. J. R. Oppenheimer, Phys. Rev., 35 (1930) V. F. Weisskopf, Z. Physik, 90 (1934) H. A. Bethe, Phys. Rev., 72 (1947) T. A. Welton, Phys. Rev., 74 (1948) Н. М. Кролл, В. Э. Лэмб, мл., Phys. Rev., 75 (1949) E. A. Uehling, Phys. Rev., 48 (1935) Г.Брейт, Phys. Rev., 72 (1947) М. Барангер, Phys. Rev., 84 (1951) П. Куш, Нобелевская лекция, этот том, стр. 298.

Современное строение атома водорода

Презентация на тему: «Современное строение атома водорода» — стенограмма презентации:

Современное строение атома водорода

Подоболочки на уровнях энергии
Орбитали: трехмерная область пространства, в которой находятся электроны.У них разные формы. n = 1 s n = 2 s p n = 3 s p d n = 4 s p d f

Электронная конфигурация
Химия

Электронная конфигурация
Способ расположения электронов вокруг ядра.

Электронные конфигурации
Электронная конфигурация атома — это сокращенный метод записи местоположения электронов по подуровням. Подуровень пишется с последующим надстрочным индексом с количеством электронов на подуровне. Если подуровень 2p содержит 2 электрона, то записывается 2p2

Теория атома водорода Бора

1 Модуль OpenStax-CNX: m Теория атома водорода Бора Колледж OpenStax Эта работа произведена OpenStax-CNX и находится под лицензией Creative Commons Attribution License 4.0 Аннотация Опишите загадки атомных спектров.Объясните теорию Бора об атоме водорода. Объясните планетарную модель атома Бора. Проиллюстрируйте энергетическое состояние с помощью диаграммы уровней энергии. Опишите триумфы и пределы теории Бора. Великий датский физик Нильс Бор () немедленно использовал планетарную модель атома Резерфорда. (Фигура 1). Бор убедился в его истинности и провел часть 1912 года в лаборатории Резерфорда. В 1913 году, вернувшись в Копенгаген, он начал публиковать свою теорию простейшего атома, водорода, основанную на планетарной модели атома.На протяжении десятилетий задавалось много вопросов об атомных характеристиках. Об атомах было известно многое, начиная с их размеров и кончая спектрами, но мало что было объяснено с точки зрения законов физики. Теория Бора объяснила атомный спектр водорода и установила новые и широко применимые принципы квантовой механики. Версия 1.6: 15 июля,: 01 утра

2 Модуль OpenStax-CNX: m Рис. 1: Нильс Бор, датский физик, использовал планетарную модель атома для объяснения атомного спектра и размера атома водорода.Его большой вклад в развитие атомной физики и квантовой механики, его личное влияние на многих студентов и коллег, а также его личная неприкосновенность, особенно перед лицом нацистского гнета, позволили ему занять видное место в истории. (кредит: неизвестный автор, через Wikimedia Commons) 1 Тайны атомных спектров Как отмечалось в «Квантовании энергии 1», энергии некоторых небольших систем квантуются. Спектры атомного и молекулярного излучения и поглощения известны уже более века как дискретные (или квантованные).(См. Рис. 2.) Максвелл и другие поняли, что должна существовать связь между спектром атома и его структурой, что-то вроде резонансных частот музыкальных инструментов. Но, несмотря на годы усилий многих великих умов, ни у кого не было работоспособной теории. (Ходила шутка, что любую теорию атомных и молекулярных спектров можно разрушить, бросив в нее книгу данных, настолько сложны были спектры.) Следуя предложению Эйнштейна о фотонах с квантованной энергией, прямо пропорциональной их длинам волн, она стала даже Более очевидно, что электроны в атомах могут существовать только на дискретных орбитах.1 «Квантование энергии» <

3 Модуль OpenStax-CNX: m Рисунок 2: Часть (а) показывает слева направо разрядную трубку, щель и диракционную решетку, дающую линейчатый спектр. Часть (b) показывает линейчатый спектр излучения железа. Дискретные линии означают квантованные энергетические состояния атомов, которые их производят. Линейчатый спектр для каждого элемента уникален, обеспечивая мощный и широко используемый аналитический инструмент, а многие линейчатые спектры были хорошо известны в течение многих лет, прежде чем их можно было объяснить с помощью физики.(кредит для (b): Yttrium91, Wikimedia Commons) В некоторых случаях удавалось разработать формулы, описывающие спектры излучения. Как и следовало ожидать, простейший атом водорода с единственным электроном имеет относительно простой спектр. Спектр водорода наблюдался в инфракрасной (ИК), видимой и ультрафиолетовой (УФ) областях, и было обнаружено несколько серий спектральных линий. (См. Рис. 3.) Эти серии названы в честь первых исследователей, изучавших их особенно глубоко. Наблюдаемые длины волн спектра водорода могут быть рассчитаны по следующей формуле: (1 1 λ = R 1) n 2, (1) in 2 f, где λ — длина волны испускаемого ЭМ излучения, а R — постоянная Ридберга, определяемая по формуле в эксперименте R = / m (или m 1).(2) Константа n f является целым положительным числом, связанным с определенной серией. Для серии Лаймана n f = 1; для серии Бальмера n f = 2; для серии Пашена n f = 3; и так далее. Серия Lyman полностью находится в УФ, в то время как часть серии Бальмера видна с остальной частью УФ. Серия Пашена и все остальное полностью ИК. Очевидно, существует неограниченное количество серий, хотя они постепенно уходят в инфракрасный диапазон и их становится трудно наблюдать по мере увеличения n f. Константа n i является положительным целым числом, но должно быть больше n f.Таким образом, для серии Balmer n f = 2 и n i = 3, 4, 5, 6, … Обратите внимание, что n i может приближаться к модулю

4 OpenStax-CNX: m innity. Хотя формула в уравнении длин волн была просто рецептом, разработанным для данных и не основывалась на физических принципах, она имела более глубокий смысл. Бальмер сначала разработал формулу только для своего ряда, а позже было обнаружено, что для описания всех остальных рядов используются различные значения n f. Бор был первым, кто понял более глубокий смысл.Опять же, мы видим взаимодействие между экспериментом и теорией в физике. Экспериментально спектры были хорошо установлены, уравнение было найдено для экспериментальных данных, но теоретическое обоснование отсутствовало. Рисунок 3: Схема спектра водорода показывает несколько серий, названных в честь тех, кто внес наибольший вклад в их определение. Часть серии Бальмера находится в видимом спектре, серия Лаймана полностью в УФ, а серия Пашена и другие — в ИК. Для некоторых строк показаны значения n f и n i.Пример 1: Расчет волновой интерференции линии водорода Какое расстояние между прорезями решетки дает максимум первого порядка для второй линии Бальмера под углом 15º? Стратегия и концепция Для решения проблемы интегрированной концепции мы должны сначала определить задействованные физические принципы. В этом примере нам нужно знать (а) длину волны света, а также (б) условия интерференционного максимума для рисунка из двойной щели. В части (а) рассматривается тема данной главы, а в части (б) рассматривается материал волновой интерференции волновой оптики 2.Решение для длины волны спектра водорода (а). Для серии Бальмера требуется, чтобы n f = 2. Первая линия в серии берется для n i = 3, поэтому вторая будет иметь n i = 4. Расчет представляет собой прямое применение уравнения длины волны. Ввод определенных значений для nf и ni дает 1 λ = R (1 n 2 f 1 n 2 i) = (m 1) () = m 1. (3) 2 «Введение в волновую оптику» <

5 OpenStax- Модуль CNX: m Преобразование в nd λ дает λ = m 1 = m = 486 нм.Обсуждение (а) Это действительно экспериментально наблюдаемая длина волны, соответствующая второй (сине-зеленой) линии в серии Бальмера. Более впечатляющим является тот факт, что тот же простой рецепт предсказывает все линии спектра водорода, включая новые, наблюдаемые в последующих экспериментах. Что нам говорит природа? Решение для (б) двухщелевой интерференции (волновая оптика 3). Чтобы получить конструктивную интерференцию для двойной щели, разница в длине пути от двух щелей должна быть целым кратным длине волны.Это условие было выражено уравнением (4) d sin θ = mλ, (5) где d — расстояние между прорезями, а θ — угол от исходного направления луча. Число m — это порядок вмешательства; m = 1 в этом примере. Решение относительно d и ввод известных значений дает (1) (486 нм) d = = m. (6) sin 15º Обсуждение для (b) Это число аналогично тем, которые используются в примерах интерференции Введение в квантовую физику 4 (и близко к расстоянию между прорезями в обычно используемых диракционных очках).2 Решение Бора для водорода Бор смог вывести формулу для спектра водорода, используя основы физики, планетарную модель атома и некоторые очень важные новые предложения. Его первое предложение состоит в том, что разрешены только определенные орбиты: мы говорим, что орбиты электронов в атомах квантованы. Каждая орбита имеет другую энергию, и электроны могут перемещаться на более высокую орбиту, поглощая энергию, и опускаться на более низкую орбиту, излучая энергию. Если орбиты квантованы, количество поглощенной или испускаемой энергии также квантуется, создавая дискретные спектры.Поглощение и испускание фотонов являются одними из основных методов передачи энергии в атомы и из них. Энергии фотонов квантуются, и их энергия объясняется как равная изменению энергии электрона при его перемещении с одной орбиты на другую. В форме уравнения это E = hf = E i E f. (7) Здесь E — изменение энергии между начальной и конечной орбитами, а hf — энергия поглощенного или испускаемого фотона. Вполне логично (то есть ожидаемо из нашего повседневного опыта), что энергия участвует в изменении орбиты.Например, космическому шаттлу требуется выброс энергии, чтобы подняться на более высокую орбиту. Чего не ожидается, так это того, что атомные орбиты должны быть квантованы. Этого не наблюдается для спутников или планет, которые могут иметь любую орбиту с соответствующей энергией. (См. Рис. 4.) 3 «Введение в волновую оптику» <4 «Введение в квантовую физику» <

6 Модуль OpenStax-CNX: m Рисунок 4: Планетарная модель атома, измененная Бором, имеет орбиты электроны квантовались.Разрешены только определенные орбиты, что объясняет, почему атомные спектры дискретны (квантованы). Энергия, уносимая от атома фотоном, исходит от электрона, падающего с одной разрешенной орбиты на другую, и, таким образом, квантуется. Это также верно для атомного поглощения фотонов. На рисунке 5 показана диаграмма уровней энергии, удобный способ отображения энергетических состояний. В настоящем обсуждении мы принимаем их за разрешенные уровни энергии электрона. Энергия отображается вертикально: низшее или основное состояние внизу, а возбужденное — вверху.Учитывая энергии линий в атомном спектре, можно (хотя иногда очень сложно) определить энергетические уровни атома. Диаграммы уровней энергии используются для многих систем, включая молекулы и ядра. Теория атома или любой другой системы должна предсказывать его энергию на основе физики системы.

7 Модуль OpenStax-CNX: m Рис. 5. Диаграмма уровней энергии отображает энергию по вертикали и полезна для визуализации энергетических состояний системы и переходов между ними.Эта диаграмма предназначена для электронов атома водорода и показывает переход между двумя орбитами, имеющими энергии E 4 и E 2. Бор был достаточно умен, чтобы найти способ вычислить орбитальные энергии электронов в водороде. Это был первый важный шаг, который был улучшен, но его стоит повторить здесь, поскольку он правильно описывает многие характеристики водорода. Предполагая круговые орбиты, Бор предположил, что угловой момент L электрона на его орбите квантован, то есть имеет только конкретные дискретные значения.Значение L определяется формулой L = me vr n = nh (n = 1, 2, 3, …), (8) 2π где L — угловой момент, me — масса электрона, rn — радиус n-й орбиты, h — постоянная Планка. Обратите внимание, что угловой момент равен L = Iω. Для небольшого объекта с радиусом r I = mr 2 и ω = v / r, так что L = (mr 2) (v / r) = mvr. Квантование говорит, что это значение mvr может быть равно только h / 2, 2h / 2, 3h / 2 и т. Д. В то время Бор сам не знал, почему следует квантовать угловой момент, но, используя это предположение, он смог вычислить энергии в спектре водорода, чего в то время еще никто не делал.Исходя из предположений Бора, мы теперь выведем ряд важных свойств атома водорода из классической физики, которую мы рассмотрели в тексте. Начнем с того, что центростремительная сила, заставляющая электрон двигаться по круговой траектории, создается кулоновской силой. Чтобы быть более общим, отметим, что этот анализ справедлив для любого одноэлектронного атома. Итак, если в ядре есть Z протонов (Z = 1 для водорода, 2 для гелия,

8 Модуль OpenStax-CNX: m и т. Д.) и только один электрон, этот атом называется водородоподобным атомом. Спектры водородоподобных ионов похожи на водород, но смещены в сторону более высокой энергии из-за большей силы притяжения между электроном и ядром. Величина центростремительной силы равна m e v 2 / r n, а кулоновская сила равна k (Zq e) (q e) / r 2 n. Молчаливое предположение здесь состоит в том, что ядро массивнее неподвижного электрона, и электрон вращается вокруг него. Это согласуется с планетарной моделью атома.Приравнивая их, k Zq2 e r 2 n = m ev 2 r n (кулон = центростремительный). (9) Квантование углового момента указано в более раннем уравнении. Мы решаем это уравнение относительно v, подставляем его в приведенное выше и изменяем выражение, чтобы получить радиус орбиты. Это дает: rn = n2 Z a B для допустимых орбит (n = 1, 2, 3, …), (10) где a B определяется как радиус Бора, поскольку для самой низкой орбиты (n = 1 ) и для водорода (Z = 1) r 1 = a B. В задачах и упражнениях этой главы осталось показать, что радиус Бора равен h 2 a B = 4π 2 me kq 2 = m.(11) e Эти последние два уравнения можно использовать для вычисления радиусов разрешенных (квантованных) электронных орбит в любом водородоподобном атоме. Впечатляет то, что формула дает правильный размер водорода, который, как измерено экспериментально, очень близок к радиусу Бора. Предыдущее уравнение также говорит нам, что радиус орбиты пропорционален n 2, как показано на рисунке 6.

9 Модуль OpenStax-CNX: m Рисунок 6: Допустимые орбиты электронов в водороде имеют указанные радиусы.Эти радиусы были впервые рассчитаны Бором и определяются уравнением r n = n2 ab. Самая низкая орбита имеет экспериментально подтвержденный диаметр Z атома водорода. Чтобы получить орбитальные энергии электронов, мы начнем с того, что отметим, что энергия электрона является суммой его кинетической и потенциальной энергии: E n = KE + PE. (12) Кинетическая энергия — это известное KE = (1/2) m e v 2, если предположить, что электрон не движется с релятивистскими скоростями. Потенциальная энергия электрона — электрическая, или PE = q e V, где V — потенциал ядра, который выглядит как точечный заряд.Ядро имеет положительный заряд Zq e; таким образом, V = kzq e / r n, что напоминает предыдущее уравнение для потенциала, обусловленного точечным зарядом. Поскольку заряд электрона отрицательный, мы видим, что PE = kzq e / r n. Вводя выражения для KE и PE, получаем E n = 1 2 m ev 2 k Zq2 e r n. (13) Теперь подставим r n и v из предыдущих уравнений в приведенное выше выражение для энергии. Алгебраическая манипуляция дает E n = Z2 n 2 E 0 (n = 1, 2, 3, …) (14)

10 Модуль OpenStax-CNX: m для орбитальных энергий водородоподобных атомов.Здесь E 0 — энергия основного состояния (n = 1) для водорода (Z = 1) и определяется как Таким образом, для водорода E 0 = 2π2 q 4 em e k 2 h 2 = 13,6 эв. (15) 13,6 ev E n = n 2 (n = 1, 2, 3, …). (16) На рисунке 7 показана диаграмма уровней энергии для водорода, которая также показывает, как различные спектральные серии водорода связаны с переходами между уровнями энергии.

11 Модуль OpenStax-CNX: m Рисунок 7: Диаграмма уровней энергии для водорода, показывающая серии переходов Лаймана, Бальмера и Пашена.Орбитальные энергии рассчитываются с использованием приведенного выше уравнения, впервые полученного Бором. Полная энергия электрона отрицательна, поскольку электрон связан с ядром, аналогично нахождению в дыре без достаточной кинетической энергии для побега. Когда n приближается к единице, полная энергия становится равной нулю. Это соответствует свободному электрону без кинетической энергии, поскольку r n становится очень большим при большом n, и электрическая потенциальная энергия, таким образом, становится нулевой. Таким образом, для ионизации водорода необходимо 13,6 эв (чтобы перейти с 13.От 6 эв до 0 или без привязки), экспериментально подтвержденное число. При увеличении энергии электрон становится несвязанным с некоторой кинетической энергией. Например, передача 15,0 эв электрону в основном состоянии водорода отделяет его от атома и оставляет у него 1,4 эв кинетической энергии.

12 Модуль OpenStax-CNX: m Наконец, давайте рассмотрим энергию фотона, испускаемого при нисходящем переходе, заданную уравнением. Подставляя E n = (13,6 эв / n 2), мы видим, что (1 hf = (13.6 ev) 1 n 2 i E = hf = E i E f. (17) п 2 е). (18) Разделив обе части этого уравнения на hc, получим выражение для 1 / λ: hf hc = fc = 1 ((13.6 ev) 1 = 1) λ hc n 2. (19) i Можно показать, что () 13,6 эв (13,6 эв) (Дж / эВ) = (hc Дж с) (м / с) = m 1 = R (20) — постоянная Ридберга. Таким образом, мы использовали предположения Бора, чтобы вывести формулу, впервые предложенную Бальмером несколько лет назад как рецепт получения экспериментальных данных. (1 1 λ = R 1) n 2 (21) i n 2 f Мы видим, что теория атома водорода Бора отвечает на вопрос, почему эта ранее известная формула описывает спектр водорода.Это потому, что уровни энергии пропорциональны 1 / n 2, где n — неотрицательное целое число. Нисходящий переход высвобождает энергию, поэтому n i должно быть больше n f. Различные серии — это те, в которых переходы заканчиваются на определенном уровне. Для серии Лаймана n f = 1, то есть все переходы заканчиваются в основном состоянии (см. Также рисунок 7). Для серии Бальмера n f = 2 или все переходы заканчиваются в первом возбужденном состоянии; и так далее. То, что когда-то было рецептом, теперь основано на физике, и квантуется что-то новое, возникающий угловой импульс.3 Триумфы и пределы теории Бора Бор сделал то, что никто не мог сделать раньше. Он не только объяснил спектр водорода, но и правильно рассчитал размер атома, исходя из основ физики. Некоторые из его идей широко применимы. Электронные орбитальные энергии квантуются во всех атомах и молекулах. Квантованный момент количества движения. Электроны не закручиваются в ядро по спирали, как ожидалось классически (ускоренные заряды излучают, так что в классическом случае электронные орбиты быстро распадаются, а электроны сидят на ядре, материя схлопывается).Это главные победы. Но у теории Бора есть пределы. Его нельзя применить к многоэлектронным атомам, даже к такому простому, как двухэлектронный атом гелия. Модель Бора мы называем полуклассической. Орбиты квантованы (неклассические), но предполагается, что это простые круговые траектории (классические). По мере развития квантовой механики стало ясно, что четко определенных орбит не существует; скорее, есть облака вероятности. Теория Бора также не объясняет, что некоторые спектральные линии являются дублетами (разделенными на две части) при внимательном рассмотрении.Мы рассмотрим многие из этих аспектов квантовой механики более подробно, но следует иметь в виду, что Бор не ошибся. Скорее, он сделал очень важные шаги на пути к большему знанию и заложил основу всей атомной физики, которая с тех пор развивалась. : Как ученые смогли понять структуру атомов, не глядя на них? Попробуйте разные модели, стреляя светом в атом. Проверьте, насколько предсказание модели соответствует экспериментальным результатам. n 2 f

13 Модуль OpenStax-CNX: m Рис. 8: Модели атома водорода 5 4 Резюме раздела Планетарная модель атома изображает электроны, вращающиеся вокруг ядра так же, как планеты вращаются вокруг Солнца.Бор использовал планетарную модель, чтобы развить первую разумную теорию водорода — простейшего атома. Атомные и молекулярные спектры квантуются с длинами волн спектра водорода, определяемыми формулой (1 1 λ = R n 2 f 1 n 2 i), (22) где λ — длина волны испускаемого электромагнитного излучения, а R — постоянная Ридберга, который имеет значение R = m 1. (23) Константы ni и nf являются целыми положительными числами, и ni должно быть больше n f. Бор правильно предположил, что энергия и радиусы орбит электронов в атомах квантуются с энергией для переходов между орбитами, задаваемой формулой E = hf = E i E f, (24) где E — изменение энергии между начальной и конечной орбиты, а hf — энергия поглощенного или испускаемого фотона.Полезно изобразить орбитальные энергии на вертикальном графике, который называется диаграммой уровней энергии. Бор предположил, что допустимые орбиты являются круговыми и должны иметь квантованный орбитальный угловой момент, задаваемый формулой L = me vr n = nh (n = 1, 2, 3 …), (25) 2π где L — угловой момент, rn — радиус n-й орбиты, h — постоянная Планка. Для всех одноэлектронных (водородоподобных) атомов радиус орбиты определяется выражением rn = n2 Z a B (разрешенные орбиты n = 1, 2, 3, …), (26) Z — атомный номер элемента (число электронов равно, когда оно нейтрально), а B определяется как радиус Бора, который равен h 2 a B = 4π 2 me kq 2 e = m.(27) 5

14 Модуль OpenStax-CNX: m Кроме того, энергии водородоподобных атомов задаются формулой, где E0 — энергия основного состояния, и выражается формулой E n = Z2 n 2 E 0 (n = 1, 2, 3 …), (28) E 0 = 2π2 q 4 em ek 2 h 2 = 13,6 эв. (29) Таким образом, для водорода 13,6 эв E n = n 2 (n, =, 1, 2, 3 …). (30) Теория Бора дает точные значения уровней энергии в водородоподобных атомах, но в некоторых отношениях она была улучшена. 5 Концептуальные вопросы Упражнение 1 Как допустимые орбиты для электронов в атомах отклоняются от разрешенных орбит для планет вокруг Солнца? Объясните, как здесь применяется принцип соответствия.Упражнение 2 Объясните, чем правило Бора для квантования электронного орбитального углового момента отличается от действительного правила. Упражнение 3 Что такое водородоподобный атом и как энергии и радиусы его электронных орбит связаны с атомами в водороде? 6 Задачи и упражнения Упражнение 4 (решение на стр. 16.) Вычислив длину волны, покажите, что первая линия в серии Лаймана — это УФ-излучение. Упражнение 5 Найдите длину волны третьей линии в ряду Лаймана и определите тип электромагнитного излучения.Упражнение 6 (Решение на стр. 16.) Найдите значения величин в a B = h 2 4π 2 m ekq и убедитесь, что радиус Бора a 2 B равен e m. Упражнение 7. Убедитесь, что энергия основного состояния E 0 равна 13,6 эв, используя E 0 = 2π2 q 4 e mek2 h. 2 Упражнение 8 (Решение на стр. 16.) Если атом водорода имеет электрон в состоянии n = 4, сколько энергии в эв необходимо для его ионизации? Упражнение 9 Атом водорода в возбужденном состоянии может быть ионизирован с меньшей энергией, чем когда он находится в основном состоянии. Что такое n для атома водорода, если выделенная энергия может его ионизировать? Упражнение 10 (Решение на стр.16.) Найдите радиус атома водорода в состоянии n = 2 согласно теории Бора.

15 Модуль OpenStax-CNX: m Упражнение 11 Покажите, что (13,6 эВ) / hc = m = R (постоянная Ридберга), как обсуждается в тексте. Упражнение 12 (Решение на стр. 16.) Какая линия с наименьшей длиной волны в серии Бальмера? Это в видимой части спектра? Упражнение 13 Покажите, что вся серия Пашена находится в инфракрасной части спектра. Для этого вам нужно только вычислить самую короткую длину волны в серии.Упражнение 14 (решение на стр. 16.) Пересекаются ли серии Бальмера и Лаймана? Чтобы ответить на этот вопрос, вычислите самую коротковолновую линию Бальмера и самую длинноволновую линию Лаймана. Упражнение 15 (а) Какая линия из серии Бальмера является первой в УФ-части спектра? б) Сколько линий серии Бальмера находится в видимой части спектра? (c) Сколько в УФ? Упражнение 16 (Решение на стр. 16.) Длина волны мкм наблюдается в спектре водорода для перехода, который заканчивается на уровне n f = 5.Что было n i для начального уровня электрона? Упражнение 17 Однократно ионизированный ион гелия имеет только один электрон и обозначается He +. Каков радиус иона в основном состоянии по сравнению с боровским радиусом атома водорода? Упражнение 18 (Решение на стр. 16.) Ион бериллия с единственным электроном (обозначается Be 3+) находится в возбужденном состоянии с радиусом, таким же, как у основного состояния водорода. а) Что такое n для иона Be 3+? (б) Сколько энергии в эв необходимо для ионизации иона из этого возбужденного состояния? Упражнение 19 Атомы можно ионизировать в результате тепловых столкновений, например, при высоких температурах в солнечной короне.Одним из таких ионов является C +5, атом углерода с одним электроном. а) Во сколько раз энергии его водородоподобных уровней выше, чем у водорода? (б) Какова длина волны первой линии в серии Пашена этого иона? (c) Что это за тип электромагнитного излучения? Упражнение 20 (Решение на стр. 16.) Проверьте уравнения r n = n2 Z a h B и a B = 2 4π 2 m ekq = m, используя подход, изложенный в 2 e в тексте. То есть приравняйте кулоновские и центростремительные силы, а затем вставьте выражение для скорости из условия квантования углового момента.Упражнение 21. Длины волн четырех линий серии Бальмера для водорода равны 410,3, 434,2, 486,3 и нм. Какое среднее (процентное) различие между этими числами длин волн и предсказанными 1 λ = R 1? Удивительно, насколько хорошо простая формула (изначально не связанная с теорией n 2 f 1 n 2 i) могла воспроизвести это явление.

16 Модуль OpenStax-CNX: m Решения к упражнениям в этом модуле Решение (к упражнению) (стр.14) [] 1 λ = R 1 1 λ = 1 (ni n f) 2 n 2 n 2 R; n n 2 i = 2, n f = 1, так что n2 f i i f () [] m λ = (2 1) = m = 122 нм, что является УФ-излучением. 2 Решение упражнения (стр. 14) ha B = 2 4π 2 m ekzq = 2 e Решение упражнения (стр. 14) ev Решение упражнения (стр. 14) m Решение упражнения (стр. 15) 365 нм Это в ультрафиолете. Решение к упражнению (стр. 15) Отсутствие перекрытия 365 нм 122 нм Решение к упражнению (стр. 15) 7 Решение к упражнению (стр. 15) (a) 2 (b) 54,4 ev Решение к упражнению (стр. 15) kzq 2 er 2 n = mev 2 rn (Дж · с) 2 4π 2 (кг) (Н · м 2 / C 2) (1) (C), так что rn = kzq2 em ev 2 скорость, что дает: rn = kzq2 eme Глоссарий 4π2 m 2 e r2 nn 2 h 2 = kzq2 eme 1 V 2.Из уравнения m e vr n = n h 2π, так что r n = n2 Z 2 = m h 2 4π 2 m ekq = n2 2 e Z a h B, где a B = 2 4π 2 m ekq. 2e, мы можем заменить Обозначение 1: длины волн спектра водорода () длины волн видимого света от водорода; может быть вычислен как 1 λ = R 1 1 n 2 n 2 fi Обозначение 2: постоянная Ридберга физическая константа, связанная с атомными спектрами с установленным значением m 1 Обозначение 3: двухщелевая интерференция эксперимент, в котором волны или частицы из один источник падает на две щели, так что можно наблюдать результирующую интерференционную картину. Обозначение 4: диаграмма уровней энергии. Диаграмма, используемая для анализа уровня энергии электронов на орбитах атома. Обозначение 5: радиус Бора средний радиус орбиты. электрона вокруг ядра атома водорода в его основном состоянии Обозначение 6: водородоподобный атом любой атом только с одним электроном Обозначение 7: энергии водородоподобных атомов Z Формула Бора для энергий электронных состояний в водородоподобных атомах : E n = 2 n E 2 0 (n = 1, 2, 3,

Строение атома водорода (H), схема и примеры

Общие сведения о строении атома водорода

Электронное строение атома водорода

Примеры решения задач

Особенности строения атома водорода :: SYL.ru

Место элемента в периодической системе Менделеева

Все в сравнении

Рождающий воду

Водород, дейтерий, тритий

Электронное строение атома водорода

Активный и агрессивный

Атом водорода — это… Что такое Атом водорода?

Решение уравнения Шрёдингера

Математическое описание атома водорода

Энергетический спектр

Волновые функции

Угловой момент

Нахождение энергии электрона из модели Бора

Визуализация орбиталей атома водорода

Строение и свойства атома водорода

Образование атома водорода и его спектр излучения

Возбуждение и ионизация атома водорода

Строение атома водорода в основном состоянии

Атом водорода в электрическом поле

Взаимодействие атома водорода с протоном

Взаимодействие атома водорода с электроном

Рекомбинация атомов водорода

Примечания

См. также

Ссылки

Строение атома | CHEMEGE.RU

Строение электронной оболочки

Электронные формулы элементов первых четырех периодов

Основное и возбужденнео состояние атома

Электронные формулы ионов

Водород и его характеристики

Общая характеристика водорода

Атомная и молекулярная масса водорода

Изотопы водорода

Ионы водорода

Молекула и атом водорода

Примеры решения задач

Тема №1 «Строение атома» | CHEM-MIND.com

Оглавление

Электроны

Состояние электронов в атоме

Протоны и нейтроны

Изотопы

Элементы первого периода

Элементы второго периода

Элементы третьего периода

Элементы четвертого — седьмого периодов

Основное и возбужденное состояния

Правило Хунда и принцип Паули

Правило Клечковского

Урок 5: Строение атома — 100urokov.ru

Строение атома

Ядро атома

Электроны в атоме

Первая орбитальная характеристика

Вторая орбитальная характеристика

Третья орбитальная характеристика

Четвёртая орбитальная характеристика

Главные правила образования оболочки электронов в атоме

Периодичность свойств элементов. Электроотрицательность

Электроотрицательность — это способность атома «оттягивать» на себя электронную плотность других атомов

Краткие выводы

Тонкая структура атома водорода

Лучшие подкатегории

Лучшие подкатегории

Лучшие подкатегории

Лучшие подкатегории

Лучшие подкатегории

Лучшие подкатегории

Лучшие подкатегории

Лучшие подкатегории

Тонкая структура атома водорода

Современное строение атома водорода

Презентация на тему: «Современное строение атома водорода» — стенограмма презентации:

Теория атома водорода Бора