Файл: Химия теория.pdf

2. Излучение или поглощение энергии происходит при скачкообразном переходе 

электрона с одной стационарной орбиты на другую. При этом испускается или 
поглощается квант электромагнитного излучения, энергия которого равна 
разности энергии атома в конечном и исходном состояниях. 

Вопрос №6. Теория строения атома Бора. Недостатки теории Бора. 

В  своей теории Бор исходил из планетарной модели атома. Основываясь на положении 
квантовой теории света о прерывистой, дискретной природе излучения и на линейчатом 
характере атомных спектров, он сделал вывод, что энергия электронов в атоме не может 
меняться непрерывно, а изменяется скачками, т.е. дискретно. Поэтому в атоме 
возможны не любые энергетические состояния электронов, а лишь определенные. Иначе 
говоря, энергетические состояния электронов в атоме квантованы. Переход из одного 
разрешенного состояния в другое осуществляется скачкообразно и сопровождается 
испусканием или поглощением кванта электромагнитного излучения. Основные 
положения своей теории Бор сформулировал в виде постулатов (утверждение, 
принимаемое без доказательства) 

1. Электрон может вращаться вокруг ядра только по определенным (стационарным) 

круговым орбитам. Двигаясь по стационарной орбите, электрон не излучает и не 
поглощает энергию. 

2. Излучение или поглощение энергии происходит при переходе электрона с одной 

стационарной орбиты на другую. 

Стационарными являются те орбиты, при движении по которым момент количества 
движения электрона равен целому числу постоянных Планка: mvr=nh/2π. 

Постулаты Бора находились в резком противоречии с положениями классической 
физики. С точки зрения классической механики электрон может вращаться по любым 
орбитам, а классическая электродинамика не допускает движения заряженной 
частицы по круговой орбите без излучения. Но эти постулаты нашли свое оправдание 
в результатах, полученных Бором при расчете спектра атома водорода. Теория Бора 
объяснила физическую природу атомных спектров как результата перехода атомных 
электронов с одних стационарных орбит на другие. 

Переход электрона на уровень с большей энергией возможен, если энергия 
поглотится атомом. Частота излучения связана с энергией, поглощенной или 
излученной при электронном переходе. Таким образом, модель строения атома по 
Бору успешно объяснила появление линейчатого спектра и наличие серий в видимой 
части спектра испускания атомов водорода. При этом оказалось, что эти линии 
соответствуют переходу электрона с более удаленных орбит на вторую от ядра 
орбиту. Бор не ограничился объявлением уже известных свойств спектра водорода, 
но на основе своей теории предсказал существование и местоположение неизвестных 
в то время спектральных серий водорода, находящихся в ультрафиолетовом и 
инфракрасной областях спектра и связанных с переходом электрона на ближайшую к 
ядру орбиту и орбиты, более удаленные от ядра, чем вторая. Все это было 
впоследствии экспериментально подтверждено. 

Оставался ряд невыясненных вопросов, связанных с постулатами Бора. Где находится 
электрон в процессе перехода с одной орбиты на другую? Как вытекает из теории 
относительности, ни один физический процесс не может распространяться со 
скоростью, превышающей скорость света. Поэтому переход на новую орбиту не 

совершается мгновенно, а длится некоторое время. В течение этого времени 
электрон должен находиться где-то в промежутке между исходной и конечной 
орбитой, но такие промежуточные состояния запрещаются теорией. 

Также теория не смогла объяснить некоторых важных спектральных характеристик 
многоэлектронных атомов и даже атома водорода. Например, оставалась неясной 
причина различной интенсивности линий в атомном спектре водорода; не 
объяснялась тонкая структура спектров атомов, заключающаяся в том, что их 
отдельные линии расщепляются на несколько других. Сами количественные расчеты 
многоэлектронных атомов оказались чрезвычайно сложными и практически 
неосуществимыми. Теория ошибочно описывала магнитные свойства атома водорода, 
принципиально не могла объяснить образование химической связи в молекулах. 

Вопрос №7. Принцип квантовой механики: дискретность энергии, корпускулярно-
волновой дуализм, принципы неопределенности Гейзенберга. 

В начале 20 в было установлено, что представление об электроне, как о частице, 
подчиняющейся законам классической механики было ошибочным. Изучение природы 
и распространения света показало, что он обладает как корпускулярными, так и 
волновыми свойствами. На первые указывает явление фотоэффекта, на вторые – 
явления интерференции и дифракции. Корпускулярные свойства фотона выражаются 
уравнением Планка E=hν, согласно которому фотон неделим и существует в виде 
дискретного образования. Волновые же свойства фотона находят выражение в 
уравнении λν=с, связывающим длину волны электромагнитного колебания с его 
частотой и скоростью распространения. Но фотон с энергией обладает массой в 
соответствии с уравнением Эйнштейна. Λ=h/mc, λ=h/p. Позже Луи де Бройлем было 
распространена идея о двойственности природы света на вещество. Движение частиц 
было сопоставлено с распространением волны.  Позже появились подтверждающие 
экспериментальные данные, что пучки электронов и нейтронов могут давать 
интерференционные и дифракционные эффекты при пропускании их через 
кристаллическую решетку некоторых соединений. Таким образом, электрон в атоме и 
молекуле обладает как свойством частицы, так и волновыми свойствами. 

В 1900 г М. Планк, изучавший тепловое излучение твердых тел, пришел к выводу, что 
электромагнитное излучение испускается в виде отдельных порций – квантов – 
энергии. Значение одного кванта энергии равно E=hν. Кванты энергии впоследствии 
назвали фотонами. Идея о квантовании энергии позволила объяснить происхождение 
линейчатых атомных спектров, состоящих из набора линий, объединенных в серии. 
Бальмер установил, что длины волн, соответствующие определенным линиям в 
спектре атомов водорода, можно выразить как ряд целых чисел. Предложенное им 
уравнение, позднее модифицированное Ридбергом: ν=R(1/n

1

2

-1/n

2

2

). 

Гейзенберг сформулировал принцип неопределенности, заключающийся в 
принципиальной невозможности одновременно точно определить положение 
микрочастицы в пространстве и ее импульс: Δp*Δx=h/4π. Таким образом, чем точнее 
определена скорость, тем меньше известно о местоположении частицы, и наоборот. 
Поэтому для микрочастицы становится неприемлемым понятие траектории движения. 
Можно лишь говорить о вероятности обнаружить ее в какой-то области пространства. 
ΔE*Δt=h/4π. 

Вопрос №8. Уравнение Шредингера. Основные идеи, положения в его основе. 
Смысл волновой функции. 

(Принцип неопределенности Гейзенберга) 

Функция ψ – функция, описывающая состояние электрона в атоме или молекуле, 
часто называется волновой функцией или орбиталью. Ψ

2

dV – вероятность 

обнаружения электрона в некотором объеме dV. Ψ

2

 выражает плотность вероятности 

нахождения электрона в соответствующей области пространства. Область 
пространства, где наиболее вероятно нахождение электрона, определяет форму 
электронного облака.  

d

2

/dx

2

+ d

2

/dy

2

+ d

2

/dz

2

+8π

2

m/h

2

(E-U)=0 

Точное решение уравнения есть только для водорода. Из решения возникают 
квантовые числа n,m,l. 

Вопрос №9. Квантовые числа. Их значения и сущность. 

Квантовые числа – это энергетические параметры, определяющие состояние 
электрона и тип атомной орбитали, на которой он находится. 

Главное квантовое число (n): характеризует энергию электрона в атоме (энергию 
уровня E=-13,6/n

2

), размер атома (электронного облака) r=0,053*n

2

. В периодической 

системе число соответствует номеру периода. Принимает значения 1,2,3… 

Орбитальное (побочное) квантовое число (l): l=0,1,2,3…(n-1) 

n=1: l=0; n=2: l=0,1; n=3: l=0,1,2. 

Характеризует подуровень. Характеризует момент количества движения электрона 
(момент импульса) и определяет форму электронного облака. 

l=0 – s (сфера); l=1 – p (гантель); l=2 – d; l=3 – f; l=4 – g; l=5 – h. 

Магнитное квантовое число (m или ml) m= -l…-1,0,1…l. 

n=1  l=0  m=0; n=2  l=0,1  m=-1,0,1; n=3  l=0,1,2  m=-2,-1,0,1,2 

Определяет возможные ориентации электронного облака в пространстве. 
Характеризует проекцию момента количества движения. 

Волновая функция, описывающая состояние электрона в атоме, и полностью 
характеризуемая конкретными значениями квантовых чисел (n,l,m), называется 
(пространственной) атомной орбиталью.  

 Спиновое квантовое число (m

s

): отражает наличие у электрона собственного момента 

движения. Проекция собственного момента движения на избранное направление 
называется спином. Принимает значения ±1/2. При записи формул и составлении 
энергетических диаграмм, отражающих состояние электронов в атомах и молекулах, 
наличие того или иного значения спинового квантового числа указывают стрелкой 

↑ 

или 

↓. 

Вопрос №10. Понятие электронного уровня, подуровня, орбитали. 

Атомная орбиталь – волновая функция, описывающая состояние электрона в атоме, и 
полностью характеризуемая конкретными значениями квантовых чисел (n,l,m). 
Каждая орбиталь характеризуется определенной зависимостью распределения ψ-
функции в пространстве. Обладает определенной симметрией. 

Энергетический уровень – совокупность орбиталей, имеющих одинаковое значение 
главного квантового числа.  Число энергетических уровней атома равно номеру 
периода, в котором расположен соответствующий химический элемент. 

Энергетический подуровень – совокупность орбиталей, имеющих одинаковое значение 
главного и орбитального квантовых чисел (но отличающихся направлением в 
пространстве), находящихся на одинаковом уровне и имеющие одинаковую форму. 

Вопрос №11. Правила и принципы, определяющие последовательность 
формирования электронных уровня и подуровня. 

Принцип наименьшей энергии: в первую очередь заполняются уровни с наименьшей 
энергией. 

Принцип запрета (принцип Паули): в атоме не могут находиться 2 электрона с 
одинаковым набором квантовых чисел. Так как одной атомной орбитали 
соответствует фиксированное значение 3 квантовых чисел (n,l,m), то на ней может 
располагаться только 2 электрона с противоположными спинами (такие электроны 
называются спаренными). 

Правило Клечковского: в первую очередь формируются подуровни с наименьшей 
энергией, т.е. имеющие наименьшую сумму n+l. Если они равны, то там, где меньше 
значение n. 

Правило Хунда: в наиболее устойчивом состоянии атома электроны размещаются в 
пределах орбитали подуровня так, чтобы их суммарный спин был максимален. 
Правило не запрещает другого распределения электронов в пределах подуровня. 
Состояние атома с меньшим суммарным спином будет энергетически менее выгодно и 
будет относиться к возбужденному состоянию. 

Вопрос №12. s-, p-, d-, f- элементы. Взаимосвязи между электронным строением, 
химическими свойствами и положениями в Периодической системе. 

Первоначально в таблице периодической системы Менделеева элементы были 
расположены на основании их атомных масс и химических свойств. В 
действительности оказалось, что решающий фактор при этом – не атомная масса, а 
заряд ядра и, соответственно, число электронов в нейтральном атоме.  

s-, p-, d-, f- элементами называются элементы у которых формируются 
соответствующие подуровни. В периодической системе они объединены в группы.  

Последовательное заполнение электронами уровней показывает, что элементы одних 
и тех же подгрупп ПС имеют близкие электронные конфигурации внешних 
электронных уровней. 

Вопрос №13. Периодический закон Д.И. Менделеева. Периодичность в изменении 
различных свойств элементов (потенциал ионизации, сродство к электрону, 
атомные радиусы и т.д.).  

Первоначальная формулировка: свойства простых тел, а также формы и свойства 
соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины атомных 
весов элементов. Правило Менделеева: характеристика элемента – это среднее 
арифметическое соседних элементов. 

В современной формулировке атомная масса заменена на заряд ядра, 
соответствующий порядковому номеру элемента.  

Периодически повторяется структура внешнего электронного уровня, определяющего 
свойства элементов. 

Энергия ионизации – наименьшая энергия, необходимая для удаления электрона на 
бесконечность. Численное значение – потенциал ионизации. Потенциалы определены 
почти для всех атомов и всех электронов (экспериментально). 

На энергию ионизации влияют: эффективный заряд ядра, являющийся функцией 
числа электронов в атоме, экранирующих ядро и расположенных на более глубоко 
лежащих внутренних орбиталях; радиально расстояние от ядра до максимума 
зарядовой плотности наружного, наиболее слабо связанного с атомом электрона; 
мера проникающей способности этого электрона и межэлектронное отталкивание 
среди наружных электронов. 

Сродство к электрону – энергия, выделяющаяся или поглощающаяся при 
присоединении электрона к нейтральному атому. Определяет окислительную 
способность частицы. Молекулы с высокими значениями сродства к электрону – 
сильные окислители. 

Электроотрицательность – способность атома притягивать общую электронную пару. 

Электроотрицательность уменьшается справа налево и сверху вниз. Самый 
электроотрицательный элемент – F(4,0).  

Справа налево  и сверху вниз увеличиваются металлические и восстановительные 
свойства. 

Атомные радиусы при перемещении слева направо уменьшаются, т.к. электроны все 
сильнее притягиваются к ядру по мере возрастания заряда ядра. При перемещении 
сверху вниз атомные радиусы элементов растут, потому что заполнено больше 
электронных уровней. 

Вопрос №14. Сходство и различие химических свойств элементов главных и 
побочных подгрупп в связи с электронным строением атома. 

 В главные подгруппы входят s- и p- элементы, в побочные d- элементы (переходные 
элементы). 

У атомов элементов главных подгрупп на внешнем электронном уровне находится 
число электронов, численно совпадающее с номером группы. У атомов элементов 
побочных подгрупп на внешней оболочке находятся 1-2 электрона, а атом Pd – не 
имеет электронов на внешнем электронном уровне.