Для расчетов в электрохимии

m – масса вещества (г), V – объем вещества(л);

I – сила тока, А;

t– время, с.

F = 96500 Кл/моль (F = 26,8 А∙ч/моль) (Кл = Кулон) ;

Q – количество электричества (А ^. с; А ^. ч).

КВАНТОВОМЕХАНИЧЕСКОЕ ПРЕДСТАВЛЕНИЕ О СТРОЕНИИ АТОМА. ПРАВИЛА И ПОРЯДОК ЗАПОЛНЕНИЯ АТОМНЫХ ОРБИТАЛЕЙ.

План:

1. Различные теории о строении атома.

2. Квантовые числа, их физический смысл.

3. Принципы заполнения атомных орбиталей.

Литература:

1. Фролов В.В. Химия. Гл.V, §51-56.

2. Лучинский Г.П. Курс химии. Гл.V, §8-12, гл. VI, §13-18

3. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. Раздел V, гл.3,4.

4. Общая химия под ред. Соколовской Е.М. и др. Гл.6, §1-11.

Научные основы атомно-молекулярного учения были заложены в работах русского ученого М.В.Ломоносова, французских химиков Лавуазье и Пруста, английского химика Дальтона и т.д. Однако до начала двадцатого века, атом считался единым и не делимым. Лишь только серия открытий 1896 – 1898 гг естественной радиоактивности Анри Беккерелем (1896 г - радиоактивность урана), Марией Склодовской-Кюри и Пьером Кюри, позволила изменить представления о неделимости атома.

Атом – это электронейтральная частица, состоящая из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов ( ), вращающихся вокруг него. Ядра атомов имеют сложное строение и состоят из нуклонов (протонов ( ) и нейтронов ( )).

Нуклоны

Атом [Ядро[∑ + ∑ ] + ∑ē]← Субатомарные частицы

массовое число (А)

Масса ядра меньше суммы масс протонов и нейтронов. Эта разность называется дефектом массы. Он характеризует устойчивость атомных ядер и энергию связи нуклонов в ядре (7^.10⁶ эВ), которая в миллионы раз превышает энергию связи атомов в молекуле (5 эВ). Поэтому при химических реакциях ядра атомов не изменяются.

Таблица № 1

	Система СИ	Система атомных единиц
Наименование субатомарной частицы	Масса, кг	Заряд, Кл	Масса, а.е.м.	Заряд, а.е.з.
Электрон	9,109•10-31	1,602•10-19	0,0005486	-1
Нук- лоны	Протон	1,673•10-27	1,602•10-19	1,007277	+1
Нейтрон	1,673•10-27		1,008695

Вид атомов с одинаковым зарядом ядра и, следовательно, с одинаковым атомным номером называется химическим элементом.

Каждый химический элемент имеет несколько изотопов.

Атомы с одинаковым зарядом ядра, но разными массовыми числами называют изотопами.

Таблица №2

Изотопы водорода	Наименование изотопа			Массовое число (А)
- протий -дейтерий - тритий
Изотопы углерода	углерод-12 углерод-13 углерод-14

Кроме изотопов существуют изотоны и изобары.

Изотоны - это атомы с одинаковым числом , но различным

количеством (т.е. с разным зарядом ядра).

( =140)

Изобары – это атомы с одинаковыми массовыми числами, но разными атомными номерами, например,

В период открытия первых трех фундаментальных частиц (е; ; ) ,был выдвинут целый ряд моделей строения атома.

1. 1903 г. Модель Д.Томсона, В. Томсона (модель « пудинга с изюмом»), согласно которой в положительно заряженную сферу атома вкраплены электроны:

Рис. 1

2. 1911 г. Э.Резерфорд в результате знаменитых экспериментов по рассеянию золотой фольгой α - частиц установил, что атом:

- имеет достаточно массивное положительно заряженное ядро, имеющее очень малые размеры, которое окружено электронами;

- атом электронейтрален, т.е. положительный заряд ядра численно равен отрицательному суммарному заряду электронов, окружающих это ядро;

- заряд ядра численно равен порядковому номеру элемента в периодической системе Д.И.Менделеева.

Рис.2

Однако, согласно законам классической механики и электродинамики, вращение электрона вокруг ядра должно сопровождаться электромагнитным излучением с непрерывным спектром, что противоречило известным с 1880г. линейчатым спектрам газов и паров элементов. Противоречие разрешил ученик Резерфорда Нильс Бор.

3. 1913 г. Н. Бор разработал планетарную модель атома, которая используется и в наше время. Подобно Резерфорду, Бор представлял себе атом в виде положительно заряженного ядра, окруженного электронами. Однако он предположил, что электроны двигаются вокруг ядра по устойчивым круговым орбитам. Этим орбитам соответствуют различные энергии. Переходя с одной орбиты на другую, электроны могут приобретать либо терять энергию. Н. Бору удалось объяснить и рассчитать теоретически линейчатые спектры испускания атомов водорода, а также серии линий в рентгеновских спектрах элементов.

рис.3

4. 1924 г. Луи де Бройль показал, что элементарная частица, движущаяся с определенной скоростью, может рассматриваться не только как частица, обладающая массой покоя, но и как волна с определенной частотой колебаний (n), удовлетворяя условию равенства энергий:

h=6,626 ^. 10 ^–34 Дж ^. с (постоянная Планка);

с=3 ^. 10 ⁸ м/с (скорость света);

λ=h/mc (взаимосвязь длины волны (λ) и массы частицы (m) обратнопропорциональная).

Результатом работ де Бройля, Дирака, Гейзенберга, Шредингера и других было создание новой физической теории - КВАНТОВОЙ МЕХАНИКИ, которая заявила о корпускулярно-волновом дуализме микрочастиц (например, электрон имеет массу покоя 9,109•10^-31 кг., проявляя свойства частицы, а в опытах по дифракции он проявляет свойства волны). В квантовой механике классическое понятие «траектория» заменяется понятием «волновая функция ψ» или «атомная орбиталь (АО)».

АО – это область около ядерного пространства, где электрон может находиться с достаточно высокой степенью вероятности. Термин орбиталь созвучен термину орбита, однако смысл их различен. Орбита - это траектория движения, атомная орбиталь – волновая функция. Если волновая функция (ψ) частицы известна, можно рассчитать вероятность (ψ²) нахождения частицы в различных областях пространства.

В 1925 г. Эрвин Шредингер предложил уравнение, позволяющее математически описывать волновые функции частиц.

- где Н – Гамильтон

- оператор кинетической энергии,

U - оператор потенциальной энергии.

Это дифференциальное линейное уравнение второго порядка в частных производных имеет бесчисленное множество решений. Из них интерес представляют лишь такие значения, для которых найденные значения ψ² (плотность вероятности) не противоречат физическим представлениям. Таковыми являются квантовые числа n, l, m_l, s.