6. Закон Авогадро: (Авогадро, 1811г.) – в равных объемах различных газов при одинаковых условиях (температуры и давлении) содержится одинаковое число молекул.

5. Модели строения атома по Резерфорду и Бору Модель Резерфорда1. В центре атома находится положительно заряженное ядро, занимающее ничтожную часть пространства внутри атома.2. Весь положительный заряд и почти вся масса атома сосредоточены в его ядре (масса электрона равна 1/1823 а.е.м.).3. Вокруг ядра вращаются электроны. Их число равно положительному заряду ядра.

Атом может находиться только в особенных стационарных, или квантовых, состояниях, каждому из которых отвечает определенная энергия. В стационарном состоянии атом не излучает электромагнитных волн.2.Излучение и поглощение энергии атомом происходит при скачкообразном переходе из одного стационарного состояния в другое

Достоинства теории Бора

• Объяснила дискретность энергетических состояний водородоподобных атомов.

• Теория Бора подошла к объяснению внутриатомных процессов с принципиально новых позиций, стала первой полуквантовой теорией атома.

• Эвристическое значение теории Бора состоит в смелом предположении о существовании стационарных состояний и скачкообразных переходов между ними. Эти положения позднее были распространены и на другие микросистемы.

Недостатки теории Бора

• Не смогла объяснить интенсивность спектральных линий.

• Справедлива только для водородоподобных атомов и не работает для атомов, следующих за ним в таблице Менделеева.

• Теория Бора логически противоречива: не является ни классической, ни квантовой. В системе двух уравнений, лежащих в её основе, одно — уравнение движения электрона — классическое, другое — уравнение квантования орбит — квантовое.

6. Квантовые числа и их характеристика

Первое квантовое число n называется главным квантовым числом, оно может принимать целые значения от 1 до бесконечности. В атоме водорода это число характеризует энергию электрона (в атомных единицах):

Е(n) = -ZR/(2∙n²),

где Z – заряд ядра, R=109678,76 см^-1– постоянная Ридберга.

Второе квантовое число l называется орбитальным числом. При определенном значении n оно может принимать целые значения от 0 до (n-1). Число l определяет одно из возможных значений орбитального момента количества движения электрона в атоме. Число l определяет форму орбитали. Каждому значению l сопоставляют букву (спектроскопические обозначения):

При обозначении состояния электрона (или орбитали) главное квантовое число пишут перед символом орбитального квантового числа в виде формулы: nl. Например:

4s означает электрон, у которого n=4 и l=0, т.е. электронное облако имеет форму шара;

2p означает электрон, у которого n=2 и l=1 (электронное облако имеет форму гантели) и т.д.

Третье квантовое число m_l характеризует пространственне расположение орбиталей. Оно называется магнитным квантовым числом и определяет величину проекции орбитального момента количества движения на выделенное направление (обычно ось z). m_l принимает целые значения от –l до +l. Число различных значений m_l при определенном значении l равно N=(2l+1).

s-cостоянию электрона отвечает одна орбиталь

p-cостоянию электрона отвечает три орбитали

d-cостоянию электрона отвечает пять орбиталей

f-cостоянию электрона отвечает семь орбиталей

Таким образом орбиталь характеризуется определенным набором трех квантовых чисел: n, l, m.

Общее число орбиталей данного энергетического уровня равно N=n².

При исследовании свойств электрона возникла необходимость ввести четвертое квантовое число, которое было названо спиновым квантовым числом m_s.

Спин электрона характеризует вращение электрона вокруг собственной оси. Это вращение может происходить по часовой стрелке, или против неё относительно орбиты электрона. В зависимости от этого m_s может принимать одно из двух значениий:

Спин электрона характеризует собственный вращательный момент электрона. В атоме водорода спиновый вращательный момент электрона добавляется к орбитальному моменту электрона.

Согласно принципу исключения Паули (швейцарский физик, 1925 год): никакие два электрона в атоме не могут иметь одинаковые наборы четырех квантовых чисел. Это значит, что если 2 электрона в атоме имеют одни и те же значения n, l и m_l, то они должны иметь разные значения m_s. Их спины должны быть направлены в разные стороны. На каждой орбитали могут максимально находится 2 электрона с противоположно направленными спинами.

Следствие из закона Паули: максимальное число электронов на уровне равно удвоенному значению квадрата главного квантового числа

X=2n²

Порядок заполнения орбиталей данного подслоя подчиняется правилу Хунда: Суммарное спиновое число электронов данного подслоя должно быть максимальным.

Иными словами, орбитали данного подслоя заполняется сначала по одному электрону, затем по второму электрону. Электроны с противоположными спинами на одной орбитали образуют двухэлектронное облако и их суммарный спин равен нулю.

Правило Клечковского

Заполнение подуровней происходит в последовательности увеличения числа Клечковского, равного сумме главного и орбитального квантовых чисел k=n+l, причем при одинаковом значении числа k=n+l заполнение подуровней идет в направлении увеличения числа n (или уменьшения числа l).

Т.е. для энергии подуровня можно записать: Е=f(k, n).

Значение этого правила в том, что оно позволяет предсказать электронные конфигурации для атомов неизученных элементов. Так после завершения 3р-подуровня, согласно правилу Клечковского, начинается заполнение 4s-подуровня, где k=4+0=4, а не

3d-подуровня, где k=3+2=5.

Атом элемента, поглотив энергию, через некоторый промежуток времени возвращается в первоначальное состояние, излучая поглощенную энергию. Из этого следует, что у атома должно быть некоторое состояние с наименьшей энергией, которое называется основным, или нормальным. При поглощении энергии атом из основного состояния переходит в состояние с большей энергией – возбужденное состояние. В возбужденном состоянии атом находится очень короткое время и через 10^–8–10^–9 с испускает энергию и «перескакивает» на нижерасположенный энергетический уровень или на уровень основного состояния.