"Строение атома"
конспект урока и презентация к уроку
Автор: Емельяненко Татьяна Александровна, преподаватель естественно-научных дисциплин, ГБПОУ "Самарское художественное училище им. К.С. Петрова-Водкина", город Самара, Самарская область
В раздел среднее профессиональное образование
1
Конспект урока на тему «СТРОЕНИЕ АТОМА».
2 курс, специальность «Дизайн (по отраслям)»
Цель:
Повторить строение атома.
Задачи:
1) Образовательная: формирование умения анализировать строение атомов разных химических элементов. Познакомиться с историей открытия строения атома, разными моделями атомов. 2) Развивающая: развитие представлений о строении веществ, валентности, относительных молекулярной и атомной массах, молярной массе, количестве вещества, законах сохранения массы веществ. 3) Воспитательная: развитие научно-материалистического мировоззрения. Тип занятия: лекция. Методы: словесный (беседа, объяснение), наглядный (демонстрация таблиц, моделей).
Основные понятия химии.
Вещество. Атом. Молекула. Химический элемент. Аллотропия. Простые и сложные вещества. Качественный и количественный состав веществ. Постулаты Бора. Строение ядра. Изотопы. Упражнения на составления электронных схем и формул.
Демонстрации.
Модели атомов химических элементов. Модели молекул простых и сложных веществ (шаростержневые и Стюарта–Бриглеба). Коллекция простых и сложных веществ. Некоторые вещества количеством 1 моль. Модель молярного объема газов. Аллотропия фосфора, кислорода, олова.
План.
I. Организационные мероприятия (5мин.).
II. Изучение нового материала (75мин.)
1. Модель атома по Резерфорду.
2. Постулаты Бора.
3. Атом водорода по Бору.
4. Строение атомного ядра.
III. Обобщение. Рефлексия (10мин.).
Ход занятия
I. Организационные мероприятия.
II. Изучение нового материала
сопровождается демонстрацией презентации. Содержание лекции.
1. Модель атома по Резерфорду.
Среди сторонников атомистической теории строения вещества были ученые, считавшие, что атом не является элементарной частицей, что он не вечен и делим. Такого мнения придерживался
Р. Бойль
.
В 1816г.
английский врач и химик
В. Праут
высказал гипотезу о том, что атомы всех элементов являются сложными системами, построенными из одних и тех же элементарных частиц, которые являются атомами наиболее легкого элемента – водорода. Открытие в 1986 г. радиоактивности французским ученым
А. Беккерелем
(1852 - 1908) подтвердило эту гипотезу. Опираясь на сведения о свойствах атомов,
Дж. Томсон в 1902г.
сделал первую попытку построить модель атома, которую называют «пудингом с изюмом». Согласно гипотезе Томсона, атом представляет собой сферу диаметром порядка 10 – 10 м, в которой с постоянной объемной плотностью распределен положительный заряд. Суммарный положительный заряд сферы равен суммарному отрицательному заряду электронов, содержащихся в ней в виде отдельных частиц и взаимодействующих с отлельными элементарными объемами ее по закону Кулона. Электроны, совершая гармонические колебания вокруг равновесных положений, излучают электромагнитные волны.
2 Проведенные в
1911г. Э. Резерфордом
(1871 - 1937) показали ошибочность предположения о том, что положительный электрический заряд равномерно заполняет объем атома. В связи с этим Резерфорд предложил ядерную (планетарную) модель строения атома. Согласно этой модели, весь положительный заряд и вся масса (более 99,94%) атома сосредоточены в атомном ядре, размер которого ничтожно мал (порядка 10 – 15 м) по сравнению с размером атома (10 - 10 ). Вокруг ядра по замкнутым (эллиптическим) орбитам движутся электроны, образую
электронную оболочку атома.
Заряд ядра равен по абсолютной величине суммарному заряду электронов. Наличие в центре атома одного массивного, но весьма малого ядра Э.Резерфорд доказал экспериментально на опытах с рассеянием альфа-частиц, проходящих через вещество. Альфа-частицы, испускаемые радиоактивными элементами, движутся со скоростью порядка 10 7 м/с, имеют положительный заряд, равный двум элементарным зарядам, и массу, примерно в 7350 раз больше массы электрона. В опытах Резерфорда - частицы, испускаемые радиоактивным веществом, двигались в вакууме и, проходя через фольгу F, толщиной около 1 мкм, попадала на люминесцирующий экран Q. Удар каждой - частицы об экран вызывал кратковременную вспышку – сцинтилляцию (от лат. scintillatio – сверкание, испускание), наблюдаемую в микроскоп. Наблюдения показали, что большинство - частиц проходят сквозь фольгу без заметного отклонения от первоначального направления, некоторые частицы отклоняются на небольшой угол и лишь немногие частицы претерпевают сильное отклонение. Естественно предположить, что отклонение - частиц вызвано их взаимодействием («столкновением») с массивными атомами ядра, поскольку легкие электроны не могут существенно изменить движение сравнительно тяжелых и быстрых - частиц. Из того факта, что значительное отклонение испытывают немногие - частицы, следует, что лишь некоторые из них проходят вблизи ядер, а это в свою очередь означает, что атомные ядра имеют малый размер и расположены в веществе фольги на очень больших расстояниях друг от друга. Полагая, что вещество и - частица взаимодействуют (отталкиваются) по закону Кулона, Э. Резерфорд теоретически рассчитал картину рассеяния - частиц, получив результат, хорошо согласующийся с экспериментальными данными. Исследования Резерфорда позволили определить порядок размера (10 – 15 м) и величину его заряда. При этом оказалось, что заряд q ядра, выраженный в элементарных зарядах е, равен порядковому номеру Z химического элемента в периодической системе Д.И. Менделеева: Q = e Z и вместе с тем равен числу электронов в электронной оболочке атома. Резерфордская модель строения атома не укладывалась в рамки законов классической физики. Согласно законам классической электродинамики, электрон, вращаясь вокруг ядра, т.е. двигаясь с ускорением, должен непрерывно излучать электромагнитные волны, частота которых равна частоте вращения электрона. Так как это излучение сопровождается непрерывной потерей энергии, то электрон должен постепенно приближаться к ядру, двигаясь по спирали, и в конце концов упасть на ядро. По мере приближения электрона к ядру частота вращения электрона, а вместе с ней частота электромагнитного излучения должны непрерывно изменяться. Следовательно, атом должен давать сплошной спектр излучения.
Вывод:
с точки зрения классической физики атом оказывается неустойчивой (недолговечной) системой, дающей сплошной спектр излучения. И то и другое противоречит эксперименту. В действительности атомы представляют собой весьма устойчивые образования, характеризующиеся линейчатыми спектрами излучения.
3
2. Атом водорода по Бору.
В атоме водорода вокруг ядра (протона), несущего один элементарный заряд
е,
движется один электрон. Ядро можно считать неподвижным, поскольку его масса в 1840 раз больше массы электрона; орбиты электрона в первом приближении можно полагать круговыми. Центростремительной силой, удерживающей электрон на орбите радиуса
r,
очевидно является кулоновская сила притяжения между электроном и ядром: r m 2 = 2 0 2 4 r e
(1)
где m – масса электрона, - его скорость, = 8, 85 * 10 -12 Ф/м – электрическая постоянная, 0 = 1 – диэлектрическая проницаемость. После преобразований, получим: r 2 = n 2 2 2 0 me h
(2)
где квантовое число n принимает значения 1,2,3, … . По этой формуле можно рассчитать радиус любой стационарной орбиты. Например, радиус ближайшей к ядру орбиты (n = 1) равен r 1 = 1 2 0 10 2 19 31 2 34 12 10 53 , 0 10 6 , 1 10 1 , 9 14 , 3 / 10 625 , 6 / 10 85 , 8 А Кл кг с Дж м Ф в правой части уравнения все величины, кроме
n,
являются постоянными. Следовательно радиусы стационарных орбит относятся между собой как квадраты чисел натурального ряда, т.е. как
1
2
: 2
2
: 3
2
:…. : n
2
.
Теперь определим полную энергию
Е
электрона в атоме. Она слагается из кинетической энергии
Е
к
поступательного движения электрона по орбите и потенциальной энергии
Е
п
притяжения электрона к ядру, т.е. Е = Е к + Е п .
(3)
Кинетическую энергию вращения электрона вокруг собственной оси не принимаем во внимание, т.к. она одинакова для всех стационарных орбит. Учитывая формулу (1), получим: Е к = 2 2 m = r e 0 2 8
(4)
Потенциальная энергия электрона должна быть отрицательна и равна: Е п = - r e 0 2 4
(5)
Подставляя (4) и (5) в (3), получим: Е = - r е 0 2 8
(6)
4 Т.е. полная энергия электрона оказывается отрицательной и равной по абсолютной величине его кинетической энергии. Подставляя в формулу (6) выражение для радиуса (2), получим: Е = - 2 2 0 2 4 2 8 1 h me n
(7)
По этой формуле можно рассчитать энергию электрона для любой стационарной орбиты. Например, для ближайшей к ядру орбите (n = 1) получим: Е 1 = - Дж с Дж м Ф Кл кг 19 2 34 2 12 4 19 31 2 10 68 , 21 / 10 625 , 6 / 10 85 , 8 8 10 6 , 1 10 1 , 9 1 1 = - 13,55 эВ. Для n = 2 Е 2 = - 3,38 эВ; Для n = 3 Е 3 = -1,5 эВ; Для n = 4 Е 4 = - 0,84 эВ; Для n = 5 Е 5 = - 0,54 эВ; Для n = 6 Е 6 = - 0,38 эВ; Для n = Е = 0 эВ. Значение этой энергии электрона, находящегося на стационарной орбите, называется
уровнем энергии атома (= энергетическим уровнем).
Согласно формуле (6) энергия атома возрастает с увеличением квантового числа (= с увеличением радиуса электронной орбитали). Минимумом энергии (Е = - 13,55 эВ) атом обладает при движении электрона по ближайшей к ядру орбите (n = 1), максимум энергии (Е = 0) – при движении по самой дальней орбите. При переходе электрона с одной стационарной орбиты на другую, ближнюю к ядру орбиту излучается квант энергии, равной разности энергетических уровней атома до излучения и после него.
Пример,
переход электрона со второй орбиты (n = 2) на первую (n = 1) сопровождается излучением кванта
h v
2→1
= - 3,38 – (- 13,55) = 10,17 эВ,
а переход электрона с третьей орбиты (n = 3) на вторую (n = 2) сопровождается излучением кванта
h v
3→2
= - 1,5 – (- 3,38) = 1,88 эВ.
Самопроизвольный переход на более далекую орбиту, т.е. самопроизвольный переход атома на более высокий энергетический уровень, невозможен. Для осуществления такого перехода необходимо сообщить атому определенное количество энергии извне, т.е. возбудить атом.
Например,
переход электрона с первой стационарной орбиты на вторую совершается при поглощении атомом кванта, равного 10,17 эВ, а переход электрона со второй орбиты на третью – поглощением кванта, равного 1,88 эВ. Следовательно, атом может поглощать или излучать волны вполне определенных частот (длин), чем и обусловлен линейчатый характер водородного спектра. Нормальным состоянием атома является такое, при котором электрон движется по самой близкой к ядру орбите (n = 1). В этом случае атом не может излучать, т.к. электрон не имеет возможности перейти с этой орбиты еще ближе к ядру. Энергетический уровень Е = 13,55 эВ, соответствующий нормальному состоянию атома, называется
нормальным
уровнем;
все остальные уровни называются
возбужденными.
Спектральная формула Бора для атома водорода имеет вид: = R 2 2 0 1 1 n n
(8)
5 При n 0 = 1, n = 2, 3, 4, …, формула (8) дает серию Лаймана, при n 0 = 2 n = 3, 4, 5, …- серию Бальмера, при n 0 = 3 n = 4, 5, 6, … - серию Пашена. Так как газ состоит из множества различно возбужденных атомов, то в нем одновременно совершаются все возможные типы переходов электрона. Поэтому в спектре излучения водорода одновременно представлены линии всех серий. Рассмотренная теория строения атома водорода применима и к водородоподобным атомам, т.е. ионизированным атомам, содержащим только один электрон (например, Не + , Ве 3+ , Li ++ ). Однако в этом случае при выводе формул следует полагать заряд равным не е, а еZ (где Z – атомный номер химического элемента). Применительно к водородоподобным атомам формула Бора будет иметь вид: = RZ 2 2 2 0 1 1 n n
(9)
квантовая теория Бора сыграла важную роль в развитии физики. Количественно объяснив строение атома водорода и сложную структуру водородного спектра, она наметила правильный подход к изучению внутриатомных процессов. Непосредственное использование теории Бора (в том числе, в каком она изложена ранее) для расчета спектров многоэлектронных атомов оказалось невозможным. Понадобилось дальнейшее развитие этой теории, завершившееся созданием современной квантовой механики, количественно объясняющей все особенности строения и свойства атомов и молекул. Теория Бора дает возможность качественно объяснить общие черты строения многоэлектронных атомов и их спектров, в частности дает возможность обосновать закономерности расположения химических элементов в ПС. Ограниченность квантовой теории Бора обусловлена тем, что она не вполне последовательна в своих построениях: базируясь на квантовых исходных положениях (постулатах), она пользуется законами классической механики для описания движения электронов в атоме.
4. Строение атомного ядра.
Общие сведения об атомных ядрах.
В 1932г.
английский физик
Дж. Чедвик
открыл новую электрически нейтральную частицу, названную нейтроном. Позже независимо друг от друга советский физик
Д. Д. Иваненко
и немецкий физик
В. Гейзенберг
предложили
нейтронно-протонную
модель ядра.
Дальнейшие исследования подтвердили их предположения. В настоящее время считается, что ядра всех химических элементов состоят из нейтронов и протонов.
Состав ядра
НУКЛОНЫ
Элементарная
частица
Заряд
Масса
покоя,
m
n
Масса в
а.е.м.
Примечания
Нейтрон (n) нейтральный 1,674920 * 10 – 27 кг 1,00866 Неустойчив, период полураспада (1,01±0,03)* 10 3 с Протон (p) Положительный, равен 1,6*10 - 19 Кл 1,672614 (14) * 10 – 27 кг 1,00728 В современной физике считается, что в ядре происходят взаимопревращения нейтронов и протонов. Масса ядер и элементарных частиц выражается в атомных единицах массы (а.е.м.). Атомная единица массы = 1/12 массы изотопа углерода С 12 ,
6 1 а.е.м. = 1,66 * 10 -27 кг. m p = 1,00728 а.е.м., m n = 1,00866 а.е.м. Таким образом,
m
p
m
n
1 а.е.м. = 1,66
*
10
– 27
кг. (1)
заряд атомного ядра любого химического элемента, выраженный в элементарных зарядах, равен атомному номеру
Z
этого элемента. Число протонов N p равно заряду атома элемента Z :
N
p
= Z (2)
Почти вся масса атома заключена в его ядре. Но масса атома слагается из масс всех нуклонов, входящих в ядро. Тогда согласно соотношению (1) сумма чисел протонов
N
p
и нейтронов
N
n
должна быть равна массовому числу атома, т.е. целому числу
А,
ближайшему к атомной массе (выраженной в а.е.м.):
N
p
+ N
n
= А, или
Z + N
n
= А.
Следовательно, число нейтронов в атомном ядре элемента равно разности между массовым числом и атомным номером элемента:
N
n
= А – Z (3)
Таким образом, по массовому числу и атомному номеру химического элемента, можно определить число протонов и число нейтронов, содержащихся в атомном ядре этого элемента. Анализируя Периодическую систему химических элементов, можно сделать вывод: для элементов, расположенных примерно до середины таблицы, число нейтронов в ядре, примерно равно числу протонов
(А - Z)/ Z
1.
по мере утяжеления ядер, с ростом массового числа, число нейтронов возрастает по сравнению с числом протонов в ядре. В конце ПС отношение (
А - Z)/ Z
1,6.
Обозначение атомных ядер химических элементов:
Z
A
Х
Z –
атомный номер,
А –
массовое число,
Х –
символ элемента. Пример, 2 4 Не – обозначение атомного ядра гелия. 8 16 О - атомное ядро кислорода.
Изотопы
(от греч. изос – «один», топос – «место», занимает одно место)– разновидности атомов одного и того же химического элемента, имеющие одинаковый заряд ядра, но разное массовое число (разное число нейтронов).
Пример 1.
Изотопы водорода различаются по свойствам из-за резкого кратного увеличения их
относительной атомной массы, им присвоены индивидуальные названия и
химические знаки:
1
1
Н - протий,
1
2
D – дейтерий,
1
3
T - тритий,
7
Пример 2.
17
37
Cl
17
35
Cl
Задания на закрепление и обобщение материала.
1. Какие явления свидетельствуют о том, что атом имеет внутреннюю структуру? А) электропроводность; Б) радиоактивнось; В) свойства идеальных газов; Г) диффузия. 2. Заряд атома равен… А) нулю; Б) порядковому номеру элемента; В) числу электронов; Г) заряду ядра. 3. Числа 35 и 17 в обозначении атома 17 35 С показывают: А) число протонов и число нейтронов; Б) число протонов и заряд ядра; В) атомную массу и порядковый номер хлора; Г) общее число электронов и число валентных электронов в атоме. 4) Чем
отличаются
атомы двух изотопов одного и того же элемента? А) числом нейтронов; Б) зарядом ядра; В) числом электронов; Г) ничем. 5) Что такое электронная орбиталь? А) область в пространстве, где наиболее вероятно нахождение электрона; Б) траектория, по которой электрон движется в атоме; В) набор четырех квантовых чисел. Г) функция, которая описывает вероятность нахождения электрона в каждой области пространства.
Конспект урока на тему «СТРОЕНИЕ АТОМА».
2 курс, специальность «Дизайн (по отраслям)»
Цель:
Повторить строение атома.
Задачи:
1) Образовательная: формирование умения анализировать строение атомов разных химических элементов. Познакомиться с историей открытия строения атома, разными моделями атомов. 2) Развивающая: развитие представлений о строении веществ, валентности, относительных молекулярной и атомной массах, молярной массе, количестве вещества, законах сохранения массы веществ. 3) Воспитательная: развитие научно-материалистического мировоззрения. Тип занятия: лекция. Методы: словесный (беседа, объяснение), наглядный (демонстрация таблиц, моделей).
Основные понятия химии.
Вещество. Атом. Молекула. Химический элемент. Аллотропия. Простые и сложные вещества. Качественный и количественный состав веществ. Постулаты Бора. Строение ядра. Изотопы. Упражнения на составления электронных схем и формул.
Демонстрации.
Модели атомов химических элементов. Модели молекул простых и сложных веществ (шаростержневые и Стюарта–Бриглеба). Коллекция простых и сложных веществ. Некоторые вещества количеством 1 моль. Модель молярного объема газов. Аллотропия фосфора, кислорода, олова.
План.
I. Организационные мероприятия (5мин.).
II. Изучение нового материала (75мин.)
1. Модель атома по Резерфорду.
2. Постулаты Бора.
3. Атом водорода по Бору.
4. Строение атомного ядра.
III. Обобщение. Рефлексия (10мин.).
Ход занятия
I. Организационные мероприятия.
II. Изучение нового материала
сопровождается демонстрацией презентации. Содержание лекции.
1. Модель атома по Резерфорду.
Среди сторонников атомистической теории строения вещества были ученые, считавшие, что атом не является элементарной частицей, что он не вечен и делим. Такого мнения придерживался
Р. Бойль
.
В 1816г.
английский врач и химик
В. Праут
высказал гипотезу о том, что атомы всех элементов являются сложными системами, построенными из одних и тех же элементарных частиц, которые являются атомами наиболее легкого элемента – водорода. Открытие в 1986 г. радиоактивности французским ученым
А. Беккерелем
(1852 - 1908) подтвердило эту гипотезу. Опираясь на сведения о свойствах атомов,
Дж. Томсон в 1902г.
сделал первую попытку построить модель атома, которую называют «пудингом с изюмом». Согласно гипотезе Томсона, атом представляет собой сферу диаметром порядка 10 – 10 м, в которой с постоянной объемной плотностью распределен положительный заряд. Суммарный положительный заряд сферы равен суммарному отрицательному заряду электронов, содержащихся в ней в виде отдельных частиц и взаимодействующих с отлельными элементарными объемами ее по закону Кулона. Электроны, совершая гармонические колебания вокруг равновесных положений, излучают электромагнитные волны.
2 Проведенные в
1911г. Э. Резерфордом
(1871 - 1937) показали ошибочность предположения о том, что положительный электрический заряд равномерно заполняет объем атома. В связи с этим Резерфорд предложил ядерную (планетарную) модель строения атома. Согласно этой модели, весь положительный заряд и вся масса (более 99,94%) атома сосредоточены в атомном ядре, размер которого ничтожно мал (порядка 10 – 15 м) по сравнению с размером атома (10 - 10 ). Вокруг ядра по замкнутым (эллиптическим) орбитам движутся электроны, образую
электронную оболочку атома.
Заряд ядра равен по абсолютной величине суммарному заряду электронов. Наличие в центре атома одного массивного, но весьма малого ядра Э.Резерфорд доказал экспериментально на опытах с рассеянием альфа-частиц, проходящих через вещество. Альфа-частицы, испускаемые радиоактивными элементами, движутся со скоростью порядка 10 7 м/с, имеют положительный заряд, равный двум элементарным зарядам, и массу, примерно в 7350 раз больше массы электрона. В опытах Резерфорда - частицы, испускаемые радиоактивным веществом, двигались в вакууме и, проходя через фольгу F, толщиной около 1 мкм, попадала на люминесцирующий экран Q. Удар каждой - частицы об экран вызывал кратковременную вспышку – сцинтилляцию (от лат. scintillatio – сверкание, испускание), наблюдаемую в микроскоп. Наблюдения показали, что большинство - частиц проходят сквозь фольгу без заметного отклонения от первоначального направления, некоторые частицы отклоняются на небольшой угол и лишь немногие частицы претерпевают сильное отклонение. Естественно предположить, что отклонение - частиц вызвано их взаимодействием («столкновением») с массивными атомами ядра, поскольку легкие электроны не могут существенно изменить движение сравнительно тяжелых и быстрых - частиц. Из того факта, что значительное отклонение испытывают немногие - частицы, следует, что лишь некоторые из них проходят вблизи ядер, а это в свою очередь означает, что атомные ядра имеют малый размер и расположены в веществе фольги на очень больших расстояниях друг от друга. Полагая, что вещество и - частица взаимодействуют (отталкиваются) по закону Кулона, Э. Резерфорд теоретически рассчитал картину рассеяния - частиц, получив результат, хорошо согласующийся с экспериментальными данными. Исследования Резерфорда позволили определить порядок размера (10 – 15 м) и величину его заряда. При этом оказалось, что заряд q ядра, выраженный в элементарных зарядах е, равен порядковому номеру Z химического элемента в периодической системе Д.И. Менделеева: Q = e Z и вместе с тем равен числу электронов в электронной оболочке атома. Резерфордская модель строения атома не укладывалась в рамки законов классической физики. Согласно законам классической электродинамики, электрон, вращаясь вокруг ядра, т.е. двигаясь с ускорением, должен непрерывно излучать электромагнитные волны, частота которых равна частоте вращения электрона. Так как это излучение сопровождается непрерывной потерей энергии, то электрон должен постепенно приближаться к ядру, двигаясь по спирали, и в конце концов упасть на ядро. По мере приближения электрона к ядру частота вращения электрона, а вместе с ней частота электромагнитного излучения должны непрерывно изменяться. Следовательно, атом должен давать сплошной спектр излучения.
Вывод:
с точки зрения классической физики атом оказывается неустойчивой (недолговечной) системой, дающей сплошной спектр излучения. И то и другое противоречит эксперименту. В действительности атомы представляют собой весьма устойчивые образования, характеризующиеся линейчатыми спектрами излучения.
3
2. Атом водорода по Бору.
В атоме водорода вокруг ядра (протона), несущего один элементарный заряд
е,
движется один электрон. Ядро можно считать неподвижным, поскольку его масса в 1840 раз больше массы электрона; орбиты электрона в первом приближении можно полагать круговыми. Центростремительной силой, удерживающей электрон на орбите радиуса
r,
очевидно является кулоновская сила притяжения между электроном и ядром: r m 2 = 2 0 2 4 r e
(1)
где m – масса электрона, - его скорость, = 8, 85 * 10 -12 Ф/м – электрическая постоянная, 0 = 1 – диэлектрическая проницаемость. После преобразований, получим: r 2 = n 2 2 2 0 me h
(2)
где квантовое число n принимает значения 1,2,3, … . По этой формуле можно рассчитать радиус любой стационарной орбиты. Например, радиус ближайшей к ядру орбиты (n = 1) равен r 1 = 1 2 0 10 2 19 31 2 34 12 10 53 , 0 10 6 , 1 10 1 , 9 14 , 3 / 10 625 , 6 / 10 85 , 8 А Кл кг с Дж м Ф в правой части уравнения все величины, кроме
n,
являются постоянными. Следовательно радиусы стационарных орбит относятся между собой как квадраты чисел натурального ряда, т.е. как
1
2
: 2
2
: 3
2
:…. : n
2
.
Теперь определим полную энергию
Е
электрона в атоме. Она слагается из кинетической энергии
Е
к
поступательного движения электрона по орбите и потенциальной энергии
Е
п
притяжения электрона к ядру, т.е. Е = Е к + Е п .
(3)
Кинетическую энергию вращения электрона вокруг собственной оси не принимаем во внимание, т.к. она одинакова для всех стационарных орбит. Учитывая формулу (1), получим: Е к = 2 2 m = r e 0 2 8
(4)
Потенциальная энергия электрона должна быть отрицательна и равна: Е п = - r e 0 2 4
(5)
Подставляя (4) и (5) в (3), получим: Е = - r е 0 2 8
(6)
4 Т.е. полная энергия электрона оказывается отрицательной и равной по абсолютной величине его кинетической энергии. Подставляя в формулу (6) выражение для радиуса (2), получим: Е = - 2 2 0 2 4 2 8 1 h me n
(7)
По этой формуле можно рассчитать энергию электрона для любой стационарной орбиты. Например, для ближайшей к ядру орбите (n = 1) получим: Е 1 = - Дж с Дж м Ф Кл кг 19 2 34 2 12 4 19 31 2 10 68 , 21 / 10 625 , 6 / 10 85 , 8 8 10 6 , 1 10 1 , 9 1 1 = - 13,55 эВ. Для n = 2 Е 2 = - 3,38 эВ; Для n = 3 Е 3 = -1,5 эВ; Для n = 4 Е 4 = - 0,84 эВ; Для n = 5 Е 5 = - 0,54 эВ; Для n = 6 Е 6 = - 0,38 эВ; Для n = Е = 0 эВ. Значение этой энергии электрона, находящегося на стационарной орбите, называется
уровнем энергии атома (= энергетическим уровнем).
Согласно формуле (6) энергия атома возрастает с увеличением квантового числа (= с увеличением радиуса электронной орбитали). Минимумом энергии (Е = - 13,55 эВ) атом обладает при движении электрона по ближайшей к ядру орбите (n = 1), максимум энергии (Е = 0) – при движении по самой дальней орбите. При переходе электрона с одной стационарной орбиты на другую, ближнюю к ядру орбиту излучается квант энергии, равной разности энергетических уровней атома до излучения и после него.
Пример,
переход электрона со второй орбиты (n = 2) на первую (n = 1) сопровождается излучением кванта
h v
2→1
= - 3,38 – (- 13,55) = 10,17 эВ,
а переход электрона с третьей орбиты (n = 3) на вторую (n = 2) сопровождается излучением кванта
h v
3→2
= - 1,5 – (- 3,38) = 1,88 эВ.
Самопроизвольный переход на более далекую орбиту, т.е. самопроизвольный переход атома на более высокий энергетический уровень, невозможен. Для осуществления такого перехода необходимо сообщить атому определенное количество энергии извне, т.е. возбудить атом.
Например,
переход электрона с первой стационарной орбиты на вторую совершается при поглощении атомом кванта, равного 10,17 эВ, а переход электрона со второй орбиты на третью – поглощением кванта, равного 1,88 эВ. Следовательно, атом может поглощать или излучать волны вполне определенных частот (длин), чем и обусловлен линейчатый характер водородного спектра. Нормальным состоянием атома является такое, при котором электрон движется по самой близкой к ядру орбите (n = 1). В этом случае атом не может излучать, т.к. электрон не имеет возможности перейти с этой орбиты еще ближе к ядру. Энергетический уровень Е = 13,55 эВ, соответствующий нормальному состоянию атома, называется
нормальным
уровнем;
все остальные уровни называются
возбужденными.
Спектральная формула Бора для атома водорода имеет вид: = R 2 2 0 1 1 n n
(8)
5 При n 0 = 1, n = 2, 3, 4, …, формула (8) дает серию Лаймана, при n 0 = 2 n = 3, 4, 5, …- серию Бальмера, при n 0 = 3 n = 4, 5, 6, … - серию Пашена. Так как газ состоит из множества различно возбужденных атомов, то в нем одновременно совершаются все возможные типы переходов электрона. Поэтому в спектре излучения водорода одновременно представлены линии всех серий. Рассмотренная теория строения атома водорода применима и к водородоподобным атомам, т.е. ионизированным атомам, содержащим только один электрон (например, Не + , Ве 3+ , Li ++ ). Однако в этом случае при выводе формул следует полагать заряд равным не е, а еZ (где Z – атомный номер химического элемента). Применительно к водородоподобным атомам формула Бора будет иметь вид: = RZ 2 2 2 0 1 1 n n
(9)
квантовая теория Бора сыграла важную роль в развитии физики. Количественно объяснив строение атома водорода и сложную структуру водородного спектра, она наметила правильный подход к изучению внутриатомных процессов. Непосредственное использование теории Бора (в том числе, в каком она изложена ранее) для расчета спектров многоэлектронных атомов оказалось невозможным. Понадобилось дальнейшее развитие этой теории, завершившееся созданием современной квантовой механики, количественно объясняющей все особенности строения и свойства атомов и молекул. Теория Бора дает возможность качественно объяснить общие черты строения многоэлектронных атомов и их спектров, в частности дает возможность обосновать закономерности расположения химических элементов в ПС. Ограниченность квантовой теории Бора обусловлена тем, что она не вполне последовательна в своих построениях: базируясь на квантовых исходных положениях (постулатах), она пользуется законами классической механики для описания движения электронов в атоме.
4. Строение атомного ядра.
Общие сведения об атомных ядрах.
В 1932г.
английский физик
Дж. Чедвик
открыл новую электрически нейтральную частицу, названную нейтроном. Позже независимо друг от друга советский физик
Д. Д. Иваненко
и немецкий физик
В. Гейзенберг
предложили
нейтронно-протонную
модель ядра.
Дальнейшие исследования подтвердили их предположения. В настоящее время считается, что ядра всех химических элементов состоят из нейтронов и протонов.
Состав ядра
НУКЛОНЫ
Элементарная
частица
Заряд
Масса
покоя,
m
n
Масса в
а.е.м.
Примечания
Нейтрон (n) нейтральный 1,674920 * 10 – 27 кг 1,00866 Неустойчив, период полураспада (1,01±0,03)* 10 3 с Протон (p) Положительный, равен 1,6*10 - 19 Кл 1,672614 (14) * 10 – 27 кг 1,00728 В современной физике считается, что в ядре происходят взаимопревращения нейтронов и протонов. Масса ядер и элементарных частиц выражается в атомных единицах массы (а.е.м.). Атомная единица массы = 1/12 массы изотопа углерода С 12 ,
6 1 а.е.м. = 1,66 * 10 -27 кг. m p = 1,00728 а.е.м., m n = 1,00866 а.е.м. Таким образом,
m
p
m
n
1 а.е.м. = 1,66
*
10
– 27
кг. (1)
заряд атомного ядра любого химического элемента, выраженный в элементарных зарядах, равен атомному номеру
Z
этого элемента. Число протонов N p равно заряду атома элемента Z :
N
p
= Z (2)
Почти вся масса атома заключена в его ядре. Но масса атома слагается из масс всех нуклонов, входящих в ядро. Тогда согласно соотношению (1) сумма чисел протонов
N
p
и нейтронов
N
n
должна быть равна массовому числу атома, т.е. целому числу
А,
ближайшему к атомной массе (выраженной в а.е.м.):
N
p
+ N
n
= А, или
Z + N
n
= А.
Следовательно, число нейтронов в атомном ядре элемента равно разности между массовым числом и атомным номером элемента:
N
n
= А – Z (3)
Таким образом, по массовому числу и атомному номеру химического элемента, можно определить число протонов и число нейтронов, содержащихся в атомном ядре этого элемента. Анализируя Периодическую систему химических элементов, можно сделать вывод: для элементов, расположенных примерно до середины таблицы, число нейтронов в ядре, примерно равно числу протонов
(А - Z)/ Z
1.
по мере утяжеления ядер, с ростом массового числа, число нейтронов возрастает по сравнению с числом протонов в ядре. В конце ПС отношение (
А - Z)/ Z
1,6.
Обозначение атомных ядер химических элементов:
Z
A
Х
Z –
атомный номер,
А –
массовое число,
Х –
символ элемента. Пример, 2 4 Не – обозначение атомного ядра гелия. 8 16 О - атомное ядро кислорода.
Изотопы
(от греч. изос – «один», топос – «место», занимает одно место)– разновидности атомов одного и того же химического элемента, имеющие одинаковый заряд ядра, но разное массовое число (разное число нейтронов).
Пример 1.
Изотопы водорода различаются по свойствам из-за резкого кратного увеличения их
относительной атомной массы, им присвоены индивидуальные названия и
химические знаки:
1
1
Н - протий,
1
2
D – дейтерий,
1
3
T - тритий,
7
Пример 2.
17
37
Cl
17
35
Cl
Задания на закрепление и обобщение материала.
1. Какие явления свидетельствуют о том, что атом имеет внутреннюю структуру? А) электропроводность; Б) радиоактивнось; В) свойства идеальных газов; Г) диффузия. 2. Заряд атома равен… А) нулю; Б) порядковому номеру элемента; В) числу электронов; Г) заряду ядра. 3. Числа 35 и 17 в обозначении атома 17 35 С показывают: А) число протонов и число нейтронов; Б) число протонов и заряд ядра; В) атомную массу и порядковый номер хлора; Г) общее число электронов и число валентных электронов в атоме. 4) Чем
отличаются
атомы двух изотопов одного и того же элемента? А) числом нейтронов; Б) зарядом ядра; В) числом электронов; Г) ничем. 5) Что такое электронная орбиталь? А) область в пространстве, где наиболее вероятно нахождение электрона; Б) траектория, по которой электрон движется в атоме; В) набор четырех квантовых чисел. Г) функция, которая описывает вероятность нахождения электрона в каждой области пространства.
В раздел среднее профессиональное образование