II. Строение атома

1. Ядерная модель атома. Строение атома. Состав атомных ядер. Массовое число. Атомный номер. Нуклид. Изотопы. Явление радиоактивности. Воздействие радиоактивного излучения на живую материю.

1 с. 32-34; 2 с. 55-64; 3 с. 46-53; 4 с. 10-12; 5 с. 32-37; 6 с. 32-37; 8 с. 84-86.

Атом – электронейтральная частица, состоящая из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов.

Ядра атомов состоят из протонов и нейтронов, имеющих общее название нуклоны.

Массовое число (А) равно сумме числа протонов и числа нейтронов, содержащихся в ядре данного атома.

Главной характеристикой атома является заряд ядра, определяемый числом протонов, содержащихся в ядре.

Химический элемент – это вид атомных частиц с одинаковым положительным зарядом ядра.

Нуклид – атомная частица с определенным значением атомного номера (протонного числа) и массового числа. Например, - нуклид натрия-23.

Изотопы – нуклиды одного и того же химического элемента. Например, (протий - Н), .(дейтерий - D),(тритий - T) - изотопы водорода.

Радиоактивность – самопроизвольное превращение неустойчивых атомных ядер в другие ядра, сопровождающееся испусканием различных частиц (α-частиц, β^––частиц, β⁺–позитронов, –нейтрино, ̃–антинейтрино и др.).

Основными типами радиоактивных превращений являются:

• α-распад, при котором образуется α-частица, представляющая собой ядро атома гелия - :---->+;

• β-распад (известны три вида такого распада): а) электронный, за счет ядерного процесса превращения нейтрона () в протон (), электрон и антинейтрино (̃): --->+ β^– + ̃; б) позитронный, за счет ядерного процесса превращения протона () в нейтрон (), позитрон (β⁺) и нейтрино (): --->+ β⁺ + ; в) электронный захват, за счет ядерного процесса захвата протоном () ядра электрона (e^–) с электронной оболочки атома с образованием нейтрона () и нейтрино (): + e^– ---> ++.

2. Строение электронных оболочек атомов. Волновые свойства материальных частиц. Понятие об электронном облаке. Атомная орбиталь. Электронная плотность. Радиальное распределение электронной плотности около ядра атома водорода.

Квантовые числа как характеристики состояния электрона в атоме. Энергия и форма электронного облака. Ориентация облака. Спин электрона.

1 с. 34-38; 2 с. 64-81; 3 с. 50-59; 4 с. 21-30; 5 с. 37-45; 6 с. 37-45; 8 с. 86-97;

Согласно квантово-механическим представлениям любому материальному объекту присуща двойственность (дуализм) – частица-волна, т.е. объект обладает как корпускулярными свойствами (т.е. свойствами частицы), так волновыми свойствами (т.е. свойствами волнового процесса). Эта двойственность тем сильнее проявляется, чем меньше размеры частиц.

Электрон в атоме можно рассматривать и как частицу, и как волновой процесс.

Принцип неопределенности Гейзенберга – для микрочастиц невозможно сколь угодно точно одновременно определить координаты и импульс. Поэтому для описания движения электрона в атоме используют вероятностный подход (т.е. задают не положение и скорость электрона в каждой точке пространства, а вероятность его обнаружения в этой точке или элементе объема).

Под электронным облаком обычно понимают область околоядерного пространства, в котором вероятность обнаружить электрон составляет 90%. Эту область пространства часто называют орбиталью.

Волновая функция, описывающая поведение электрона в атоме, зависит от ряда параметров, называемых квантовыми числами и принимающих вполне определенные дискретные значения.

Главное квантовое число (n) – определяет основной запас энергии электрона, т.е. степень его удаления от ядра, или размер электронного облака (орбитали). Орбитальное (или побочное, азимутальное) квантовое число (l) – определяет пространственную форму электронного облака. Магнитное квантовое число (m_l) – характеризует ориентацию электронного облака в пространстве. Спиновое квантовое число (m_s) – характеризует собственный момент количества движения электрона.

3. Понятия: энергетический уровень (слой), электронная оболочка, подуровень (подслой), электронная орбиталь. Взаимное расположение уровней и подуровней (графическое изображение). Понятие об эффективном заряде ядра.

1 с. 36-37; 2 с. 89-93; 3 с. 82; 4 с. 30-38; 8 с. 97-101.

Энергетический уровень (слой, оболочка) – совокупность электронных состояний, имеющих одинаковое значение главного квантового числа n. При n=1 имеем первый энергетический уровень, при n=2 - второй и т.д. Энергетические уровни принято обозначать заглавными буквами K (n=1), L (n=2), M (n=3), N (n=4) и т.д.

Энергетический подуровень (подслой) - совокупность энергетических состояний с заданными значениями главного (n) и орбитального (l) квантовых чисел. Например, 2p подуровень (n = 2, l = 1), 4s подуровень (n = 4, l = 0), 5d подуровень (n = 5, l = 2).

Заполнение электронами начинается с подуровня, имеющего минимальную энергию (1s-подуровень), а затем по мере возрастания энергии подуровня.

Правило Клечковского - электроны размещаются последовательно на орбиталях, характеризуемых возрастанием суммы главного и орбитального квантового чисел (n+l); при одинаковых значениях этой суммы раньше заполняется орбиталь с меньшим значением главного квантового числа (n).

Орбиталь	1s	2s	2p	3s	3p	3d	4s	4p	4d	4f	5s	5p	5d	5f
Сумма (n+l)	1	2	3	3	4	5	4	5	6	7	5	6	7	8

В порядке увеличения энергии подуровни располагаются в следующий ряд: 1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<4f<5d<6p<7s<5f<6d<7p и т.д. Заполнение подуровней электронами осуществляется с самого низшего по энергии, а затем заполняются подуровни в указанной последовательности.

Состояние электрона, характеризующееся набором определенных значений трех квантовых чисел - главного (n), орбитального (l) и магнитного (m_l) - называется атомной электронной орбиталью. Орбиталь характеризуется определенной энергией или размерами (определяемой главным квантовым числом), формой или симметрией (определяемой орбитальным квантовым числом) и ориентацией в пространстве (определяемой магнитным квантовым числом). Например, для орбитали 3р_х n = 3, l = 1 и m_l =–1, для орбитали 4d_xy n = 4, l = 2 и m_l = –2.

4. Принцип Паули. Правило Хунда. Порядок заполнения электронами орбиталей в атомах периодической системы. Понятие «электронная конфигурация», «структура электронной оболочки», «квантовая ячейка».

1 с. 38-40; 2 с. 83-94; 3 с. 82-96; 4 с. 30-38; 5 с. 45-53; 6 с. 45-53; 8 с. 97-102.

Принцип Паули - в атоме не может быть двух электронов, у которых набор всех четырех квантовых чисел был бы одинаков. Следовательно на одной орбитали может разместиться только два электрона у которых три квантовых числа одинаковы, а четвертое – спиновое – различается.

Максимальное число электронов, которое может разместиться на энергетическом уровне (т.е. максимальная емкость энергетического уровня), имеющем значение главного квантового числа n, равно 2n². Например, на третьем энергетическом уровне (n = 3) максимально может находиться 2n²= 2·3²= 18 электронов, на пятом энергетическом уровне (n=5) максимально может находиться 2n²= 2·5²= 50 электронов.

Правило Хунда - в пределах энергетического подуровня электроны заполняют орбитали так, чтобы их суммарный спин был максимальным.

Распределение электронов в атоме, находящемся в основном, т.е. в невозбужденном состоянии, (его электронная конфигурация) определяется зарядом ядра и соответствует принципу минимальной энергии: наиболее устойчивое состояние электрона в атоме соответствует минимально возможному значению его энергии. Это означает, что в пределах одного подуровня электроны сначала заполняют все свободные орбитали, а затем на орбиталь добавляется по второму электрону.

Электронная конфигурация атома записывается в виде формулы, в которой для каждого энергетического подуровня указывается число электронов. Например, электронную конфигурацию атома натрия можно представить следующим образом: 1s²2s²2p⁶3s¹. Из формулы следует, что в атоме натрия на подуровне 1s находится 2 электрона (1s²), на подуровне 2s также два электрона (2s²), на подуровне 2р - 6 электронов (2p⁶), а на подуровне 3s - 1 электрон (3s¹). Всего в атоме натрия содержится (2+2+6+1)=11 электронов.