Модели строения атомов химия – 2. Как развивалась классическая теория строения атома? Какие модели атомов вам известны? В чем их суть? В чем — недостатки?

Модели строения атома

    1. Модель Томсона

Первая модель строения атома была предложена Дж. Томсоном в 1904 г., согласно которой атом – положительно заряженная сфера с вкрапленными в нее электронами. Несмотря на свое несовершенство томсоновская модель позволяла объяснить явления испускания, поглощения и рассеяния света атомами, а также установить число электронов в атомах легких элементов.

Рис. 1. Атом, согласно модели Томсона. Электроны удерживаются внутри положительно заряженной сферы упругими силами. Те из них, которые находятся на поверхности, могут легко «выбиваться» , оставляя ионизированный атом.

    1. 2.2 Модель Резерфорда

Модель Томсона была опровергнута Э. Резерфордом (1911 г.), который доказал, что положительный заряд и практически вся масса атома сконцентрированы в малой части его объема – ядре, вокруг которого двигаются электроны (рис. 2).

Рис. 2. Эта модель строения атома известна как планетарная, т. к. электроны вращаются вокруг ядра подобно планетам солнечной системы.

Согласно законам классической электродинамики, движение электрона по окружности вокруг ядра будет устойчивым, если сила кулоновского притяжения будет равна центробежной силе. Однако, в соответствии с теорией электромагнитного поля, электроны в этом случае должны двигаться по спирали, непрерывно излучая энергию, и падать на ядро. Однако атом устойчив.

К тому же при непрерывном излучении энергии у атома должен наблюдаться непрерывный, сплошной спектр. На самом деле спектр атома состоит из отдельных линий и серий.

Таким образом, данная модель противоречит законам электродинамики и не объясняет линейчатого характера атомного спектра.

2.3. Модель Бора

В 1913 г. Н. Бор предложил свою теорию строения атома, не отрицая при этом полностью предыдущие представления. В основу своей теории Бор положил два постулата.

Первый постулат говорит о том, что электрон может вращаться вокруг ядра только по определенным стационарным орбитам. Находясь на них, он не излучает и не поглощает энергию (рис.3).

Рис. 3. Модель строения атома Бора. Изменение состояния атома при переходе электрона с одной орбиты на другую.

При движении по любой стационарной орбите запас энергии электрона (Е1, Е2 …) остается постоянным. Чем ближе к ядру расположена орбита, тем меньше запас энергии электрона Е1 ˂

Е2 …˂ Еn . Энергия электрона на орбитах определяется уравнением:

где m – масса электрона, h – постоянная Планка, n – 1, 2, 3… (n=1 для 1-ой орбиты, n=2 для 2-ой и т.д.).

Второй постулат говорит о том, что при переходе с одной орбиты на другую электрон поглощает или выделяет квант (порцию) энергии.

Если подвергнуть атомы воздействию (нагреванию, облучению и др.), то электрон может поглотить квант энергии и перейти на более удаленную от ядра орбиту (рис. 3). В этом случае говорят о возбужденном состоянии атома. При обратом переходе электрона (на более близкую к ядру орбиту) энергия выделяется в виде кванта лучистой энергии – фотона. В спектре это фиксируется определенной линией. На основании формулы

,

где λ – длина волны, n = квантовые числа, характеризующие ближнюю и дальнюю орбиты, Бор рассчитал длины волн для всех серий в спектре атома водорода. Полученные результаты соответствовали экспериментальным данным. Стало ясным происхождение прерывистых линейчатых спектров. Они – результат излучения энергии атомами при переходе электронов из возбужденного состояния в стационарное. Переходы электронов на 1-ю орбиту образуют группу частот серии Лаймана, на 2-ю – серию Бальмера, на 3-ю серию Пашена (рис. 4,табл. 1).

Рис. 4. Соответствие между электронными переходами и спектральными линиями атома водорода.

Таблица 1

Проверка формулы Бора для серий водородного спектра

Название серии

λ, А

Экспериментальная

λ, А

Вычисленная Бором

Пашена

18751,3

12817,5

10938,0

10049,8

18756

12822

10941

10052

Бальмера

6564,66

4862,71

4102,91

3971,20

3799,00

3712,70

6564,70

4862,80

4341,70

4102,93

3971,23

3799,01

3712,62

Лаймана

1216

1028

972

1215,68

1025,73

972,5

Однако, теория Бора не смогла объяснить расщепление линий в спектрах многоэлектронных атомов. Бор исходил из того, что электрон – это частица, и использовал для описания электрона законы, характерные для частиц. Вместе с тем накапливались факты, свидетельствующие о том, что электрон способен проявлять и волновые свойства. Классическая механика оказалась не в состоянии объяснить движение микрообъектов, обладающих одновременно свойствами материальных частиц и свойствами волны. Эту задачу позволила решить квантовая механика – физическая теория, исследующая общие закономерности движения и взаимодействия микрочастиц, обладающих очень малой массой (табл. 2).

Таблица 2

Свойства элементарных частиц, образующих атом

Частица

Заряд

Масса

Кл

Условн.ед.

г

А.е.м.

Электрон

– 1,6·10-19

-1

9,10·10-28

0,00055

Протон

1,6·10-19

+1

1,67·10-24

1,00728

Нейтрон

0

0

1,67·10-24

1,00866

studfiles.net

Модели строения атома

    1. Модель Томсона

Первая модель строения атома была предложена Дж. Томсоном в 1904 г., согласно которой атом – положительно заряженная сфера с вкрапленными в нее электронами. Несмотря на свое несовершенство томсоновская модель позволяла объяснить явления испускания, поглощения и рассеяния света атомами, а также установить число электронов в атомах легких элементов.

Рис. 1. Атом, согласно модели Томсона. Электроны удерживаются внутри положительно заряженной сферы упругими силами. Те из них, которые находятся на поверхности, могут легко «выбиваться» , оставляя ионизированный атом.

    1. 2.2 Модель Резерфорда

Модель Томсона была опровергнута Э. Резерфордом (1911 г.), который доказал, что положительный заряд и практически вся масса атома сконцентрированы в малой части его объема – ядре, вокруг которого двигаются электроны (рис. 2).

Рис. 2. Эта модель строения атома известна как планетарная, т. к. электроны вращаются вокруг ядра подобно планетам солнечной системы.

Согласно законам классической электродинамики, движение электрона по окружности вокруг ядра будет устойчивым, если сила кулоновского притяжения будет равна центробежной силе. Однако, в соответствии с теорией электромагнитного поля, электроны в этом случае должны двигаться по спирали, непрерывно излучая энергию, и падать на ядро. Однако атом устойчив.

К тому же при непрерывном излучении энергии у атома должен наблюдаться непрерывный, сплошной спектр. На самом деле спектр атома состоит из отдельных линий и серий.

Таким образом, данная модель противоречит законам электродинамики и не объясняет линейчатого характера атомного спектра.

2.3. Модель Бора

В 1913 г. Н. Бор предложил свою теорию строения атома, не отрицая при этом полностью предыдущие представления. В основу своей теории Бор положил два постулата.

Первый постулат говорит о том, что электрон может вращаться вокруг ядра только по определенным стационарным орбитам. Находясь на них, он не излучает и не поглощает энергию (рис.3).

Рис. 3. Модель строения атома Бора. Изменение состояния атома при переходе электрона с одной орбиты на другую.

При движении по любой стационарной орбите запас энергии электрона (Е1, Е

2 …) остается постоянным. Чем ближе к ядру расположена орбита, тем меньше запас энергии электрона Е1 ˂Е2 …˂ Еn . Энергия электрона на орбитах определяется уравнением:

где m – масса электрона, h – постоянная Планка, n – 1, 2, 3… (n=1 для 1-ой орбиты, n=2 для 2-ой и т.д.).

Второй постулат говорит о том, что при переходе с одной орбиты на другую электрон поглощает или выделяет квант (порцию) энергии.

Если подвергнуть атомы воздействию (нагреванию, облучению и др.), то электрон может поглотить квант энергии и перейти на более удаленную от ядра орбиту (рис. 3). В этом случае говорят о возбужденном состоянии атома. При обратом переходе электрона (на более близкую к ядру орбиту) энергия выделяется в виде кванта лучистой энергии – фотона. В спектре это фиксируется определенной линией. На основании формулы

,

где λ – длина волны, n = квантовые числа, характеризующие ближнюю и дальнюю орбиты, Бор рассчитал длины волн для всех серий в спектре атома водорода. Полученные результаты соответствовали экспериментальным данным. Стало ясным происхождение прерывистых линейчатых спектров. Они – результат излучения энергии атомами при переходе электронов из возбужденного состояния в стационарное. Переходы электронов на 1-ю орбиту образуют группу частот серии Лаймана, на 2-ю – серию Бальмера, на 3-ю серию Пашена (рис. 4,табл. 1).

Рис. 4. Соответствие между электронными переходами и спектральными линиями атома водорода.

Таблица 1

Проверка формулы Бора для серий водородного спектра

Название серии

λ, А

Экспериментальная

λ, А

Вычисленная Бором

Пашена

18751,3

12817,5

10938,0

10049,8

18756

12822

10941

10052

Бальмера

6564,66

4862,71

4102,91

3971,20

3799,00

3712,70

6564,70

4862,80

4341,70

4102,93

3971,23

3799,01

3712,62

Лаймана

1216

1028

972

1215,68

1025,73

972,5

Однако, теория Бора не смогла объяснить расщепление линий в спектрах многоэлектронных атомов. Бор исходил из того, что электрон – это частица, и использовал для описания электрона законы, характерные для частиц. Вместе с тем накапливались факты, свидетельствующие о том, что электрон способен проявлять и волновые свойства. Классическая механика оказалась не в состоянии объяснить движение микрообъектов, обладающих одновременно свойствами материальных частиц и свойствами волны. Эту задачу позволила решить квантовая механика – физическая теория, исследующая общие закономерности движения и взаимодействия микрочастиц, обладающих очень малой массой (табл. 2).

Таблица 2

Свойства элементарных частиц, образующих атом

Частица

Заряд

Масса

Кл

Условн.ед.

г

А.е.м.

Электрон

– 1,6·10-19

-1

9,10·10-28

0,00055

Протон

1,6·10-19

+1

1,67·10-24

1,00728

Нейтрон

0

0

1,67·10-24

1,00866

studfiles.net

Модели строения атомов

Первые сведения о сложном строении атома были получены при изучении процессов прохождения электрического тока через жидкости. В тридцатых годах XIX в. опыты выдающегося физика М. Фарадея навели на мысль о том, что электричество существует в виде отдельных единичных зарядов.

Открытие самопроизвольного распада атомов некоторых элементов, названное радиоактивностью, стало прямым доказательством сложности строения атома. В 1902 году английские учёные Эрнест Резерфорд и Фредерик Содди доказали, что при радиоактивном распаде атом урана превращается в два атома – атом тория и атом гелия. Это означало, что атомы не являются неизменными, неразрушимыми частицами.

Модель атома Резерфорда

Исследуя прохождение узкого пучка альфа-частиц через тонкие слои вещества, Резерфорд обнаружил, что большинство альфа-частиц проходит сквозь металлическую фольгу, состоящую из множества тысяч слоёв атомов, не отклоняясь от первоначального направления, не испытывая рассеяния, как будто бы на их пути не было никаких препятствий. Однако некоторые частицы отклонялись на большие углы, испытав действие больших сил.

На основании результатов опытов по наблюдению рассеивания альфа-частиц в веществе Резерфорд предложил планетарную модель строения атома. Согласно этой модели строение атома подобно строению солнечной системы. В центре каждого атома имеется положительно заряженное ядро радиусом ≈ 10-10м подобно планетам обращаются отрицательно заряженные электроны. Почти вся масса сосредоточена в атомном ядре. Альфа-частицы могут без рассеяния проходить через тысячи слоёв атомов так, как большая часть пространства внутри атомов пуста, а столкновения с лёгкими электронами почти не влияют на движение тяжёлой альфа-частицы. Рассеяние альфа-частиц происходит при столкновениях с атомными ядрами.

Модель атома Резерфорда не смогла объяснить все свойства атомов.

Согласно законам классической физики атом из положительно заряженного ядра и электронов, обращающимся по круговым орбитам, должен излучать электромагнитные волны. Излучение электромагнитных волн должно приводить к уменьшению запаса потенциальной энергии в системе ядро – электрон, к постепенному уменьшению радиуса орбиты электрона и падению электрона на ядро. Однако атомы обычно не излучают электромагнитные волны, электроны не падают на атомные ядра, то есть атомы устойчивы.

Квантовые постулаты Н. Бора

Для объяснения устойчивости атомов Нильс Бор предложил отказаться от привычных классических представлений и законов при объяснении свойств атомов.

Основные свойства атомов получают последовательное качественное объяснение на основе принятия квантовых постулатов Н. Бора.

1. Электрон вращается вокруг ядра только по строго определенным (стационарным) круговым орбитам.

2. Атомная система может находиться лишь в определённых стационарных или квантовых состояниях, каждому из которых соответствует определённая энергия Е. Атом не излучает энергию в стационарных состояниях.

Стационарное состояние атома с минимальным запасом энергии называется основным состоянием, все остальные состояния называются возбуждёнными (квантовыми) состояниями. В основном состоянии атом может находиться бесконечно долго, время жизни атома в возбуждённом состоянии длится 10-9-10-7 секунды.

3. Излучение или поглощение энергии происходит только при переходе атома из одного стационарного состояния в другое. Энергия кванта электромагнитного излучения при переходе из стационарного состояния с энергией Еm в состояние с энергией Еnравна разности энергий атома в двух квантовых состояниях:

∆Е = Еm – Еn = hv,

где v – частота излучения, h = 2ph = 6,62 ∙ 10-34 Дж ∙с.

Квантовая модель строения атома

В дальнейшем некоторые положения теории Н. Бора были дополнены и переосмыслены. Наиболее значительным изменением стало введение понятие об электронном облаке, которое сменило понятие об электроне только как частице. Позже теорию Бора сменила квантовая теория, которая учитывает волновые свойства электрона и других элементарных частиц, образующих атом.

Основой современной теории строения атома является планетарная модель, дополненная и усовершенствованная. Согласно данной теории, ядро атома состоит из протонов (положительно заряженных частиц) и нейронов (не имеющих заряда частиц). А вокруг ядра по неопределённым траекториям движутся электроны (отрицательно заряженные частицы).

Остались вопросы? Хотите знать больше о моделях строения атома?
Чтобы получить помощь репетитора – зарегистрируйтесь.
Первый урок – бесплатно!

Зарегистрироваться

© blog.tutoronline.ru, при полном или частичном копировании материала ссылка на первоисточник обязательна.

blog.tutoronline.ru

Модели строения атома – HimHelp.ru

Первые указания о сложном строении атома были получены при изучении процессов прохождения электрического тока через жидкости. Опыты выдающегося английского ученого М.Фарадея в тридцатых годах XIX в. навели на мысль о том, что электричество существует в виде отдельных единичных зарядов.

Величины этих единичных зарядов электричества были определены в более поздних экспериментах по пропусканию электрического тока через газы (опыты с так называемыми катодными лучами). Было установлено, что катодные лучи — это поток отрицательно заряженных частиц, которые получили названия электронов.

Прямым доказательством сложности строения атома было открытие самопроизвольного распада атомов некоторых элементов, названное радиоактивностью. (А.Беккерель, 1896 г.). Последовавшее за этим установление природы α-, β-, и γ—лучей, образующихся при радиоактивном распаде (Э.Резерфорд, 1899—1903 гг.), открытие ядер атомов (Э.Резерфорд, 1909—1911 гг.), определение заряда электрона (Р.Милликен, 1909 г.) позволили Э.Резерфорду в 1911 г. предложить одну из первых моделей строения атома.

Модель Резерфорда. Суть планетарной модели строения атома (Э.Резерфорд, 1911 г.) можно свести к следующим утверждениям:

1. 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.

Эта модель оказалась очень наглядной и полезной для объяснения многих экспериментальных данных, но она сразу обнаружила и свои недостатки. В частности, электрон, двигаясь вокруг ядра с ускорением (на него действует центростремительная сила), должен был бы, согласно электромагнитной теории, непрерывно излучать энергию. Это привело бы к тому, что электрон должен был бы двигаться вокруг ядра по спирали и в конце концов упасть на него. Никаких доказательств того, что атомы непрерывно исчезают, не было, отсюда следовало, что модель Резерфорда в чем-то ошибочна.

Теория Бора. В 1913 г. датский физик Н.Бор предложил свою теорию строения атома. Как и Резерфорд, он считал, что электроны двигаются вокруг ядра подобно планетам, движущимся вокруг Солнца. Однако к этому времени Дж.Франк и Г.Герц (1912 г.) доказали дискретность энергии электрона в атоме и это позволило Бору положить в основу новой теории два необычных предположения (постулата):

1. Электрон может вращаться вокруг ядра не по произвольным, а только по строго определенным (стационарным) круговым орбитам.

Радиус орбиты r и скорость электрона v связаны квантовым соотношением Бора:

mrv = nћ                                                                 

где m — масса электрона, n — номер орбиты,  ћ — постоянная Планка (ћ = 1,05∙10-34 Дж∙с).

2. При движении по стационарным орбитам электрон не излучает и не поглощает энергии.

Таким образом, Бор предположил, что электрон в атоме не подчиняется законам классической физики. Согласно Бору, излучение или поглощение энергии определяется переходом из одного состояния, например с энергией Е1, в другое — с энергией Е2, что соответствует переходу электрона с одной стационарной орбиты на другую. При таком переходе излучается или поглощается энергия ∆E, величина которой определяется соотношением

∆E = E1 – E2 = hv,                                                                    

где v — частота излучения, h = 2p ћ = 6,62∙10-34 Дж∙с.

Бор, используя данное уравнение, рассчитал частоты линий спектра атома водорода, которые очень хорошо согласовывались с экспериментальными значениями, но было обнаружено также и то, что для других атомов эта теория не давала удовлетворительных результатов.

Квантовая модель строения атома. В последующие годы некоторые положения теории Бора были переосмыслены и дополнены. Наиболее существенным нововведением явилось понятие об электронном облаке, которое пришло на смену понятию об электроне только как частице. Теорию Бора сменила квантовая теория, которая учитывает волновые свойства электрона и других элементарных частиц, образующих атом.

Свойства элементарных частиц, образующих атом

Частица

Заряд

Масса

Кл

условн. ед.

г

а.е.м.

Электрон

-1,6∙10-19

-1

9,10∙10-28

0,00055

Протон

1,6∙10-19

+1

1,67∙10-24

1,00728

Нейтрон

0

0

1,67∙10-24

1,00866

В основе современной теории строения атома лежат следующие основные положения:

1. Электрон имеет двойственную (корпускулярно-волновую) природу. Он может вести себя и как частица, и как волна, подобно частице, электрон обладает определенной массой и зарядом; в то же время, движущийся электрон проявляет волновые свойства, например, характеризуется способностью к дифракции. Длина волны электрона λ и его скорость v связаны соотношением де Бройля:

λ = h / mv,                                                                     

где m — масса электрона.

2. Для электрона невозможно одновременно точно, измерить координату и скорость. Чем точнее мы измеряем скорость, тем больше неопределенность в координате, и наоборот. Математическим выражением принципа неопределенности служит соотношение

∆x∙m∙∆v > ћ/2,                                                                

где ∆х — неопределенность положения координаты, ∆v — погрешность измерения скорости.

3. Электрон в атоме не движется по определенным траекториям, а может находиться в любой части около ядерного пространства, однако вероятность его нахождения в разных частях этого пространства неодинакова. Пространство вокруг ядра, в котором вероятность нахождения электрона достаточно велика, называют орбиталью.

4. Ядра атомов состоят из протонов и нейтронов (общее название — нуклоны). Число протонов в ядре равно порядковому номеру элемента, а сумма чисел протонов и нейтронов соответствует его массовому числу.

Последнее положение было сформулировано после того, как в 1920 г. Э.Резерфорд открыл протон, а в 1932 г. Дж.Чедвик — нейтрон.

Различные виды атомов имеют общее название — нуклиды. Нуклиды достаточно характеризовать любыми двумя числами из трех фундаментальных параметров: А — массовое число, Z — заряд ядра, равный числу протонов, и N — число нейтронов в ядре. Эти параметры связаны между собой соотношениями:

Z = А — N, N = А — Z, А= Z + N.                                                 

Нуклиды с одинаковым Z, но различными А и N, называют изотопами.

Сформулированные выше положения составляют суть новой теории, описывающей движение микрочастиц, — квантовой механики (механику, применимую к движению обычных тел и описываемую законами Ньютона, стали называть классической механикой). Наибольший вклад в развитие этой теории внесли француз Л. де Бройль, немец В.Гейзенберг, австриец Э.Шредингер, англичанин П.Дирак. Впоследствии каждый из этих ученых был удостоен Нобелевской премии.

www.himhelp.ru

Строение вещества. Современная квантово-механическая модель строения атома. Теория многоэлектронных атомов.

Ядро и электронная оболочка атома

Каждый атом состоит из ядра и электронной оболочки (рис.1). Электронная оболочка атома – это совокупность элементарных частиц – электронов, каждому из которых присущ корпускулярно-волновой характер.

Электрон как частица обладает массой покоя. Me=9,1095·10ˉ31 кг и несет отрицательный электрический заряд, равный 1,6022·10ˉ19 Кл. Абсолютное (без учета знака) значение этого заряда является наименьшим и называется элементарным зарядом.

Атом в целом не заряжен (электрически нейтрален). Это обусловлено тем, что сумма отрицательных зарядов электронов компенсирована положительным зарядом ядра атома: в каждом атоме число элементарных отрицательных зарядов в оболочке равно числу элементарных положительных зарядов в ядре.

Между положительно заряженным ядром атома и отрицательно заряженными электронами его оболочки действуют электростатические (кулоновские) силы притяжения. Геометрический размер атома, условно записываемый диаметром его электронной оболочки, имеет порядок 10ˉ10 м, а диаметр атомного ядра – порядок 10ˉ14 м, т.е по размеру ядро в 10000 меньше, чем атом. Отсюда следует, что:

Масса атома сосредоточена в его ядре.

В легчайшем атоме водорода (имеется в виду атом одного из изотопов водорода – протия, ядро которого состоит из одного протона) ядро обладает массой 1,6726·10ˉ27 кг; электрон легче ядра в 1836 раз (фактически речь идет о сравнении масс электрона и протона).

Рис. 1 Ядро и электронная оболочка

Строение электронной оболочки атома. Энергетические уровни

Строение электронной оболочки атома определяется различным запасом энергии E отдельных электронов в атоме. В соответствии с моделью атома Бора электроны могут занимать в атоме положения, которым отвечают точно определенные (квантованные) энергетические состояния.

Число электронов, которые могут находиться на отдельном энергетическом уровне, определяется формулой 2n² , где n – номер уровня, который обозначается арабскими цифрами 1-7; для обозначения энергетических уровней используются также буквы от K до Q. Максимальное заполнение первых четырех энергетических уровней в соответствии с формулой 2n² составляет: для первого уровня К – 2 электрона, для второго L – 8, для третьего M – 18 и для четвертого уровня N – 32 электрона.

Квантово – механическое объяснение строения атома

Орбитальная модель атома

Современные квантово-механические представления о строении электронной оболочки атома исходят из того, что движение электрона в атоме нельзя описать определенной траекторией. Можно рассматривать лишь некоторый объем пространства, в котором находится электрон. Поскольку электрон обладает одновременно свойствами частицы и волны, то подходом к объяснению строения электронной оболочки может быть как корпускулярная теория, так и волновая теория; обе они приводят к одинаковому наглядному представлению, сформулированному как орбитальная модель атома.



1. Обоснование орбитальной модели атома, исходящее из корпускулярного характера электрона, состоит в следующем. Как следует из рис.2, вероятность пребывания электрона в атомном ядре равна нулю, она незначительна вблизи ядра, но быстро возрастает при удалении от ядра. На некотором расстоянии вероятность достигает максимума, а затем медленно уменьшается, ассимптотически приближаясь к нулю на расстоянии, стремящемся к бесконечности. Таким образом, невозможно ограничить то пространство, в котором может находиться электрон, т.е. нельзя (без дополнительных условий) указать размеры атома. Исходя из корпускулярного характера электрона можно говорить о 90 %-ой вероятности его пребывания в ограниченном объеме пространства, которое называется атомная орбиталь.

Рис. 2 .Зависимость электронной плотности (или вероятности пребывания электрона на расстоянии r ядро-электрон) в атоме от расстояния от ядра

2. Обоснование орбитальной модели атома, исходящее из волнового характера электрона, состоит в следующем. Электрон заполняет пространство вокруг атомного ядра в форме стоячей волны, которую наглядно можно представить как электронное облако. Плотность электронного облака, понимаемого как облако электрического заряда электрона,− электронная плотность окажется различной и зависящей от расстояния ядро-электрон (рис.1). При ограничении электронной плотности до значения ~ 90 % получается та же орбитальная модель атома.



Атомная орбиталь – это геометрический образ, отвечающий объему пространства вокруг атомного ядра, который соответствует 90 %-ой вероятности нахождения в этом объеме электрона (как частицы) и одновременно 90 %-ой плотности заряда электрона (как волны).

Модель атомной орбитали (электронного облака) очень удобна для наглядного описания распределения электронной плотности в пространстве. При этом s-орбиталь имеет сферическую форму, р-орбиталь – форму гантели, d-орбиталь – четырехлепесткового цветка или удвоенной гантели, f-орбиталь – еще более сложную форму (рис.3).

Рис. 3. Формы s-, p- , d- и f -орбиталей

Если в атомной орбитали находится только один электрон (как в атоме водорода), то говорят об однократно занятой или полузаполненной, полузаселенной атомной орбитали. Если же в атомной орбитали находятся два электрона (как в атоме гелия), то говорят о двукратно занятой илиполностью заполненной, полностью заселенной атомной орбитали. Полузаселенные АО играют важнейшую роль при формировании химических связей.

В соответствии с квантово-механическим описанием состояния электрона в атоме каждый электрон является индивидуальной частицей. Такие его свойства, как масса и заряд не выявляют различий между электронами, особенно между теми электронами, которые находятся на одной атомной орбитали (как в атоме гелия). Собственной характеристикой каждого электрона в атоме является спин.

Два электрона, находящиеся в одной атомной орбитали, различаются по спину.

Спин – квантово-механическое свойство электрона, которое невозможно точно объяснить с помощью традиционных представлений на основе механического поведения макрочастиц. Без учета волновых свойств электрона спин можно интерпретировать путем сравнения электрона с шаром, вращающимся вокруг выбранной оси. Спин характеризует направление вращения и, следовательно, при двух возможных направлениях механического вращения должно существовать два разных спина электрона.

Спин – неотъемлемая характеристика электрона в атоме; два электрона на одной атомной орбитали обладают антипараллельными спинами.

Атомную орбиталь удобно изображать в виде квадрата, называемого квантовой ячейкой, а каждый электрон − вертикальной стрелкой, обозначающей один из двух возможных спинов электрона. Квантовая ячейка с одной стрелкой означает атомную орбиталь с одним электроном, т.е. полузаселенную орбиталь, с двумя стрелками − атомную орбиталь с двумя электронами, т.е. полностью заселенную орбиталь, без стрелок – вакантную орбиталь, т. е. без электронов.

cyberpedia.su

История создания модели атома | CHEM-MIND.com

История атома: теории и модели

Вся материя состоит из атомов. Это то, что мы теперь представляем, как само собой разумеющееся, и одна из первых вещей, которую вы узнаете сразу в начале своего обучения химии. Несмотря на это, наши представления о том, что же такое атом появилось совсем недавно: всего за сто лет назад, причем ученые до сих пор спорят, как именно атом выглядит.

Графическое представление модели атома было предложено в 1800-х годах, но идея «атома» существовала задолго до того. Слово «атом» происходит от древнегреческого «ἄτομος» и примерно переводится как «неделимый». Древнегреческая теория чаще всего приписывается Демокриту (460-370 до н.э.) и его наставнику Левкиппу. Хотя их идеи об атомах были рудиментарными по сравнению с нынешней концепцией сегодня, они обрисовал важную идею, состоящую в том, что все состоит из атомов — невидимых и неделимых сфер материи бесконечного типа и числа.

Демокрит Абдерский

Древнегреческие философы предположили, что атомы отличаются своей формой в зависимости от типа. Например, атомы железа представлялись виде крючков, которые цеплялись друг за друга, что объясняло почему железо было твердым при комнатной температуре, а атомы воды были гладкими и скользкими, поэтому вода была жидкой при комнатной температуре. И хоть теперь мы знаем, что это не так, их идеи были заложены в основу будущих атомных моделей.

Новое представление об атоме появилось лишь в 1803 году, когда английский химик Джон Дальтон начал развивать научное определение атома. Он основывался на идеи древних греков в описании атомов как маленьких, твердых, неделимых сфер, как и у греческих философов, у Дальтона атомы одного элемента идентичны друг другу. Последний пункт по-прежнему является в значительной степени верным, исключением являются изотопы различных элементов, которые отличаются по числу нейтронов. Однако, так как нейтрон не был обнаружен до 1932 года, мы, вероятно, можем простить Дальтону эту ошибку. Дальтон также придумал теорию о том, как атомы объединяются, образуя соединения, а также представил первый набор химических символов для известных элементов.

Джон ДальтонМодель твердой сферы

Представление атомной теории Дальтона было началом развития современной модели атома. Однако затем последовал еще один период где наши знания об атоме никак не прогрессировала. Конечно существовали попытки понять, как атомы могут выглядеть, например, такими попытками являлись например предположения лорда Кельвина, что атомы — это вихревые частицы, вращение которых объясняет их основные свойства, по аналогии с теорией гидродинамических вихрей.

Первый прорыв произошел в конце 1800-х годов, когда английский физик Джозеф Джон Томсон обнаружил, что атом не был столь же неделимым, как заявлялось ранее. Он проводил эксперименты с использованием катодных лучей (электронных пучков), произведенных в разрядной трубке, и обнаружил, что лучи притягиваются положительно заряженными металлическими пластинами, но отталкивается отрицательно заряженными. Из этого он сделал вывод, что лучи должны быть заряжены отрицательно.

Джозеф Джон ТомсонМодель сливового пудинга

Изучая частицы в лучах, он смог сделать вывод о том, что они были в две тысячи раз легче, чем водород, а также путем изменения металла катода, он продемонстрировал, что эти частицы присутствовали во многих типах атомов. Таким образом он открыл электрон (хотя он называл его как «корпускул»), и показал, что атомы не являются неделимыми. За это открытие он получил Нобелевскую премию в 1906 году.

В 1904 году он выдвинул свою модель атома на основе своих выводов, названную «пудинговой моделью атома». Данная модель представляла атом как положительно заряженную сферу, с электронами, усеянными в сфере, как сливы в пудинге. Модель Томсона была вскоре опровергнута его учеником.

Эрнест Резерфорд являлся физиком из Новой Зеландии, обучался в Кембриджском университете у Томсона. Работая в Университете Манчестера, он представил новое представление о модели атома. Его работа была опубликована уже после того, как он получил Нобелевскую премию в 1908 году за исследования в химии радиоактивных веществ.

Эрнест РезерфордАтомная модель

Резерфорд разработал эксперимент, который помог исследовать атомную структуру. Для этого он стрелял положительно заряженными альфа-частицами в тонкий лист золотой фольги. Альфа-частицы были настолько малы, что проходили сквозь золотую фольгу. В соответствии с моделью Томсона, в которой положительный заряд диффундирует по всему атому, альфа частицы должны были пройти насквозь листа практически без отклонения. Проводя этот эксперимент, Резерфорд надеялся, подтвердить модель Томсона — своего учителя, однако, все оказалось как раз наоборот.

В ходе эксперимента, большинство из альфа-частиц, проходили через фольгу практически без отклонения. Тем не менее, очень небольшое число частиц отклонялись от намеченного пути, отклоняясь при этом на очень большой угол. Это было совершенно неожиданно; как заметил сам Резерфорд, «Это было почти так же невероятно, как если бы вы выпустили 15-дюймовый снаряд в папиросную бумагу, а он вернулся бы и ударил бы тебя». Единственным возможным объяснением было то, что положительный заряд не распространялся по всему атому, а был локализован в небольшом, плотном центре — ядре. Согласно этому, большой частью остальной части атома являлось просто пустое пространство.

Открытие Резерфордом ядра означало необходимость переосмысления атомной модели. Он предложил модель, в которой электроны вращаются вокруг положительно заряженного ядра. Однако, он не объяснил, что держит электроны, вращающиеся вокруг ядра вместо того, чтобы просто упасть на ядро.

Новая модель была представлена Нильсом Бором. Бор был датским физик, который приступил к решению проблем, связанных с моделью Резерфорда. Так как, классическая физика не могла правильно объяснить, что происходит на атомном уровне, он обратился к квантовой теории для объяснения расположение электронов. Его модель постулировала существование энергетических уровней или электронных оболочек. Электроны могут находится только на этих энергетических уровнях; Другими словами, их энергия квантуется, и не может принять только какое-либо значение между квантованными уровнями. Электроны могут перемещаться между этими энергетическими уровнями (именуемыми Бором как «стационарные состояния»), но при условии поглощения или испускания энергии.

Нильс БорПланетарная модель

Предложение Бором стабильных энергетических уровней в некоторой степени решала проблему падения электронов по спирали на ядро. Истинные причины сложнее, и они скрыты в сложном мире квантовой механики; и, как Бор сам сказал: «Если квантовая механика вас не потрясла до глубины души, то вы просто еще этого поняли (или вы еще недостаточно хорошо понимаете квантовую механику — игра слов, прим. переводчика)».

Модель Бора не решает всех проблем атомной модели. Она хорошо подходит для атомов водорода, но не может объяснить наблюдения за более тяжелыми элементами. Это также нарушает принцип неопределенности Гейзенберга, один из краеугольных камней квантовой механики, в которой говорится, что мы не можем знать точное местоположение и импульс электрона одновременно. Тем не менее, модель атома Бора наиболее широко распространена и известна, что связано с удобством объяснения химической связи и реакционной способности некоторых групп элементов на начальном этапе обучения.

Во всяком случае, модель все еще требует переработки. На данный момент, многие ученые проводили исследования и пытаясь разработать квантовую модель атома. Главным среди них являлся австрийский физик Эрвин Шредингер, которого вы, вероятно, знаете благодаря «Коту Шредингера». В 1926 Шредингер предположил, что, электроны и другие элементарные частицы ведут себя подобно волнам на поверхности океана. С течением времени пик волны (соответствующий месту, в котором скорее всего будет находиться электрон) смещается в пространстве в соответствии с описывающим эту волну уравнением. То есть то, что мы традиционно считали частицей, в квантовом мире ведёт себя во многом подобно волне.

Эрвин ШредингерКвантовая модель

Шредингер решил ряд математических уравнений для описания модели распределения электрона в атоме. Его модель демонстрирует ядро, окруженное облаками электронной плотности. Эти облака являются облаками вероятности; хотя мы не знаем точно где электроны в тот или иной момент времени, но мы знаем в каких заданных областях пространства они вероятно могут находится. Эти участки пространства называются электронными орбитами. Становится понятно, почему в средней школе уроки химии зачастую не приводят эту модель, хотя это модель считается наиболее точной!

Уже после Шредингера, в 1932 году английский физик Джеймс Чедвик (ученик Эрнеста Резерфорда) обнаружил существование нейтрона, завершая нашу картину субатомных частиц, составляющих атом. Однако, история не заканчивается на этом; физики обнаружили, что протоны и нейтроны, составляющие ядро, сами делится на частицы, называемые кварками — но это уже совсем другая история! Во всяком случае, модель атома дает нам отличный пример того, как научные модели могут меняться с течением времени, и показывает, как новые данные могут привести к появлению новых моделей.

www.chem-mind.com

Квантово-механическая модель строения атома — МегаЛекции

Модели строения атома

Модель Томсона

Первая модель строения атома была предложена Дж. Томсоном в 1904 г.,

согласно которой атом – положительно заряженная сфера с вкрапленными в нее электронами. Несмотря на свое несовершенство томсоновская модель

позволяла объяснить явления испускания, поглощения и рассеяния света атомами, а также установить число электронов в атомах легких элементов.

Модель Резерфорда

Модель Томсона была опровергнута Э. Резерфордом (1911 г.), который доказал, что положительный заряд и практически вся масса атома сконцентрированы в малой части его объема – ядре, вокруг которого двигаются электроны. Эта модель строения атома известна как планетарная,

т. к. электроны вращаются вокруг ядра подобно планетам солнечной системы.

Согласно законам классической электродинамики, движение электрона по окружности вокруг ядра будет устойчивым, если сила кулоновского притяжения будет равна центробежной силе. Однако, в соответствии с теорией электромагнитного поля, электроны в этом случае должны двигаться по спирали, непрерывно излучая энергию, и падать на ядро. Однако атом устойчив.

К тому же при непрерывном излучении энергии у атома должен наблюдаться непрерывный, сплошной спектр. На самом деле спектр атома состоит из отдельных линий и серий.

Таким образом, данная модель противоречит законам электродинамики и не объясняет линейчатого характера атомного спектра.

 

Модель Бора

В 1913 г. Н. Бор предложил свою теорию строения атома, не отрицая при этом полностью предыдущие представления. В основу своей теории Бор положил два постулата.

Первый постулат говорит о том, что электрон может вращаться вокруг ядра только по определенным стационарным орбитам. Находясь на них, он не излучает и не поглощает энергию. При движении по любой стационарной орбите запас энергии электрона (Е1, Е2 …) остается постоянным. Чем ближе к ядру расположена орбита, тем меньше запас энергии электрона Е1 ˂ Е2 …˂ Еn .



Энергия электрона на орбитах определяется уравнением:

 

где m – масса электрона, h – постоянная Планка, n – 1, 2, 3… (n=1 для 1-ой орбиты, n=2 для 2-ой и т.д.).

Второй постулат говорит о том, что при переходе с одной орбиты на другую электрон поглощает или выделяет квант (порцию) энергии.

Если подвергнуть атомы воздействию (нагреванию, облучению и др.), то электрон может поглотить квант энергии и перейти на более удаленную от ядра орбиту. В этом случае говорят о возбужденном состоянии атома. При обратом переходе электрона (на более близкую к ядру орбиту) энергия выделяется в виде кванта лучистой энергии – фотона. В спектре это фиксируется определенной линией. На основании формулы

,

где λ – длина волны, n = квантовые числа, характеризующие ближнюю и дальнюю орбиты, Бор рассчитал длины волн для всех серий в спектре атома водорода. Полученные результаты соответствовали экспериментальным данным. Стало ясным происхождение прерывистых линейчатых спектров. Они – результат излучения энергии атомами при переходе электронов из возбужденного состояния в стационарное. Переходы электронов на 1-ю орбиту образуют группу частот серии Лаймана, на 2-ю – серию Бальмера, на 3-ю серию Пашена (табл. 1).

Таблица 1

Проверка формулы Бора для серий водородного спектра

Название серии λ, А Экспериментальная λ, А Вычисленная Бором
Пашена 18751,3 12817,5 10938,0 10049,8  
Бальмера 6564,66 4862,71 4102,91 3971,20 3799,00 3712,70 6564,70 4862,80 4341,70 4102,93 3971,23 3799,01 3712,62  
Лаймана 1215,68 1025,73 972,5

 

Однако, теория Бора не смогла объяснить расщепление линий в спектрах многоэлектронных атомов. Бор исходил из того, что электрон – это частица, и использовал для описания электрона законы, характерные для частиц. Вместе с тем накапливались факты, свидетельствующие о том, что электрон способен проявлять и волновые свойства. Классическая механика оказалась не в состоянии объяснить движение микрообъектов, обладающих одновременно свойствами материальных частиц и свойствами волны. Эту задачу позволила решить квантовая механика – физическая теория, исследующая общие закономерности движения и взаимодействия микрочастиц, обладающих очень малой массой (табл. 2).

Таблица 2

Свойства элементарных частиц, образующих атом

  Частица Заряд Масса
Кл Условн.ед. г А.е.м.
Электрон – 1,6·10-19 -1 9,10·10-28 0,00055
Протон 1,6·10-19 +1 1,67·10-24 1,00728
Нейтрон 1,67·10-24 1,00866

 

Квантово-механическая модель строения атома

В основе современной теории строения атома лежат следующие основные положения:

1. ЭЛЕКТРОН ИМЕЕТ ДВОЙСТВЕНУЮ (корпускулярно-волновую) ПРИРОДУ.

Электрон, как и другие элементарные частицы (протон, нейтрон), обладает определенной массой и зарядом, т.е. ведет себя как частица. В то же время, движущийся электрон проявляет волновые свойства, например характеризуется способностью к дифракции (рассеяние световых лучей) и интерференции (наложение световых волн). Для любой элементарной частицы справедливо уравнение (Луи де Бройль), связывающее параметры волны и частицы

,

где λ – длина волны электрона, h – постоянная Планка, m – масса электрона,

υ – скорость движения электрона.

2. ДЛЯ ЭЛЕКТРОНА НЕВОЗМОЖНО ОДНОВРЕМЕННО ТОЧНО ИЗМЕРИТЬ КООРДИНАТУ И СКОРОСТЬ.

В силу наличия у микрочастиц волновых свойств невозможно в каждый момент времени точно фиксировать их положение в пространстве и определять

с любой точностью скорость их движения. Чем точнее мы измеряем один параметр, тем больше неопределенность в другом. Принцип неопределенности сформулирован Гейзенбергом (1927 г.) и имеет математическое выражение

,

где Δх – неопределенность положения частицы по оси х, ΔРх = Δ(m·υ) – неопределенность составляющей импульса по оси х.

Из формулы видно, что чем меньше значение Δх , т.е. чем определеннее положение частицы, тем больше ΔРх, т.е. тем неопределеннее ее импульс. Неопределенность в свойствах микрообъектов проявляется тем в большей степени, чем в большей степени выражена его волновая функция (чем меньше его масса). Поэтому неопределенность в положении электрона значительно больше, чем неопределенность в положении ядра атома.

2. ЭЛЕКТРОН В АТОМЕ НЕ ДВИЖЕТСЯ ПО ОПРЕДЕЛЕННЫМ

ТРАЕКТОРИЯМ, А МОЖЕТ НАХОДИТСЯ В ЛЮБОЙ ЧАСТИ ОКОЛОЯДЕРНОГО ПРОСТРАНСТВА, однако вероятность его нахождения в разных частях этого пространства неодинакова.

Вероятность нахождения электрона в разных местах околоядерного пространства можно определить с помощью уравнения Шредингера

,

где h – постоянная Планка, m – масса электрона, U – потенциальная энергия,

Е – полная энергия, ψ – волновая (пси) функция. Первый член уравнения

соответствует кинетической энергии частицы (Ек) с массой m. При короткой записи Ек описывается оператором Лапласа

где – оператор Лапласа.

Упрощенный вид уравнения Шредингера

.

Решение этого уравнения связано с большими математическими трудностями. Точное решение оно имеет для атома водорода и для одноэлектронных частиц. Для сложных атомов уравнение Шредингера может быть решено только приблизительно. Решая его находят энергию электрона, а также функцию координат электрона X, Y, Z и времени τ: . Волновая функция ψ представляет собой амплитуду трехмерной электронной волны. Причем она имеет как положительные, так и отрицательные значения. Квадрат модуля волновой функции характеризует вероятность нахождения электрона в некотором объеме. Эту величину называют также электронной плотностью. Если в соответствии с Ур авнением Шредингера получим, что , где – определенный объем, то это значит, что в данном объеме электрон находится 0,1 времени, а 0,9 – в другом месте, т.е. можно утверждать, что электронная плотность в данном объеме равна 0,1. Совокупность мест пространства, где имеет максимальное значение называют электронной орбиталью.

Таким образом, электронной орбиталью или электронным облаком называется часть околоядерного пространства, в котором вероятность пребывания электрона максимальна.

Поверхность, охватывающая ядро атома, за пределами которой вероятность пребывания электрона исчезающее мала, называют граничной поверхностью орбитали, которая и передает форму самой орбитали.

4. ЯДРА АТОМОВ СОСТОЯТ ИЗ ПРОТОНОВ И НЕЙТРОНОВ

(общее название – нуклоны).

Число протонов в ядре равно порядковому номеру элемента в таблице Д.И. Менделеева, а сумма протонов и нейтронов его атомному числу. Массовое число (А), заряд ядра (Z), равный числу протонов, и число нейтронов (N)

связаны соотношениями: Z = А – N, N = А – Z, А = Z + N.

Атомы с одинаковыми Z, но разными А и N, называют изотопами.

 

Квантовые числа

Решение уравнения Шредингера позволяет найти волновые функции, при этом выяснено, что для полного определения каждого решения необходимы три целых числа – квантовые числа. Можно сказать, что квантовые числа описывают совокупность движений электронов в атоме.

ГЛАВНОЕ КВАНТОВОЕ ЧИСЛО (n) определяет общую энергию электрона на данной орбитали и принимает значения n = 1, 2, 3, 4….

Чем больше n, тем больше объем внутреннего пространства атомной орбитали, т.е. растет удаленность электрона от ядра атома. Все электроны с одинаковым значением главного квантового числа образуют электронный слой. Приняты следующие обозначения электронных слоев:

Значение n ……………………………. 1 2 3 4 5 6 7

Обозначение слоя (уровня) ………….. K L M N O P Q.

Зная главное квантовое число можно определить максимальное число электронов, которое может находиться на этом уровне по формуле Nе = 2n2.

Возможное число подуровней для каждого электронного уровня численно равно значению n– первый уровень (n = 1) состоит из одного подуровня, второй уровень (n = 2) – из двух и т.д. (табл.3).

ОРБИТАЛЬНОЕ КВАНТОВОЕ ЧИСЛО ( ), которое иногда называют побочным квантовым числом, определяет форму электронного облака и принимает значения от нуля до n-1. Область электронного уровня, в котором содержатся орбитали определенной формы называется энергетическим подуровнем. Подуровень, содержащий s-орбитали, называется s-подуровнем,

р-орбитали – р-подуровнем и т.д. Например, при n = 1, = 0 (на первом уровне существуют только s-электроны). При n = 3, = 0, 1, 2 (на третьем уровне содержит 3s-, 3р- и 3d-электроны).

Таблица 3

Максимальное число подуровней и орбиталей на энергетических уровнях

 

Энергетический уровень Число подуровней Типы орбиталей Орбитали,
К (n = 1) 1s
L (n = 2) 2s 2p -1, 0, +1
M (n = 3) 3s 3p 3d -1, 0, +1 -2, -1, 0, +1, +2
N (n = 4) 4s 4p 4d 4f -1, 0, +1 -2, -1, 0, +1, +2 -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3

 

Если = 0, электронное облако имеет сферическую форму;

= 1 – электронное облако имеет форму симметричной восьмерки (гантель).

С ростом численного значения орбитального квантового числа форма электронного облака усложняется.

МАГНИТНОЕ КВАНТОВОЕ ЧИСЛО характеризует ориентацию данной орбитали в пространстве. Магнитное квантовое число принимает целочисленные значения от – до + , включая ноль. Например, для = 2, магнитные квантовые числа имеют значения -2, -1, 0, +1, +2, т.е. в данной подоболочке (d-подуровень) существует пять орбиталей. Соответственно на

s-подуровне ( = 0) имеется одна орбиталь; на р-подуровне ( = 1) – три орбитали; на f-подуровне – семь орбиталей. Атомную орбиталь обозначают в виде клеточки □. Тогда число орбиталей на соответствующих подуровнях будет равно: s-подуровень – □; р-подуровнь – □□□; d-подуровень – □□□□□;

f-подуровнь – □□□□□□□.

Вышерассмотренные квантовые числа полностью характеризуют три определяющих свойства электрона-волны: длину, направление и амплитуду. Однако у электрона-частицы имеется особое свойство, называемое спином. Упрощенно спин можно рассматривать как вращение электрона вокруг собственной оси. Поэтому в теорию строения атома введено еще одно

СПИНОВОЕ КВАНТОВОЕ ЧИСЛО (ms), которое может принимать два значения в соответствии с двумя возможными направлениями вращения:

ms = + ½ (электрон вращается по часовой стрелке вокруг своей оси и имеет обозначение), ms = – ½ (электрон вращается против часовой стрелки вокруг своей оси и имеет обозначение).

 

Многоэлектронные атомы

В многоэлектронном атоме на электрон действует не только сила притяжения со стороны положительного заряженного ядра, но и отталкивание со стороны других электронов. Электроны внутренних электронных уровней атома ослабляют притяжение внешнего электрона ядром – экранируют внешний электрон от ядра. Это экранирование оказывается различным для электронов с разной формой электронного облака. Поэтому в многоэлектронных атомах энергия электрона зависит не только от главного квантового числа, но и от орбитального квантового числа, которое определяет форму электронной орбитали.

Распределение электронов в атоме по уровням и орбиталям происходит в соответствии с принципами Паули, Хунда, наименьших энергий.

Принцип Паули

Принцип (запрет) Паули гласит: в атоме не может быть двух электронов, имеющих одинаковыезначения всех четырех квантовых чисел. Отсюда следует, что на каждой орбитали может быть не более двух электронов, причем они должны иметь антипараллельные спины.

Правило Гунда

В соответствии с этим правилом заполнение орбиталей данного подуровня происходит таким образом, чтобы достигалось максимальное значение суммарного спинового числа (∑ms).


Рекомендуемые страницы:


Воспользуйтесь поиском по сайту:

megalektsii.ru

Отправить ответ

avatar
  Подписаться  
Уведомление о