КВАНТОВЫЕ ЧИСЛА
Не могла объяснить различной интенсивности спектральных линий в спектре даже атома водорода.
Была неприменима для описания спектров атомов более сложных, чем водород;
Двигаясь по стационарным орбитам, электрон не излучает энергию.
3) При переходе с более низкой на более высокую орбиту электрон поглощает энергию, равную разности энергий между соответствующими орбитами. Такое состояние электрона называется возбужденным. В этом состоянии он пребывает примерно 10-8 секунды и после излучения избыточной энергии он переходит обратно на стационарную орбиту.
Таким образом всю информацию о состоянии электрона в атоме можно получить исследуя спектры поглощения и испускания(эмиссионный спектр).Образно говоря можно сказать, что спектр – это зеркало электронных состояний.
Предложенный Бором математический аппарат позволил рассчитать спектр только атома водорода и водородоподобных атомов.
Основные недостатки модели атома по Бору:
1.3. СОВРЕМЕННЫЕ ПРЕДСТАВЛЕНИЯ ОБ АТОМЕ
В 1924 г. Луи де Бройль предположил, что волновыми свойствами должны обладать любые движущиеся материальные частицы, в том числе и электроны. Объединив уравнения М.Планка (E = h · ν) и А.Эйнштейна (E = mc2) он вывел уравнение для расчета длины волны излучения любой движущейся частицы
λ = h/mV
где h – постоянная Планка, m – масса частицы,V – скорость ее движения.
К 1927 г. были экспериментально (дифракция и интерференция электронов) подтверждены волновые свойства электрона. То есть для описания состояния электрона в атоме необходимо учитывать его волновые свойства.
В 1925 г австрийский физик Шредингер предложил для описания состояние системы электрон–ядро применять математическое уравнение, учитывающее волновые свойства электрона. Решение данного уравнения показывает, что состояние электрона в атоме можно описать посредством четырёх квантовых чисел:
Главного(n), орбитального(l), магнитного(ml) и спинового(ms).
2. КВАНТОВО–МЕХАНИЧЕСКАЯ МОДЕЛЬ АТОМА
Главное квантовое число (n) характеризует энергию электрона на энергетическом уровне и радиус уровня. Оно может принимать целочисленные значения: n = 1, 2, 3, 4,... и т.д. Чем больше n, тем больше энергия и радиус энергетического уровня на котором расположен электрон.
Орбитальное квантовое число (l) характеризует энергию электрона на подуровне и форму электронного облака и принимает целочисленные значения 0÷(n-1). Например, если главное квантовое число n = 4, то орбитальное квантовое число может принимать значения: 0; 1; 2; 3. Эти значения имеют буквенные обозначения соответственно: s- р- d- и f-электронные облака.
Магнитное квантовое число (m) показывает число орбиталей на подуровне и принимает значения 21 + 1.
На s- р- d- и f-подуровнях соответственно находятся:
1-, 3-, 5-, 7-орбиталей.
Спиновое квантовое число ms характеризует собственное движение электрона и может принимать два значения: +1/2 и -1/2, то есть на одной орбитали может находиться максимально два электрона.
В таблице 2 приведены значения четырех квантовых чисел и максимальные количества орбиталей и электронов на энергетических уровнях и подуровнях.
Таблица 2. Количество орбиталей и электронов на уровнях и подуровнях
| Главное | Орбитальное | Магнитное | Число электронов |
| 0 (s) | |||
| 0 (s) | |||
| 1 (p) | –1, 0, +1 | ||
| 0 (s) | |||
| 1 (p) | –1, 0, +1 | ||
| 2 (d) | –2, –1, 0, +1, +2 | ||
| 0 (s) | |||
| 1 (p) | –1, 0, +1 | ||
| 2 (d) | –2, –1, 0, +1, +2 | ||
| 3 (f) | –3,–2,–1,0,+1,+2,+3 |
2.2. ПРИНЦИПЫ ЗАПОЛНЕНИЯ ЭЛЕКТРОННЫХ ОБОЛОЧЕК АТОМОВ
1)Принцип энергетического минимума – заполнение орбиталей происходит в порядке увеличения энергии.
2) Принцип Паули – в атоме не может быть двух электронов, у которых все четыре квантовых числа были бы одинаковы.
3) Правило Хунда – спина в пределах подуровня должен быть максимален.
2.3. ЭЛЕКТРОННЫЕ ФОРМУЛЫ И ЭНЕРГЕТИЧЕСКИЕ ДИАГРАММЫ ЭЛЕМЕНТОВ I –и II –ПЕРИОДОВ