Пълна характеристика на атома. Атом - „Енциклопедия. Атом и неговата структура

Химията е наука за веществата и техните превръщания едно в друго.

Веществата са химически чисти вещества

Химически чистото вещество е съвкупност от молекули, които имат еднакъв качествен и количествен състав и еднаква структура.

CH 3 -O-CH 3 -

СН3-СН2-ОН

Молекула - най-малките частици от веществото, които притежават всички негови химични свойства; една молекула е изградена от атоми.

Атомът е химически неделима частица, от която се образуват молекули. (за благородните газове молекулата и атомът са едни и същи, He, Ar)

Атомът е електрически неутрална частица, състояща се от положително заредено ядро, около което отрицателно заредените електрони са разпределени според техните строго определени закони. Освен това общият заряд на електроните е равен на заряда на ядрото.

Ядрото на атома се състои от положително заредени протони (p) и неутрони (n), които не носят никакъв заряд. Общото име за неутрони и протони е нуклони. Масата на протоните и неутроните е почти еднаква.

Електроните (e -) носят отрицателен заряд, равен на заряда на протона. Масата на e е приблизително 0,05% от масата на протона и неутрона. Така цялата маса на атома е концентрирана в неговото ядро.

Числото p в атома, равно на заряда на ядрото, се нарича пореден номер (Z), тъй като атомът е електрически неутрален; числото e е равно на числото p.

Масовото число (А) на атома е сумата от протони и неутрони в ядрото. Съответно, броят на неутроните в атома е равен на разликата между A и Z (масово число на атома и атомно число (N=A-Z).

17 35 Cl р=17, N=18, Z=17. 17р + , 18n 0 , 17е - .

Нуклони

Химичните свойства на атомите се определят от тяхната електронна структура (брой електрони), която е равна на атомния номер (ядрен заряд). Следователно всички атоми с еднакъв ядрен заряд се държат химически по един и същи начин и се изчисляват като атоми на един и същ химичен елемент.

Химическият елемент е съвкупност от атоми с еднакъв ядрен заряд. (110 химични елемента).

Атомите с еднакъв ядрен заряд могат да се различават по масово число, което се свързва с различен брой неутрони в техните ядра.

Атомите, които имат еднакъв Z, но различни масови числа, се наричат ​​изотопи.

17 35 Cl 17 37 Cl

Изотопи на водород Н:

Обозначение: 1 1 N 1 2 D 1 3 T

Име: протий деутерий тритий

Състав на ядрото: 1р 1р+1n 1р+2n

Протият и деутерият са стабилни

Тритият се разпада (радиоактивен) Използва се във водородни бомби.

Атомна единица за маса. Числото на Авогадро. Mol.

Масите на атомите и молекулите са много малки (приблизително 10 -28 до 10 -24 g), за да се покажат практически тези маси, препоръчително е да въведете своя собствена мерна единица, което би довело до удобна и позната скала.

Тъй като масата на атома е съсредоточена в неговото ядро, състоящо се от протони и неутрони с почти еднаква маса, логично е масата на един нуклон да се приеме за единица атомна маса.

Съгласихме се да приемем една дванадесета от въглеродния изотоп, който има симетрична структура на ядрото (6p+6n), като единица за маса на атоми и молекули. Тази единица се нарича единица за атомна маса (amu), числено е равна на масата на един нуклон. В тази скала масите на атомите са близки до целочислени стойности: He-4; Al-27; Ra-226 a.u.m……

Нека изчислим масата на 1 amu в грамове.

1/12 (12 С) = =1,66*10 -24 g/a.u.m

Нека изчислим колко аму се съдържат в 1g.

н А = 6,02 *-число на Авогадро

Полученото съотношение се нарича число на Авогадро и показва колко аму се съдържат в 1 g.

Атомните маси, дадени в периодичната таблица, са изразени в amu

Молекулната маса е масата на една молекула, изразена в amu, и се намира като сбор от масите на всички атоми, които образуват дадена молекула.

m(1 молекула H 2 SO 4)= 1*2+32*1+16*4= 98 a.u.

За да се премине от amu към 1 g, който практически се използва в химията, беше въведено порционно изчисляване на количеството на веществото, като всяка порция съдържа броя N A на структурни единици (атоми, молекули, йони, електрони). В този случай масата на такава част, наречена 1 мол, изразена в грамове, е числено равна на атомната или молекулната маса, изразена в amu.

Нека намерим масата на 1 mol H 2 SO 4:

M(1 mol H2SO4)=

98a.u.m*1,66**6,02*=

Както можете да видите, молекулната и моларната маса са числено равни.

1 мол– количеството вещество, съдържащо броя на структурните единици на Авогадро (атоми, молекули, йони).

Молекулно тегло (M)- маса на 1 мол вещество, изразена в грамове.

Количество вещество - V (mol); маса на веществото m(g); моларна маса M(g/mol) - свързана със зависимостта: V=;

2H 2 O+ O 2 2H 2 O

2 мола 1 мол

2.Основни закони на химията

Законът за постоянството на състава на веществото - химически чистото вещество, независимо от начина на получаване, винаги има постоянен качествен и количествен състав.

CH3+2O2=CO2+2H2O

NaOH+HCl=NaCl+H2O

Веществата с постоянен състав се наричат ​​далтонити. По изключение са известни вещества с непроменен състав - бертолити (оксиди, карбиди, нитриди)

Закон за запазване на масата (Ломоносов) - масата на веществата, които влизат в реакция, винаги е равна на масата на продуктите на реакцията. От това следва, че атомите не изчезват по време на реакцията и не се образуват; те преминават от едно вещество в друго. Това е основата за избор на коефициенти в уравнението на химическата реакция; броят на атомите на всеки елемент в лявата и дясната страна на уравнението трябва да бъде равен.

Закон за еквивалентите - при химичните реакции веществата реагират и се образуват в количества, равни на еквивалента (Колкото еквивалента от едно вещество се изразходват, точно толкова еквивалента се изразходват или образуват от друго вещество).

Еквивалентът е количеството вещество, което по време на реакция добавя, замества или освобождава един мол Н атоми (йони). Еквивалентната маса, изразена в грамове, се нарича еквивалентна маса (E).

Газови закони

Закон на Далтон - общото налягане на газовата смес е равно на сумата от парциалните налягания на всички компоненти на газовата смес.

Закон на Авогадро: Еднакви обеми различни газове при еднакви условия съдържат еднакъв брой молекули.

Следствие: един мол от всеки газ при нормални условия (t=0 градуса или 273K и P=1 атмосфера или 101255 Pascal или 760 mm Hg. Col.) заема V=22,4 литра.

V, който заема един мол газ, се нарича моларен обем Vm.

Познавайки обема газ (газова смес) и Vm при дадени условия, лесно е да се изчисли количеството газ (газова смес) = V/Vm.

Уравнението на Менделеев-Клапейрон свързва количеството газ с условията, при които се намира. pV=(m/M)*RT= *RT

Когато се използва това уравнение, всички физически величини трябва да бъдат изразени в SI: p-налягане на газ (паскал), V-обем на газ (литри), m-маса на газ (kg), M-моларна маса (kg/mol), T- температура по абсолютна скала (K), Nu-количество газ (mol), R-газова константа = 8,31 J/(mol*K).

D - относителната плътност на един газ в сравнение с друг - съотношението на М газ към М газ, избрано като стандарт, показва колко пъти един газ е по-тежък от друг D = M1 / ​​​​M2.

Методи за изразяване на състава на смес от вещества.

Масова фракция W - съотношението на масата на веществото към масата на цялата смес W=((m смес)/(m разтвор))*100%

Молна фракция æ е отношението на броя на веществата към общия брой на всички вещества. в сместа.

Повечето химични елементи в природата присъстват като смес от различни изотопи; Познавайки изотопния състав на химичния елемент, изразен в молни фракции, се изчислява среднопретеглената стойност на атомната маса на този елемент, която се превръща в ISHE. А= Σ (æi*Аi)= æ1*А1+ æ2*А2+…+ æn*Аn, където æi е молната част на i-тия изотоп, Аi е атомната маса на i-тия изотоп.

Обемна фракция (φ) е отношението на Vi към обема на цялата смес. φi=Vi/VΣ

Като се знае обемният състав на газовата смес, се изчислява Mav на газовата смес. Мср= Σ (φi*Mi)= φ1*М1+ φ2*М2+…+ φn*Мn

Концепцията за атом възниква в древния свят за обозначаване на частици материя. В превод от гръцки атом означава „неделим“.

Електрони

Ирландският физик Стоуни, въз основа на експерименти, стигна до извода, че електричеството се пренася от най-малките частици, съществуващи в атомите на всички химически елементи. През 1891 г. г-н Стоуни предлага да наречем тези частици електрони, което на гръцки означава "кехлибар".

Няколко години след като електронът получи името си, английският физик Джоузеф Томсън и френският физик Жан Перин доказаха, че електроните носят отрицателен заряд. Това е най-малкият отрицателен заряд, който в химията се приема за единица $(–1)$. Томсън дори успява да определи скоростта на електрона (тя е равна на скоростта на светлината - $300 000 km/s) и масата на електрона (тя е $1836$ пъти по-малка от масата на водороден атом).

Томсън и Перин свързват полюсите на източник на ток с две метални пластини - катод и анод, запоени в стъклена тръба, от която се евакуира въздухът. Когато напрежение от около 10 хиляди волта беше приложено към електродните плочи, светлинен разряд мигаше в тръбата и частиците летяха от катода (отрицателния полюс) към анода (положителния полюс), който учените първо нарекоха катодни лъчи, и след това разбра, че това е поток от електрони. Електроните, удрящи специални вещества, като тези на телевизионния екран, предизвикват сияние.

Направен е изводът: електроните излизат от атомите на материала, от който е направен катодът.

Свободните електрони или техният поток могат да бъдат получени по други начини, например чрез нагряване на метална жица или чрез осветяване на метали, образувани от елементи от основната подгрупа на група I на периодичната таблица (например цезий).

Състояние на електроните в атома

Състоянието на електрона в атома се разбира като съвкупността от информация за енергияопределен електрон в пространство, в който се намира. Вече знаем, че електронът в атома няма траектория на движение, т.е. можем само да говорим вероятностиразположението му в пространството около ядрото. Той може да бъде разположен във всяка част от това пространство около ядрото, а наборът от различни позиции се разглежда като електронен облак с определена отрицателна плътност на заряда. Образно това може да се представи по следния начин: ако беше възможно да се заснеме позицията на електрон в атом след стотни или милионни от секундата, както при фотофиниш, тогава електронът в такива снимки би бил представен като точка. Ако се наложат безброй такива снимки, картината ще бъде на електронен облак с най-голяма плътност, където има най-много от тези точки.

Фигурата показва "изрязване" на такава електронна плътност във водороден атом, преминаващ през ядрото, а пунктираната линия очертава сферата, в която вероятността за откриване на електрон е $90%$. Контурът, който е най-близо до ядрото, обхваща област от пространството, в която вероятността за откриване на електрон е $10%$, вероятността за откриване на електрон вътре във втория контур от ядрото е $20%$, вътре в третия е $≈30% $ и др. Има известна несигурност в състоянието на електрона. За да характеризира това специално състояние, немският физик В. Хайзенберг въвежда понятието за принцип на несигурност, т.е. показа, че е невъзможно едновременно и точно да се определи енергията и местоположението на електрона. Колкото по-точно е определена енергията на електрона, толкова по-несигурна е неговата позиция и обратното, след като е определена позицията, е невъзможно да се определи енергията на електрона. Диапазонът на вероятността за откриване на електрон няма ясни граници. Въпреки това е възможно да изберете пространство, където вероятността за намиране на електрон е максимална.

Пространството около атомното ядро, в което е най-вероятно да се намери електрон, се нарича орбитала.

Той съдържа приблизително $90%$ от електронния облак, което означава, че около $90%$ от времето, през което електронът е в тази част на пространството. Въз основа на тяхната форма са известни четири вида орбитали, които се обозначават с латинските букви $s, p, d$ и $f$. На фигурата е представено графично представяне на някои форми на електронни орбитали.

Най-важната характеристика на движението на електрона по определена орбитала е енергията на свързването му с ядрото. Електрони с подобни енергийни стойности образуват един електронен слой, или енергийно ниво. Енергийните нива са номерирани, като се започне от ядрото: $1, 2, 3, 4, 5, 6$ и $7$.

Цялото число $n$, обозначаващо номера на енергийното ниво, се нарича главно квантово число.

Той характеризира енергията на електроните, заемащи дадено енергийно ниво. Електроните от първото енергийно ниво, най-близо до ядрото, имат най-ниска енергия. В сравнение с електроните от първо ниво, електроните от следващите нива се характеризират с голямо количество енергия. Следователно, електроните на външното ниво са най-слабо свързани с атомното ядро.

Броят на енергийните нива (електронни слоеве) в атома е равен на номера на периода в системата на Д. И. Менделеев, към който принадлежи химическият елемент: атомите на елементите от първия период имат едно енергийно ниво; втори период - две; седми период - седем.

Най-големият брой електрони на енергийно ниво се определя по формулата:

където $N$ е максималният брой електрони; $n$ е номерът на нивото или основното квантово число. Следователно: на първото енергийно ниво, най-близо до ядрото, не може да има повече от два електрона; на втория - не повече от $8$; на третия - не повече от $18$; на четвъртия - не повече от $32$. И как от своя страна са подредени енергийните нива (електронните слоеве)?

Започвайки от второто енергийно ниво $(n = 2)$, всяко от нивата е разделено на поднива (подслоеве), малко по-различни едно от друго в енергията на свързване с ядрото.

Броят на поднивата е равен на стойността на основното квантово число:първото енергийно ниво има едно подниво; втората - две; трети - три; четвърти - четири. Поднивата от своя страна се образуват от орбитали.

Всяка стойност на $n$ съответства на брой орбитали, равен на $n^2$. Според представените в таблицата данни може да се проследи връзката между главното квантово число $n$ и броя на поднивата, вида и броя на орбиталите и максималния брой електрони на поднивото и нивото.

Основно квантово число, видове и брой орбитали, максимален брой електрони в поднива и нива.

Енергийно ниво $(n)$	Брой поднива, равен на $n$	Орбитален тип	Брой орбитали		Максимален брой електрони
			в поднивото	на ниво, равно на $n^2$	в поднивото	на ниво равно на $n^2$
$K(n=1)$	$1$	$1s$	$1$	$1$	$2$	$2$
$L(n=2)$	$2$	$2s$	$1$	$4$	$2$	$8$
		$2p$	$3$		$6$
$M(n=3)$	$3$	$3s$	$1$	$9$	$2$	$18$
		$3p$	$3$		$6$
		$3d$	$5$		$10$
$N(n=4)$	$4$	$4s$	$1$	$16$	$2$	$32$
		$4p$	$3$		$6$
		$4d$	$5$		$10$
		$4f$	$7$		$14$

Поднивата обикновено се обозначават с латински букви, както и формата на орбиталите, от които се състоят: $s, p, d, f$. Така:

• $s$-подниво - първото подниво на всяко енергийно ниво, най-близо до атомното ядро, се състои от една $s$-орбитала;
• $p$-подниво - второто подниво на всяко, с изключение на първото, енергийно ниво, се състои от три $p$-орбитали;
• $d$-подниво - третото подниво на всяко, започвайки от третото, енергийно ниво, се състои от пет $d$-орбитали;
• $f$-поднивото на всяко, започвайки от четвъртото енергийно ниво, се състои от седем $f$-орбитали.

Атомно ядро

Но не само електроните са част от атомите. Физикът Анри Бекерел откри, че естествен минерал, съдържащ уранова сол, също излъчва неизвестна радиация, излагайки фотографски филми, които са защитени от светлина. Това явление се наричаше радиоактивност.

Има три вида радиоактивни лъчи:

1. $α$-лъчи, които се състоят от $α$-частици със заряд $2$ пъти по-голям от заряда на електрона, но с положителен знак, и маса $4$ пъти по-голяма от масата на водороден атом;
2. $β$-лъчите представляват поток от електрони;
3. $γ$-лъчите са електромагнитни вълни с незначителна маса, които не носят електрически заряд.

Следователно атомът има сложна структура - състои се от положително заредено ядро ​​и електрони.

Как е устроен атомът?

През 1910 г. в Кеймбридж, близо до Лондон, Ърнест Ръдърфорд и неговите ученици и колеги изучават разсейването на $α$ частици, преминаващи през тънко златно фолио и падащи върху екран. Алфа частиците обикновено се отклоняваха от първоначалната посока само с една степен, привидно потвърждавайки еднаквостта и еднаквостта на свойствата на златните атоми. И изведнъж изследователите забелязаха, че някои $α$ частици рязко промениха посоката на пътя си, сякаш се натъкнаха на някакво препятствие.

Поставяйки екран пред фолиото, Ръдърфорд успява да открие дори онези редки случаи, когато $α$ частици, отразени от златни атоми, летят в обратна посока.

Изчисленията показват, че наблюдаваните явления могат да се случат, ако цялата маса на атома и целият му положителен заряд са концентрирани в малко централно ядро. Радиусът на ядрото, както се оказа, е 100 000 пъти по-малък от радиуса на целия атом, областта, в която се намират електрони с отрицателен заряд. Ако приложим образно сравнение, тогава целият обем на атома може да се оприличи на стадиона в Лужники, а ядрото може да се оприличи на футболна топка, разположена в центъра на игрището.

Атом на всеки химичен елемент е сравним с малка слънчева система. Следователно този модел на атома, предложен от Ръдърфорд, се нарича планетарен.

Протони и неутрони

Оказва се, че малкото атомно ядро, в което е съсредоточена цялата маса на атома, се състои от частици от два вида - протони и неутрони.

протониимат заряд, равен на заряда на електроните, но противоположен по знак $(+1)$, и маса, равна на масата на водородния атом (в химията се приема за единица). Протоните се обозначават със знака $↙(1)↖(1)p$ (или $p+$). неутронине носят заряд, те са неутрални и имат маса, равна на масата на протона, т.е. $1$. Неутроните се означават със знака $↙(0)↖(1)n$ (или $n^0$).

Протоните и неутроните заедно се наричат нуклони(от лат. ядро- ядро).

Сумата от броя на протоните и неутроните в атома се нарича масово число. Например, масовото число на алуминиев атом е:

Тъй като масата на електрона, която е пренебрежимо малка, може да бъде пренебрегната, очевидно е, че цялата маса на атома е концентрирана в ядрото. Електроните са обозначени както следва: $e↖(-)$.

Тъй като атомът е електрически неутрален, също е очевидно, че че броят на протоните и електроните в един атом е еднакъв. Той е равен на атомния номер на химичния елемент, приписан към него в периодичната таблица. Например, ядрото на железен атом съдържа $26$ протони и $26$ електрони се въртят около ядрото. Как да определим броя на неутроните?

Както е известно, масата на атома се състои от масата на протоните и неутроните. Знаейки поредния номер на елемента $(Z)$, т.е. броя на протоните и масовото число $(A)$, равно на сумата от броя на протоните и неутроните, броят на неутроните $(N)$ може да се намери по формулата:

Например броят на неутроните в един железен атом е:

$56 – 26 = 30$.

Таблицата представя основните характеристики на елементарните частици.

Основни характеристики на елементарните частици.

Изотопи

Разновидности на атоми на един и същ елемент, които имат еднакъв ядрен заряд, но различни масови числа, се наричат ​​изотопи.

Слово изотопсе състои от две гръцки думи: isos- идентични и топос- място, означава “заемащ едно място” (клетка) в Периодичната таблица на елементите.

Химическите елементи, открити в природата, са смес от изотопи. Така въглеродът има три изотопа с маси $12, 13, 14$; кислород - три изотопа с маси $16, 17, 18 и т.н.

Обикновено относителната атомна маса на химичен елемент, дадена в периодичната таблица, е средната стойност на атомните маси на естествена смес от изотопи на даден елемент, като се вземе предвид тяхното относително изобилие в природата, следователно стойностите на атомните масите доста често са дробни. Например естествените хлорни атоми са смес от два изотопа - $35$ (в природата има $75%$) и $37$ (те са $25%$ в природата); следователно относителната атомна маса на хлора е $35,5$. Изотопите на хлора се записват, както следва:

$↖(35)↙(17)(Cl)$ и $↖(37)↙(17)(Cl)$

Химичните свойства на изотопите на хлора са абсолютно същите, както и изотопите на повечето химични елементи, например калий, аргон:

$↖(39)↙(19)(K)$ и $↖(40)↙(19)(K)$, $↖(39)↙(18)(Ar)$ и $↖(40)↙(18 )(Ar)$

Въпреки това, водородните изотопи варират значително по свойства поради драматичното многократно увеличение на относителната им атомна маса; дори им бяха дадени индивидуални имена и химически символи: протий - $↖(1)↙(1)(H)$; деутерий - $↖(2)↙(1)(H)$ или $↖(2)↙(1)(D)$; тритий - $↖(3)↙(1)(H)$ или $↖(3)↙(1)(T)$.

Сега можем да дадем модерна, по-строга и научна дефиниция на химически елемент.

Химическият елемент е съвкупност от атоми с еднакъв ядрен заряд.

Структурата на електронните обвивки на атомите на елементи от първите четири периода

Нека разгледаме показването на електронните конфигурации на атомите на елементите според периодите на системата Д.И.Менделеев.

Елементи от първия период.

Диаграмите на електронната структура на атомите показват разпределението на електроните в електронните слоеве (енергийни нива).

Електронните формули на атомите показват разпределението на електроните по енергийни нива и поднива.

Графичните електронни формули на атомите показват разпределението на електроните не само по нива и поднива, но и по орбитали.

В атом на хелий първият електронен слой е завършен - той съдържа $2$ електрона.

Водородът и хелият са $s$ елементи; $s$ орбиталата на тези атоми е запълнена с електрони.

Елементи от втория период.

За всички елементи от втория период първият електронен слой е запълнен, а електроните запълват $s-$ и $p$ орбиталите на втория електронен слой в съответствие с принципа на най-малката енергия (първо $s$ и след това $p$ ) и правилата на Паули и Хунд.

В неоновия атом вторият електронен слой е завършен - той съдържа $8$ електрони.

Елементи на третия период.

За атомите на елементи от третия период първият и вторият електронен слой са завършени, така че третият електронен слой е запълнен, в който електроните могат да заемат 3s-, 3p- и 3d-поднивата.

Структурата на електронните обвивки на атомите на елементите от третия период.

Магнезиевият атом завършва своята електронна орбитала от $3,5$. $Na$ и $Mg$ са $s$-елементи.

В алуминия и следващите елементи поднивото $3d$ е запълнено с електрони.

$↙(18)(Ar)$ Аргон

$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)s^2(3)p^6$

Аргоновият атом има $8$ електрони във външния си слой (трети електронен слой). Тъй като външният слой е завършен, но общо в третия електронен слой, както вече знаете, може да има 18 електрона, което означава, че елементите от третия период имат незапълнени $3d$-орбитали.

Всички елементи от $Al$ до $Ar$ са $р$ - елементи.

$s-$ и $p$ - елементиформа основни подгрупив периодичната таблица.

Елементи на четвъртия период.

Калиеви и калциеви атоми имат четвърти електронен слой и поднивото $4s$ е запълнено, т.к. има по-ниска енергия от поднивото $3d$. За опростяване на графичните електронни формули на атомите на елементите от четвъртия период:

1. Нека обозначим конвенционалната графична електронна формула на аргона, както следва: $Ar$;
2. Няма да изобразяваме поднива, които не са запълнени в тези атоми.

$K, Ca$ - $s$ - елементи,включени в основните подгрупи. За атоми от $Sc$ до $Zn$, 3d поднивото е запълнено с електрони. Това са $3d$ елементи. Те са включени в странични подгрупи,външният им електронен слой е запълнен, те се класифицират като преходни елементи.

Обърнете внимание на структурата на електронните обвивки на хром и медни атоми. При тях един електрон „пропада“ от $4s-$ на $3d$ подниво, което се обяснява с по-голямата енергийна стабилност на получените $3d^5$ и $3d^(10)$ електронни конфигурации:

$↙(24)(Cr)$ $1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)3d^(4) 4s^(2)…$

$↙(29)(Cu)$ $1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)3d^(9)4s^(2)…$

Символ на елемента, сериен номер, име	Електронна структурна схема	Електронна формула	Графична електронна формула
$↙(19)(K)$ Калий		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1$
$↙(20)(C)$ Калций		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2$
$↙(21)(Sc)$ Скандий		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^1$ или $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^1(4)s^1$
$↙(22)(Ti)$ Титан		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^2$ или $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^2(4)s^2$
$↙(23)(V)$ Ванадий		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^3$ или $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^3(4)s^2$
$↙(24)(Cr)$ Хром		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^5$ или $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^5(4)s^1$
$↙(29)(Cu)$ Хром		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^(10)$ или $1s^2(2)s^2(2 )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^1$
$↙(30)(Zn)$ Цинк		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)$ или $1s^2(2)s^2(2 )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^2$
$↙(31)(Ga)$ Галий		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^(1)$ или $1s^2(2) s^2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^(1)$
$↙(36)(Kr)$ Криптон		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^6$ или $1s^2(2)s^ 2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^6$

В атома на цинка третият електронен слой е завършен - всички $3s, 3p$ и $3d$ поднива са запълнени в него, с общо $18$ електрони.

В елементите след цинка четвъртият електронен слой, поднивото $4p$, продължава да се запълва. Елементи от $Ga$ до $Kr$ - $р$ - елементи.

Външният (четвърти) слой на атома на криптон е завършен и има $8$ електрона. Но общо в четвъртия електронен слой, както знаете, може да има $32$ електрони; атомът на криптон все още има незапълнени поднива $4d-$ и $4f$.

За елементи от петия период поднивата се попълват в следния ред: $5s → 4d → 5p$. Има и изключения, свързани с „отказ“ на електрони в $↙(41)Nb$, $↙(42)Mo$, $↙(44)Ru$, $↙(45)Rh$, $↙(46 ) Pd$, $↙(47)Ag$. $f$ се появява в шестия и седмия период - елементи, т.е. елементи, за които са запълнени съответно поднивата $4f-$ и $5f$ на третия външен електронен слой.

$4f$ - елементиНаречен лантаниди.

$5f$ - елементиНаречен актиниди.

Редът на запълване на електронни поднива в атоми на елементи от шестия период: $↙(55)Cs$ и $↙(56)Ba$ - $6s$ елементи; $↙(57)La ... 6s^(2)5d^(1)$ - $5d$-елемент; $↙(58)Се$ – $↙(71)Lu - 4f$-елементи; $↙(72)Hf$ – $↙(80)Hg - 5d$-елементи; $↙(81)T1$ – $↙(86)Rn - 6d$-елементи. Но и тук има елементи, при които е нарушен редът на запълване на електронните орбитали, което например е свързано с по-голяма енергийна стабилност на полу- и напълно запълнените $f$-поднива, т.е. $nf^7$ и $nf^(14)$.

В зависимост от това кое подниво на атома е последно запълнено с електрони, всички елементи, както вече разбрахте, са разделени на четири електронни семейства или блокове:

1. $s$ -елементи;$s$-поднивото на външното ниво на атома е запълнено с електрони; $s$-елементите включват водород, хелий и елементи от основните подгрупи на I и II група;
2. $r$ -елементи;$p$-поднивото на външното ниво на атома е запълнено с електрони; $p$-елементите включват елементи от главните подгрупи на групи III–VIII;
3. $d$ -елементи;$d$-поднивото на предвъншното ниво на атома е запълнено с електрони; $d$-елементите включват елементи от вторични подгрупи от групи I–VIII, т.е. елементи от интеркаларни десетилетия на големи периоди, разположени между $s-$ и $p-$елементи. Те също се наричат преходни елементи;
4. $f$ -елементи;електроните запълват $f-$поднивото на третото външно ниво на атома; те включват лантаниди и актиниди.

Електронна конфигурация на атом. Основни и възбудени състояния на атомите

Швейцарският физик В. Паули през 1925 г. установи това един атом може да има не повече от два електрона в една орбитала, имащи противоположни (антипаралелни) гърбове (в превод от английски като вретено), т.е. притежаващи свойства, които условно могат да бъдат представени като въртене на електрон около неговата въображаема ос по посока на часовниковата стрелка или обратно на часовниковата стрелка. Този принцип се нарича принцип на Паули.

Ако има един електрон в орбитала, той се нарича несдвоени, ако две, тогава това сдвоени електрони, т.е. електрони с противоположни спинове.

Фигурата показва диаграма на разделяне на енергийните нива на поднива.

$s-$ Орбитален, както вече знаете, има сферична форма. Електронът на водородния атом $(n = 1)$ се намира в тази орбитала и не е сдвоен. Поради тази причина то електронна формула, или електронна конфигурация, се записва така: $1s^1$. В електронните формули номерът на енергийното ниво се обозначава с цифрата пред буквата $(1...)$, латинската буква означава поднивото (типа орбитала), а числото, изписано вдясно над буква (като показател) показва броя на електроните в поднивото.

За хелиев атом He, който има два сдвоени електрона в една $s-$орбитала, тази формула е: $1s^2$. Електронната обвивка на атома на хелия е завършена и много стабилна. Хелият е благороден газ. На второто енергийно ниво $(n = 2)$ има четири орбитали, една $s$ и три $p$. Електроните на $s$-орбитала от второ ниво ($2s$-орбитала) имат по-висока енергия, т.к. са на по-голямо разстояние от ядрото, отколкото електроните на $1s$ орбитала $(n = 2)$. Като цяло, за всяка стойност на $n$ има една $s-$орбитала, но със съответния запас от електронна енергия върху нея и, следователно, със съответния диаметър, нарастващ с увеличаване на стойността на $n$ s-$Orbital, както вече знаете, има сферична форма. Електронът на водородния атом $(n = 1)$ се намира в тази орбитала и не е сдвоен. Следователно неговата електронна формула или електронна конфигурация се записва по следния начин: $1s^1$. В електронните формули номерът на енергийното ниво се обозначава с цифрата пред буквата $(1...)$, латинската буква означава поднивото (типа орбитала), а числото, изписано вдясно над буква (като показател) показва броя на електроните в поднивото.

За атом на хелий $He$, който има два сдвоени електрона в една $s-$орбитала, тази формула е: $1s^2$. Електронната обвивка на атома на хелия е завършена и много стабилна. Хелият е благороден газ. На второто енергийно ниво $(n = 2)$ има четири орбитали, една $s$ и три $p$. Електроните на $s-$орбиталите от второ ниво ($2s$-орбитали) имат по-висока енергия, т.к. са на по-голямо разстояние от ядрото, отколкото електроните на $1s$ орбитала $(n = 2)$. Като цяло, за всяка стойност на $n$ има една $s-$орбитала, но със съответен запас от електронна енергия върху нея и следователно със съответен диаметър, нарастващ с увеличаване на стойността на $n$.

$p-$ Орбиталенима формата на дъмбел или обемна осмица. И трите $p$-орбитали са разположени в атома взаимно перпендикулярно по пространствените координати, прекарани през ядрото на атома. Още веднъж трябва да се подчертае, че всяко енергийно ниво (електронен слой), започвайки от $n= 2$, има три $p$-орбитали. С увеличаването на стойността на $n$ електроните заемат $p$-орбитали, разположени на големи разстояния от ядрото и насочени по осите $x, y, z$.

За елементи от втория период $(n = 2)$ първо се запълва една $s$-орбитала, а след това три $p$-орбитали; електронна формула $Li: 1s^(2)2s^(1)$. Електронът $2s^1$ е по-слабо свързан с ядрото на атома, така че литиевият атом може лесно да се откаже от него (както очевидно си спомняте, този процес се нарича окисление), превръщайки се в литиев йон $Li^+$ .

В атома Be на берилий четвъртият електрон също се намира в $2s$ орбитала: $1s^(2)2s^(2)$. Двата външни електрона на берилиевия атом лесно се отделят - $B^0$ се окислява до катион $Be^(2+)$.

В атома на бора петият електрон заема $2p$ орбитала: $1s^(2)2s^(2)2p^(1)$. След това атомите $C, N, O, F$ се запълват с $2p$-орбитали, които завършват с благородния газ неон: $1s^(2)2s^(2)2p^(6)$.

За елементи от третия период се запълват съответно орбиталите $3s-$ и $3p$. Пет $d$-орбитали от трето ниво остават свободни:

$↙(11)Na 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(1)$,

$↙(17)Cl 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(5)$,

$↙(18)Ar 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)$.

Понякога в диаграми, изобразяващи разпределението на електроните в атомите, се посочва само броят на електроните на всяко енергийно ниво, т.е. напишете съкратени електронни формули на атоми на химични елементи, за разлика от пълните електронни формули, дадени по-горе, например:

$↙(11)Na 2, 8, 1;$ $↙(17)Cl 2, 8, 7;$ $↙(18)Ar 2, 8, 8$.

За елементи с големи периоди (четвърти и пети), първите два електрона заемат съответно $4s-$ и $5s$ орбитали: $↙(19)K 2, 8, 8, 1;$ $↙(38)Sr 2 , 8, 18, 8, 2$. Започвайки от третия елемент на всеки основен период, следващите десет електрона ще отидат съответно до предишните $3d-$ и $4d-$орбитали (за елементи от странични подгрупи): $↙(23)V 2, 8, 11 , 2;$ $↙( 26)Fr 2, 8, 14, 2;$ $↙(40)Zr 2, 8, 18, 10, 2;$ $↙(43)Tc 2, 8, 18, 13, 2$. Като правило, когато предишното $d$-подниво е запълнено, външното ($4р-$ и $5р-$, съответно) $р-$подниво ще започне да се запълва: $↙(33)As 2, 8 , 18, 5;$ $ ↙(52)Te 2, 8, 18, 18, 6$.

За елементи с големи периоди - шести и непълен седми - електронните нива и поднива се запълват с електрони, като правило, така: първите два електрона влизат във външното $s-$подниво: $↙(56)Ba 2, 8 , 18, 18, 8, 2;$ $↙(87)Fr 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1$; следващият един електрон (за $La$ и $Ca$) към предходното $d$-подниво: $↙(57)La 2, 8, 18, 18, 9, 2$ и $↙(89)Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2$.

Тогава следващите $14$ електрони ще отидат на третото външно енергийно ниво, съответно на $4f$ и $5f$ орбиталите на лантанидите и актинидите: $↙(64)Gd 2, 8, 18, 25, 9, 2; $ $↙(92 )U 2, 8, 18, 32, 21, 9, 2$.

Тогава второто външно енергийно ниво ($d$-подниво) на елементи от странични подгрупи ще започне да се натрупва отново: $↙(73)Ta 2, 8, 18, 32, 11, 2;$ $↙(104)Rf 2, 8, 18, 32, 32, 10, 2$. И накрая, едва след като $d$-поднивото е напълно запълнено с десет електрона, $p$-поднивото ще се запълни отново: $↙(86)Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8$.

Много често структурата на електронните обвивки на атомите се изобразява с помощта на енергийни или квантови клетки – т.нар. графични електронни формули. За тази нотация се използва следната нотация: всяка квантова клетка е обозначена с клетка, която съответства на една орбитала; Всеки електрон е обозначен със стрелка, съответстваща на посоката на въртене. Когато пишете графична електронна формула, трябва да запомните две правила: принцип на Паули, според която в една клетка (орбитала) не може да има повече от два електрона, но с антипаралелни спинове, и Правилото на Ф. Хунд, според който електроните заемат свободните клетки първо един по един и имат една и съща стойност на спина и едва след това се сдвояват, но спиновете, според принципа на Паули, ще бъдат в противоположни посоки.

Съдържанието на статията

АТОМНА СТРУКТУРА,клон на физиката, който изучава вътрешната структура на атомите. Атомите, първоначално смятани за неделими, са сложни системи. Те имат масивно ядро ​​от протони и неутрони, около които се движат електрони в празно пространство. Атомите са много малки - размерите им са около 10 –10 –10 –9 m, а размерите на ядрото все още са около 100 000 пъти по-малки (10 –15 –10 –14 m). Следователно атомите могат да се „видят“ само индиректно, в изображение с много голямо увеличение (например, използвайки проектор с полеви емисии). Но дори и в този случай атомите не могат да се видят в детайли. Познанията ни за тяхната вътрешна структура се основават на огромно количество експериментални данни, които косвено, но убедително подкрепят горното.

Представите за структурата на атома се променят коренно през 20 век. повлиян от нови теоретични идеи и експериментални данни. Все още има нерешени въпроси в описанието на вътрешната структура на атомното ядро, които са обект на интензивни изследвания. Следващите раздели очертават историята на развитието на идеите за структурата на атома като цяло; Отделна статия е посветена на структурата на ядрото (СТРУКТУРА НА АТОМНОТО ЯДРО), тъй като тези идеи се развиват до голяма степен независимо. Енергията, необходима за изследване на външните обвивки на атома, е относително малка, от порядъка на топлинна или химическа енергия. Поради тази причина електроните са открити експериментално много преди откриването на ядрото.

Ядрото, въпреки малкия си размер, е много силно свързано, така че може да бъде унищожено и изследвано само с помощта на сили, милиони пъти по-интензивни от силите, действащи между атомите. Бързият напредък в разбирането на вътрешната структура на ядрото започна едва с появата на ускорителите на частици. Именно тази огромна разлика в размера и енергията на свързване ни позволява да разглеждаме структурата на атома като цяло отделно от структурата на ядрото.

За да получите представа за размера на атома и празното пространство, което заема, помислете за атомите, които образуват капка вода с диаметър 1 mm. Ако мислено увеличите тази капка до размера на Земята, тогава атомите на водорода и кислорода, включени в молекулата на водата, ще имат диаметър от 1–2 m, по-голямата част от масата на всеки атом е концентрирана в нейното ядро, диаметър от които е само 0,01 mm.

АТОМ КАТО ЦЯЛО

Историята на възникването на най-общите идеи за атома обикновено датира от времето на гръцкия философ Демокрит (ок. 460 - ок. 370 г. пр. н. е.), който мисли много за най-малките частици, на които може да бъде разделено всяко вещество . Група гръцки философи, които поддържаха мнението, че съществуват такива малки неделими частици, бяха наречени атомисти. Гръцкият философ Епикур (ок. 342–270 г. пр. н. е.) приема атомната теория и през първи век пр. н. е. един от неговите последователи, римският поет и философ Лукреций Кар, очертава учението на Епикур в поемата „За природата на нещата“, благодарение на което то е запазено за следващите поколения. Аристотел (384–322 г. пр. н. е.), един от най-великите учени на древността, не приема атомната теория и неговите възгледи за философията и науката впоследствие надделяват в средновековното мислене. Атомистичната теория изглежда не съществува до самия край на Ренесанса, когато чисто спекулативните философски разсъждения са заменени от експеримент.

По време на Ренесанса започват систематични изследвания в областите, които сега се наричат ​​химия и физика, носейки със себе си нови прозрения за природата на „неделимите частици“. Р. Бойл (1627–1691) и И. Нютон (1643–1727) основават разсъжденията си на идеята за съществуването на неделими частици материя. Но нито Бойл, нито Нютон се нуждаеха от подробна атомна теория, за да обяснят явленията, които ги интересуваха, и резултатите от техните експерименти не разкриха нищо ново за свойствата на „атомите“.

Законите на Далтон.

Първото наистина научно обосноваване на атомната теория, което убедително демонстрира рационалността и простотата на хипотезата, че всеки химичен елемент се състои от най-малките частици, е работата на английския училищен учител по математика Дж. Далтън (1766–1844), чиято статия посветен на този проблем се появява през 1803 г.

Далтън изучава свойствата на газовете, по-специално съотношението на обемите газове, които реагират, за да образуват химично съединение, например при образуването на вода от водород и кислород. Той установи, че съотношенията на реагиралите количества водород и кислород винаги са съотношения на малки цели числа. Така, когато се образува вода (H 2 O), 2,016 g водороден газ реагират с 16 g кислород, а когато се образува водороден пероксид (H 2 O 2), 32 g кислороден газ реагират с 2,016 g водород. Масите на кислорода, реагиращ със същата маса водород, за да образуват тези две съединения, са свързани едно с друго като малки числа:

Въз основа на тези резултати Далтън формулира своя „закон за множество съотношения“. Според този закон, ако два елемента се комбинират в различни пропорции, за да образуват различни съединения, тогава масите на един от елементите, комбинирани със същото количество от втория елемент, се отнасят като малки цели числа. Според втория закон на Далтон, „законът за постоянните съотношения“, във всяко химично съединение съотношението на масите на съставните му елементи е винаги едно и също. Голямо количество експериментални данни, свързани не само с газове, но и с течности и твърди съединения, са събрани от J. Berzelius (1779-1848), който прави точни измервания на реагиращите маси на елементи за много съединения. Неговите данни потвърдиха законите, формулирани от Далтон, и убедително показаха, че всеки елемент има най-малката единица маса.

Атомните постулати на Далтън имат предимството пред абстрактните разсъждения на древногръцките атомисти, че неговите закони позволяват да се обяснят и свържат резултатите от реални експерименти, както и да се предскажат резултатите от нови експерименти. Той постулира, че 1) всички атоми на един и същи елемент са идентични във всички отношения, по-специално техните маси са еднакви; 2) атомите на различни елементи имат различни свойства, по-специално техните маси са различни; 3) съединението, за разлика от елемента, съдържа определено цяло число атоми на всеки от неговите съставни елементи; 4) при химични реакции може да възникне преразпределение на атомите, но нито един атом не се унищожава или създава отново. (Всъщност, както се оказа в началото на 20 век, тези постулати не са стриктно изпълнени, тъй като атомите на един и същи елемент могат да имат различни маси, например водородът има три такива разновидности, наречени изотопи; в допълнение, атомите може да претърпи радиоактивни трансформации и дори напълно да се срине, но не и в химичните реакции, разглеждани от Далтън.) Въз основа на тези четири постулата, атомната теория на Далтън предоставя най-простото обяснение на законите на постоянните и множествените съотношения.

Въпреки че законите на Далтон са в основата на цялата химия, те не определят действителните размери и маси на атомите. Те не казват нищо за броя на атомите, съдържащи се в определена маса на елемент или съединение. Молекулите на простите вещества са твърде малки, за да бъдат претеглени поотделно, така че трябва да се използват косвени методи за определяне на масите на атомите и молекулите.

Числото на Авогадро.

През 1811 г. А. Авогадро (1776–1856) излага хипотеза, която значително опростява анализа на това как съединенията се образуват от елементи и установява разликата между атоми и молекули. Неговата идея беше, че равни обеми газове при една и съща температура и налягане съдържат еднакъв брой молекули. По принцип намек за това може да се намери в по-ранната работа на J. Gay-Lussac (1778–1850), който установява, че съотношението на обемите на газообразните елементи, влизащи в химична реакция, се изразява в цели числа, макар и различни от масовите съотношения, получени от Dalton. Например, 2 литра водороден газ (H2 молекули), комбинирайки се с 1 литър кислороден газ (O2 молекули), образуват 1 литър водна пара (H2O молекули).

Истинският брой на молекулите в даден обем газ е изключително голям и до 1865 г. не може да бъде определен с приемлива точност. Но още по времето на Авогадро бяха направени груби оценки въз основа на кинетичната теория на газовете. Много удобна единица за измерване на количеството на дадено вещество е молът, т.е. количеството вещество, в което има толкова молекули, колкото има атоми в 0,012 kg от най-често срещания изотоп на въглерод 12 C. Един мол идеален газ при нормални условия (n.s.), т.е. стандартна температура и налягане, заема обем от 22,4 литра. Числото на Авогадро е общият брой молекули в един мол вещество или в 22,4 литра газ при околни условия. Други методи, като рентгенография, дават числото на Авогадро н 0 по-точни стойности от тези, получени на базата на кинетичната теория. Понастоящем приетата стойност е 6,0221367×10 23 атома (молекули) в един мол. Следователно, 1 литър въздух съдържа приблизително 3 × 10 22 молекули кислород, азот и други газове.

Важната роля на числото на Авогадро за атомната физика се дължи на факта, че то позволява да се определят масата и приблизителните размери на атом или молекула. Тъй като масата на 22,4 литра H2 газ е 2,016×10 –3 kg, масата на един водороден атом е 1,67×10 –27 kg. Ако приемем, че в твърдо тяло атомите са разположени близо един до друг, тогава числото на Авогадро ще ни позволи приблизително да оценим радиуса r, да речем, алуминиеви атоми. За алуминия 1 мол е равен на 0,027 kg, а плътността е 2,7H103 kg/m3. В този случай имаме

където r» 1,6 × 10 –10 m По този начин първите оценки на числото на Авогадро дадоха представа за атомните размери.

Откриване на електрона.

Експерименталните данни, свързани с образуването на химични съединения, потвърдиха съществуването на „атомни“ частици и позволиха да се прецени малкият размер и маса на отделните атоми. Въпреки това, действителната структура на атомите, включително съществуването на дори по-малки частици, които изграждат атомите, остава неясна до откриването на електрона от J. J. Thomson през 1897 г. Дотогава атомът се смяташе за неделим и разликите в химичните свойства на различните елементи нямаше обяснение. Още преди откритието на Томсън бяха проведени редица интересни експерименти, в които други изследователи изследваха електрически ток в стъклени тръби, пълни с газ при ниско налягане. Такива тръби, наречени тръби на Гайслер на името на немския стъклар Г. Гайслер (1815–1879), който пръв започва да ги прави, излъчват ярко сияние, когато са свързани към намотката с високо напрежение на индукционна бобина. Тези електрически разряди се заинтересуваха от W. Crookes (1832–1919), който установи, че естеството на разряда в тръбата се променя в зависимост от налягането и разрядът напълно изчезва при висок вакуум. По-късни изследвания на J. Perrin (1870–1942) показват, че „катодните лъчи“, които причиняват сиянието, са отрицателно заредени частици, които се движат по права линия, но могат да бъдат отклонени от магнитно поле. Но зарядът и масата на частиците остават неизвестни и не е ясно дали всички отрицателни частици са еднакви.

Голямата заслуга на Томсън е доказателството, че всички частици, които образуват катодни лъчи, са еднакви една с друга и са част от материята. Използвайки специален тип изпускателна тръба, показана на фиг. 1, Томсън измерва скоростта и съотношението заряд/маса на катодните лъчеви частици, по-късно наречени електрони. Електроните излетяха от катода под въздействието на разряд с високо напрежение в тръбата. През отвори дИ дМинаха само тези от тях, които летяха по оста на тръбата.

В нормален режим тези електрони удрят центъра на луминесцентния екран. (Тръбата на Томсън беше първата "електронно-лъчева тръба" с екран, предшественик на телевизионната тръба.) Тръбата също така съдържаше двойка електрически кондензаторни плочи, които, когато се захранват, можеха да отклоняват електрони. Електрическа енергия F E, действащ по обвинението дот електрическото поле д, се дава от израза

F E = eE.

Освен това може да се създаде магнитно поле в същата област на тръбата с помощта на двойка тоководещи намотки, способни да отклоняват електрони в обратна посока. Сила F H, действащи от магнитното поле з, пропорционална на напрегнатостта на полето, скорост на частиците vи нейното обвинение д:

F H = Hev.

Томсън регулира електрическите и магнитните полета така, че общото отклонение на електроните да е нула, т.е. електронният лъч се върна в първоначалното си положение. Тъй като в този случай и двете сили F EИ F Hса равни, скоростта на електроните се дава от

v = E/H.

Томсън установи, че тази скорост зависи от напрежението на тръбата Vи че кинетичната енергия на електроните мв 2/2 е право пропорционално на това напрежение, т.е. мв 2 /2 = eV. (Оттук и терминът "електрон-волт" за енергията, придобита от частица със заряд, равен на този на електрона, когато е ускорена от потенциална разлика от 1 V.) Комбинирайки това уравнение с израза за скоростта на електрона, той намери съотношението заряд/маса:

Тези експерименти позволиха да се определи връзката д/мза електрон и даде приблизителна стойност на заряда д. Точно стойност де измерено от R. Milliken, който в своите експерименти гарантира, че заредените капчици масло висят във въздуха между плочите на кондензатор. В момента характеристиките на електрона са известни с голяма точност:

Експериментите на Томсън показаха, че електроните при електрически разряди могат да възникнат от всяко вещество. Тъй като всички електрони са еднакви, елементите трябва да се различават само по броя на електроните. Освен това малката стойност на масата на електрона показва, че масата на атома не е концентрирана в тях.

Масспектрограф на Томсън.

Скоро останалата част от атома с положителен заряд може да бъде наблюдавана с помощта на същата, макар и модифицирана, разрядна тръба, което направи възможно отварянето на електрона. Още първите експерименти с газоразрядни тръби показаха, че ако в средата на тръбата се постави катод с дупка, тогава положително заредените частици преминават през „канала“ в катода, причинявайки флуоресцентния екран, разположен в края на тръбата отсреща от анода да свети. Тези положителни „каналови лъчи“ също бяха отклонени от магнитното поле, но в обратна посока на електроните.

Томсън решава да измери масата и заряда на тези нови лъчи, като също използва електрически и магнитни полета за отклоняване на частиците. Неговият инструмент за изследване на положителните лъчи, „масспектрографът“, е показан схематично на фиг. 2. Различава се от устройството, показано на фиг. 1, тъй като електрическите и магнитните полета отклоняват частиците под прав ъгъл една спрямо друга и следователно не може да се получи "нулево" отклонение. Положително заредените атоми по пътя между анода и катода могат да загубят един или повече електрони и поради тази причина могат да бъдат ускорени до различни енергии. Атомите от един и същи тип със същия заряд и маса, но с известно разпределение на крайните скорости, ще начертаят крива линия (сегмент на парабола) върху луминисцентен екран или фотографска плака. При наличието на атоми с различни маси, по-тежките атоми (с еднакъв заряд) ще се отклоняват по-малко от централната ос, отколкото по-леките. На фиг. Фигура 3 показва снимка на параболи, получена на масспектрограф Thomson. Най-тясната парабола съответства на най-тежкия единично йонизиран атом (атом на живак), от който е избит един електрон. Двете най-широки параболи съответстват на водорода, едната на атомния Н +, а другата на молекулярния Н 2 +, като и двете са единично йонизирани. В някои случаи се губят два, три или дори четири заряда, но атомният водород никога не е наблюдаван да се йонизира повече от веднъж. Това обстоятелство беше първата индикация, че водородният атом има само един електрон, т.е. това е най-простият атом.

Други доказателства за сложната структура на атома.

По същото време, когато Томсън и други експериментират с катодни лъчи, откриването на рентгеновите лъчи и радиоактивността донесе допълнителни доказателства за сложната структура на атома. През 1895 г. V. Roentgen (1845–1923) случайно открива мистериозно излъчване („ х-лъчи"), прониквайки през черната хартия, с която той обви тръбата на Крукс, докато изследваше зелената луминесцентна област на електрическия разряд. х-лъчите предизвикаха сиянието на отдалечен екран, покрит с кристален бариев платиноцианид. Рентген установи, че различни вещества с различна дебелина, въведени между екрана и тръбата, отслабват сиянието, но не го гасят напълно. Това показва изключително висока проникваща способност х- лъчи. Рентгенът също установи, че тези лъчи се разпространяват праволинейно и не се отклоняват от електрически и магнитни полета. Появата на такава невидима, проникваща радиация от електронно бомбардиране на различни материали беше нещо напълно ново. Известно е, че видимата светлина от тръбите на Гайслер се състои от отделни „спектрални линии“ със специфични дължини на вълната и следователно е свързана с „вибрации“ на атоми, които имат дискретни честоти. Съществена характеристика на новото лъчение, която го отличава от оптичните спектри, в допълнение към високата му проникваща способност, е, че оптичните спектри на елементи с последователно нарастващ брой електрони са напълно различни един от друг, докато спектрите х-лъчите се променят много леко от елемент на елемент.

Друго откритие, свързано с атомната структура, е, че атомите на някои елементи могат спонтанно да излъчват радиация. Това явление е открито през 1896 г. от А. Бекерел (1852–1908). Бекерел открива радиоактивността с помощта на уранови соли, докато изучава луминесценцията на солите под въздействието на светлина и връзката й с луминесценцията на стъкло в рентгенова тръба. При един от експериментите се наблюдава почерняване на фотоплака, обвита в черна хартия и разположена близо до урановата сол в пълна тъмнина. Това случайно откритие стимулира интензивно търсене на други примери за естествена радиоактивност и експерименти за определяне естеството на излъчваната радиация. През 1898 г. П. Кюри (1859–1906) и М. Кюри (1867–1934) откриват още два радиоактивни елемента – полоний и радий. Е. Ръдърфорд (1871–1937), след като е изследвал проникващата способност на урановата радиация, показва, че има два вида радиация: много „мека“ радиация, която лесно се абсорбира от веществото и която Ръдърфорд нарича алфа-лъчи, и по-проникваща радиация, която той нарича бета-лъчи. Оказа се, че бета-лъчите са идентични с обикновените електрони или „катодните лъчи“, възникващи в газоразрядни тръби. Установено е, че алфа лъчите имат същия заряд и маса като атомите на хелия, лишени от двата си електрона. Третият тип радиация, наречен гама лъчи, се оказа подобен на х-лъчи, но имали още по-голяма проникваща сила.

Всички тези открития ясно показаха, че атомът не е „неделим“. Той не само се състои от по-малки части (електрони и по-тежки положителни частици), но тези и други субчастици изглеждат спонтанно излъчени по време на радиоактивния разпад на тежките елементи. В допълнение, атомите не само излъчват радиация във видимата област на дискретни честоти, но също могат да станат толкова развълнувани, че да започнат да излъчват „по-твърдо“ електромагнитно излъчване, а именно х- лъчи.

Моделът на Томсън на атома.

Дж. Томсън, който направи огромен принос в експерименталното изследване на структурата на атома, се опита да намери модел, който да обясни всички негови известни свойства. Тъй като преобладаващата част от масата на атома е концентрирана в неговата положително заредена част, той приема, че атомът е сферично разпределение на положителен заряд с радиус приблизително 10 -10 m, а на повърхността му има електрони, задържани от еластични сили, които им позволяват да осцилират (фиг. 4). Нетният отрицателен заряд на електроните точно анулира положителния заряд, така че атомът е електрически неутрален. Електроните са върху сферата, но могат да извършват прости хармонични трептения спрямо равновесното положение. Такива колебания могат да възникнат само при определени честоти, които съответстват на тесни спектрални линии, наблюдавани в газоразрядни тръби. Електроните могат да бъдат изхвърлени от техните позиции доста лесно, което води до положително заредени "йони", които съставляват "лъчите на канала" в експериментите с масов спектрограф. х-лъчите съответстват на много високи обертонове на основните вибрации на електроните. Алфа частиците, произведени по време на радиоактивни трансформации, са част от положителната сфера, избити от нея в резултат на известно енергийно разкъсване на атома.

Този модел обаче предизвика редица възражения. Едно от тях се дължи на факта, че както откриха спектроскопистите, които измерват емисионните линии, честотите на тези линии не са просто кратни на най-ниската честота, както би трябвало да е в случая на периодични колебания на заряда. Вместо това те се приближават една до друга с увеличаване на честотата, сякаш се доближават до граница. Още през 1885 г. И. Балмер (1825–1898) успява да намери проста емпирична формула, свързваща честотите на линиите във видимата част на водородния спектър:

Където н- честота, ° С– скорост на светлината (3×10 8 m/s), н– цяло число и RH- определен постоянен фактор. Според тази формула в дадена поредица от спектрални линии на водорода не трябва да има линии с дължина на вълната лпо-малко от 364,56 nm (или по-високи честоти), съответстващи на н= Ґ. Това се оказа така и това се превърна в сериозно възражение срещу модела на атома на Томсън, въпреки че бяха направени опити да се обясни несъответствието с разликата в еластичните възстановяващи сили за различните електрони.

Въз основа на модела на атома на Томсън също беше изключително трудно да се обясни излъчването на рентгенови лъчи или гама радиация от атомите.

Трудностите в атомния модел на Томсън също са причинени от отношението д/мзаряд към маса за атоми, които са загубили своите електрони („лъчи на канала“). Най-простият атом е водороден атом с един електрон и сравнително масивна сфера, носеща един положителен заряд. Много по-рано, през 1815 г., W. Prout предполага, че всички по-тежки атоми се състоят от водородни атоми и би било разбираемо, ако масата на атома нараства пропорционално на броя на електроните. Измерванията обаче показват, че съотношението заряд/маса не е еднакво за различните елементи. Например, масата на неонов атом е около 20 пъти по-голяма от масата на водороден атом, докато зарядът е само 10 единици положителен заряд (неоновият атом има 10 електрона). Ситуацията беше така, сякаш положителният заряд имаше променлива маса или наистина имаше 20 електрона, но 10 от тях бяха вътре в сферата.

Експериментите на Ръдърфорд върху разсейването.

Тогава възникна друга трудност. През 1903 г. Ф. Ленард (1862–1947) провежда експерименти с преминаването на лъч от бързи електрони през тънки метални фолиа. В модела на атома на Томсън почти цялото пространство е изпълнено с материя (положително заредената част от атома) и следователно човек би си помислил, че само много малко електрони биха могли да проникнат през фолиото. Ленард открива, че почти всички електрони преминават през фолиото. Въпреки че експериментът имаше затруднения поради малката маса на бомбардиращите частици, Ленард предположи, че масата на атома е концентрирана в „динамида“ - централната му област, много по-малка от очакваното.

Решаващият експеримент, който напълно промени разбирането за пространствената структура на атома, беше извършен от Е. Ръдърфорд и неговите сътрудници Х. Гайгер (1882–1945) и Е. Марсдън (1889–1970). Вместо електрони са използвали алфа частици, защото... Поради по-голямата си маса (7350 пъти масата на електрона), тези частици не претърпяват забележимо отклонение при сблъсък с атомни електрони, което позволява да бъдат открити само сблъсъци с положителната част на атома. Радият беше взет като източник на алфа частици и частици, които бяха разпръснати в тънко метално фолио, като злато, бяха записани чрез "сцинтилационни" светкавици на екран от цинков сулфид, разположен в затъмнена стая. Експерименталната схема е показана на фиг. 5.

Според модела на Томсън, почти всички алфа частици биха се озовали в рамките на много малък ъгъл от първоначалната си посока, тъй като през по-голямата част от времето те биха преминали през област с почти равномерно разпределен положителен заряд. Въпреки че резултатите на Ръдърфорд бяха в съответствие с очакваното разпределение в района на малки отклонения, бяха регистрирани много много отклонения под ъгли, много по-големи от предвидените от модела на атома на Томсън. Такива големи отклонения могат да се обяснят само с факта, че положителното „ядро“ на атома е много по-малко от размера на неговата електронна структура и следователно алфа частиците могат да се доближат много до това малко положително ядро, срещайки много големи кулонови сили . Експериментите на Ръдърфорд убедително показаха, че целият атом, с изключение на едно много малко масивно ядро, или „ядро“, както Ленард очакваше, беше почти напълно празен. Въз основа на получените експериментални данни Ръдърфорд заключава, че диаметърът на ядрото на златен атом е не повече от 6 × 10–15 m, стойност, доста близка до съвременната.

Ръдърфорд успява, като просто разглежда ядрото като точков разсейващ център и се основава само на електростатиката и нютоновата механика, да изведе формула за ъгловото разпределение на разпръснатите частици. Между алфа частица с маса Ми заредете 2 д, Където д– заряда на електрона, а ядрото със заряда Зе, Където З– атомен номер на елемента, от който се състои разсейващото вещество 2 действа силата на електростатичното отблъскване Зе 2 /r 2 където r– разстояние между зарядите. Ъгъл й, към който се получава разсейване, зависи от параметъра на сблъсък стр, т.е. минималното разстояние, на което една частица би преминала през ядрото, ако не се отклони.

Както се вижда от фиг. 6, най-големият ъгъл на отклонение съответства на най-малкия параметър на сблъсък. Част от алфа частици, отклонени под ъгъл йи повече, се дава от израза

Където н– брой атоми в 1 cm3, T– дебелина на фолиото, МИ v– маса и скорост на алфа частицата и З– ядрен заряд. Този закон на разсейване на Ръдърфорд по-често се записва като част от частици df, който се разпръсква в плътен ъгъл dwв диапазона от ъгли от йпреди й + диджей:

Тези изрази бяха количествено потвърдени за широк диапазон от ъгли и различни разсейващи материали и позволиха измерването на ядрения заряд.

Ръдърфордовият или ядрен модел на атома, който измества модела на Томсън, е важна стъпка към създаването на квантовата механика. Подробните експерименти, проведени от Гайгер и Марсдън през 1913 г., не оставят никакво съмнение, че картината на атом с малко масивно ядро ​​в центъра на електронна структура с много по-големи размери е правилна не само качествено, но и количествено. Някои подробности, пренесени от модела на Томсън, като съществуването на електрони в ядрото, по-късно също бяха отхвърлени.

Квантовата теория на Бор.

Н. Бор (1885–1962) работи с Ръдърфорд през 1912–1913 г., когато той провежда експерименти с разсейване, и се завръща в Копенхаген през 1913 г. с много нови идеи. Редица явления изискваха обяснение, в допълнение към току-що откритите в експерименти с „ядрено“ разсейване. Сега, след като моделът на Томсън на атома беше отхвърлен, тесните, дискретни спектрални линии в излъчването на разрядните тръби и емпиричните модели на техните честоти изглеждаха още по-малко ясни.

Имаше и друг атомен ефект, открит през 1887 г. от Г. Херц (1857–1894), а именно фотоелектричният ефект. Същността му е, че светлината, падаща върху прясно почистена метална повърхност, избива електрони от нея, ако честотата на светлината е достатъчно висока. Всеки метал има своя собствена прагова честота. Експериментите показват, че спирачното електростатично поле, което намалява фотоелектронния ток до нула, не зависи от интензитета на светлината, а зависи от нейната дължина на вълната. Електромагнитната теория, според която светлината е електромагнитни вълни, не успя да обясни това, тъй като според тази теория, за да излъчи електрон с каквато и да е скорост, един атом трябва само да абсорбира енергия за дълго време. През 1905 г. А. Айнщайн (1879–1955) предлага обяснение на фотоелектричния ефект, което е напълно в съответствие с експерименталните данни, но изисква радикална ревизия на съществуващата концепция за светлината като вълнов процес. Айнщайн предположи, че светлината носи енергия в единици, наречени фотони или кванти на светлината, тяхната енергия, дадена от д = hn, Където не честотата на светлината и ч– „Константа на Планк“, равна на 6.626Х10 –34 JChs. Когато фотон удари металната повърхност, той предава цялата си енергия на електрон. Тъй като електронът е свързан с повърхността чрез електростатични сили, той се нуждае от енергия, за да избяга У(“работна работа”), а останалата част от получената от електрона енергия се преобразува в неговата кинетична енергия, т.е. hn = У + 1 / 2 мв 2. Хипотезата на Айнщайн обяснява защо кинетичната енергия на фотоелектроните зависи от честотата на светлината, а броят на излъчените електрони зависи от нейния интензитет.

Както често се случва с научните открития, се оказа, че хипотезата за „квантите“ на Айнщайн се основава на по-ранна теория. М. Планк (1858–1947) е първият, който използва идеята за квантуване, за да обясни наблюдавания спектрален състав на радиация от нагрети тела. Той успя да обясни спектъра, като предположи, че хармоничните осцилатори абсорбират и излъчват само отделни части от енергия hn.

Бор брилянтно прилага квантовата хипотеза за описанието на орбитите на електроните в атомите и тяхното излъчване. Той отхвърли идеята, че електроните се държат като осцилатори, и вместо това си представи динамиката на атома като движение на електрони в орбити около ядрото, подобно на движението на планетите в орбити около Слънцето. Силата на електростатично привличане на електрон от ядрото е центростремителна сила, която кара електрона да се движи по кръгова орбита с радиус rсъс скорост v. Като цяло ядра със заряд Зение имаме

В такова силово поле (когато силата е обратно пропорционална на разстоянието до центъра на тежестта) кинетичната енергия на движение винаги е равна на - 1/2 от потенциалната енергия:

и общата енергия, т.е. сумата от кинетичната и потенциалната енергия е равна на:

Тези връзки следват от обичайните закони на механиката и електростатиката. Бор, в допълнение към тях, формулира следните постулати, които формират основата на квантовата теория на атома.

I. Разрешени са само тези кръгови орбити, за които ъгловият импулс е равен на цяло число в единици константа на Планк, разделено на 2 стр. (Ъгловият импулс на тялото л, движещ се по кръгова орбита, е равна на произведението на неговата маса мза бързина vи орбитален радиус r.) По този начин,

II. Въпреки че според електромагнитната теория всяка заредена частица, движеща се с ускорение, трябва да излъчва радиация, електроните не излъчват радиация, докато се движат по своите орбити в атома. Излъчването възниква само когато електрон се движи от една квантована орбита в друга.

III. Честотата на това излъчване се определя от изменението на общата енергия, т.е. разликата между енергиите на атома в началното и крайното състояние:

hn = д 2 – д 1 .

Тези условия на квантуване на енергията водят до дискретни електронни орбити. Решавайки уравнение (2) за скорост и замествайки в (4), получаваме

или, ако въведете „радиус на Бор“ а 0 = ч 2 /4стр 2аз 2 "5,29Х10 –11 м,

На фиг. Фигура 7 показва първите шест орбити на електрони във водородния атом, съответстващи на теорията на Бор. Показани са и преходи, придружени от излъчване на дискретни спектрални линии. Всяка поредица от спектрални линии носи името на своя откривател; От всички серии само част от серията на Балмер се намира във видимата област на спектъра.

На фиг. Фигура 8 показва как изглеждат линиите от серията Balmer върху фотографска плака на спектрограф. Лесно се вижда, че линиите стават по-плътни близо до границата на серията.

Енергии на атомни състояния, съответстващи на всяко цяло число н, също се квантуват:

Използвайки третия постулат на Бор и връзката с = вътремежду скорост, дължина на вълната и честота, сега може да се обясни емпиричната формула, открита от Балмър за неговата поредица от линии:

просто като специален случай на формулата на Бор. С негова помощ можете да изчислите "константата на Ридберг" RH:

Значение RH, намерено от Балмър, е 10967776 m–1; използвайки наличните стойности към момента м, д, ° СИ ч, получи Бор RH= 1,03Х10 7 m –1. Съвременно значение RHе 10979708 m–1. По този начин съгласието между теорията на Бор и експеримента е доста добро. Несъответствие в размера RHсе обяснява с неточността на стойностите на фундаменталните константи м, д, ° С, ч, които Бор използва, както и необходимостта да се вземат предвид редица корекции, основната от които е корекцията за движението на ядрото ( виж отдолу).

Така Бор постига значителен успех със своята теория от самото начало, като дава не само качествено, но и количествено обяснение на линиите на водородния спектър и прилага идеите на Планк и Айнщайн за квантите в теорията на оптичните спектри.

През 1914 г. J. Frank (1882-1964) и G. Hertz (1887-1975) експериментално потвърдиха правилността на концепцията за квантуване на енергийните нива чрез бомбардиране на атоми на живачни пари с електрони с известна енергия. Те измерват енергията, загубена от електрони, когато се разпръснат от живачни атоми. Електроните с енергия под определен праг изобщо не предават енергия на живачните атоми; но веднага щом енергията на електроните се окаже достатъчна, за да възбуди прехода на живачния атом към най-близкото ниво с по-висока енергия, електроните интензивно прехвърлят енергията си. Това беше убедително доказателство за съществуването на квантувани енергийни нива.

Теорията на Бор също направи възможно да се обясни произходът на рентгеновото лъчение ( х-лъчи): това лъчение се излъчва в резултат на избиване (от електрон, бомбардиращ атом) на електрон от вътрешната орбита на атом: електроните от външните обвивки на атома се преместват в освободеното пространство. Тъй като енергията се променя много повече, отколкото по време на оптичен преход, рентгеновото лъчение се оказва с по-къса дължина на вълната от видимата светлина и по-проникващо. Теорията на Бор обяснява не само линиите на Балмер, наблюдавани във видимата част на спектъра, но и други серии от линии в ултравиолетовия (серия на Лайман) и инфрачервения (серия на Пашен) области, които са открити с помощта на фотографски методи.

Въпреки че масата МТъй като водородното (протонното) ядро ​​е много по-голямо от масата на електрона, движещ се в орбита в атома, би било неправилно да се приеме, че в този „динамичен“ модел на атома протонът е в покой. Както отбелязва А. Зомерфелд (1868–1951), поради законите за запазване на енергията и импулса, ядрото и електронът трябва да се въртят спрямо общия център на масата с еднаква ъглова скорост (докато ядрото е разположено много по-близо до центъра на масата). Ефектът от това ядрено движение върху енергията на електронните състояния може да се вземе предвид чрез просто заместване на електронната маса м"намалена маса"

Където Ме масата на ядрото на въпросния атом. В случай на водород, стойността мпо-малко мна 1/1837. Въпреки това, точността на спектроскопските измервания е такава, че такава корекция забележимо подобрява съответствието между теорията и експеримента.

Зрелищна демонстрация на възможностите на модифицираната теория на Бор за водородния атом беше откриването на „тежкия водород“ (деутерий) 2 H. Масата на ядрото на деутерия е почти два пъти по-голяма от масата на протона и въпреки че деутерият е само 1 /4500 обикновен водород, присъствието му се проявява в снимки на спектъра, направени с висока разделителна способност, под формата на много слаби линии, изместени спрямо основните линии поради разлики в магнитуда м. След като през 1931 г. Ф. Астън (1977–1945) открива очевидно несъответствие в атомната маса на водорода, Р. Бърдж (1887–1980) и Д. Менцел изказват хипотезата за съществуването на две разновидности на водород с различни изотопни маси. През 1932 г. G. Urey (1893–1981), J. Murphy и F. Brickwedde (1903–1989) провеждат серия от експерименти, в които спектърът на водорода е фотографиран с помощта на вдлъбната дифракционна решетка с радиус 6,4 m откри слаби линии на деутерий там, където бяха предсказани (дължина на вълната, съответстваща на линия H а, беше изместен със 179,3 nm) и при вземане на проби, обогатени с тежкия изотоп, бяха получени безспорно ярки линии.

Зомерфелд доразвива теорията на Бор, като посочва, че кръговите орбити са само специален случай и че постулатите на Бор могат да бъдат въведени и в случай на елиптични орбити. (При движение по елиптична орбита скоростта, заедно с азимуталната, има и радиална компонента. В този случай движението се извършва в една равнина, а центърът на тежестта се намира в един от фокусите.) Така, за генерализирания импулс p iналагат се две условия на квантуване, свързани с "периодични координати". ци. (Областта на изменение на периодичните координати се повтаря с определен период; например ъгловата позиция на електрона спрямо ядрото представлява периодична координата.) Като цяло

По този начин, за да съществува орбитата, интегралът на импулса върху координатата за периода трябва да бъде равен на цяло число от константите на Планк. При движение по елиптична орбита има две независими уравнения

Където p j– азимутално и p r– радиален импулс. (Радиален импулс p rе равна на произведението на масата и радиалната скорост, която в случай на кръгова орбита е нула.) Класическата механика на движение по елиптични орбити, валидна за описание на движението на планетите, беше добре известна и следователно можеше да се използва директно в случай на атомни орбити. Според Нютоновата механика преходът от елиптична орбита към кръгова не е придружен от промяна на енергията на нивото, тъй като в случая на елипса енергията зависи само от голямата полуос на елипсата, която от своя страна зависи само от

Така че числото н(„главно квантово число“) съответства на една и съща енергия за определен набор от елиптични орбити, включително кръгова, за която n Y = 0.

Измерванията, направени при по-висока разделителна способност, показаха съществуването на „фина структура“ от спектрални линии (една широка „линия“ всъщност се състои от няколко линии). Това отчасти се дължи на факта, че Зомерфелд е показал, че електроните се движат със скорости, сравними със скоростта на светлината и следователно трябва да се използва релативистката механика на Айнщайн вместо механиката на Нютон. В резултат на това има малка разлика в енергиите на елиптичните орбити, тъй като скоростите варират в зависимост от ексцентрицитета. Корекцията може да бъде изразена чрез квантови числа нИ n j:

има така наречената константа на фината структура или константа на Зомерфелд. Наличието на тези малки корекции, в зависимост от елиптичността на орбитата, значително увеличава броя на възможните преходи. За да се вземе предвид липсата на някои от прогнозираните спектрални линии, беше необходимо да се въведат „правила за подбор“, позволяващи промени в азимуталното квантово число n jсамо с +1 или -1.

По този начин квантовата теория на Бор, допълнена от по-прецизната механика на орбиталното движение на Зомерфелд, успя да обясни широк спектър от явления. Стана ясно съществуването на редица спектрални линии на водорода, наличието на тяхната фина структура, характеристиките на нееластичното разсейване на електрони в газовете и изотопното изместване на спектралните линии. Освен това беше възможно точно да се изчисли йонизационният потенциал на водорода (енергията, необходима за избиване на електрон от атом).

Трудностите обаче все още остават. Теорията на Бор дава добри резултати в случай на едноелектронни атоми като водород, еднократно йонизиран хелий, двойно йонизиран литий, а също и например натрий (поради факта, че натриевият атом има един слабо свързан електрон, който основно определя както спектъра, така и химичните свойства на натрия), но описва лошо обикновения хелиев атом с два електрона и други многоелектронни атоми. Опитите на Бор да обясни добре известните промени в химичните и физичните свойства при прехода от атом към атом също се оказват неуспешни. И накрая, постулатите на Бор, например квантуване на ъгловия импулс в електронните орбити, изглеждаха напълно произволни.

Факт е, че по това време две разпоредби бяха неизвестни, без които е невъзможно да се разбере структурата на сложните атоми - принципът на изключване на Паули и съществуването на спин на електрони. Тези разпоредби, заедно със създаването на нова механика, наречена вълнова или квантова механика, бяха необходими за пълното разбиране на структурата на атома.

Квантова механика на атома.

Недостатъците на теорията на Бор, основана на класическата механика на частиците с добавяне на квантови постулати, подчертаха основния проблем за правилното описание на движението на електрони на малки разстояния, например вътре в атом. Въз основа на факта, че светлината има както корпускулярни, така и вълнови свойства (при някои явления, например с фотоелектричния ефект, тя се държи като поток от частици, а в други, например с интерференция, като вълна), Л. де Бройл (1892 –1987) през 1923 г. излага хипотезата, че дуалността вълна-частица също е характерна за материята. Тъй като квантовата теория приписва корпускулярно поведение на светлинните фотони по време на фотоелектричния ефект, може да се предположи, че електроните в атомите могат да се държат като вълни в своите „орбити“. Де Бройл стига до извода, че разпространението на вълна може да бъде „асоциирано“ с движението на всеки тип частица, ако го припишем на частица с маса ми скорост vдължина на вълната

л = ч/мв.

Експериментално потвърждение на вълновите свойства на частиците беше феноменът на електронната дифракция, открит през 1927 г. от К. Дейвисън (1881–1958) и Л. Гермер (1896–1971). Ъгловото разпределение на електроните, когато лъч от електрони се отразява от повърхността на кристал, може да се обясни само въз основа на вълнови концепции и се наблюдава съгласие с връзката между дължината на вълната и скоростта, постулирана от de Broglie.

Развитието на квантовата механика от В. Хайзенберг (1901-1976), Е. Шрьодингер (1887-1961) и други теоретици в периода след хипотезата, изразена от де Бройл, доведе до изясняване на ситуацията с теорията на Бор. Например в теорията на Бор условието за „стационарни състояния“

мв Ch2 pr = nh

имаше характер на произволно изискване. Сега изглежда като изискване цял брой дължини на вълните на де Бройл да се поберат в периодичната орбита на електрона. Точно тези орбити, които отговарят на това изискване, са разрешени.

При решаването на вълновото уравнение на Шрьодингер за водородния атом естествено възникват три квантови числа, обикновено обозначени със символите н, лИ m l. Тук н– цяло число, което може да приеме всякаква стойност, по-голяма от 0, което се нарича главно квантово число на електрона. Съответства на номера н, обозначаващи различни орбити на Бор. Номер л(орбитално квантово число) също е цяло число и може да приема произволна стойност от 0 до ( н- 1). Той характеризира орбиталния ъглов импулс на електрона и е тясно свързан с n jв модела на Бор. От решението на вълновото уравнение следва, че са разрешени само стойности на орбиталния ъглов импулс на електрона, равни на:

В крайна сметка получаваме 4 независими квантови числа, които характеризират състоянието на електрона в атома:

н– главно квантово число;

л– орбитално квантово число;

m l– орбитално магнитно квантово число;

Госпожица– спиново магнитно квантово число.

Въпреки че квантовата механика позволява, при дадени квантови числа, да се определи енергията на дадено състояние и пространственото разпределение на плътността на вероятността на електроните (замествайки орбитите в модела на Бор), са необходими допълнителни предположения за фиксиране на броя на електроните във всяко състояние.

През 1925 г. В. Паули (1900-1958) формулира "принципа на забраната", който веднага изяснява много атомни явления. Той предложи просто правило: във всяко отделно квантово състояние може да има само един електрон. Това означава, че наборът от числа, съответстващи на данните н, лИ m l, зависи от н. Например, когато н= 1 е възможно само л= 0; следователно, m l= 0 и единствената разлика в състоянията се дължи на Госпожица= +1/2 и -1/2. Таблицата показва възможностите, които отговарят на различни н. Имайте предвид, че в първата „черупка“ ( н= 1) има 2 електрона, в следващата обвивка ( н= 2) има 8 електрона, образуващи две подобвивки и т.н. Максималният брой електрони в подобвивката е 2 (2 л+ 1), а максималният брой подчерупки е н. За всеки ннапълно запълнена черупка съдържа 2 н 2 електрона.

Таблица: Възможен брой електрони в дадена обвивка

ВЪЗМОЖЕН БРОЙ ЕЛЕКТРОНИ В ДАДЕНА ОБВИВКА
н	л	m l	Госпожица	Броят на електроните в подобвивката	Брой електрони в запълнена обвивка
1 1	0 0	0 0	+1/2 –1/2	2	2
2 2	0 0	0 0	+1/2 –1/2	2
2 2 2 2 2 2	1 1 1 1 1 1	–1 –1 0 0 1 1	+1/2 –1/2 +1/2 –1/2 +1/2 –1/2	6	8
3 3	0 0	0 0	+1/2 –1/2	2
3 3 3 3 3 3	1 1 1 1 1 1	–1 –1 0 0 1 1	+1/2 –1/2 +1/2 –1/2 +1/2 –1/2	6
3 3 3 3 3 3 3 3 3 3	2 2 2 2 2 2 2 2 2 2	–2 –2 –1 –1 0 0 1 1 2 2	+1/2 –1/2 +1/2 –1/2 +1/2 –1/2 +1/2 –1/2 +1/2 –1/2	10	18

Съответствието на принципа на Паули с експеримента беше потвърдено от огромен брой спектроскопски наблюдения, както и множество данни от електронната теория на металите, физиката на ядрените процеси и нискотемпературните явления. Това е един от най-фундаменталните обединяващи принципи на физиката, който отваря пътя към разбирането на електронната структура на сложните атоми. Вярно е, че принципът на Паули определя само възможността за запълване на различни електронни обвивки и за проверка на действителното запълване на определени състояния са необходими данни, получени от оптични и рентгенови спектри. Но в атоми до аргон с З= 18 всеки допълнителен електрон просто се добавя към най-ниската от незапълнените подчерупки. Отклонения от този ред се наблюдават при по-сложни атоми, чиито обвивки частично се припокриват. Квантовата механика обяснява това отклонение с това, че първо се запълват състоянията с най-ниска енергия.

Подробният анализ на електронната структура и разпределението на електроните от гледна точка на квантовата механика и принципа на Паули в по-тежките атоми е много сложен. За състояние 1 с (н = 1, л= 0), възможно е само сферично симетрично разпределение (и най-вероятната позиция на електрона е в центъра на атома). В състояние 2 стр (н = 2, л= 1) ъгловият импулс на електрона вече не е нула и следователно максималната плътност е на различно от нула разстояние от ядрото. Разпределението на електронната плътност зависи от квантовото число m lв съответствие с изискването за квантуване на компонентите на ъгловия момент по посока на магнитното поле.

Периодична система от елементи.

Броят на електроните в обвивките на неутрален атом, равен на броя на протоните в ядрото му, се нарича атомен номер на елемента. Периодичната таблица на елементите, предложена през 1869 г. от Д. И. Менделеев (1834–1907), е таблица, в която елементите са подредени по нарастващ атомен номер и разпределени по периоди, така че атомите с подобни химични свойства да попадат в една и съща група. Например групата, съдържаща хелий, неон, аргон, криптон, ксенон и радон, съставлява групата на благородните газове; Това са атоми със запълнени електронни обвивки и е почти толкова трудно да се отстрани електрон от запълнена обвивка, колкото е да се добави допълнителен към него. Освен това тези газове са едноатомни; техните молекули представляват един атом.

Химичните свойства на атомите до голяма степен се определят от техните външни електрони. Простата природа на таблицата до аргон (чийто атомен номер З= 18) се дължи на факта, че при добавяне на друг електрон до З= 18 най-ниската подобвивка се запълва последователно. Значително усложнение на таблицата след З= 18 се обяснява с усложняването на последователността на запълване на подобвивки. За случая, когато има голям брой електрони, не могат да се получат точни решения на уравненията на квантовата механика и се използват приближени методи. Едно приближение е, че атом с един електрон извън пълната си обвивка, като натрий, З= 11, се разглежда като "едноелектронен" атом. Наистина, опростената теория на Бор (модифицирана, за да вземе предвид значението н= 3 за електронното състояние) дава сравнително точни стойности за енергията на нивата (но не и за разделяне на линията).

По-нататъшно изследване на атомната структура.

Понастоящем електронната структура на атомите по принцип е обяснена, въпреки че свойствата на многоелектронните атоми могат да бъдат изчислени само приблизително. Квантовата механика обяснява всички известни свойства на отделните атоми. Взаимодействието на атомите се изучава активно, особено в твърдите тела. Статията е посветена на структурата на атомното ядро.

Както знаете, всичко материално във Вселената се състои от атоми. Атомът е най-малката единица материя, която носи нейните свойства. На свой ред структурата на атома е изградена от магическа троица от микрочастици: протони, неутрони и електрони.

Освен това всяка от микрочастиците е универсална. Тоест не можете да намерите два различни протона, неутрона или електрона в света. Всички те са абсолютно подобни един на друг. И свойствата на атома ще зависят само от количествения състав на тези микрочастици в цялостната структура на атома.

Например структурата на водороден атом се състои от един протон и един електрон. Следващият най-сложен атом, хелият, се състои от два протона, два неутрона и два електрона. Литиев атом - съставен от три протона, четири неутрона и три електрона и т.н.

Атомна структура (отляво надясно): водород, хелий, литий

Атомите се комбинират, за да образуват молекули, а молекулите се комбинират, за да образуват вещества, минерали и организми. Молекулата на ДНК, която е в основата на всички живи същества, е структура, сглобена от същите три магически тухли на Вселената като камъка, лежащ на пътя. Въпреки че тази структура е много по-сложна.

Още по-невероятни факти се разкриват, когато се опитаме да разгледаме по-отблизо пропорциите и структурата на атомната система. Известно е, че атомът се състои от ядро ​​и електрони, движещи се около него по траектория, описваща сфера. Тоест дори не може да се нарече движение в обичайния смисъл на думата. По-скоро електронът се намира навсякъде и непосредствено в тази сфера, създавайки електронен облак около ядрото и образувайки електромагнитно поле.

Схематично представяне на структурата на атома

Ядрото на атома се състои от протони и неутрони и почти цялата маса на системата е концентрирана в него. Но в същото време самото ядро ​​е толкова малко, че ако радиусът му се увеличи до мащаб от 1 см, тогава радиусът на цялата атомна структура ще достигне стотици метри. По този начин всичко, което възприемаме като плътна материя, се състои от повече от 99% от енергийните връзки само между физическите частици и по-малко от 1% от самите физически форми.

Но какви са тези физически форми? От какво са направени и от какъв материал са? За да отговорим на тези въпроси, нека разгледаме по-отблизо структурите на протоните, неутроните и електроните. И така, слизаме още едно стъпало в дълбините на микросвета - до нивото на субатомните частици.

От какво се състои един електрон?

Най-малката частица на атома е електрон. Електронът има маса, но няма обем. В научната концепция електронът не се състои от нищо, а е безструктурна точка.

Електронът не може да се види под микроскоп. Вижда се само под формата на електронен облак, който прилича на размазана сфера около атомното ядро. В същото време е невъзможно да се каже с точност къде се намира електронът в даден момент. Инструментите са в състояние да уловят не самата частица, а само нейната енергийна следа. Същността на електрона не е заложена в понятието материя. По-скоро е като някаква празна форма, която съществува само в движение и благодарение на движението.

Все още не е открита структура в електрона. Това е същата точкова частица като енергиен квант. Всъщност електронът е енергия, но той е по-стабилна негова форма от тази, представена от фотоните на светлината.

В момента електронът се счита за неделим. Това е разбираемо, защото е невъзможно да се раздели нещо, което няма обем. Теорията обаче вече има разработки, според които електронът съдържа триединство от такива квазичастици като:

• Orbiton – съдържа информация за орбиталната позиция на електрона;
• Spinon – отговаря за въртенето или въртящия момент;
• Холон – носи информация за заряда на електрона.

Но както виждаме, квазичастиците нямат абсолютно нищо общо с материята и носят само информация.

Снимки на атоми на различни вещества в електронен микроскоп

Интересното е, че електронът може да абсорбира енергийни кванти, като светлина или топлина. В този случай атомът преминава на ново енергийно ниво и границите на електронния облак се разширяват. Също така се случва енергията, погълната от електрона, да е толкова голяма, че той може да изскочи от атомната система и да продължи движението си като независима частица. В същото време той се държи като фотон от светлина, тоест сякаш престава да бъде частица и започва да проявява свойствата на вълна. Това е доказано в експеримент.

Експериментът на Юнг

По време на експеримента поток от електрони беше насочен към екран с два процепа, изрязани в него. Преминавайки през тези прорези, електроните се сблъскват с повърхността на друг проекционен екран, оставяйки своя отпечатък върху него. В резултат на това „бомбардиране“ на електрони, на прожекционния екран се появи интерференчен модел, подобен на този, който би се появил, ако вълни, но не частици, преминават през два процепа.

Този модел възниква, защото вълна, преминаваща между два процепа, се разделя на две вълни. В резултат на по-нататъшното движение вълните се припокриват, а в някои области те взаимно се компенсират. Резултатът е много линии на прожекционния екран, вместо само една, както би било, ако електронът се държи като частица.

Строеж на ядрото на атома: протони и неутрони

Протоните и неутроните изграждат ядрото на атома. И въпреки факта, че ядрото заема по-малко от 1% от общия обем, в тази структура е концентрирана почти цялата маса на системата. Но физиците са разделени относно структурата на протоните и неутроните и в момента има две теории.

• Теория No1 – Стандарт

Стандартният модел казва, че протоните и неутроните са съставени от три кварка, свързани с облак от глуони. Кварките са точкови частици, също като квантите и електроните. А глуоните са виртуални частици, които осигуряват взаимодействието на кварките. Въпреки това, нито кварки, нито глуони са открити в природата, така че този модел е обект на сериозна критика.

• Теория №2 – Алтернатива

Но според алтернативната теория на единното поле, разработена от Айнщайн, протонът, подобно на неутрона, както всяка друга частица от физическия свят, е електромагнитно поле, въртящо се със скоростта на светлината.

Електромагнитни полета на човека и планетата

Какви са принципите на атомната структура?

Всичко в света - тънко и плътно, течно, твърдо и газообразно - е само енергийните състояния на безброй полета, които пронизват пространството на Вселената. Колкото по-високо е нивото на енергия в полето, толкова по-тънко и по-малко забележимо е то. Колкото по-ниско е енергийното ниво, толкова по-стабилно и осезаемо е то. Структурата на атома, както и структурата на всяка друга единица на Вселената, се крие във взаимодействието на такива полета - различни по енергийна плътност. Оказва се, че материята е просто илюзия на ума.

Атомът е най-малката химически неделима част от химичния елемент, която е носител на неговите свойства. Атомът се състои от електрони и атомно ядро, което от своя страна се състои от незаредени неутрони, както и положително заредени протони. Ако броят на електроните и протоните е еднакъв, тогава атомът е електрически неутрален. В противен случай той има или отрицателен, или положителен заряд, в който случай се нарича йон.

Атомите се класифицират според броя на неутроните и протоните в ядрото: броят на неутроните определя принадлежността му към всеки изотоп на химичен елемент, броят на протоните - директно към този елемент. Атомите от различни видове в различни количества, които са свързани с определени междуатомни връзки, образуват молекули.

Концепцията за атом е формулирана за първи път от древногръцките и древните индийски философи. През 17-ти и 18-ти век химиците са успели да потвърдят тази хипотеза, че някои от веществата не могат впоследствие да бъдат разградени на по-малки елементи с помощта на специални химични методи, експериментално. Но в края на 19-ти и началото на 20-ти век физиците откриват субатомни частици, след което става ясно, че атомът всъщност не е „неделима частица“. През 1860 г. в германския град Карлсруе се състоя международен конгрес на химиците, на който бяха взети редица решения относно дефинирането на понятията атом и молекула. В резултат на това атомът е най-малката частица от химичен елемент, който е част от сложни и прости вещества.

Атомни модели

Моделът на Томсън на атома. Той предложи атомът да се разглежда като положително заредено тяло, съдържащо електрони. Тази хипотеза беше окончателно опровергана от известния учен Ръдърфорд, след като проведе известния си експеримент, в който разпръсна алфа частици.

Парчета материя. Древногръцкият учен Демокрит вярва, че свойствата на дадено вещество могат да се определят от неговата маса, форма и подобни характеристики на атомите, от които се състои. Например огънят има остри атоми, в резултат на което може да се изгори, а в твърдите тела те са грапави, поради което прилепват плътно един към друг, във водата са гладки и затова тя може да тече. Демокрти също вярваше, че човешката душа се състои от атоми.

Ранният планетарен модел на атома на Нагаока. Физиците от Япония Хантаро Нагаока през 1904 г. предложиха такъв модел на атома, който беше построен в пряка аналогия със Сатурн. В този модел електроните се въртят в орбити около малко положително ядро ​​и се комбинират в пръстени. Но този модел беше грешен.

Планетарен модел на Бор-Ръдърфорд на атома. Ърнест Ръдърфорд провежда няколко експеримента през 1911 г., след което стига до извода, че атомът е вид планетарна система, в която електроните се движат по орбити около тежко, положително заредено ядро, което се намира в центъра на атома. Но такова описание противоречи на класическата електродинамика. Според последното електронът, докато се движи с центростремително ускорение, трябва да излъчва някои електромагнитни вълни, в резултат на което губи част от енергията си. Неговите изчисления показват, че времето, необходимо на един електрон да падне върху ядрото на такъв атом, е абсолютно незначително.

За да обясни стабилността на атомите, Нилс Бор трябваше да въведе редица специални постулати, които се свеждаха до факта, че електронът на атома, когато се намира в определени енергийни състояния, не излъчва енергия („Бор-Ръдърфорд“ модел на атома”). Постулатите на Бор показват, че класическата механика е неприложима за описание на свойствата на атома и неговата дефиниция. Последвалото изследване на атомната радиация доведе до създаването на такъв клон на физиката като квантовата механика, което направи възможно обяснението на огромен брой наблюдавани факти.

Квантовомеханичен модел на атома

Съвременният атомен модел е развитие на планетарния модел. Ядрото на атома съдържа незаредени неутрони и положително заредени протони и е заобиколено от електрони, които имат отрицателен заряд. Но концепциите на квантовата механика не позволяват да се твърди, че електроните се движат около ядрото по определени траектории.
Химичните свойства на атома се описват от квантовата механика и се определят от конфигурацията на тяхната електронна обвивка. Местоположението на атома в таблицата на периодичните химични елементи на Менделеев се определя въз основа на електрическия заряд на ядрото му, т.е. броят на протоните, а броят на неутроните няма фундаментален ефект върху химичните свойства. По-голямата част от атома е концентрирана в ядрото. Масата на атома се измерва в специални единици за атомна маса, равни на.

Свойства на атома

Всеки два атома, които имат еднакъв брой протони, принадлежат към един и същ химичен елемент. Атомите с еднакъв брой протони, но различен брой неутрони се наричат ​​изотопи на този елемент. Например, един водороден атом съдържа един протон, но има изотопи, които не съдържат неутрони или един неутрон (деутерий) или два неутрона (тритий). Започвайки с водородния атом, който има един протон, и завършвайки с атома унунокций, който съдържа 118 протона, химичните елементи образуват непрекъснат естествен ред според броя на протоните в ядрото. Радиоактивните изотопи на елементите започват с 83-то число на периодичната таблица.

Останалата маса на атома се изразява в единици за атомна маса (далтони). Масата на атома е приблизително равна на произведението на единицата за атомна маса по масовото число. Най-тежкият изотоп е олово-208, чиято маса е 207,976 a. Яжте.
Външната електронна обвивка на атомна обвивка, ако не е напълно запълнена, се нарича валентна обвивка, а нейните електрони се наричат ​​валентни електрони.