Išsamios atomo charakteristikos. Atomas - „Enciklopedija. Atomas ir jo sandara

Chemija yra mokslas apie medžiagas ir jų virsmą viena kita.

Medžiagos yra chemiškai grynos medžiagos

Chemiškai gryna medžiaga yra molekulių, turinčių tą pačią kokybinę ir kiekybinę sudėtį ir tą pačią struktūrą, rinkinys.

CH3-O-CH3-

CH3-CH2-OH

Molekulė – mažiausios medžiagos dalelės, turinčios visas chemines savybes; molekulė sudaryta iš atomų.

Atomas yra chemiškai nedaloma dalelė, iš kurios susidaro molekulės. (tauriųjų dujų molekulė ir atomas yra vienodi, He, Ar)

Atomas yra elektriškai neutrali dalelė, susidedanti iš teigiamai įkrauto branduolio, aplink kurį pagal griežtai apibrėžtus dėsnius pasiskirsto neigiamo krūvio elektronai. Be to, bendras elektronų krūvis yra lygus branduolio krūviui.

Atomo branduolys susideda iš teigiamai įkrautų protonų (p) ir neutronų (n), kurie neturi jokio krūvio. Bendras neutronų ir protonų pavadinimas yra nukleonai. Protonų ir neutronų masė yra beveik vienoda.

Elektronai (e -) turi neigiamą krūvį, lygų protono krūviui. E masė yra maždaug 0,05% protono ir neutrono masės. Taigi visa atomo masė yra sutelkta jo branduolyje.

Skaičius p atome, lygus branduolio krūviui, vadinamas eilės numeriu (Z), kadangi atomas yra elektriškai neutralus, skaičius e lygus skaičiui p.

Atomo masės skaičius (A) yra protonų ir neutronų suma branduolyje. Atitinkamai, neutronų skaičius atome yra lygus skirtumui tarp A ir Z (atomo masės skaičius ir atominis skaičius (N=A-Z).

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

Nukleonai

Atomų chemines savybes lemia jų elektroninė struktūra (elektronų skaičius), kuri yra lygi atominiam skaičiui (branduolinis krūvis). Todėl visi atomai, turintys tą patį branduolinį krūvį, chemiškai elgiasi vienodai ir yra apskaičiuojami kaip to paties cheminio elemento atomai.

Cheminis elementas yra atomų, turinčių tą patį branduolinį krūvį, rinkinys. (110 cheminių elementų).

Atomai, turintys tą patį branduolinį krūvį, gali skirtis masės skaičiumi, kuris yra susijęs su skirtingu neutronų skaičiumi jų branduoliuose.

Atomai, turintys tą patį Z, bet skirtingą masės skaičių, vadinami izotopais.

17 35 Cl 17 37 Cl

Vandenilio H izotopai:

Pavadinimas: 1 1 N 1 2 D 1 3 T

Pavadinimas: protium deuterium tritium

Šerdies sudėtis: 1р 1р+1n 1р+2n

Protis ir deuteris yra stabilūs

Tritis skyla (radioaktyvus) Naudojamas vandenilinėse bombose.

Atominės masės vienetas. Avogadro numeris. Mol.

Atomų ir molekulių masės yra labai mažos (maždaug nuo 10 -28 iki 10 -24 g, norint praktiškai parodyti šias mases, patartina įvesti savo matavimo vienetą, kuris lemtų patogią ir pažįstamą skalę).

Kadangi atomo masė yra sutelkta jo branduolyje, sudarytame iš beveik vienodos masės protonų ir neutronų, logiška vieno nukleono masę laikyti atominės masės vienetu.

Atomų ir molekulių masės vienetu sutarėme paimti vieną dvyliktąją anglies izotopo, turinčio simetrišką branduolio struktūrą (6p+6n). Šis vienetas vadinamas atominės masės vienetu (amu), skaitiniu požiūriu jis lygus vieno nukleono masei. Šioje skalėje atomų masės artimos sveikosioms reikšmėms: He-4; Al-27; Ra-226 a.u.m……

Apskaičiuokime 1 amu masę gramais.

1/12 (12 C) = =1,66*10 -24 g/m.m

Apskaičiuokime, kiek amu yra 1 g.

N A = 6,02 *-Avogadro skaičius

Gautas santykis vadinamas Avogadro skaičiumi ir parodo, kiek amu yra 1 g.

Periodinėje lentelėje pateiktos atominės masės išreiškiamos amu

Molekulinė masė yra molekulės masė, išreikšta amu ir randama kaip visų tam tikrą molekulę sudarančių atomų masių suma.

m(1 molekulė H2SO4)= 1*2+32*1+16*4= 98 a.v.

Norint pereiti nuo amu prie 1 g, kuris praktiškai naudojamas chemijoje, buvo pradėtas skaičiuoti medžiagos kiekis porcijomis, kuriose kiekvienoje porcijoje yra struktūrinių vienetų (atomų, molekulių, jonų, elektronų) skaičius N A. Šiuo atveju tokios dalies, vadinamos 1 moliu, masė, išreikšta gramais, skaitine prasme yra lygi atominei arba molekulinei masei, išreikštai amu.

Raskime 1 mol H 2 SO 4 masę:

M(1 mol H2SO4)=

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

Kaip matote, molekulinės ir molinės masės yra skaitiniu požiūriu lygios.

1 molis– medžiagos kiekis, turintis Avogadro struktūrinių vienetų (atomų, molekulių, jonų) skaičių.

Molekulinė masė (M)- 1 molio medžiagos masė, išreikšta gramais.

Medžiagos kiekis - V (mol); medžiagos masė m(g); molinė masė M(g/mol) – susijusi su ryšiu: V=;

2H2O+O22H2O

2 molis 1 molis

2.Pagrindiniai chemijos dėsniai

Medžiagos sudėties pastovumo dėsnis – chemiškai gryna medžiaga, nepriklausomai nuo paruošimo būdo, visada turi pastovią kokybinę ir kiekybinę sudėtį.

CH3+2O2=CO2+2H2O

NaOH+HCl=NaCl+H2O

Medžiagos, kurių sudėtis yra pastovi, vadinamos daltonitais. Išimties tvarka žinomos nepakitusios sudėties medžiagos - bertolitai (oksidai, karbidai, nitridai)

Masės tvermės įstatymas (Lomonosovas) - medžiagų, kurios patenka į reakciją, masė visada lygi reakcijos produktų masei. Iš to išplaukia, kad reakcijos metu atomai neišnyksta ir nesusidaro, jie pereina iš vienos medžiagos į kitą. Tai yra cheminės reakcijos lygties koeficientų parinkimo pagrindas, kiekvieno elemento atomų skaičius kairėje ir dešinėje lygties pusėse turi būti lygus.

Ekvivalentų dėsnis – vykstant cheminėms reakcijoms medžiagos reaguoja ir susidaro kiekiai, lygūs ekvivalentui (Kiek sunaudojama vienos medžiagos ekvivalentų, lygiai tiek pat ekvivalentų suvartojama arba susidaro kitos medžiagos).

Ekvivalentas yra medžiagos kiekis, kuris reakcijos metu prideda, pakeičia arba išskiria vieną molį H atomų (jonų).

Dujų įstatymai

Daltono dėsnis – bendras dujų mišinio slėgis lygus visų dujų mišinio komponentų dalinių slėgių sumai.

Avogadro dėsnis: vienoduose skirtingų dujų tūriuose tomis pačiomis sąlygomis yra vienodas molekulių skaičius.

Pasekmė: vienas molis bet kokių dujų normaliomis sąlygomis (t=0 laipsnių arba 273K ir P=1 atmosfera arba 101255 Paskaliai arba 760 mm Hg. Kol.) užima V=22,4 litro.

V, kuris užima vieną molį dujų, vadinamas moliniu tūriu Vm.

Žinant dujų (dujų mišinio) tūrį ir Vm nurodytomis sąlygomis, nesunku apskaičiuoti dujų (dujų mišinio) kiekį =V/Vm.

Mendelejevo-Klapeirono lygtis susieja dujų kiekį su sąlygomis, kuriomis jis randamas. pV=(m/M)*RT=*RT

Naudojant šią lygtį, visi fizikiniai dydžiai turi būti išreikšti SI: p-dujų slėgis (paskalis), V-dujų tūris (litrais), m-dujų masė (kg), M-molinė masė (kg/mol), T- temperatūra pagal absoliučią skalę (K), Nu-dujų kiekis (mol), R-dujų konstanta = 8,31 J/(mol*K).

D - santykinis vienų dujų tankis, palyginti su kitomis - M dujų ir M dujų santykis, pasirinktas kaip standartas, parodo, kiek kartų vienos dujos yra sunkesnės už kitas D = M1 / ​​​​M2.

Medžiagų mišinio sudėties išraiškos metodai.

Masės dalis W – medžiagos masės ir viso mišinio masės santykis W=((m mišinio)/(m tirpalo))*100 %

Molinė dalis æ yra medžiagų skaičiaus ir bendro visų medžiagų skaičiaus santykis. mišinyje.

Dauguma cheminių elementų gamtoje yra kaip skirtingų izotopų mišinys; Žinant cheminio elemento izotopinę sudėtį, išreikštą molinėmis dalimis, apskaičiuojama šio elemento atominės masės vidutinė svertinė vertė, kuri paverčiama ISHE. А= Σ (æi*Аi)= æ1*А1+ æ2*А2+…+ æn*Аn, kur æi – i-ojo izotopo molinė dalis, Аi – i-ojo izotopo atominė masė.

Tūrio dalis (φ) yra Vi ir viso mišinio tūrio santykis. φi=Vi/VΣ

Žinant dujų mišinio tūrinę sudėtį, apskaičiuojamas dujų mišinio Mav. Мср= Σ (φi*Mi)= φ1*М1+ φ2*М2+…+ φn*Мn

Atomo sąvoka atsirado senovės pasaulyje, žyminti materijos daleles. Išvertus iš graikų kalbos, atomas reiškia „nedalomas“.

Elektronai

Airių fizikas Stoney, remdamasis eksperimentais, padarė išvadą, kad elektrą perneša mažiausios dalelės, esančios visų cheminių elementų atomuose. Už 1891 dolerį P. Stoney pasiūlė vadinti šias daleles elektronų, kuris graikų kalba reiškia „gintaras“.

Praėjus keleriems metams po to, kai elektronas gavo savo pavadinimą, anglų fizikas Josephas Thomsonas ir prancūzų fizikas Jeanas Perrinas įrodė, kad elektronai turi neigiamą krūvį. Tai mažiausias neigiamas krūvis, kuris chemijoje laikomas vienetu $(–1)$. Tomsonui netgi pavyko nustatyti elektrono greitį (jis lygus šviesos greičiui – 300 000 km/s) ir elektrono masę (1836 USD mažesnė už vandenilio atomo masę).

Thomsonas ir Perrinas sujungė srovės šaltinio polius dviem metalinėmis plokštėmis – katodu ir anodu, sulituotomis į stiklinį vamzdelį, iš kurio buvo pašalintas oras. Kai elektrodų plokštelėms buvo pritaikyta apie 10 tūkstančių voltų įtampa, vamzdyje blykstelėjo šviesos išlydis, o dalelės iš katodo (neigiamo poliaus) nuskriejo į anodą (teigiamą polių), kurį mokslininkai pirmą kartą pavadino. katodiniai spinduliai, o tada išsiaiškino, kad tai elektronų srautas. Elektronai, patekę į specialias medžiagas, pavyzdžiui, esančias televizoriaus ekrane, sukelia švytėjimą.

Padaryta išvada: elektronai pabėga iš medžiagos, iš kurios pagamintas katodas, atomų.

Laisvuosius elektronus arba jų srautą galima gauti kitais būdais, pavyzdžiui, kaitinant metalinę vielą arba apšviečiant metalus, kuriuos sudaro periodinės lentelės I grupės pagrindinio pogrupio elementai (pavyzdžiui, cezis).

Elektronų būsena atome

Elektrono būsena atome suprantama kaip visuma informacijos apie energijos tam tikras elektronas erdvė, kuriame jis yra. Jau žinome, kad elektronas atome neturi judėjimo trajektorijos, t.y. galime kalbėti tik apie tikimybės jo vieta erdvėje aplink branduolį. Jis gali būti bet kurioje šios erdvės dalyje, supančioje branduolį, o skirtingų padėčių rinkinys laikomas elektronų debesimi, turinčiu tam tikrą neigiamo krūvio tankį. Vaizdžiai tai galima įsivaizduoti taip: jei būtų įmanoma nufotografuoti elektrono padėtį atome po šimtųjų ar milijoninių sekundės dalių, kaip fotoapdailoje, tai elektronas tokiose nuotraukose būtų vaizduojamas kaip taškas. Jei būtų uždėta daugybė tokių nuotraukų, paveikslėlyje būtų didžiausias tankis elektronų debesis ten, kur yra daugiausiai šių taškų.

Paveikslėlyje parodytas tokio elektronų tankio „pjūvis“ vandenilio atome, einančioje per branduolį, o punktyrinė linija brėžia sferą, kurioje elektrono aptikimo tikimybė yra 90% $. Arčiausiai branduolio esantis kontūras apima erdvės sritį, kurioje elektrono aptikimo tikimybė yra $10%$, tikimybė aptikti elektroną antrojo kontūro viduje iš branduolio yra $20%$, trečiojo viduje yra $≈30% $ ir kt. Elektrono būsenoje yra tam tikras neapibrėžtumas. Šiai ypatingai būsenai apibūdinti vokiečių fizikas W. Heisenbergas pristatė sąvoką neapibrėžtumo principas, t.y. parodė, kad neįmanoma vienu metu ir tiksliai nustatyti elektrono energijos ir vietos. Kuo tiksliau nustatoma elektrono energija, tuo neapibrėžtesnė jo padėtis, ir atvirkščiai, nustačius padėtį, elektrono energijos nustatyti neįmanoma. Tikimybių diapazonas aptikti elektroną neturi aiškių ribų. Tačiau galima pasirinkti erdvę, kurioje elektrono radimo tikimybė yra didžiausia.

Erdvė aplink atomo branduolį, kurioje greičiausiai randamas elektronas, vadinama orbitale.

Jame yra maždaug $90%$ elektronų debesies, o tai reiškia, kad apie 90%$ laiko elektronas būna šioje erdvės dalyje. Remiantis jų forma, yra žinomi keturi orbitų tipai, žymimi lotyniškomis raidėmis $s, p, d$ ir $f$. Kai kurių elektronų orbitalių formų grafinis vaizdas pateiktas paveikslėlyje.

Svarbiausia elektrono judėjimo tam tikroje orbitoje charakteristika yra jo susiejimo su branduoliu energija. Elektronai, turintys panašias energijos vertes, sudaro vieną elektronų sluoksnis, arba energijos lygis. Energijos lygiai sunumeruoti pradedant nuo branduolio: $1, 2, 3, 4, 5, 6 $ ir $ 7 $.

Sveikasis skaičius $n$, nurodantis energijos lygio skaičių, vadinamas pagrindiniu kvantiniu skaičiumi.

Jis apibūdina elektronų, užimančių tam tikrą energijos lygį, energiją. Pirmojo energijos lygio elektronai, esantys arčiausiai branduolio, turi mažiausią energiją. Palyginti su pirmojo lygio elektronais, tolesnių lygių elektronai pasižymi dideliu energijos kiekiu. Vadinasi, išorinio lygio elektronai mažiausiai glaudžiai susiję su atomo branduoliu.

Energijos lygių (elektroninių sluoksnių) skaičius atome yra lygus periodo skaičiui D.I. Mendelejevo sistemoje, kuriam priklauso cheminis elementas: pirmojo periodo elementų atomai turi vieną energijos lygį; antrasis laikotarpis - du; septintas laikotarpis - septyni.

Didžiausias elektronų skaičius energijos lygyje nustatomas pagal formulę:

kur $N$ yra didžiausias elektronų skaičius; $n$ yra lygio skaičius arba pagrindinis kvantinis skaičius. Vadinasi: pirmame energijos lygyje, esančiame arčiausiai branduolio, elektronų gali būti ne daugiau kaip du; antroje - ne daugiau kaip 8 USD; trečią - ne daugiau kaip 18 USD; ketvirtą - ne daugiau kaip 32 USD. O kaip, savo ruožtu, yra išdėstyti energijos lygiai (elektroniniai sluoksniai)?

Pradedant nuo antrojo energijos lygio $(n = 2)$, kiekvienas lygis yra padalintas į polygius (posluoksnius), kurie vienas nuo kito šiek tiek skiriasi rišimo energija su branduoliu.

Polygių skaičius lygus pagrindinio kvantinio skaičiaus reikšmei: pirmasis energijos lygis turi vieną polygį; antrasis - du; trečias - trys; ketvirta - keturi. Polygius savo ruožtu sudaro orbitos.

Kiekviena $n$ reikšmė atitinka orbitų skaičių, lygų $n^2$. Remiantis lentelėje pateiktais duomenimis, galima atsekti ryšį tarp pagrindinio kvantinio skaičiaus $n$ ir polygių skaičiaus, orbitų tipo ir skaičiaus bei didžiausio elektronų skaičiaus polygyje ir lygyje.

Pagrindinis kvantinis skaičius, orbitalių tipai ir skaičius, maksimalus elektronų skaičius polygiuose ir lygiuose.

Energijos lygis $(n)$	Polygių skaičius lygus $n$	Orbitinis tipas	Orbitų skaičius		Maksimalus elektronų skaičius
			polygyje	lygiu, lygiu $n^2$	polygyje	lygiu, lygiu $n^2$
$K(n=1)$	$1$	$1s$	$1$	$1$	$2$	$2$
$L(n=2)$	$2$	$2s$	$1$	$4$	$2$	$8$
		$2p$	$3$		$6$
$M(n=3)$	$3$	$3s$	$1$	$9$	$2$	$18$
		$3p$	$3$		$6$
		$3d$	$5$		$10$
$N(n=4)$	$4$	$4s$	$1$	$16$	$2$	$32$
		$4p$	$3$		$6$
		4d$	$5$		$10$
		$4f$	$7$		$14$

Polygiai paprastai žymimi lotyniškomis raidėmis, taip pat orbitalių, iš kurių jie susideda, forma: $s, p, d, f$. Taigi:

• $s$-polygis – pirmasis kiekvieno energijos lygio polygis, esantis arčiausiai atomo branduolio, susideda iš vienos $s$-orbitalės;
• $p$-sublygis – kiekvieno, išskyrus pirmąjį, energijos lygmenį, antrasis polygis susideda iš trijų $p$-orbitalių;
• $d$-polygis – kiekvieno trečiasis polygis, pradedant nuo trečiojo, energijos lygio, susideda iš penkių $d$-orbitalių;
• Kiekvieno iš jų $f$-polygis, pradedant nuo ketvirtojo energijos lygio, susideda iš septynių $f$-orbitalių.

Atomo branduolys

Tačiau ne tik elektronai yra atomų dalis. Fizikas Henri Becquerel išsiaiškino, kad natūralus mineralas, kuriame yra urano druskos, taip pat skleidžia nežinomą spinduliuotę, atidengdamas nuo šviesos apsaugotas fotografines juostas. Šis reiškinys buvo vadinamas radioaktyvumas.

Yra trys radioaktyviųjų spindulių tipai:

1. $α$-spinduliai, susidedantys iš $α$-dalelių, kurių krūvis $2$ kartus didesnis už elektrono krūvį, bet turi teigiamą ženklą, o masė $4$ kartus didesnė už vandenilio atomo masę;
2. $β$-spinduliai reiškia elektronų srautą;
3. $γ$ spinduliai yra nereikšmingos masės elektromagnetinės bangos, kurios neturi elektros krūvio.

Vadinasi, atomas turi sudėtingą struktūrą – jį sudaro teigiamai įkrautas branduolys ir elektronai.

Kokia atomo struktūra?

1910 m. Kembridže, netoli Londono, Ernestas Rutherfordas ir jo mokiniai bei kolegos ištyrė $ α $ dalelių sklaidą, praeinančius per ploną aukso foliją ir krentančių ant ekrano. Alfa dalelės nuo pradinės krypties dažniausiai nukrypdavo tik vienu laipsniu, tarsi patvirtindamos aukso atomų savybių vienodumą ir vienodumą. Ir staiga mokslininkai pastebėjo, kad kai kurios $α$ dalelės staiga pakeitė savo kelio kryptį, tarsi susidūrusios su kokia nors kliūtimi.

Padėjęs ekraną prieš foliją, Rutherfordas sugebėjo aptikti net tuos retus atvejus, kai $α$ dalelės, atsispindėjusios nuo aukso atomų, skrisdavo priešinga kryptimi.

Skaičiavimai parodė, kad stebimi reiškiniai gali įvykti, jei visa atomo masė ir visas jo teigiamas krūvis būtų sutelkti į mažytį centrinį branduolį. Branduolio spindulys, kaip paaiškėjo, yra 100 000 kartų mažesnis už viso atomo, srities, kurioje yra neigiamo krūvio elektronai, spindulį. Jei taikysime vaizdinį palyginimą, tada visą atomo tūrį galima prilyginti Lužnikų stadionui, o branduolį galima palyginti su futbolo kamuoliu, esančiu aikštės centre.

Bet kurio cheminio elemento atomas yra panašus į mažą saulės sistemą. Todėl šis Rutherfordo pasiūlytas atomo modelis vadinamas planetiniu.

Protonai ir neutronai

Pasirodo, mažytis atomo branduolys, kuriame sutelkta visa atomo masė, susideda iš dviejų tipų dalelių – protonų ir neutronų.

Protonai kurių krūvis lygus elektronų krūviui, bet priešingas ženklu $(+1)$, o masė lygi vandenilio atomo masei (chemijoje ji laikoma vienybe). Protonai žymimi ženklu $↙(1)↖(1)p$ (arba $p+$). Neutronai neneša krūvio, jie yra neutralūs ir turi masę, lygią protono masei, t.y. 1 USD. Neutronai žymimi ženklu $↙(0)↖(1)n$ (arba $n^0$).

Protonai ir neutronai kartu vadinami nukleonai(nuo lat. branduolys- šerdis).

Protonų ir neutronų skaičiaus atome suma vadinama masės skaičius. Pavyzdžiui, aliuminio atomo masės skaičius yra:

Kadangi elektrono masė, kuri yra nežymiai maža, gali būti nepaisoma, akivaizdu, kad visa atomo masė yra sutelkta branduolyje. Elektronai žymimi taip: $e↖(-)$.

Kadangi atomas yra elektriškai neutralus, tai taip pat akivaizdu kad protonų ir elektronų skaičius atome yra vienodas. Jis lygus cheminio elemento atominiam skaičiui, priskirtas jai periodinėje lentelėje. Pavyzdžiui, geležies atomo branduolyje yra $ 26 $ protonų, o $ 26 $ elektronai sukasi aplink branduolį. Kaip nustatyti neutronų skaičių?

Kaip žinoma, atomo masė susideda iš protonų ir neutronų masės. Žinant elemento $(Z)$ eilės numerį, t.y. protonų skaičių ir masės skaičių $(A)$, lygų protonų ir neutronų skaičių sumai, neutronų skaičių $(N)$ galima rasti pagal formulę:

Pavyzdžiui, neutronų skaičius geležies atome yra:

$56 – 26 = 30$.

Lentelėje pateikiamos pagrindinės elementariųjų dalelių charakteristikos.

Pagrindinės elementariųjų dalelių charakteristikos.

Izotopai

To paties elemento atomų atmainos, turinčios tą patį branduolio krūvį, bet skirtingą masės skaičių, vadinamos izotopais.

Žodis izotopas susideda iš dviejų graikiškų žodžių: isos- identiškas ir topos- vieta, reiškia „užimti vieną vietą“ (ląstelę) periodinėje elementų lentelėje.

Gamtoje randami cheminiai elementai yra izotopų mišinys. Taigi anglis turi tris izotopus, kurių masė yra 12, 13, 14 $; deguonis – trys izotopai, kurių masė 16, 17, 18 ir t.t.

Paprastai periodinėje lentelėje nurodyta cheminio elemento santykinė atominė masė yra natūralaus tam tikro elemento izotopų mišinio atominių masių vidutinė vertė, atsižvelgiant į jų santykinį gausumą gamtoje, todėl atominės vertės. masės gana dažnai būna trupmeninės. Pavyzdžiui, natūralūs chloro atomai yra dviejų izotopų mišinys – $35$ (gamtoje yra $75%$) ir $37$ (jie yra $25%$ gamtoje); todėl santykinė chloro atominė masė yra 35,5 USD. Chloro izotopai parašyti taip:

$↖(35)↙(17)(Cl)$ ir $↖(37)↙(17)(Cl)$

Chloro izotopų cheminės savybės yra visiškai tokios pačios, kaip ir daugumos cheminių elementų, pavyzdžiui, kalio, argono, izotopų:

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

Tačiau vandenilio izotopų savybės labai skiriasi dėl dramatiško daugkartinio jų santykinės atominės masės padidėjimo; jiems netgi buvo priskirti individualūs pavadinimai ir cheminiai simboliai: protium - $↖(1)↙(1)(H)$; deuteris – $↖(2)↙(1)(H)$ arba $↖(2)↙(1)(D)$; tritis – $↖(3)↙(1)(H)$ arba $↖(3)↙(1)(T)$.

Dabar galime pateikti šiuolaikišką, griežtesnį ir moksliškesnį cheminio elemento apibrėžimą.

Cheminis elementas yra atomų, turinčių tą patį branduolinį krūvį, rinkinys.

Pirmųjų keturių laikotarpių elementų atomų elektroninių apvalkalų struktūra

Panagrinėkime elementų atomų elektroninių konfigūracijų rodymą pagal D.I. Mendelejevo sistemos periodus.

Pirmojo laikotarpio elementai.

Atomų elektroninės sandaros diagramos rodo elektronų pasiskirstymą elektroniniuose sluoksniuose (energijos lygius).

Elektroninės atomų formulės parodo elektronų pasiskirstymą energijos lygiuose ir polygiuose.

Grafinės elektroninės atomų formulės parodo elektronų pasiskirstymą ne tik lygiuose ir polygiuose, bet ir orbitose.

Helio atome pirmasis elektronų sluoksnis yra baigtas – jame yra $2$ elektronų.

Vandenilis ir helis yra $s$ elementai, $s$ šių atomų orbita užpildyta elektronais.

Antrojo laikotarpio elementai.

Visų antrojo periodo elementų pirmasis elektronų sluoksnis užpildomas, o elektronai užpildo antrojo elektronų sluoksnio $s-$ ir $p$ orbitales pagal mažiausios energijos principą (pirma $s$, o paskui $p$ ) ir Paulio ir Hundo taisyklės.

Neoniniame atome antrasis elektronų sluoksnis yra baigtas – jame yra $8$ elektronų.

Trečiojo laikotarpio elementai.

Trečiojo periodo elementų atomams užbaigiamas pirmasis ir antrasis elektronų sluoksniai, taigi užpildomas trečiasis elektronų sluoksnis, kuriame elektronai gali užimti 3s-, 3p- ir 3d-sub lygius.

Trečiojo periodo elementų atomų elektroninių apvalkalų sandara.

Magnio atomas užbaigia savo 3,5 USD vertės elektronų orbitą. $Na$ ir $Mg$ yra $s$ elementai.

Aliuminio ir vėlesniuose elementuose $3d$ polygis užpildytas elektronais.

$↙(18)(Ar)$ Argonas

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

Argono atomo išoriniame sluoksnyje (trečiame elektronų sluoksnyje) yra 8 USD elektronų. Kadangi išorinis sluoksnis baigtas, bet iš viso trečiame elektronų sluoksnyje, kaip jau žinote, gali būti 18 elektronų, vadinasi, trečiojo periodo elementai turi neužpildytas $3d$-orbitales.

Visi elementai nuo $Al$ iki $Ar$ yra $р$ - elementai.

$s-$ ir $p$ - elementai forma pagrindiniai pogrupiai periodinėje lentelėje.

Ketvirtojo laikotarpio elementai.

Kalio ir kalcio atomai turi ketvirtąjį elektronų sluoksnį ir $4s$ polygis yra užpildytas, nes jo energija yra mažesnė nei $3d$ polygis. Supaprastinti ketvirtojo periodo elementų atomų grafines elektronines formules:

1. Pažymime sutartinę grafinę elektroninę argono formulę taip: $Ar$;
2. Mes nevaizduosime polygių, kurie nėra užpildyti šiais atomais.

$K, Ca$ - $s$ - elementai,įtraukti į pagrindinius pogrupius. Atomų nuo $Sc$ iki $Zn$ 3d polygis užpildytas elektronais. Tai $3d$ elementai. Jie yra įtraukti į šoniniai pogrupiai, jų išorinis elektronų sluoksnis yra užpildytas, jie klasifikuojami kaip pereinamieji elementai.

Atkreipkite dėmesį į chromo ir vario atomų elektroninių apvalkalų struktūrą. Juose vienas elektronas „neveikia“ nuo $4s-$ iki $3d$ polygio, o tai paaiškinama didesniu gautų $3d^5$ ir $3d^(10)$ elektroninių konfigūracijų energetiniu stabilumu:

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

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

Elemento simbolis, serijos numeris, pavadinimas	Elektroninės struktūros schema	Elektroninė formulė	Grafinė elektroninė formulė
$↙(19)(K)$ Kalis		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1$
$↙(20)(C)$ Kalcis		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2$
$↙(21)(Sc)$ Skandis		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^1$ arba $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^1(4)s^1$
$↙(22)(Ti)$ Titanas		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^2$ arba $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^2(4)s^2$
$↙(23)(V)$ Vanadis		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^3$ arba $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^3(4)s^2$
$↙(24)(Cr)$ Chrome		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^5$ arba $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^5(4)s^1$
$↙(29)(Cu)$ Chrome		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^(10)$ arba $1s^2(2)s^2(2) )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^1$
$↙(30)(Zn)$ Cinkas		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)$ arba $1s^2(2)s^2(2) )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^2$
$↙(31)(Ga)$ Galis		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^(1)$ arba $1s^2(2) s^2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^(1)$
$↙(36)(Kr)$ Kriptonas		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^6$ arba $1s^2(2)s^ 2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^6$

Cinko atome yra užbaigtas trečiasis elektronų sluoksnis – jame užpildyti visi $3s, 3p$ ir $3d$ polygiai, iš viso yra $18$ elektronų.

Elementuose po cinko ir toliau pildomas ketvirtasis elektronų sluoksnis, $4p$ polygis. Elementai nuo $Ga$ iki $Kr$ – $р$ - elementai.

Išorinis (ketvirtas) kriptono atomo sluoksnis yra baigtas ir turi $ 8 $ elektronų. Bet iš viso ketvirtame elektronų sluoksnyje, kaip žinote, gali būti $32 $ elektronų; kriptono atomas vis dar turi neužpildytus $4d-$ ir $4f$ sublygius.

Penktojo laikotarpio elementų polygiai pildomi tokia tvarka: $5s → 4d → 5p$. Taip pat yra išimčių, susijusių su elektronų „gedimu“ $↙(41)Nb$, $↙(42)Mo$, $↙(44)Ru$, $↙(45)Rh$, $↙(46) ) Pd$, $↙(47)Ag$. $f$ pasirodo šeštame ir septintame laikotarpiais - elementai, t.y. elementai, kuriems atitinkamai užpildyti trečiojo išorinio elektroninio sluoksnio $4f-$ ir $5f$ polygiai.

$4f$ - elementai paskambino lantanidai.

$5f$ - elementai paskambino aktinidai.

Šeštojo periodo elementų atomų elektroninių polygių užpildymo tvarka: $↙(55)Cs$ ir $↙(56)Ba$ - $6s$ elementai; $↙(57)La ... 6s^(2)5d^(1)$ - $5d$-elementas; $↙(58)Се$ – $↙(71)Lu – 4f$-elementai; $↙(72)Hf$ – $↙(80)Hg - 5d$-elementai; $↙(81)T1$ – $↙(86)Rn – 6d$-elementai. Bet ir čia yra elementų, kuriuose pažeidžiama elektroninių orbitalių užpildymo tvarka, kas, pavyzdžiui, siejama su didesniu energijos stabilumu pusės ir visiškai užpildytų $f$-polygių, t.y. $nf^7$ ir $nf^(14)$.

Priklausomai nuo to, kuris atomo polygis užpildytas elektronais, visi elementai, kaip jau supratote, yra suskirstyti į keturias elektronų šeimas arba blokus:

1. $s$ -elementai; atomo išorinio lygio $s$-polygis užpildytas elektronais; $s$-elementai apima vandenilį, helią ir pagrindinių I ir II grupių pogrupių elementus;
2. $r$ -elementai; atomo išorinio lygio $p$-polygis užpildytas elektronais; $p$-elementai apima III–VIII grupių pagrindinių pogrupių elementus;
3. $d$ -elementai; atomo priešišorinio lygio $d$-polygis užpildytas elektronais; $d$-elementai apima I–VIII grupių antrinių pogrupių elementus, t.y. didelių laikotarpių tarpkalarinių dešimtmečių elementai, esantys tarp $s-$ ir $p-$ elementų. Jie taip pat vadinami perėjimo elementai;
4. $f$ -elementai; elektronai užpildo trečiojo išorinio atomo lygio $f-$ polygį; tai lantanidai ir aktinidai.

Elektroninė atomo konfigūracija. Atomų antžeminės ir sužadintos būsenos

Šveicarų fizikas W. Pauli 1925 dolerius nustatė, kad atomas vienoje orbitoje gali turėti ne daugiau kaip du elektronus, turinčios priešingas (antilygiagrečias) nugaras (iš anglų kalbos išvertus verpstę), t.y. turinčių savybių, kurias įprastai galima įsivaizduoti kaip elektrono sukimąsi aplink savo įsivaizduojamą ašį pagal laikrodžio rodyklę arba prieš laikrodžio rodyklę. Šis principas vadinamas Pauli principas.

Jei orbitoje yra vienas elektronas, jis vadinamas nesuporuotas, jei du, tai tai suporuoti elektronai, t.y. elektronai su priešingais sukiniais.

Paveikslėlyje parodyta diagrama, kurioje energijos lygiai skirstomi į polygius.

$s-$ Orbitinė, kaip jau žinote, yra sferinės formos. Vandenilio atomo elektronas $(n = 1)$ yra šioje orbitoje ir yra nesuporuotas. Dėl šios priežasties elektroninė formulė, arba elektroninė konfigūracija, parašyta taip: $1s^1$. Elektroninėse formulėse energijos lygio skaičius nurodomas skaičiumi prieš raidę $(1...)$, lotyniška raidė žymi polygį (orbitos tipą), o skaičius, parašytas dešinėje virš raidės. raidė (kaip eksponentas) rodo elektronų skaičių polygyje.

Helio atomui He, kurio vienoje $s-$orbitoje yra du suporuoti elektronai, ši formulė yra: $1s^2$. Helio atomo elektroninis apvalkalas yra pilnas ir labai stabilus. Helis yra tauriosios dujos. Antrame energijos lygyje $(n = 2)$ yra keturios orbitos, viena $s$ ir trys $p$. Antrojo lygio $s$-orbitalės ($2s$-orbitalės) elektronai turi didesnę energiją, nes yra didesniu atstumu nuo branduolio nei $1s$ orbitos $(n = 2)$ elektronai. Paprastai kiekvienai $n$ vertei yra viena $s-$orbitalė, tačiau ant jos yra atitinkamas elektronų energijos tiekimas, taigi, su atitinkamu skersmeniu, didėjant $n$ vertei s-$Orbital, kaip jau žinote, yra sferinės formos. Vandenilio atomo elektronas $(n = 1)$ yra šioje orbitoje ir yra nesuporuotas. Todėl jo elektroninė formulė arba elektroninė konfigūracija parašyta taip: $1s^1$. Elektroninėse formulėse energijos lygio skaičius nurodomas skaičiumi prieš raidę $(1...)$, lotyniška raidė žymi polygį (orbitos tipą), o skaičius, parašytas dešinėje virš raidės. raidė (kaip eksponentas) rodo elektronų skaičių polygyje.

Helio atomui $He$, kurio vienoje $s-$orbitoje yra du suporuoti elektronai, ši formulė yra: $1s^2$. Helio atomo elektroninis apvalkalas yra pilnas ir labai stabilus. Helis yra tauriosios dujos. Antrame energijos lygyje $(n = 2)$ yra keturios orbitos, viena $s$ ir trys $p$. Antrojo lygio $s-$orbitalių ($2s$-orbitalių) elektronai turi didesnę energiją, nes yra didesniu atstumu nuo branduolio nei $1s$ orbitos $(n = 2)$ elektronai. Paprastai kiekvienai $n$ reikšmei yra viena $s-$orbitalė, tačiau ant jos yra atitinkamas elektronų energijos tiekimas, todėl su atitinkamu skersmeniu, didėjant $n$ vertei.

$p-$ Orbitinė turi hantelio arba didelės aštuntuko formos. Visos trys $p$-orbitalės yra atome viena kitai statmenos išilgai erdvinių koordinačių, nubrėžtų per atomo branduolį. Dar kartą reikia pabrėžti, kad kiekvienas energijos lygis (elektroninis sluoksnis), pradedant nuo $n=2$, turi tris $p$-orbitales. Didėjant $n$ reikšmei, elektronai užima $p$-orbitales, esančias dideliais atstumais nuo branduolio ir nukreiptas išilgai $x, y, z$ ašių.

Antrojo periodo $(n = 2)$ elementams pirmiausia užpildoma viena $s$-orbitalė, o po to trys $p$-orbitalės; elektroninė formulė $Li: 1s^(2)2s^(1)$. $2s^1$ elektronas yra silpniau surištas su atomo branduoliu, todėl ličio atomas gali lengvai jo atsisakyti (kaip aišku atsimenate, šis procesas vadinamas oksidacija), virsdamas ličio jonu $Li^+$ .

Berilio Be atome ketvirtasis elektronas taip pat yra $2s$ orbitoje: $1s^(2)2s^(2)$. Du išoriniai berilio atomo elektronai lengvai atsiskiria – $B^0$ oksiduojasi į $Be^(2+)$ katijoną.

Boro atome penktasis elektronas užima $2p$ orbitą: $1s^(2)2s^(2)2p^(1)$. Toliau $C, N, O, F$ atomai užpildomi $2p$-orbitalės, kurios baigiasi tauriųjų dujų neonu: $1s^(2)2s^(2)2p^(6)$.

Trečiojo periodo elementams užpildomos atitinkamai $3s-$ ir $3p$ orbitos. Penkios trečiojo lygio $d$ orbitos lieka laisvos:

$↙(11)Na 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(1)$,

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

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

Kartais diagramose, vaizduojančiose elektronų pasiskirstymą atomuose, nurodomas tik elektronų skaičius kiekviename energijos lygyje, t.y. Parašykite sutrumpintas elektronines cheminių elementų atomų formules, priešingai nei aukščiau pateiktos visos elektroninės formulės, pavyzdžiui:

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

Didelių periodų elementų (ketvirto ir penkto) pirmieji du elektronai atitinkamai užima $4s-$ ir $5s$ orbitas: $↙(19)K 2, 8, 8, 1;$ $↙(38)Sr 2 , 8, 18, 8, 2 USD. Pradedant nuo kiekvieno pagrindinio periodo trečiojo elemento, kiti dešimt elektronų pateks į ankstesnes $3d-$ ir $4d-$ orbitales atitinkamai (šoninių pogrupių elementams): $↙(23)V 2, 8, 11 , 2;$ $↙( 26)Fr 2, 8, 14, 2;$ $↙(40)Zr 2, 8, 18, 10, 2;$ $↙(43)Tc 2, 8, 18, 13, 2 USD. Paprastai užpildžius ankstesnį $d$ polygį, pradedamas pildyti išorinis (atitinkamai $4р-$ ir $5р-$) $р-$ sublygis: $↙(33)Kaip 2, 8 , 18, 5;$ $ ↙(52)Te 2, 8, 18, 18, 6 $.

Didelių laikotarpių elementams – šeštajam ir nepilnam septintam – elektroniniai lygiai ir polygiai užpildomi elektronais, kaip taisyklė: pirmieji du elektronai patenka į išorinį $s-$polygį: $↙(56)Ba 2, 8 , 18, 18, 8, 2;$ $↙(87)N 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1 $; kitas elektronas ($La$ ir $Ca$) į ankstesnį $d$ polygį: $↙(57)La 2, 8, 18, 18, 9, 2$ ir $↙(89)Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2 USD.

Tada kiti $14$ elektronai pateks į trečiąjį išorinį energijos lygį, atitinkamai į $4f$ ir $5f$ lantanidų ir aktinidų orbitales: $↙(64)Gd 2, 8, 18, 25, 9, 2; $↙ (92 )U 2, 8, 18, 32, 21, 9, 2 $.

Tada vėl pradės kauptis antrasis išorinis energijos lygis ($d$-polygis) iš šoninių pogrupių elementų: $↙(73)Ta 2, 8, 18, 32, 11, 2;$ $↙(104)Rf 2, 8, 18 , 32, 32, 10, 2 USD. Ir galiausiai, tik po to, kai $d$-polygis bus visiškai užpildytas dešimčia elektronų, $p$-lygis vėl bus užpildytas: $↙(86)Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8$.

Labai dažnai atomų elektroninių apvalkalų struktūra vaizduojama naudojant energetines arba kvantines ląsteles – vadinamąsias. grafinės elektroninės formulės. Šiam žymėjimui naudojamas toks žymėjimas: kiekviena kvantinė ląstelė žymima ląstele, atitinkančia vieną orbitą; Kiekvienas elektronas pažymėtas rodykle, atitinkančia sukimosi kryptį. Rašydami grafinę elektroninę formulę, turėtumėte atsiminti dvi taisykles: Pauli principas, pagal kurią ląstelėje (orbitoje) gali būti ne daugiau kaip du elektronai, bet su antilygiagrečiais sukiniais, ir F. Hundo taisyklė, pagal kurią elektronai laisvąsias ląsteles užima iš pradžių po vieną ir turi tą pačią sukimosi reikšmę, o tik po to poruojasi, tačiau sukiniai pagal Pauli principą bus priešingų krypčių.

Straipsnio turinys

ATOMO STRUKTŪRA, fizikos šaka, tirianti vidinę atomų sandarą. Atomai, kurie iš pradžių buvo laikomi nedalomi, yra sudėtingos sistemos. Juose yra didžiulis protonų ir neutronų branduolys, aplink kurį tuščioje erdvėje juda elektronai. Atomai labai maži – jų matmenys apie 10 –10 –10 –9 m, o branduolio matmenys dar apie 100 000 kartų mažesni (10 –15 –10 –14 m). Todėl atomus galima „matyti“ tik netiesiogiai, vaizde su labai dideliu padidinimu (pavyzdžiui, naudojant lauko emisijos projektorių). Tačiau net ir šiuo atveju atomai negali būti matomi išsamiai. Mūsų žinios apie jų vidinę struktūrą yra pagrįstos didžiuliu kiekiu eksperimentinių duomenų, kurie netiesiogiai, bet įtikinamai patvirtina tai, kas išdėstyta pirmiau.

Idėjos apie atomo struktūrą radikaliai pasikeitė XX amžiuje. veikiamas naujų teorinių idėjų ir eksperimentinių duomenų. Aprašant atomo branduolio vidinę sandarą vis dar liko neišspręstų klausimų, kurie yra intensyvaus tyrimo objektas. Tolesniuose skyriuose aprašoma idėjų apie viso atomo sandarą raidos istorija; Atskiras straipsnis yra skirtas branduolio struktūrai (ATOMIC NUCLEUS STRUKTŪRA), nes šios idėjos vystėsi iš esmės nepriklausomai. Energija, reikalinga atomo išoriniams apvalkalams ištirti, yra palyginti maža, šiluminės ar cheminės energijos eilės tvarka. Dėl šios priežasties elektronai buvo eksperimentiškai atrasti dar gerokai prieš branduolio atradimą.

Branduolys, nepaisant mažo dydžio, yra labai stipriai surištas, todėl jį sunaikinti ir tirti galima tik naudojant milijonus kartų intensyvesnes jėgas nei tarp atomų veikiančios jėgos. Sparti pažanga suprasti vidinę branduolio struktūrą prasidėjo tik atsiradus dalelių greitintuvams. Būtent šis didžiulis dydžio ir surišimo energijos skirtumas leidžia nagrinėti atomo struktūrą kaip visumą atskirai nuo branduolio struktūros.

Norėdami suprasti atomo dydį ir tuščią erdvę, kurią jis užima, apsvarstykite atomus, kurie sudaro 1 mm skersmens vandens lašą. Jei psichiškai padidinsite šį lašą iki Žemės dydžio, vandens molekulėje esančių vandenilio ir deguonies atomų skersmuo bus 1–2 m. Didžioji kiekvieno atomo masės dalis yra sutelkta jo šerdyje, skersmenyje iš kurių buvo tik 0,01 mm .

ATOMAS KAIP VISUMAS

Bendriausių idėjų apie atomą atsiradimo istorija dažniausiai siekia graikų filosofo Demokrito laikus (apie 460 m. – apie 370 m. pr. Kr.), kuris daug galvojo apie smulkiausias daleles, į kurias būtų galima suskirstyti bet kurią medžiagą. . Grupė graikų filosofų, kurie laikėsi nuomonės, kad egzistuoja tokios mažytės nedalomos dalelės, buvo vadinami atomistais. Graikų filosofas Epikūras (apie 342–270 m. pr. Kr.) priėmė atominę teoriją, o pirmajame amžiuje prieš Kristų. vienas iš jo pasekėjų, romėnų poetas ir filosofas Lukrecijus Karusas, išdėstė Epikūro mokymą poemoje „Apie daiktų prigimtį“, kurio dėka jis buvo išsaugotas vėlesnėms kartoms. Aristotelis (384–322 m. pr. Kr.), vienas didžiausių antikos mokslininkų, nepriėmė atominės teorijos, o jo pažiūros į filosofiją ir mokslą vėliau įsivyravo viduramžių mąstyme. Atrodo, kad atominė teorija neegzistavo iki pat Renesanso pabaigos, kai grynai spekuliatyvų filosofinį samprotavimą pakeitė eksperimentas.

Renesanso epochoje prasidėjo sistemingi tyrimai srityse, kurios dabar vadinamos chemija ir fizika, ir atnešė naujų įžvalgų apie „nedalomų dalelių“ prigimtį. R. Boyle'as (1627–1691) ir I. Newtonas (1643–1727) savo samprotavimus grindė nedalomų materijos dalelių egzistavimo idėja. Tačiau nei Boyle'ui, nei Newtonui nereikėjo išsamios atominės teorijos, kad paaiškintų juos dominančius reiškinius, o jų eksperimentų rezultatai neatskleidė nieko naujo apie „atomų“ savybes.

Daltono dėsniai.

Pirmasis tikrai mokslinis atominės teorijos pagrindimas, įtikinamai pademonstravęs hipotezės, kad kiekvienas cheminis elementas susideda iš mažiausių dalelių, racionalumą ir paprastumą, buvo anglų mokyklos matematikos mokytojo J. Daltono (1766–1844), kurio straipsnyje. skirta šiai problemai, pasirodė 1803 m.

Daltonas tyrinėjo dujų savybes, ypač dujų, kurios reagavo į cheminį junginį, tūrių santykį, pavyzdžiui, susidarant vandeniui iš vandenilio ir deguonies. Jis nustatė, kad sureagavusio vandenilio ir deguonies kiekių santykiai visada yra mažų sveikųjų skaičių santykiai. Taigi, susidarius vandeniui (H 2 O), 2,016 g vandenilio dujų reaguoja su 16 g deguonies, o susidarius vandenilio peroksidui (H 2 O 2) – 32 g deguonies dujų su 2,016 g vandenilio. Deguonies masės, reaguojančios su ta pačia vandenilio mase, sudarydamos šiuos du junginius, yra susijusios viena su kita kaip nedideli skaičiai:

Remdamasis tokiais rezultatais, Daltonas suformulavo savo „kelių santykių dėsnį“. Pagal šį dėsnį, jei du elementai susijungia skirtingomis proporcijomis ir sudaro skirtingus junginius, tai vieno iš elementų masės, sujungtos su tuo pačiu antrojo elemento kiekiu, yra susijusios kaip maži sveikieji skaičiai. Pagal antrąjį Daltono dėsnį, „pastovių santykių dėsnį“, bet kuriame cheminiame junginyje jį sudarančių elementų masių santykis visada yra vienodas. Daug eksperimentinių duomenų, susijusių ne tik su dujomis, bet ir su skysčiais bei kietaisiais junginiais, surinko J. Berzelius (1779–1848), atlikęs tikslius daugelio junginių reaguojančių elementų masių matavimus. Jo duomenys patvirtino Daltono suformuluotus dėsnius ir įtikinamai parodė, kad kiekvienas elementas turi mažiausią masės vienetą.

Daltono atominiai postulatai turėjo pranašumą prieš abstrakčius senovės graikų atomistų samprotavimus, nes jo dėsniai leido paaiškinti ir susieti realių eksperimentų rezultatus, taip pat numatyti naujų eksperimentų rezultatus. Jis postulavo, kad 1) visi to paties elemento atomai yra identiški visais atžvilgiais, visų pirma, jų masės yra vienodos; 2) skirtingų elementų atomai turi skirtingas savybes, visų pirma, skiriasi jų masės; 3) junginys, priešingai nei elementas, turi tam tikrą sveikąjį kiekvieno jį sudarančio elemento atomų skaičių; 4) cheminėse reakcijose gali įvykti atomų persiskirstymas, tačiau nė vienas atomas nesunaikinamas ar nesusikuria. (Tiesą sakant, kaip paaiškėjo XX a. pradžioje, šie postulatai nėra griežtai įvykdyti, nes to paties elemento atomai gali turėti skirtingą masę, pavyzdžiui, vandenilis turi tris tokias atmainas, vadinamas izotopais; be to, atomai gali patirti radioaktyvių transformacijų ir net visiškai subyrėti, bet ne Daltono svarstomose cheminėse reakcijose.) Remiantis šiais keturiais postulatais, Daltono atominė teorija pateikė paprasčiausią pastovių ir daugybinių santykių dėsnių paaiškinimą.

Nors Daltono dėsniai yra visos chemijos pagrindas, jie nenustato tikrojo atomų dydžio ir masės. Jie nieko nesako apie atomų skaičių tam tikroje elemento ar junginio masėje. Paprastų medžiagų molekulės yra per mažos, kad jas būtų galima sverti atskirai, todėl atomų ir molekulių masėms nustatyti reikia naudoti netiesioginius metodus.

Avogadro numeris.

1811 metais A. Avogadro (1776–1856) iškėlė hipotezę, kuri labai supaprastino analizę, kaip iš elementų susidaro junginiai, ir nustatė skirtumą tarp atomų ir molekulių. Jo idėja buvo ta, kad vienoduose dujų tūriuose toje pačioje temperatūroje ir slėgyje yra tiek pat molekulių. Iš esmės užuominą apie tai galima rasti ankstesniame J. Gay-Lussac (1778–1850) darbe, kuris nustatė, kad į cheminę reakciją patenkančių dujinių elementų tūrių santykis išreiškiamas sveikais skaičiais, nors ir skiriasi. iš Daltono gautų masės santykių. Pavyzdžiui, 2 litrai vandenilio dujų (H 2 molekulių), susijungę su 1 litru deguonies dujų (O 2 molekulių), sudaro 1 litrą vandens garų (H 2 O molekulės).

Tikrasis molekulių skaičius tam tikrame dujų tūryje yra nepaprastai didelis ir iki 1865 metų jo nebuvo galima nustatyti priimtinu tikslumu. Tačiau jau Avogadro laikais buvo atlikti apytiksliai vertinimai, remiantis dujų kinetine teorija. Labai patogus vienetas medžiagos kiekiui matuoti yra molis, t.y. medžiagos, kurioje yra tiek molekulių, kiek atomų yra 0,012 kg labiausiai paplitusio anglies izotopo 12 C. Vienas molis idealių dujų normaliomis sąlygomis (n.s.), t.y. standartinė temperatūra ir slėgis, užima 22,4 litro tūrį. Avogadro skaičius yra bendras molekulių skaičius viename molyje medžiagos arba 22,4 litro dujų aplinkos sąlygomis. Kiti metodai, pavyzdžiui, rentgenografija, suteikia Avogadro numerį N 0 tikslesnės reikšmės nei gautos remiantis kinetinės teorijos. Šiuo metu priimta reikšmė yra 6,0221367×10 23 atomai (molekulės) viename molyje. Vadinasi, 1 litre oro yra maždaug 3×10 22 deguonies, azoto ir kitų dujų molekulės.

Svarbus Avogadro skaičiaus vaidmuo atomų fizikoje yra dėl to, kad jis leidžia nustatyti atomo ar molekulės masę ir apytikslius matmenis. Kadangi 22,4 litro H2 dujų masė yra 2,016×10 –3 kg, tai vieno vandenilio atomo masė yra 1,67×10 –27 kg. Jei darysime prielaidą, kad kietajame kūne atomai yra arti vienas kito, tada Avogadro skaičius leis apytiksliai įvertinti spindulį r tarkime, aliuminio atomai. Aliuminio 1 molis lygus 0,027 kg, o tankis 2,7H103 kg/m3. Šiuo atveju mes turime

kur r» 1,6 × 10–10 m. Taigi pirmieji Avogadro skaičiaus įverčiai leido suprasti atominius dydžius.

Elektrono atradimas.

Eksperimentiniai duomenys, susiję su cheminių junginių susidarymu, patvirtino „atominių“ dalelių egzistavimą ir leido spręsti apie mažą atskirų atomų dydį ir masę. Tačiau tikroji atomų sandara, įskaitant dar mažesnių dalelių, sudarančių atomus, egzistavimą, liko neaiški, kol J. J. Thomsonas 1897 m. atrado elektroną. Iki tol atomas buvo laikomas nedalijus ir įvairių elementų cheminių savybių skirtumai. neturėjo jokio paaiškinimo. Dar prieš Thomsono atradimą buvo atlikta nemažai įdomių eksperimentų, kurių metu kiti mokslininkai tyrė elektros srovę stikliniuose vamzdeliuose, užpildytuose dujomis esant žemam slėgiui. Tokie vamzdeliai, vadinami Geissler vamzdžiais pagal vokiečių stiklo pūtėjo G. Geisslerio (1815–1879), pradėjusio juos gaminti, vardu, prijungus prie indukcinės ritės aukštos įtampos apvijos skleisdavo ryškų švytėjimą. Šiomis elektros iškrovomis susidomėjo W. Crookesas (1832–1919), kuris nustatė, kad iškrovos pobūdis vamzdyje kinta priklausomai nuo slėgio, o esant dideliam vakuumui iškrova visiškai išnyksta. Vėlesni J. Perrin (1870–1942) tyrimai parodė, kad švytėjimą sukeliantys „katodiniai spinduliai“ yra neigiamo krūvio dalelės, kurios juda tiesia linija, tačiau gali būti nukreiptos magnetinio lauko. Tačiau dalelių krūvis ir masė liko nežinomi ir neaišku, ar visos neigiamos dalelės buvo vienodos.

Didelis Thomsono nuopelnas buvo įrodymas, kad visos dalelės, sudarančios katodinius spindulius, yra identiškos viena kitai ir yra materijos dalis. Naudojant specialų išleidimo vamzdį, parodytą Fig. 1, Thomson išmatavo katodinių spindulių dalelių, vėliau vadinamų elektronais, greitį ir krūvio ir masės santykį. Elektronai išskrido iš katodo, veikiami aukštos įtampos iškrovos vamzdyje. Per angas D Ir E Praėjo tik tie, kurie skrido išilgai vamzdžio ašies.

Įprastu režimu šie elektronai patenka į liuminescencinio ekrano centrą. (Tomsono vamzdis buvo pirmasis "katodinių spindulių vamzdis" su ekranu, televizijos vaizdo vamzdžio pirmtakas.) Vamzdis taip pat turėjo elektrinių kondensatorių plokščių, kurios, įjungtos, gali nukreipti elektronus. Elektros energija F E, veikdamas pagal kaltinimą e nuo elektrinio lauko E, pateikiama išraiška

F E = eE.

Be to, magnetinis laukas gali būti sukurtas toje pačioje vamzdžio srityje, naudojant porą srovę nešančių ritinių, galinčių nukreipti elektronus priešinga kryptimi. Jėga F H, veikiantis iš magnetinio lauko H, proporcingas lauko stiprumui, dalelių greičiui v ir jos užtaisas e:

F H = Hev.

Tomsonas sureguliavo elektrinį ir magnetinį laukus taip, kad bendra elektronų deformacija būtų lygi nuliui, t.y. elektronų pluoštas grįžo į pradinę padėtį. Kadangi šiuo atveju abi jėgos F E Ir F H yra lygūs, elektronų greitis pateikiamas

v = E/H.

Thomsonas nustatė, kad šis greitis priklauso nuo vamzdžio įtampos V ir kad elektronų kinetinė energija mv 2/2 yra tiesiogiai proporcinga šiai įtampai, t.y. mv 2 /2 = eV. (Iš čia kilo terminas „elektronvoltas“ – energijai, kurią įgyja dalelė, kurios krūvis lygus elektrono krūviui, kai ji pagreitėja 1 V potencialų skirtumu.) Sujungus šią lygtį su elektrono greičio išraiška, jis rado krūvio ir masės santykį:

Šie eksperimentai leido nustatyti ryšį e/m elektronui ir davė apytikslę krūvio reikšmę e. Tiksliai vertė e išmatavo R. Millikenas, savo eksperimentais užtikrinęs, kad tarp kondensatoriaus plokščių ore pakibo įkrauti alyvos lašeliai. Šiuo metu elektrono charakteristikos žinomos labai tiksliai:

Thomsono eksperimentai parodė, kad elektronai elektros išlydžiose gali atsirasti iš bet kokios medžiagos. Kadangi visi elektronai yra vienodi, elementai turi skirtis tik elektronų skaičiumi. Be to, maža elektronų masės reikšmė rodė, kad atomo masė juose nekoncentruota.

Thomson masės spektrografas.

Netrukus likusią atomo dalį su teigiamu krūviu buvo galima stebėti naudojant tą patį, nors ir modifikuotą, išlydžio vamzdį, kuris leido atidaryti elektroną. Jau pirmieji eksperimentai su išlydžio vamzdeliais parodė, kad jei katodas su skylute dedamas į vamzdžio vidurį, tada teigiamai įkrautos dalelės praeina per katodo „kanalą“, sukeldamos fluorescencinį ekraną, esantį vamzdžio gale priešais. nuo anodo iki švytėjimo. Šiuos teigiamus „kanalo pluoštus“ taip pat nukreipė magnetinis laukas, tačiau priešinga kryptimi nei elektronai.

Thomsonas nusprendė išmatuoti šių naujų spindulių masę ir krūvį, taip pat naudodamas elektrinius ir magnetinius laukus dalelėms nukreipti. Jo instrumentas teigiamiems spinduliams tirti, „masių spektrografas“, schematiškai parodytas fig. 2. Jis skiriasi nuo įrenginio, parodyto pav. 1, nes elektrinis ir magnetinis laukai nukreipia daleles stačiu kampu vienas kito atžvilgiu, todėl negalima gauti „nulinio“ įlinkio. Teigiamai įkrauti atomai kelyje tarp anodo ir katodo gali prarasti vieną ar daugiau elektronų ir dėl šios priežasties gali būti pagreitinti iki skirtingos energijos. To paties tipo atomai, turintys tą patį krūvį ir masę, bet tam tikru galutinių greičių pasiskirstymu, nubrėžs lenktą liniją (parabolės segmentą) ant liuminescencinio ekrano arba fotografijos plokštės. Esant skirtingos masės atomams, sunkesni atomai (su tuo pačiu krūviu) mažiau nukryps nuo centrinės ašies nei lengvesni. Fig. 3 paveiksle parodyta parabolių nuotrauka, gauta naudojant Thomson masės spektrografą. Siauriausia parabolė atitinka sunkiausią pavieniui jonizuotą atomą (gyvsidabrio atomą), iš kurio buvo išmuštas vienas elektronas. Dvi plačiausios parabolės atitinka vandenilį, viena – atominį H+, o kita – molekulinį H2+, kurios abi yra pavieniui jonizuotos. Kai kuriais atvejais prarandami du, trys ar net keturi krūviai, tačiau niekada nebuvo pastebėta, kad atominis vandenilis būtų jonizuotas daugiau nei vieną kartą. Ši aplinkybė buvo pirmasis požymis, kad vandenilio atomas turi tik vieną elektroną, t.y. tai paprasčiausias iš atomų.

Kiti sudėtingos atomo struktūros įrodymai.

Tuo pat metu, kai Thomsonas ir kiti eksperimentavo su katodiniais spinduliais, rentgeno spindulių ir radioaktyvumo atradimas atnešė papildomų įrodymų apie sudėtingą atomo struktūrą. 1895 metais V. Rentgenas (1845–1923) atsitiktinai atrado paslaptingą spinduliuotę (“ X-spinduliai“), prasiskverbia pro juodą popierių, kuriuo jis apvyniojo Crookes vamzdelį, tirdamas žalią švytinčią elektros iškrovos sritį. X-spinduliai sukėlė nuotolinio ekrano, padengto kristaliniu bario platinocianidu, švytėjimą. Rentgenas nustatė, kad įvairios skirtingo storio medžiagos, patekusios tarp ekrano ir vamzdelio, silpnina švytėjimą, tačiau visiškai jo neužgesino. Tai rodė itin didelį įsiskverbimo gebėjimą X- spinduliai. Rentgeno spinduliai taip pat nustatė, kad šie spinduliai sklinda tiesia linija ir nėra nukreipti elektrinių ir magnetinių laukų. Tokios nematomos, prasiskverbiančios spinduliuotės atsiradimas elektronais bombarduojant įvairias medžiagas buvo kažkas visiškai naujo. Buvo žinoma, kad matoma šviesa iš Geissler vamzdžių susideda iš atskirų "spektrinių linijų" su tam tikru bangos ilgiu ir todėl buvo susijusi su atskirų dažnių atomų "vibracijomis". Esminė naujosios spinduliuotės ypatybė, išskyrusi ją iš optinių spektrų, be didelio skvarbumo, buvo ta, kad elementų, kurių elektronų skaičius nuosekliai didėja, optiniai spektrai visiškai skyrėsi vienas nuo kito, o spektrai. X-spinduliai labai nežymiai keitėsi nuo elemento iki elemento.

Kitas atradimas, susijęs su atomo struktūra, buvo tas, kad kai kurių elementų atomai gali spontaniškai skleisti spinduliuotę. Šį reiškinį 1896 metais atrado A. Becquerel (1852–1908). Becquerel atrado radioaktyvumą naudodamas urano druskas, tirdamas druskų liuminescenciją šviesos įtakoje ir jos ryšį su stiklo liuminescencija rentgeno vamzdyje. Viename iš eksperimentų buvo pastebėtas į juodą popierių įvyniotos ir prie urano druskos visiškoje tamsoje esančios fotografijos plokštės pajuodavimas. Šis atsitiktinis atradimas paskatino intensyviai ieškoti kitų natūralaus radioaktyvumo pavyzdžių ir eksperimentuoti skleidžiamos spinduliuotės pobūdžiui nustatyti. 1898 metais P. Curie (1859–1906) ir M. Curie (1867–1934) atrado dar du radioaktyvius elementus – polonį ir radį. E. Rutherfordas (1871–1937), ištyręs urano spinduliuotės gebėjimą prasiskverbti, parodė, kad yra dviejų tipų spinduliuotė: labai „minkšta“ spinduliuotė, kurią medžiaga lengvai sugeria ir kurią Rutherfordas pavadino alfa spinduliais, ir skvarbesnė. spinduliuotę, kurią jis pavadino beta spinduliais. Paaiškėjo, kad beta spinduliai yra identiški įprastiems elektronams arba „katodiniams spinduliams“, atsirandantiems išlydžio vamzdeliuose. Alfa spinduliai, kaip paaiškėjo, turi tokį patį krūvį ir masę kaip helio atomai, neturintys dviejų elektronų. Trečioji spinduliuotės rūšis, vadinama gama spinduliais, pasirodė panaši į X-spinduliai, bet turėjo dar didesnę prasiskverbimo galią.

Visi šie atradimai aiškiai parodė, kad atomas nėra „nedalomas“. Jį sudaro ne tik mažesnės dalys (elektronai ir sunkesnės teigiamos dalelės), bet ir atrodo, kad šios ir kitos dalelės spontaniškai išsiskiria radioaktyvaus sunkiųjų elementų skilimo metu. Be to, atomai ne tik skleidžia spinduliuotę matomoje srityje atskirais dažniais, bet ir gali taip susijaudinti, kad pradeda skleisti „sunkesnę“ elektromagnetinę spinduliuotę, t. X- spinduliai.

Tomsono atomo modelis.

J.Tomsonas, įnešęs didžiulį indėlį į eksperimentinį atomo sandaros tyrimą, siekė rasti modelį, kuris paaiškintų visas žinomas jo savybes. Kadangi vyraujanti atomo masės dalis yra sutelkta teigiamai įkrautoje jo dalyje, jis padarė prielaidą, kad atomas yra sferinis teigiamo krūvio pasiskirstymas, kurio spindulys yra maždaug 10–10 m, o jo paviršiuje yra elektronų, laikomų tamprios. jėgos, leidžiančios jiems svyruoti (4 pav.). Grynasis neigiamas elektronų krūvis tiksliai panaikina teigiamą krūvį, todėl atomas yra elektriškai neutralus. Elektronai yra sferoje, tačiau gali atlikti paprastus harmoninius virpesius, palyginti su pusiausvyros padėtimi. Tokie svyravimai gali atsirasti tik tam tikrais dažniais, kurie atitinka siauras spektrines linijas, stebimas dujų išlydžio vamzdeliuose. Elektronai gali būti gana lengvai išmušti iš savo pozicijų, todėl masės spektrografo eksperimentuose susidaro teigiamai įkrauti „jonai“, kurie sudaro „kanalo pluoštus“. X-spinduliai atitinka labai aukštus pagrindinių elektronų virpesių tonus. Radioaktyviųjų transformacijų metu susidarančios alfa dalelės yra teigiamos sferos dalis, išmuštos iš jos dėl tam tikro energetinio atomo plyšimo.

Tačiau šis modelis sukėlė nemažai prieštaravimų. Vienas iš jų buvo susijęs su tuo, kad, kaip atrado emisijos linijas matę spektroskopuotojai, šių linijų dažniai nėra paprasti žemiausio dažnio kartotiniai, kaip turėtų būti periodinių krūvio svyravimų atveju. Vietoj to, didėjant dažniui, jie artėja vienas prie kito, tarsi artėtų prie ribos. Jau 1885 metais I. Balmeriui (1825–1898) pavyko rasti paprastą empirinę formulę, jungiančią linijų dažnius matomoje vandenilio spektro dalyje:

Kur n- dažnis, c– šviesos greitis (3×10 8 m/s), n– sveikasis skaičius ir RH- tam tikras pastovus veiksnys. Pagal šią formulę tam tikroje vandenilio spektro linijų serijoje neturėtų būti linijų, kurių bangos ilgis l mažesnis nei 364,56 nm (arba aukštesni dažniai), atitinkantys n= Ґ. Taip pasirodė, ir tai tapo rimtu prieštaravimu Tomsono atomo modeliui, nors neatitikimą buvo bandoma paaiškinti skirtingų elektronų elastingumo atkūrimo jėgų skirtumais.

Remiantis Thomsono atomo modeliu, taip pat buvo nepaprastai sunku paaiškinti rentgeno spindulių ar gama spinduliuotę iš atomų.

Tomsono atomo modelio sunkumus lėmė ir požiūris e/m atomų, praradusių elektronus („kanalų spinduliai“), įkrovimas iki masės. Paprasčiausias atomas yra vandenilio atomas, turintis vieną elektroną ir santykinai masyvią sferą, turinčią vieną teigiamą krūvį. Daug anksčiau, 1815 m., W. Proutas pasiūlė, kad visi sunkesni atomai susideda iš vandenilio atomų, ir būtų suprantama, jei atomo masė didėtų proporcingai elektronų skaičiui. Tačiau matavimai parodė, kad skirtingų elementų krūvio ir masės santykis nėra vienodas. Pavyzdžiui, neono atomo masė yra maždaug 20 kartų didesnė už vandenilio atomo masę, o krūvis yra tik 10 teigiamo krūvio vienetų (neono atomas turi 10 elektronų). Situacija buvo tokia, tarsi teigiamas krūvis turėtų kintamą masę, arba tikrai buvo 20 elektronų, bet 10 iš jų buvo sferos viduje.

Rutherfordo sklaidos eksperimentai.

Tada iškilo dar vienas sunkumas. 1903 metais F. Lenardas (1862–1947) atliko eksperimentus su greitų elektronų pluošto perėjimu per plonas metalines folijas. Tomsono atomo modelyje beveik visa erdvė užpildyta materija (teigiamai įkrauta atomo dalimi), todėl galima manyti, kad tik labai nedaug elektronų galėtų prasiskverbti pro foliją. Lenardas atrado, kad beveik visi elektronai praeina per foliją. Nors eksperimentas turėjo sunkumų dėl mažos bombarduojančių dalelių masės, Lenardas iškėlė hipotezę, kad atomo masė buvo sutelkta „dinamide“ - jo centrinėje srityje, daug mažesnė nei tikėtasi.

Lemiamą eksperimentą, visiškai pakeitusį supratimą apie atomo erdvinę sandarą, atliko E. Rutherfordas ir jo bendradarbiai H. Geigeris (1882–1945) ir E. Marsdenas (1889–1970). Vietoj elektronų jie naudojo alfa daleles, nes... Dėl didesnės masės (7350 kartų didesnės už elektrono masę) šios dalelės nepatiria pastebimo įlinkio, kai susiduria su atominiais elektronais, o tai leidžia aptikti tik susidūrimus su teigiama atomo dalimi. Radis buvo paimtas kaip alfa dalelių šaltinis, o dalelės, kurios buvo išsklaidytos plonoje metalinėje folijoje, pavyzdžiui, aukso, buvo užfiksuotos „spinduliuojančiais“ blyksniais cinko sulfido ekrane, esančiame tamsioje patalpoje. Eksperimentinė schema parodyta fig. 5.

Remiantis Thomsono modeliu, beveik visos alfa dalelės atsidurtų labai mažu kampu nuo pradinės krypties, nes didžiąją laiko dalį jos praeitų per beveik tolygiai paskirstyto teigiamo krūvio sritį. Nors Rutherfordo rezultatai atitiko numatomą pasiskirstymą mažų nuokrypių srityje, buvo užregistruota labai daug nukrypimų kampuose, daug didesniais, nei prognozavo Thomsono atomo modelis. Tokius didelius nukrypimus galima paaiškinti tik tuo, kad teigiama atomo „šerdis“ yra daug mažesnė už jo elektroninės struktūros dydį, todėl alfa dalelės gali labai priartėti prie šios mažos teigiamos šerdies, susidurdamos su labai didelėmis Kulono jėgomis. . Rutherfordo eksperimentai įtikinamai parodė, kad visas atomas, išskyrus labai mažą masyvią šerdį arba „branduolį“, kaip tikėjosi Lenardas, buvo beveik visiškai tuščias. Remdamasis gautais eksperimentiniais duomenimis, Rutherfordas padarė išvadą, kad aukso atomo branduolio skersmuo yra ne didesnis kaip 6 × 10–15 m, o tai yra gana artima šiuolaikinei.

Rutherfordas sugebėjo, paprasčiausiai laikydamas branduolį taškinės sklaidos centru ir remdamasis tik elektrostatika ir Niutono mechanika, išvesti išsklaidytų dalelių kampinio pasiskirstymo formulę. Tarp alfa dalelės, turinčios masę M ir apmokestinti 2 e, Kur e– elektrono krūvis, o branduolio – su krūviu Ze, Kur Z– elemento, iš kurio susideda sklaidos medžiaga, atominis skaičius 2 veikia elektrostatinės atstūmimo jėga Ze 2 /r 2 kur r– atstumas tarp įkrovimų. Kampas j, kuriai atsiranda sklaida, priklauso nuo susidūrimo parametro p, t.y. mažiausias atstumas, per kurį dalelė praeitų pro branduolį, jei ji nebūtų nukreipta.

Kaip matyti iš fig. 6, didžiausias įlinkio kampas atitinka mažiausią susidūrimo parametrą. Alfa dalelių dalis, nukreipta kampu j ir daugiau, suteikia posakis

Kur n– atomų skaičius 1 cm3, t- folijos storis, M Ir v– alfa dalelės masė ir greitis ir Z– branduolinis užtaisas. Šis Rutherfordo sklaidos dėsnis dažniau rašomas kaip dalelių dalis df, kuris išsisklaido į vientisą kampą dw kampų diapazone nuo j prieš j + dj:

Šios išraiškos buvo kiekybiškai patvirtintos įvairiems kampams ir skirtingoms sklaidos medžiagoms ir leido išmatuoti branduolinį krūvį.

Rutherfordo, arba branduolinis, atomo modelis, pakeitęs Tomsono modelį, buvo svarbus žingsnis kuriant kvantinę mechaniką. 1913 metais Geigerio ir Marsdeno atlikti išsamūs eksperimentai nepaliko jokių abejonių, kad atomo su mažu masyviu branduoliu daug didesnių matmenų elektroninės struktūros centre paveikslas yra teisingas ne tik kokybiškai, bet ir kiekybiškai. Kai kurios detalės, perkeltos iš Thomsono modelio, pavyzdžiui, elektronų egzistavimas branduolyje, vėliau taip pat buvo atmestos.

Bohro kvantinė teorija.

N. Bohras (1885–1962) dirbo su Rutherfordu 1912–1913 m., kai jis atliko sklaidos eksperimentus, o 1913 m. grįžo į Kopenhagą su daugybe naujų idėjų. Be tų, kurie ką tik buvo atrasti „branduolinės“ sklaidos eksperimentuose, reikėjo paaiškinti daugybę reiškinių. Dabar, kai Tomsono atomo modelis buvo atmestas, siauros, diskrečios išlydžio vamzdžių spinduliuotės spektrinės linijos ir empiriniai jų dažnių modeliai atrodė dar ne tokie aiškūs.

Buvo dar vienas atominis efektas, kurį 1887 m. atrado G. Hertzas (1857–1894), būtent fotoelektrinis efektas. Jo esmė ta, kad ant ką tik nuvalyto metalinio paviršiaus krintanti šviesa išmuša iš jo elektronus, jei šviesos dažnis pakankamai didelis. Kiekvienas metalas turi savo slenkstinį dažnį. Eksperimentai parodė, kad stabdymo elektrostatinis laukas, sumažinantis fotoelektronų srovę iki nulio, nepriklauso nuo šviesos intensyvumo, o priklauso nuo jos bangos ilgio. Elektromagnetinė teorija, pagal kurią šviesa yra elektromagnetinės bangos, to negalėjo paaiškinti, nes pagal šią teoriją, kad išspindėtų elektroną bet kokiu greičiu, atomui tereikia ilgą laiką sugerti energiją. 1905 metais A. Einšteinas (1879–1955) pasiūlė fotoelektrinio efekto paaiškinimą, kuris visiškai atitiko eksperimentinius duomenis, tačiau reikėjo radikaliai peržiūrėti esamą šviesos kaip banginio proceso sampratą. Einšteinas pasiūlė, kad šviesa neša energiją vienetais, vadinamais fotonais arba šviesos kvantais, kuriuos suteikia jų energija E = hn, Kur n yra šviesos dažnis ir h– „Planko konstanta“, lygi 6,626Х10 –34 JChs. Kai fotonas atsitrenkia į metalo paviršių, jis visą savo energiją perduoda elektronui. Kadangi elektronas yra prijungtas prie paviršiaus elektrostatinių jėgų, jam reikia energijos, kad pabėgtų W(„darbo funkcija“), o likusi elektrono gaunama energija paverčiama jo kinetine energija, t.y. hn = W + 1 / 2 mv 2. Einšteino hipotezė paaiškino, kodėl fotoelektronų kinetinė energija priklauso nuo šviesos dažnio, o išspinduliuotų elektronų skaičius – nuo ​​jos intensyvumo.

Kaip dažnai nutinka su moksliniais atradimais, paaiškėjo, kad Einšteino „kvantų“ hipotezė buvo pagrįsta ankstesne teorija. M. Planckas (1858–1947) pirmasis panaudojo kvantavimo idėją, kad paaiškintų stebimą įkaitusių kūnų spinduliuotės spektrinę sudėtį. Jis sugebėjo paaiškinti spektrą teigdamas, kad harmoniniai osciliatoriai sugeria ir išskiria tik atskiras energijos dalis hn.

Bohras puikiai pritaikė kvantinę hipotezę, aprašydamas elektronų orbitas atomuose ir jų spinduliavimą. Jis atmetė idėją, kad elektronai elgiasi kaip osciliatoriai, o vietoj to įsivaizdavo atomo dinamiką kaip elektronų judėjimą orbitose aplink branduolį, panašų į planetų judėjimą orbitose aplink Saulę. Elektrostatinės elektrono traukos jėga branduolyje yra įcentrinė jėga, dėl kurios elektronas juda apskrita spindulio orbita r su greičiu v. Apskritai branduoliai su krūviu Ze mes turime

Tokiame jėgos lauke (kai jėga atvirkščiai proporcinga atstumui iki svorio centro) judėjimo kinetinė energija visada lygi - 1/2 potencialios energijos:

ir visos energijos, t.y. kinetinės ir potencialinės energijos suma yra lygi:

Šie santykiai išplaukia iš įprastų mechanikos ir elektrostatikos dėsnių. Be jų, Boras suformulavo šiuos postulatus, kurie sudaro atomo kvantinės teorijos pagrindą.

I. Leidžiamos tik tos apskritimo orbitos, kurių kampinis impulsas yra lygus sveikajam skaičiui Planko konstantos vienetais, padalytais iš 2 p. (Kūno kampinis impulsas l, judantis apskrita orbita, yra lygus jo masės sandaugai m už greitį v ir orbitos spindulys r.) Taigi,

II. Nors pagal elektromagnetinę teoriją bet kuri įkrauta dalelė, judanti su pagreičiu, turėtų skleisti spinduliuotę, elektronai spinduliuotės nespinduliuoja judėdami savo orbitomis atomo viduje. Spinduliuotė atsiranda tik tada, kai elektronas juda iš vienos kvantuotos orbitos į kitą.

III. Šios spinduliuotės dažnį lemia bendrosios energijos pokytis, t.y. skirtumas tarp pradinės ir galutinės atomo energijų:

hn = E 2 – E 1 .

Šios energijos kvantavimo sąlygos lemia atskiras elektronų orbitas. Išsprendę (2) greičio lygtį ir pakeisdami į (4), gauname

arba, jei įvesite „Boro spindulys“ a 0 = h 2 /4p 2aš 2 "5,29x10–11 m,

Fig. 7 paveiksle pavaizduotos pirmosios šešios elektronų orbitos vandenilio atome, atitinkančios Bohro teoriją. Taip pat rodomi perėjimai, kuriuos lydi diskrečiųjų spektro linijų spinduliavimas. Kiekviena spektro linijų serija turi savo atradėjo vardą; Iš visų serijų tik dalis Balmer serijos yra matomoje spektro srityje.

Fig. 8 paveiksle parodyta, kaip Balmer serijos linijos atrodo spektrografo fotografinėje plokštelėje. Nesunku pastebėti, kad ties serijos ribos linijos tampa tankesnės.

Atominių būsenų energijos, atitinkančios kiekvieną sveikojo skaičiaus reikšmę n, taip pat yra išmatuoti:

Naudojant trečiąjį Bohro postulatą ir santykį Su = ln Tarp greičio, bangos ilgio ir dažnio dabar galima paaiškinti empirinę formulę, kurią Balmeris rado savo eilučių serijai:

tiesiog kaip specialus Boro formulės atvejis. Su jo pagalba galite apskaičiuoti „Rydbergo konstantą“ RH:

Reikšmė RH, rastas Balmerio, buvo 10967776 m–1; naudojant tuo metu turimas vertes m, e, c Ir h, gavo Bohr RH= 1,03Х10 7 m –1. Šiuolaikinė prasmė RH yra 10979708 m–1. Taigi, Boro teorijos ir eksperimento sutapimas yra gana geras. Dydžio neatitikimas RH paaiškinama pagrindinių konstantų verčių netikslumu m, e, c, h, kurią naudojo Bohras, taip pat būtinybė atsižvelgti į daugybę pataisymų, iš kurių pagrindinė yra branduolio judėjimo korekcija ( žr. žemiau).

Taigi Bohras nuo pat pradžių savo teorija sulaukė nemažos sėkmės, pateikdamas ne tik kokybinį, bet ir kiekybinį vandenilio spektro linijų paaiškinimą bei optinių spektrų teorijoje pritaikydamas Plancko ir Einšteino idėjas apie kvantus.

1914 metais J. Frankas (1882–1964) ir G. Hertzas (1887–1975) eksperimentiškai patvirtino energijos lygių kvantavimo sampratos teisingumą bombarduojant gyvsidabrio garų atomus žinomos energijos elektronais. Jie išmatavo energiją, kurią praranda elektronai, kai juos išsklaidė gyvsidabrio atomai. Elektronai, kurių energija buvo mažesnė už tam tikrą slenkstį, visiškai neperdavė energijos gyvsidabrio atomams; bet kai tik elektronų energijos pasirodė pakankama gyvsidabrio atomo perėjimui į artimiausią aukštesnės energijos lygį sužadinti, elektronai intensyviai perdavė savo energiją. Tai buvo įtikinamas kvantuotų energijos lygių egzistavimo įrodymas.

Bohro teorija taip pat leido paaiškinti rentgeno spinduliuotės kilmę. X-spinduliai): ši spinduliuotė skleidžiama išmušus (elektronui bombarduojant atomą) elektroną iš vidinės atomo orbitos: elektronai iš išorinių atomo apvalkalų juda į laisvą erdvę. Kadangi energija kinta daug daugiau nei optinio perėjimo metu, rentgeno spinduliuotė yra trumpesnio bangos ilgio nei matoma šviesa ir skvarbesnė. Bohro teorija paaiškino ne tik matomoje spektro dalyje pastebėtas Balmerio linijas, bet ir kitas linijų serijas ultravioletinėje (Lyman serija) ir infraraudonojoje (Paschen serija) srityse, kurios buvo aptiktos naudojant fotografinius metodus.

Nors masė M Kadangi vandenilio (protono) branduolys yra daug didesnis už atomo orbita judančio elektrono masę, būtų neteisinga manyti, kad šiame „dinaminiame“ atomo modelyje protonas yra ramybės būsenoje. Kaip pažymėjo A. Sommerfeldas (1868–1951), dėl energijos ir impulso tvermės dėsnių branduolys ir elektronas bendro masės centro atžvilgiu turi suktis tuo pačiu kampiniu greičiu (tuo tarpu branduolys yra daug arčiau masės centras). Į šio branduolio judėjimo poveikį elektroninių būsenų energijai galima atsižvelgti tiesiog pakeičiant elektronų masę m"sumažinta masė"

Kur M yra atitinkamo atomo branduolio masė. Vandenilio atveju vertė m mažiau m 1/1837. Tačiau spektroskopinių matavimų tikslumas yra toks, kad tokia korekcija pastebimai pagerina teorijos ir eksperimento suderinamumą.

Įspūdingas modifikuotos Boro teorijos galimybių vandenilio atomui demonstravimas buvo „sunkiojo vandenilio“ (deuterio) 2 H atradimas. Deuterio branduolio masė yra beveik dvigubai didesnė už protono masę, ir nors deuteris yra tik 1 /4500 įprastų vandenilio dujų, jo buvimas pasireiškia spektro nuotraukose, darytose su didele raiška, labai silpnų linijų pavidalu, pasislinkusių pagrindinių linijų atžvilgiu dėl dydžio skirtumų. m. 1931 m. F. Astonui (1977–1945) atradus akivaizdų vandenilio atominės masės neatitikimą, R. Burge'as (1887–1980) ir D. Menzelis iškėlė hipotezę, kad egzistuoja dvi skirtingos izotopų masės vandenilio atmainos. 1932 metais G. Urey (1893–1981), J. Murphy ir F. Brickwedde (1903–1989) atliko seriją eksperimentų, kurių metu vandenilio spektras buvo nufotografuotas naudojant įgaubtą 6,4 m spindulio difrakcijos gardelę ten aptiko silpnas deuterio linijas, kur jos buvo prognozuojamos (bangos ilgis atitinka H liniją a, buvo pasislinkęs 179,3 nm), ir, paimant mėginius, praturtintus sunkiuoju izotopu, buvo gautos neabejotinai ryškios linijos.

Sommerfeldas toliau plėtojo Boro teoriją, nurodydamas, kad žiedinės orbitos yra tik ypatingas atvejis ir kad Bohro postulatai gali būti įvesti ir elipsinių orbitų atveju. (Judant elipsine orbita, greitis kartu su azimutiniu turi ir radialinę dedamąją. Šiuo atveju judėjimas vyksta vienoje plokštumoje, o traukos centras yra viename iš židinių.) Taigi, apibendrintam impulsui p i nustatomos dvi kvantavimo sąlygos, susijusios su „periodinėmis koordinatėmis“. qi. (Periodinių koordinačių kitimo sritis kartojasi su tam tikru periodu; pavyzdžiui, kampinė elektrono padėtis branduolio atžvilgiu yra periodinė koordinatė.) Apskritai

Taigi, kad orbita egzistuotų, impulso per koordinatę integralas per laikotarpį turi būti lygus sveikajam Plancko konstantų skaičiui. Judant elipsine orbita, yra dvi nepriklausomos lygtys

Kur p j– azimutinis ir p r– radialinis impulsas. (Radialinis impulsas p r yra lygus masės ir radialinio greičio sandaugai, kuri apskritimo orbitos atveju yra lygi nuliui.) Klasikinė judėjimo elipsinėmis orbitomis mechanika, galiojanti planetų judėjimui apibūdinti, buvo gerai žinoma, todėl galėjo būti naudojama tiesiogiai atominių orbitų atveju. Remiantis Niutono mechanika, perėjimas iš elipsinės orbitos į žiedinę nėra lydimas lygio energijos pasikeitimo, nes elipsės atveju energija priklauso tik nuo pusiau pagrindinės elipsės ašies, kuri savo ruožtu priklauso tik nuo

Taigi skaičius n(„pagrindinis kvantinis skaičius“) atitinka tą pačią energiją tam tikram elipsinių orbitų rinkiniui, įskaitant apskritą, n Y = 0.

Matavimai, atlikti naudojant didesnę skiriamąją gebą, parodė, kad egzistuoja „smulki spektro linijų struktūra“ (viena plati „linija“ iš tikrųjų susideda iš kelių linijų). Taip buvo iš dalies dėl to, kad Sommerfeldas parodė, kad elektronai juda greičiu, panašiu į šviesos greitį, todėl vietoj Niutono mechanikos turėtų būti naudojama Einšteino reliatyvistinė mechanika. Dėl to elipsinių orbitų energijos skiriasi nedaug, nes greičiai skiriasi priklausomai nuo ekscentriškumo. Pataisa gali būti išreikšta kvantiniais skaičiais n Ir n j:

yra vadinamoji smulkiosios struktūros konstanta arba Sommerfeldo konstanta. Šių mažų pataisymų buvimas, priklausomai nuo orbitos elipsės, žymiai padidina galimų perėjimų skaičių. Siekiant atsižvelgti į kai kurių numatytų spektrinių linijų nebuvimą, reikėjo įvesti „atrankos taisykles“, leidžiančias keisti azimutinį kvantinį skaičių. n j tik +1 arba -1.

Taigi Bohro kvantinė teorija, papildyta tikslesne Sommerfeldo orbitinio judėjimo mechanika, galėjo paaiškinti daugybę reiškinių. Paaiškėjo vandenilio spektrinių linijų eilės egzistavimas, smulkios jų struktūros buvimas, neelastinio elektronų sklaidos dujose charakteristikos, spektrinių linijų izotopinis poslinkis. Be to, buvo galima tiksliai apskaičiuoti vandenilio jonizacijos potencialą (energiją, reikalingą elektronui išmušti iš atomo).

Tačiau sunkumų vis tiek išliko. Bohro teorija davė gerų rezultatų vieno elektrono atomų, tokių kaip vandenilis, pavieniai jonizuotas helis, dvigubai jonizuotas litis, taip pat, pavyzdžiui, natrio (dėl to, kad natrio atomas turi vieną silpnai surištą elektroną, kuris iš esmės lemia tiek natrio spektrą, tiek chemines savybes), tačiau jis prastai apibūdino paprastą helio atomą su dviem elektronais ir kitus daugiaelektroninius atomus. Bohro bandymai paaiškinti gerai žinomus cheminių ir fizinių savybių pokyčius pereinant iš atomo į atomą taip pat buvo nesėkmingi. Galiausiai Bohro postulatai, pavyzdžiui, kampinio impulso kvantavimas elektronų orbitose, atrodė visiškai savavališki.

Faktas yra tas, kad tuo metu buvo nežinomos dvi nuostatos, be kurių neįmanoma suprasti sudėtingų atomų struktūros - Pauli išskyrimo principas ir elektronų sukimosi egzistavimas. Šios nuostatos kartu su naujos mechanikos, vadinamos bangine arba kvantine mechanika, sukūrimas buvo būtinos norint visiškai suprasti atomo struktūrą.

Atomo kvantinė mechanika.

Bohro teorijos, pagrįstos klasikine dalelių mechanika su kvantiniais postulatais, trūkumai išryškino esminę problemą, kaip teisingai aprašyti elektronų judėjimą mažais atstumais, pavyzdžiui, atomo viduje. Remiantis tuo, kad šviesa turi ir korpuskulinių, ir banginių savybių (kai kuriais reiškiniais, pavyzdžiui, su fotoelektriniu efektu, ji elgiasi kaip dalelių srautas, o kituose, pavyzdžiui, su trukdžiais, kaip banga), L. de Broglie (1892–1987) 1923 metais iškėlė hipotezę, kad bangų ir dalelių dvilypumas būdingas ir medžiagai. Kadangi kvantinė teorija fotoelektrinio efekto metu šviesos fotonams priskiria korpuskulinį elgesį, galima daryti prielaidą, kad elektronai atomuose savo „orbitose“ gali elgtis kaip bangos. De Broglie padarė išvadą, kad bangos sklidimas gali būti „susijęs“ su bet kokio tipo dalelių judėjimu, jei priskirsime ją dalelei, turinčiai masę. m ir greitis v bangos ilgis

l = h/mv.

Dalelių banginių savybių eksperimentinis patvirtinimas buvo elektronų difrakcijos reiškinys, kurį 1927 metais atrado K. Davisson (1881–1958) ir L. Germer (1896–1971). Kampinis elektronų pasiskirstymas, kai elektronų pluoštas atsispindi nuo kristalo paviršiaus, gali būti paaiškintas tik remiantis bangų koncepcijomis, ir buvo pastebėtas susitarimas su de Broglie postuluotu ryšiu tarp bangos ilgio ir greičio.

W. Heisenbergo (1901–1976), E. Schrödingerio (1887–1961) ir kitų teoretikų kvantinės mechanikos raida laikotarpiu po de Broglie išsakytos hipotezės paskatino situaciją išsiaiškinti su Bohro teorija. Pavyzdžiui, Bohro teorijoje „stacionarių būsenų“ sąlyga.

mv Ch2 pr = nh

buvo savavališko reikalavimo pobūdžio. Dabar atrodo, kad reikia, kad sveikas skaičius de Broglie bangų ilgių tilptų į periodinę elektrono orbitą. Leidžiamos būtent tos orbitos, kurios tenkina šį reikalavimą.

Sprendžiant vandenilio atomo Šriodingerio bangos lygtį, natūraliai atsiranda trys kvantiniai skaičiai, dažniausiai žymimi simboliais n, l Ir m l. Čia n– sveikasis skaičius, kuris gali turėti bet kokią reikšmę, didesnę nei 0, vadinamas pagrindiniu elektrono kvantiniu skaičiumi. Tai atitinka skaičių n, reiškiantis įvairias Boro orbitas. Skaičius l(orbitinis kvantinis skaičius) taip pat yra sveikasis skaičius ir gali turėti bet kokią reikšmę nuo 0 iki ( n– 1). Jis apibūdina elektrono orbitinį kampinį impulsą ir yra glaudžiai susijęs su n j Bohro modelyje. Iš bangos lygties sprendimo matyti, kad leidžiamos tik elektrono orbitinio kampinio impulso reikšmės, lygios:

Galiausiai gauname 4 nepriklausomus kvantinius skaičius, apibūdinančius elektrono būseną atome:

n– pagrindinis kvantinis skaičius;

l– orbitinis kvantinis skaičius;

m l– orbitinis magnetinis kvantinis skaičius;

m s– sukimosi magnetinis kvantinis skaičius.

Nors kvantinė mechanika leidžia, atsižvelgiant į kvantinius skaičius, nustatyti būsenos energiją ir elektronų tikimybės tankio erdvinį pasiskirstymą (pakeičiant orbitas Bohro modelyje), norint nustatyti elektronų skaičių kiekvienoje būsenoje, reikia papildomų prielaidų.

1925 metais W. Pauli (1900–1958) suformulavo „draudimo principą“, kuris iš karto išaiškino daugelį atominių reiškinių. Jis pasiūlė paprastą taisyklę: kiekvienoje atskiroje kvantinėje būsenoje gali būti tik vienas elektronas. Tai reiškia, kad skaičių aibė, atitinkanti duomenis n, l Ir m l, priklauso nuo n. Pavyzdžiui, kada n= 1 galimas tik l= 0; vadinasi, m l= 0 ir vienintelis būsenų skirtumas yra dėl to m s= +1/2 ir -1/2. Lentelėje pateikiamos skirtingos galimybės n. Atkreipkite dėmesį, kad pirmajame „apvalkale“ ( n= 1) kitame apvalkale yra 2 elektronai ( n= 2) yra 8 elektronai, sudarantys du posluoksnius ir kt. Didžiausias elektronų skaičius posluoksnyje yra 2 (2 l+ 1), o maksimalus subapvalkų skaičius yra n. Kiekvienam n visiškai užpildytame apvalkale yra 2 n 2 elektronai.

Lentelė: Galimas elektronų skaičius duotame apvalkale

GALIMAS ELEKTRONŲ SKAIČIUS DOTAME SKELTE
n	l	m l	m s	Elektronų skaičius posluoksnyje	Elektronų skaičius užpildytame apvalkale
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

Pauli principo atitikimą eksperimentui patvirtino daugybė spektroskopinių stebėjimų, taip pat daugybė duomenų iš elektroninės metalų teorijos, branduolinių procesų fizikos ir žemos temperatūros reiškinių. Tai vienas iš pagrindinių vienijančių fizikos principų, atveriantis kelią suprasti sudėtingų atomų elektroninę struktūrą. Tiesa, Pauli principas nulemia tik galimybę užpildyti įvairius elektronų apvalkalus, o norint patikrinti tikrąjį tam tikrų būsenų užpildymą, reikalingi duomenys, gauti iš optinių ir rentgeno spindulių spektrų. Bet atomuose iki argono su Z= 18 kiekvienas papildomas elektronas tiesiog pridedamas prie žemiausio iš neužpildytų posluoksnių. Nukrypimai nuo šios tvarkos pastebimi sudėtingesniuose atomuose, kurių apvalkalai iš dalies sutampa. Kvantinė mechanika šį nuokrypį paaiškina sakydama, kad pirmiausia užpildomos būsenos, kurių energija yra mažiausia.

Išsami elektronų struktūros ir elektronų pasiskirstymo analizė kvantinės mechanikos ir Pauli principo sunkesniuose atomuose požiūriu yra labai sudėtinga. 1 valstybei s (n = 1, l= 0), galimas tik sferiškai simetriškas pasiskirstymas (o labiausiai tikėtina elektrono padėtis yra atomo centre). 2 būsenoje p (n = 2, l= 1) elektrono kampinis impulsas nebėra nulis, todėl didžiausias tankis yra nuliniu atstumu nuo branduolio. Elektronų tankio pasiskirstymas priklauso nuo kvantinio skaičiaus m l laikantis reikalavimo kvantuoti kampinio momento komponentus pagal magnetinio lauko kryptį.

Periodinė elementų lentelė.

Elektronų skaičius neutralaus atomo apvalkaluose, lygus protonų skaičiui jo branduolyje, vadinamas elemento atominiu skaičiumi. Periodinė elementų lentelė, kurią 1869 m. pasiūlė D. I. Mendelejevas (1834–1907), yra lentelė, kurioje elementai yra išdėstyti didėjančio atominio skaičiaus tvarka ir paskirstomi laikotarpiais taip, kad panašių cheminių savybių atomai patenka į tą pačią grupę. Pavyzdžiui, grupė, kurioje yra helio, neono, argono, kriptono, ksenono ir radono, sudaro tauriųjų dujų grupę; Tai yra atomai su užpildytais elektronų apvalkalais, ir pašalinti elektroną iš užpildyto apvalkalo yra beveik taip pat sunku, kaip ir pridėti prie jo papildomą. Be to, šios dujos yra monoatominės, jų molekulės sudaro vieną atomą.

Atomų chemines savybes daugiausia lemia jų išoriniai elektronai. Paprastas lentelės pobūdis iki argono (kurio atominis skaičius Z= 18) yra dėl to, kad pridedant kitą elektroną iki Z= 18 paeiliui užpildomas žemiausias posluoksnis. Reikšminga lentelės komplikacija po Z= 18 paaiškinama sublukštų užpildymo sekos komplikacija. Tuo atveju, kai elektronų yra daug, tikslių kvantinės mechanikos lygčių sprendinių gauti nepavyksta, naudojami apytiksliai metodai. Vienas apytikslis variantas yra toks, kad atomas, turintis vieną elektroną už viso apvalkalo, pavyzdžiui, natrio, Z= 11, laikomas „vieno elektrono“ atomu. Iš tiesų, supaprastinta Bohro teorija (modifikuota, kad būtų atsižvelgta į reikšmingumą n= 3 elektronų būsenai) suteikia gana tikslias lygių energijos vertes (bet ne linijos padalijimui).

Tolesnis atomo sandaros tyrimas.

Šiuo metu atomų elektroninė struktūra iš esmės yra paaiškinta, nors daugiaelektroninių atomų savybes galima apskaičiuoti tik apytiksliai. Kvantinė mechanika paaiškina visas žinomas atskirų atomų savybes. Aktyviai tiriama atomų sąveika, ypač kietose medžiagose. Straipsnis skirtas atomo branduolio sandarai.

Kaip žinote, visa medžiaga Visatoje susideda iš atomų. Atomas yra mažiausias medžiagos vienetas, turintis savo savybes. Savo ruožtu atomo struktūrą sudaro magiška mikrodalelių trejybė: protonai, neutronai ir elektronai.

Be to, kiekviena iš mikrodalelių yra universali. Tai yra, jūs negalite rasti dviejų skirtingų protonų, neutronų ar elektronų pasaulyje. Jie visi yra visiškai panašūs vienas į kitą. O atomo savybės priklausys tik nuo kiekybinės šių mikrodalelių sudėties bendroje atomo struktūroje.

Pavyzdžiui, vandenilio atomo struktūra susideda iš vieno protono ir vieno elektrono. Kitas sudėtingiausias atomas, helis, susideda iš dviejų protonų, dviejų neutronų ir dviejų elektronų. Ličio atomas – sudarytas iš trijų protonų, keturių neutronų ir trijų elektronų ir kt.

Atominė struktūra (iš kairės į dešinę): vandenilis, helis, litis

Atomai susijungia ir sudaro molekules, o molekulės susijungia į medžiagas, mineralus ir organizmus. DNR molekulė, kuri yra visų gyvų dalykų pagrindas, yra struktūra, surinkta iš tų pačių trijų stebuklingų visatos plytų, kaip ir akmuo, gulintis ant kelio. Nors ši struktūra yra daug sudėtingesnė.

Dar nuostabesni faktai atsiskleidžia, kai bandome atidžiau pažvelgti į atominės sistemos proporcijas ir struktūrą. Yra žinoma, kad atomas susideda iš branduolio ir elektronų, judančių aplink jį rutulį apibūdinančia trajektorija. Tai yra, to net negalima pavadinti judėjimu įprasta to žodžio prasme. Atvirkščiai, elektronas yra visur ir iškart šioje sferoje, aplink branduolį sukuria elektronų debesį ir sudaro elektromagnetinį lauką.

Scheminiai atomo sandaros vaizdai

Atomo branduolys susideda iš protonų ir neutronų, jame sutelkta beveik visa sistemos masė. Tačiau tuo pačiu metu pats branduolys yra toks mažas, kad padidinus jo spindulį iki 1 cm, visos atominės struktūros spindulys pasieks šimtus metrų. Taigi viską, ką suvokiame kaip tankią materiją, sudaro daugiau nei 99% energetinių ryšių tarp fizinių dalelių ir mažiau nei 1% pačių fizinių formų.

Bet kas yra šios fizinės formos? Iš ko jie pagaminti ir kokios medžiagos? Norėdami atsakyti į šiuos klausimus, atidžiau pažvelkime į protonų, neutronų ir elektronų struktūras. Taigi, nusileidžiame dar vienu laipteliu į mikropasaulio gelmes – į subatominių dalelių lygį.

Iš ko susideda elektronas?

Mažiausia atomo dalelė yra elektronas. Elektronas turi masę, bet neturi tūrio. Mokslinėje sampratoje elektronas nesusideda iš nieko, o yra taškas be struktūros.

Mikroskopu elektrono nematyti. Jis matomas tik elektronų debesies pavidalu, kuris atrodo kaip neryški sfera aplink atomo branduolį. Tuo pačiu metu neįmanoma tiksliai pasakyti, kur elektronas yra tam tikru momentu. Prietaisai gali užfiksuoti ne pačią dalelę, o tik jos energijos pėdsaką. Elektrono esmė nėra įtraukta į materijos sampratą. Tai veikiau kaip kokia tuščia forma, kuri egzistuoja tik judesyje ir dėl judėjimo.

Jokia elektrono struktūra dar nebuvo atrasta. Tai ta pati taškinė dalelė kaip energijos kvantas. Tiesą sakant, elektronas yra energija, tačiau jis yra stabilesnė jo forma nei ta, kurią vaizduoja šviesos fotonai.

Šiuo metu elektronas laikomas nedaliamu. Tai suprantama, nes neįmanoma padalinti to, kas neturi apimties. Tačiau teorija jau turi raidų, pagal kurias elektronas turi trejybę tokių kvazidalelių kaip:

• Orbiton – talpina informaciją apie elektrono padėtį orbitoje;
• Spinonas – atsakingas už sukimąsi arba sukimo momentą;
• Holonas – neša informaciją apie elektrono krūvį.

Tačiau, kaip matome, kvazidalelės visiškai neturi nieko bendra su materija ir neša tik informaciją.

Įvairių medžiagų atomų nuotraukos elektroniniu mikroskopu

Įdomu tai, kad elektronas gali sugerti energijos kvantus, tokius kaip šviesa ar šiluma. Tokiu atveju atomas pereina į naują energijos lygį, o elektronų debesies ribos plečiasi. Taip pat atsitinka, kad elektrono sugeriama energija yra tokia didelė, kad jis gali iššokti iš atominės sistemos ir tęsti judėjimą kaip nepriklausoma dalelė. Tuo pačiu metu jis elgiasi kaip šviesos fotonas, tai yra, atrodo, kad nustoja būti dalele ir pradeda demonstruoti bangos savybes. Tai buvo įrodyta eksperimentu.

Jungo eksperimentas

Eksperimento metu elektronų srautas buvo nukreiptas į ekraną, kuriame buvo išpjauti du plyšiai. Praėję pro šiuos plyšius, elektronai susidūrė su kito projekcinio ekrano paviršiumi, palikdami jame savo pėdsaką. Dėl šio elektronų „bombardavimo“ projekciniame ekrane atsirado trukdžių modelis, panašus į tą, kuris atsirastų, jei bangos, bet ne dalelės, praeitų per du plyšius.

Šis modelis atsiranda todėl, kad tarp dviejų plyšių einanti banga yra padalinta į dvi bangas. Dėl tolesnio judėjimo bangos persidengia viena su kita, o kai kuriose srityse jos yra abipusiai panaikinamos. Rezultatas yra daug eilučių projekciniame ekrane, o ne tik viena, kaip būtų, jei elektronas elgtųsi kaip dalelė.

Atomo branduolio sandara: protonai ir neutronai

Protonai ir neutronai sudaro atomo branduolį. Ir nepaisant to, kad šerdis užima mažiau nei 1% viso tūrio, būtent šioje struktūroje sutelkta beveik visa sistemos masė. Tačiau fizikai skiriasi dėl protonų ir neutronų struktūros, ir šiuo metu yra dvi teorijos.

• Teorija Nr.1 ​​– Standartas

Standartinis modelis teigia, kad protonai ir neutronai susideda iš trijų kvarkų, sujungtų gliuonų debesimi. Kvarkai yra taškinės dalelės, kaip ir kvantai ir elektronai. O gliuonai yra virtualios dalelės, užtikrinančios kvarkų sąveiką. Tačiau gamtoje niekada nebuvo rasta nei kvarkų, nei gliuonų, todėl šis modelis susilaukia griežtos kritikos.

• 2 teorija – alternatyva

Tačiau pagal alternatyvią vieningo lauko teoriją, kurią sukūrė Einšteinas, protonas, kaip ir neutronas, kaip ir bet kuri kita fizinio pasaulio dalelė, yra elektromagnetinis laukas, besisukantis šviesos greičiu.

Žmogaus ir planetos elektromagnetiniai laukai

Kokie yra atomo sandaros principai?

Viskas pasaulyje – plona ir tanku, skysta, kieta ir dujinė – tėra nesuskaičiuojamų laukų energetinės būsenos, persmelkiančios Visatos erdvę. Kuo aukštesnis energijos lygis lauke, tuo jis plonesnis ir mažiau juntamas. Kuo žemesnis energijos lygis, tuo jis stabilesnis ir apčiuopiamesnis. Atomo sandara, kaip ir bet kurio kito Visatos vieneto sandara slypi tokių laukų – skirtingo energijos tankio – sąveikoje. Pasirodo, materija tėra proto iliuzija.

Atomas yra mažiausia chemiškai nedaloma cheminio elemento dalis, kuri yra jo savybių nešėjas. Atomas susideda iš elektronų ir atomo branduolio, kuris savo ruožtu susideda iš neįkrautų neutronų, taip pat iš teigiamai įkrautų protonų. Jei elektronų ir protonų skaičius yra vienodas, tai atomas yra elektriškai neutralus. Priešingu atveju jis turi arba neigiamą, arba teigiamą krūvį, tokiu atveju jis vadinamas jonu.

Atomai klasifikuojami pagal neutronų ir protonų skaičių branduolyje: neutronų skaičius lemia jo priklausymą bet kuriam cheminio elemento izotopui, protonų skaičius – tiesiogiai šiam elementui. Įvairių tipų atomai skirtingais kiekiais, kuriuos jungia tam tikri tarpatominiai ryšiai, sudaro molekules.

Pirmieji atomo sąvoką suformulavo senovės graikų ir senovės Indijos filosofai. XVII ir XVIII amžiuje chemikai galėjo patvirtinti šią hipotezę, kad kai kurios medžiagos vėliau negali būti suskaidytos į mažesnius elementus naudojant specialius cheminius metodus, eksperimentiškai. Tačiau XIX amžiaus pabaigoje ir XX amžiaus pradžioje fizikai atrado subatomines daleles, po kurių paaiškėjo, kad atomas iš tikrųjų nėra „nedaloma dalelė“. 1860 m. Vokietijos Karlsrūhės mieste įvyko tarptautinis chemikų kongresas, kuriame buvo priimta nemažai sprendimų dėl atomo ir molekulės sąvokų apibrėžimo. Dėl to atomas yra mažiausia cheminio elemento dalelė, kuri yra sudėtingų ir paprastų medžiagų dalis.

Atominiai modeliai

Tomsono atomo modelis. Jis pasiūlė atomą laikyti teigiamai įkrautu kūnu, kuriame yra elektronų. Šią hipotezę galiausiai paneigė garsus mokslininkas Rutherfordas, atlikęs savo garsųjį eksperimentą, kurio metu išsklaidė alfa daleles.

Materijos gabaliukai. Senovės graikų mokslininkas Demokritas manė, kad medžiagos savybes galima nustatyti pagal jos masę, formą ir panašias atomų, iš kurių ji susideda, charakteristikas. Pavyzdžiui, ugnis turi aštrius atomus, dėl to ji gali sudeginti, o kietuose kūnuose yra šiurkšti, todėl tvirtai laikosi vienas su kitu, vandenyje yra lygūs, todėl gali tekėti. Demokrti taip pat tikėjo, kad žmogaus siela susideda iš atomų.

Nagaokos ankstyvasis planetinis atomo modelis. Fizikai iš Japonijos Hantaro Nagaoka 1904 m. pasiūlė tokį atomo modelį, kuris buvo pastatytas pagal tiesioginę analogiją su Saturnu. Šiame modelyje elektronai sukasi orbitomis aplink mažą teigiamą branduolį ir buvo sujungti į žiedus. Tačiau šis modelis buvo klaidingas.

Bohr-Rutherford planetinis atomo modelis. Ernestas Rutherfordas 1911 m. atliko keletą eksperimentų, po kurių priėjo prie išvados, kad atomas yra savotiška planetų sistema, kurioje elektronai juda orbitomis aplink sunkų teigiamai įkrautą branduolį, esantį atomo centre. Tačiau toks aprašymas prieštaravo klasikinei elektrodinamikai. Pagal pastarąjį elektronas, judėdamas įcentriniu pagreičiu, turi skleisti tam tikras elektromagnetines bangas, dėl kurių praranda dalį energijos. Jo skaičiavimai parodė, kad laikas, per kurį elektronas patenka į tokio atomo branduolį, yra visiškai nereikšmingas.

Siekdamas paaiškinti atomų stabilumą, Nielsas Bohras turėjo įvesti daugybę specialių postulatų, kurie buvo redukuoti iki to, kad atomo elektronas, būdamas tam tikrose energetinėse būsenose, neišskiria energijos („Bohr-Rutherford“ atomo modelis“). Bohro postulatai parodė, kad klasikinė mechanika netaikoma atomo savybėms ir jo apibrėžimui apibūdinti. Vėlesnis atominės spinduliuotės tyrimas paskatino sukurti tokią fizikos šaką kaip kvantinė mechanika, kuri leido paaiškinti daugybę pastebėtų faktų.

Kvantinis mechaninis atomo modelis

Šiuolaikinis atominis modelis yra planetinio modelio plėtra. Atomo branduolyje yra neįkrautų neutronų ir teigiamai įkrautų protonų, o jį supa elektronai, turintys neigiamą krūvį. Tačiau kvantinės mechanikos sąvokos neleidžia teigti, kad elektronai juda aplink branduolį tam tikra trajektorija.
Atomo chemines savybes apibūdina kvantinė mechanika ir nustato jų elektroninio apvalkalo konfigūracija. Atomo vieta Mendelejevo periodinių cheminių elementų lentelėje nustatoma pagal jo branduolio elektrinį krūvį, t.y. protonų skaičius, o neutronų skaičius esminės įtakos cheminėms savybėms neturi. Didžioji atomo dalis yra sutelkta branduolyje. Atomo masė matuojama specialiais atominės masės vienetais, lygiais.

Atomo savybės

Bet kurie du atomai, turintys tą patį protonų skaičių, priklauso tam pačiam cheminiam elementui. Atomai, turintys vienodą protonų skaičių, bet skirtingą neutronų skaičių, vadinami to elemento izotopais. Pavyzdžiui, vandenilio atome yra vienas protonas, tačiau yra izotopų, kuriuose nėra neutronų arba vienas neutronas (deuteris) arba du neutronai (tritis). Pradedant vandenilio atomu, turinčiu vieną protoną, ir baigiant ununokčio atomu, kuriame yra 118 protonų, cheminiai elementai sudaro ištisinę natūralią seką pagal protonų skaičių branduolyje. Radioaktyvieji elementų izotopai prasideda 83-iuoju periodinės lentelės numeriu.

Likusi atomo masė išreiškiama atominės masės vienetais (daltonais). Atomo masė yra maždaug lygi atominės masės vieneto sandaugai, padaugintam iš masės skaičiaus. Sunkiausias izotopas yra švinas-208, kurio masė yra 207,976 a. valgyti.
Atominio apvalkalo išorinis elektroninis apvalkalas, jei jis nėra visiškai užpildytas, vadinamas valentiniu apvalkalu, o jo elektronai – valentiniais elektronais.