Будова атомів на конкретних прикладах. Основні моделі будови атома

Будь-яка речовина складається з дуже маленьких частинок, які називаються атомами . Атом-це найменша частка хімічного елемента, що зберігає всі його характерні властивості. Щоб уявити розміри атома, досить сказати що якби їх вдалося вкласти впритул один до одного, то один мільйон атомів зайняв би відстань всього в 0,1 мм.

Подальший розвиток науки про будову речовини показав, що атом також має складну будову і складається з електронів та протонів. Так виникла електронна теорія будови речовини.

У давнину було виявлено, що існують два роду електрики: позитивне і негативне. Кількість електрики, що міститься в тілі, почали називати зарядом. Залежно від роду електрики, якою володіє тіло, заряд може бути позитивним чи негативним.

Було також встановлене досвідченим шляхом, що однойменні заряди відштовхуються, а різноіменні притягуються.

Розглянемо електронна будова атома. Атоми складаються з ще більш дрібних частинок, ніж вони самі називаються електронами.

ВИЗНАЧЕННЯ:Електрон - це найдрібніша частка речовини, що має найменший негативний електричний заряд.

Електрони обертаються навколо центрального ядра, що складається з одного чи більше протоніві нейтронів, за концентричними орбітами Електрони є негативно зарядженими частинками, протони – позитивними, а нейтрони – нейтральними (рисунок 1.1).

ВИЗНАЧЕННЯ:Протон - найдрібніша частка речовини, що має найменший позитивний електричний заряд.

Існування електронів та протонів не викликає жодного сумніву. Вчені не тільки визначили масу, заряд та розміри електронів та протонів, але навіть змусили їх працювати у різних електричних та радіотехнічних приладах.

Було також встановлено, що маса електрона залежить від швидкості його руху і що електрон як поступово рухається у просторі, а й обертається навколо своєї осі.

Найбільш простим за своєю будовою є атом водню (рис. 1.1). Він складається з ядра-протона і обертається з величезною швидкістю навколо ядра електрона, що утворює зовнішню оболонку (орбіту) атома. Більш складні атоми мають кілька оболонок, якими обертаються електрони.

Ці оболонки послідовно від ядра заповнюються електронами (рисунок 1.2).

Тепер розберемо . Найзовнішня оболонка називається валентною, А число електронів, що міститься в ній, називається валентністю. Що далі від ядра валентна оболонка,отже, тим меншу силу тяжіння відчуває кожен валентний електрон із боку ядра. Тим самим у атома збільшується можливість приєднувати себе електрони в тому випадку, якщо валентна оболонка не заповнена і розташована далеко від ядра, або втрачати їх.
Електрони зовнішньої оболонки можуть одержувати енергію. Якщо електрони, що знаходяться у валентній оболонці, отримають необхідний рівень енергії від зовнішніх сил, вони можуть відірватися від неї і залишити атом, тобто стати вільними електронами. Вільні електрони здатні довільно переміщатися від одного до атома атома. Ті матеріали, в яких міститься велика кількість вільних електронів, називаються провідниками .

Ізолятори є протилежність провідникам. Вони перешкоджають протіканню електричного струму. Ізолятори стабільні тому, що валентні електрони одних атомів заповнюють валентні оболонки інших атомів, приєднуючись до них. Це перешкоджає утворенню вільних електронів.
Проміжне положення між ізоляторами та провідниками займають напівпровідники , але про них ми поговоримо пізніше
Розглянемо властивості атома. Атом, який має однакову кількість електронів та протонів, електрично нейтральний. Атом, який отримує один або більше електронів, стає негативно зарядженим і має назву негативний іон. Якщо атом втрачає один чи більше електронів, він стає позитивним іоном, тобто заряджається позитивно.

Документальні учбові фільми. Серія "Фізика".

Атом (від грецького atomos – неподільний) – одноядерна, неподільна хімічним шляхом частка хімічного елемента, носій властивості речовини. Речовини складаються з атомів. Сам атом складається з позитивно зарядженого ядра і негативно зарядженої електронної хмари. Загалом атом електронейтральний. Розмір атома повністю визначається розміром його електронної хмари, оскільки розмір ядра мізерно малий у порівнянні з розміром електронної хмари. Ядро складається з Z позитивно заряджених протонів (заряд протона відповідає +1 в умовних одиницях) та N нейтронів, які не несуть на собі заряду (протони та нейтрони називають нуклонами). Таким чином, заряд ядра визначаться лише кількістю протонів і дорівнює порядковому номеру елемента таблиці Менделєєва. Позитивний заряд ядра компенсується негативно зарядженими електронами (заряд електрона -1 в умовних одиницях), які формують електронну хмару. Кількість електронів дорівнює кількості протонів. Маси протонів і нейтронів рівні (відповідно 1 та 1 а.е.м.).

Маса атома визначається масою його ядра, оскільки маса електрона приблизно 1850 разів менше маси протона і нейтрона й у розрахунках рідко враховується. Кількість нейтронів можна дізнатися з різниці між масою атома і кількістю протонів (N=A-Z). Вигляд атомів будь-якого хімічного елемента з ядром, що складається з певного числа протонів (Z) і нейтронів (N) називається нуклідом.

Перед вивченням властивостей електрона та правил формування електронних рівнів, необхідно торкнутися історії формування уявлень про будову атома. Ми не розглядатимемо повну історію становлення атомарної будови, а зупинимося лише на найактуальніших і найбільш "вірних" уявленнях, здатних найбільш наочно показати як розташовуються електрони в атомі. Першими наявність атомів як елементарних складових речовини припустили ще давньогрецькі філософи. Після чого історія будови атома пройшла складний шлях та різні уявлення, такі як неподільність атома, Томсонівська модель атома та інші. Найбільш близькою виявилася модель атома, запропонована Ернестом Резерфордом у 1911 році. Він порівняв атом із сонячною системою, де в ролі сонця виступало ядро ​​атома, а електрони рухалися навколо нього подібно до планет. Розміщення електронів на стаціонарних орбітах було важливим кроком у розумінні будови атома. Однак така планетарна модель будови атома суперечила класичній механіці. Справа в тому, що при русі електрона по орбіті він мав втрачати потенційну енергію і врешті-решт "упасти" на ядро ​​і атом мав припинити своє існування. Такий феномен був усунений запровадженням постулатів Нільсом Бором. Відповідно до цих постулатів електрон рухався стаціонарними орбітами навколо ядра і за нормальних умов не поглинав і не випускав енергію. Постулати показують, що з опису атома закони класичної механіки не підходять. Така модель атома називається моделлю Бора-Резерфорда. Продовженням планетарної будови атома є квантово-механічна модель атома, згідно з якою ми і розглядатимемо електрон.

Електрон є квазічастинкою виявляючи корпускулярно-хвильовий дуалізм. Він одночасно є і часткою (корпускула) і хвилею. До властивостей частки можна віднести масу електрона та його заряд, а до хвильових властивостей – здатність до дифракції та інтерференції. Зв'язок між хвильовими та корпускулярними властивостями електрона відображені в рівнянні де Бройля.

Будова атомних ядер

Радіоактивний розпад

Види радіоактивного розпаду

Будова електронних оболонок атомів елементів перших трьох періодів

Хімічними речовинами називають те, з чого складається навколишній світ.

Властивості кожної хімічної речовини поділяються на два типи: це хімічні, які характеризують його здатність утворювати інші речовини, та фізичні, які об'єктивно спостерігаються та можуть бути розглянуті у відриві від хімічних перетворень. Так, наприклад, фізичними властивостями речовини є його агрегатний стан (твердий, рідкий або газоподібний), теплопровідність, теплоємність, розчинність у різних середовищах (вода, спирт та ін), щільність, колір, смак і т.д.

Перетворення одних хімічних речовин на інші речовини називають хімічними явищами або хімічними реакціями. Слід зазначити, що є також і фізичні явища, які, очевидно, супроводжуються зміною будь-яких фізичних властивостей речовини без її перетворення на інші речовини. До фізичних явищ, наприклад, відносяться плавлення льоду, замерзання або випаровування води та ін.

Про те, що в ході будь-якого процесу має місце хімічне явище, можна зробити висновок, спостерігаючи характерні ознаки хімічних реакцій, такі як зміна кольору, утворення осаду, виділення газу, теплоти і (або) світла.

Так, наприклад, висновок про перебіг хімічних реакцій можна зробити, спостерігаючи:

Утворення осаду при кип'ятінні води, що називається в побуті накипом;

Виділення тепла та світла при горінні багаття;

Зміна кольору зрізу свіжого яблука повітря;

Утворення газових бульбашок при бродінні тіста тощо.

Найдрібніші частинки речовини, які у процесі хімічних реакцій мало змінюються, лише по-новому з'єднуються між собою, називаються атомами.

Сама ідея про існування таких одиниць матерії виникла ще в Стародавній Греції в умах античних філософів, що власне і пояснює походження терміна «атом», оскільки «атомос» у перекладі з грецької означає «неподільний».

Проте, всупереч ідеї давньогрецьких філософів, атоми є абсолютним мінімумом матерії, тобто. самі мають складну будову.

Кожен атом складається з так званих субатомних частинок – протонів, нейтронів та електронів, що позначаються відповідно символами p + , n o та e −. Надрядковий індекс у використовуваних позначках свідчить про те, що протон має одиничний позитивний заряд, електрон – одиничний негативний заряд, а нейтрон заряду немає.

Що стосується якісного пристрою атома, то у кожного атома всі протони і нейтрони зосереджені в так званому ядрі навколо якого електрони утворюють електронну оболонку.

Протон і нейтрон мають практично однакові маси, тобто. m p ≈ m n , а маса електрона майже 2000 разів менше маси кожного їх, тобто. m p /m e ≈ m n /m e ≈ 2000.

Оскільки фундаментальною властивістю атома є його електронейтральність, а заряд одного електрона дорівнює заряду одного протона, з цього можна зробити висновок про те, що кількість електронів у будь-якому атомі дорівнює кількості протонів.

Так, наприклад, у таблиці нижче представлений можливий склад атомів:

Вид атомів з однаковим зарядом ядер, тобто. з однаковою кількістю протонів у тому ядрах, називають хімічним елементом. Таким чином, з таблиці вище можна дійти невтішного висновку у тому, що атом1 і атом2 ставляться у одному хімічному елементу, а атом3 і атом4 — до іншого хімічному елементу.

Кожен хімічний елемент має свою назву та індивідуальний символ, який читається певним чином. Так, наприклад, найпростіший хімічний елемент, атоми якого містять у ядрі лише один протон, має назву водень і позначається символом Н, що читається як аш, а хімічний елемент з зарядом ядра +7 (тобто. що містить 7 протонів) - "азот", має символ "N", який читається як "ен".

Як можна помітити з таблиці, атоми одного хімічного елемента можуть відрізнятися кількістю нейтронів в ядрах.

Атоми, що відносяться до одного хімічного елементу, але мають різну кількість нейтронів і, як наслідок, масу, називають ізотопами.

Так, наприклад, хімічний елемент водень має три ізотопи - 1 Н, 2 Н і 3 Н. Індекси 1, 2 і 3 зверху від символу Н означають сумарну кількість нейтронів і протонів. Тобто. знаючи, що водень - це хімічний елемент, який характеризується тим, що в ядрах його атомів знаходиться по одному протону, можна зробити висновок про те, що в ізотопі 1 Н взагалі немає нейтронів (1-1 = 0), в ізотопі 2 Н - 1 нейтрон (2-1=1) та в ізотопі 3 Н – два нейтрони (3-1=2). Оскільки, як уже було сказано, нейтрон і протон мають однакові маси, а маса електрона порівняно з ними зневажливо мала, це означає, що ізотоп 2 Н практично вдвічі важчий за ізотоп 1 Н, а ізотоп 3 Н — і зовсім втричі . У зв'язку з таким великим розкидом мас ізотопів водню ізотопам 2 Н і 3 Н навіть присвоєно окремі індивідуальні назви і символи, що не характерно більше для жодного іншого хімічного елемента. Ізотопу 2 Н дали назву дейтерій і надали символ D, а ізотопу 3 Н дали назву тритій і надали символ Т.

Якщо прийняти масу протона і нейтрону за одиницю, а масою електрона знехтувати, фактично верхній лівий індекс крім сумарної кількості протонів і нейтронів в атомі можна вважати його масою, тому цей індекс називають масовим числом і позначають символом А. Оскільки за заряд ядра будь-якого атома відповідають протони, а заряд кожного протону умовно вважається рівним +1 кількість протонів в ядрі називають зарядовим числом (Z). Позначивши кількість нейтронів в атомі буквою N, математично взаємозв'язок між масовим числом, зарядовим числом та кількістю нейтронів можна виразити як:

Відповідно до сучасних уявлень, електрон має подвійну (корпускулярно-хвильову) природу. Він має властивості як частинки, так і хвилі. Подібно до частки, електрон має масу і заряд, але в той же час потік електронів, подібно до хвилі, характеризується здатністю до дифракції.

Для опису стану електрона в атомі використовують уявлення квантової механіки, згідно з якими електрон не має певної траєкторії руху і може перебувати в будь-якій точці простору, але з різною ймовірністю.

Область простору навколо ядра, де найімовірніше знаходження електрона, називається атомною орбіталлю.

Атомна орбіталь може мати різну форму, розмір і орієнтацію. Також атомну орбіталь називають електронною хмарою.

Графічно одну атомну орбіталь прийнято позначати у вигляді квадратного осередку:

Квантова механіка має вкрай складний математичний апарат, тому в рамках шкільного курсу хімії розглядаються тільки наслідки квантово-механічної теорії.

Згідно з цими наслідками, будь-яку атомну орбіталь і електрон, що знаходиться на ній, повністю характеризують 4 квантові числа.

• Головне квантове число - n - визначає загальну енергію електрона на цій орбіталі. Діапазон значень основного квантового числа – все натуральні числа, тобто. n = 1,2,3,4, 5 і т.д.
• Орбітальне квантове число - l - характеризує форму атомної орбіталі і може набувати будь-яких цілочисельних значень від 0 до n-1, де n, нагадаємо, - це головне квантове число.

Орбіталі з l = 0 називають s-орбіталями. s-Орбіталі мають сферичну форму і не мають спрямованості у просторі:

Орбіталі з l = 1 називаються p-орбіталями. Дані орбіталі мають форму тривимірної вісімки, тобто. формою, отриманої обертанням вісімки навколо осі симетрії, і зовні нагадують гантель:

Орбіталі з l = 2 називаються d-орбіталями, а з l = 3 - f-орбіталями. Їхня будова набагато складніша.

3) Магнітне квантове число – m l – визначає просторову орієнтацію конкретної атомної орбіталі та виражає проекцію орбітального моменту імпульсу на напрямок магнітного поля. Магнітне квантове число m l відповідає орієнтації орбіталі щодо спрямування вектора напруженості зовнішнього магнітного поля і може набувати будь-яких цілочисельних значень від –l до +l, включаючи 0, тобто. загальна кількість можливих значень дорівнює (2l+1). Так, наприклад, при l = 0 m l = 0 (одне значення), при l = 1 m l = -1, 0, +1 (три значення), при l = 2 m l = -2, -1, 0, +1 , +2 (п'ять значень магнітного квантового числа) тощо.

Приміром, p-орбіталі, тобто. орбіталі з орбітальним квантовим числом l = 1, що мають форму «тривимірної вісімки», відповідають трьом значенням магнітного квантового числа (-1, 0, +1), що, у свою чергу, відповідає трьом перпендикулярним напрямкам напряму в просторі.

4) Спинове квантове число (або просто спин) - ms - умовно можна вважати відповідальним за напрямок обертання електрона в атомі, воно може приймати значення. Електрони з різними спинами позначають вертикальними стрілками, спрямованими в різні боки: і .

Сукупність всіх орбіталей в атомі, що мають одне й те саме значення головного квантового числа, називають енергетичним рівнем або електронною оболонкою. Будь-який довільний енергетичний рівень із деяким номером n складається з n 2 орбіталей.

Безліч орбіталей з однаковими значеннями головного квантового числа та орбітального квантового числа є енергетичним підрівнем.

Кожен енергетичний рівень, якому відповідає головне квантове число n містить n підрівнів. У свою чергу, кожен енергетичний підрівень з орбітальним квантовим числом l складається з (2l+1) орбіталей. Таким чином, s-підрівень складається з однієї s-орбіталі, p-підрівень – трьох p-орбіталей, d-підрівень – п'яти d-орбіталей, а f-підрівень – з семи f-орбіталей. Оскільки, як було зазначено, одна атомна орбіталь часто позначається однією квадратною осередком, то s-, p-, d- і f-підрівні можна графічно зобразити так:

Кожній орбіталі відповідає індивідуальний строго певний набір трьох квантових чисел n, l і ml.

Розподіл електронів за орбіталями називають електронною конфігурацією.

Заповнення атомних орбіталей електронами відбувається відповідно до трьох умов:

• Принцип мінімуму енергії: електрони заповнюють орбіталі, починаючи з підрівня з найменшою енергією. Послідовність підрівнів у порядку збільшення їх енергій виглядає так: 1s<2s<2p<3s<3p<4s≤3d<4p<5s≤4d<5p<6s…;

Для того, щоб простіше запам'ятати цю послідовність заповнення електронних підрівнів, дуже зручна наступна графічна ілюстрація:

• Принцип Паулі: на кожній орбіталі може бути не більше двох електронів.

Якщо на орбіталі знаходиться один електрон, то він називається неспареним, а якщо два, то їх називають електронною парою.

• Правило Хунда: найбільш стійкий стан атома є такий, при якому в межах одного підрівня атом має максимально можливе число неспарених електронів. Такий найбільш стійкий стан атома називається основним станом.

Фактично вищесказане означає те, що, наприклад, розміщення 1-го, 2-х, 3-х і 4-х електронів на трьох орбіталях p-підрівня здійснюватиметься таким чином:

Заповнення атомних орбіталей від водню, що має зарядове число 1 до криптону (Kr) з зарядовим числом 36 буде здійснюватися наступним чином:

Подібне зображення порядку заповнення атомних орбіталей називається енергетичною діаграмою. З електронних діаграм окремих елементів, можна записати їх звані електронні формули (конфігурації). Так, наприклад, елемент з 15 протонами і, як наслідок, 15 електронами, тобто. фосфор (P), матиме наступний вид енергетичної діаграми:

При переведенні в електронну формулу атома фосфору набуде вигляду:

15 P = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3

Цифрами нормального розміру ліворуч від символу підрівня показано номер енергетичного рівня, а верхніми індексами праворуч від символу підрівня показано кількість електронів на відповідному підрівні.

Нижче наведені електронні формули перших 36 елементів періодичної системи Д.І. Менделєєва.

Як було зазначено, переважно своєму стані електрони в атомних орбіталях розташовані відповідно до принципу найменшої енергії. Тим не менш, за наявності порожніх p-орбіталей в основному стані атома, нерідко при повідомленні йому надлишкової енергії атом можна перевести в так званий збуджений стан. Так, наприклад, атом бору в основному стані має електронну конфігурацію та енергетичну діаграму наступного виду:

5 B = 1s 2 2s 2 2p 1

На збудженому стані (*), тобто. при повідомленні деякої енергії атому бору, його електронна конфігурація та енергетична діаграма виглядатимуть так:

5 B* = 1s 2 2s 1 2p 2

Залежно від цього, який підрівень в атомі заповнюється останнім, хімічні елементи ділять на s, p, d чи f.

Знаходження s, p, d та f-елементів у таблиці Д.І. Менделєєва:

• У s-елементів останній заповнений s-підрівень. До цих елементів відносяться елементи головних (ліворуч у осередку таблиці) підгруп I та II груп.
• p-елементів заповнюється p-підрівень. p-елементів відносять останні шість елементів кожного періоду, крім першого і сьомого, а також елементи головних підгруп III-VIII груп.
• d-Елементи розташовані між s- та p-елементами у великих періодах.
• f-Елементи називають лантаноїдами та актиноїдами. Вони винесені донизу таблиці Д.І. Менделєєва.

Так як при хімічних реакціях ядра реагуючих атомів залишаються без змін (за винятком радіоактивних перетворень), то хімічні властивості атомів залежать від будови електронних оболонок. Теорія електронної будови атомапобудована на основі апарату квантової механіки. Так, структура енергетичних рівнів атома може бути отримана на основі квантовомеханічних розрахунків ймовірностей знаходження електронів у просторі навколо атомного ядра ( Рис. 4.5).

Рис. 4.5. Схема підрозділу енергетичних рівнів на підрівні

Основи теорії електронної будови атома зводяться до таких положень: стан кожного електрона в атомі характеризується чотирма квантовими числами: головним квантовим числом n = 1, 2, 3,; орбітальним (азимутальним) l=0,1,2, n-1; магнітним m l = -l, –1,0,1,  l; спиновим m s = -1/2, 1/2 .

Згідно принципу Паулів одному і тому ж атомі не може бути двох електронів, що мають однакову сукупність чотирьох квантових чисел n, l, m l m s; сукупності електронів з однаковими головними квантовими числами n утворюють електронні шари, або енергетичні рівні атома, що нумеруються від ядра і позначаються як K, L, M, N, O, P, Q,  причому в енергетичному шарі з цим значенням nможуть бути не більше, ніж 2n 2 електронів. Сукупності електронів з однаковими квантовими числами nі l,  утворюють підрівні, що позначаються в міру видалення їх від ядра як s, p, d, f.

Імовірнісне перебування становища електрона у просторі навколо атомного ядра відповідає принципу невизначеностей Гейзенберга. За квантовомеханічними уявленнями, електрон в атомі не має певної траєкторії руху і може знаходитися в будь-якій частині простору навколо ядра, а різні положення розглядаються як електронна хмара з певною щільністю негативного заряду. Простір навколо ядра, в якому найімовірніше знаходження електрона, називається орбіталлю. У ньому укладено близько 90% електронної хмари. Кожному підрівню 1s, 2s, 2pі т.д. відповідає певну кількість орбіталей певної форми. Наприклад, 1s- І 2s-орбіталі мають сферичну форму, а 2p-орбіталі ( 2p x , 2p y , 2p z-орбіталі) орієнтовані у взаємно перпендикулярних напрямках і мають форму гантелі ( Рис. 4.6).

Рис. 4.6. Форма та орієнтація електронних орбіталей.

При хімічних реакціях атомне ядро ​​не зазнає змін, змінюються лише електронні оболонки атомів, будовою яких пояснюються багато властивостей хімічних елементів. На основі теорії електронної будови атома було встановлено глибоке фізичне значення періодичного закону хімічних елементів Менделєєва та створено теорію хімічного зв'язку.

Теоретичне обґрунтування періодичної системи хімічних елементів включає дані про будову атома, що підтверджують існування зв'язку між періодичністю зміни властивостей хімічних елементів і періодичним повторенням подібних типів електронних конфігурацій їх атомів.

У світлі вчення про будову атома стає обґрунтованим поділ Менделєєвим всіх елементів на сім періодів: номер періоду відповідає числу енергетичних рівнів атомів, що заповнюються електронами. У малих періодах із зростанням позитивних заряду ядер атомів зростає кількість електронів на зовнішньому рівні (від 1 до 2 у першому періоді, і від 1 до 8 у другому та третьому періодах), що пояснює зміну властивостей елементів: на початку періоду (крім першого) знаходиться лужний метал, потім спостерігається поступове ослаблення металевих властивостей та посилення неметалевих. Ця закономірність простежується для елементів другого періоду таблиці 4.2.

Таблиця 4.2.

У великих періодах із зростанням заряду ядер заповнення рівнів електронами відбувається складніше, як і пояснює складніша зміна властивостей елементів проти елементами малих періодів.

Одинаковий характер властивостей хімічних елементів у підгрупах пояснюється подібною будовою зовнішнього енергетичного рівня, як це показано в табл. 4.3, що ілюструє послідовність заповнення електронами енергетичних рівнів для підгруп лужних металів

Таблиця 4.3.

Номер групи зазвичай вказує на число електронів в атомі, які можуть брати участь в утворенні хімічних зв'язків. У цьому полягає фізичне значення номера групи. У чотирьох місцях періодичної системи елементи розташовані не в порядку зростання атомних мас: Arі K,Coі Ni,Teі I,Thі Pa. Ці відступи вважалися недоліками періодичної системи хімічних елементів. Вчення про будову атома пояснило вказані відступи. Досвідчене визначення зарядів ядер показало, що розташування цих елементів відповідає зростанню їх ядер. Крім того, дослідне визначення зарядів ядер атомів дало можливість визначити кількість елементів між воднем та ураном, а також число лантаноїдів. Нині всі місця в періодичній системі заповнені в проміжку від Z=1до Z=114Проте періодична система не закінчена, можливе відкриття нових трансуранових елементів.